Химическо равновесие: константата на химическото равновесие и начините на неговото изразяване

През 1885 г. френски физик и химик Льо Шателие стартира, а през 1887 г. немския физик Браун оправдано закона на химически равновесие и химически постоянно равновесие, и изучава зависимостта им от влиянието на различни външни фактори.

Същността на химическото равновесие

Равновесието е динамично състояние, което означава, че нещата винаги се движат. Продуктите се разлагат в реагенти и реагентите се комбинират в продукти. Нещата се движат, но концентрациите остават непроменени. Реакцията се записва с двойна стрелка, вместо с равен знак, за да се покаже, че тя е обратима.

Класически модели

Дори през миналия век химиците са открили някои модели, които осигуряват вероятността да се промени посоката на реакцията в същия контейнер. Знанията за това как са възникнали химическите реакции са невероятно важни както за лабораторните изследвания, така и за промишленото производство. В същото време е от голямо значение да се контролират всички тези явления. Често се случва човек да се намесва в много природни процеси, особено обратими, за да ги използва в своя полза. От познаването на химическите реакции ще бъде по-полезно, ако напълно усвоите лостовете на управлението.

Законът за действащите маси в химията се използва от химиците, за да изчисли правилно скоростта на реакцията. Той дава ясна представа, че никой химически процес Тя няма да бъде завършена, ако преминава през затворена система. Молекулите на образуваните вещества са в постоянно и нестабилно движение и скоро може да възникне обратна реакция, при която молекулите на изходния материал ще бъдат възстановени.

В индустрията най-често се използват отворени системи. Съдовете, апаратите и другите контейнери, където преминават химическите реакции, остават отключени. Това е необходимо, за да може по време на тези процеси да се извлече желания продукт и да се отърве от безполезни реакционни продукти. Например, въглищата се изгарят в отворени пещи, циментът се произвежда в пещи от отворен тип, доменните пещи функционират с постоянно подаване на въздух и амонякът се синтезира чрез непрекъснато отстраняване на самия амоняк.

Обратими и необратими химични реакции

Въз основа на наименованието е възможно да се дадат съответните дефиниции: счита се, че необратимите реакции се извършват до края, без да се променя посоката им и да се продължава по дадена траектория, независимо от падането на налягането и температурните колебания. Тяхната отличителна черта е, че някои продукти могат да напуснат сферата на реакцията. По този начин, например, е възможно да се получи газ (CaCO₃ = CaO + CO₂₎ утайка (Cu (NO₃)₂ + Н₂S = CuS + 2HNO₃) или друго връзка. реакция също ще се считат за необратими, ако в процеса се освободи голямо количество топлинна енергия, например: 4P + 5O₂ = 2Р₂О₅ + Q.

Почти всички реакции, които се случват в природата, са обратими. Независимо от външни условия като налягане и температура, практически всички процеси могат да се извършват едновременно в различни посоки. Както се казва в закона за масовото действие в химията, количеството абсорбирана топлина ще бъде равно на количеството абсорбирана топлина, което означава, че ако една реакция е екзотермична, тогава втората (обратната) е ендотермична.

Химическо равновесие: константа на химичното равновесие

Реакциите са "глаголите" на химията - дейност, която химиците научават. Много реакции преминават до завършването им и след това спират, което означава, че реагентите се превръщат изцяло в продукти, без да могат да се върнат в първоначалното си състояние. В някои случаи реакцията наистина е необратима, например когато изгарянето се промени както физически, така и химически свойствата на материята. Съществуват обаче много други обстоятелства, при които обратната реакция е не само възможна, но и непрекъсната, тъй като продуктите от първата реакция стават реактиви във втората.

Динамичното състояние, в което концентрациите на реагентите и продуктите остават постоянни, се нарича равновесие. Възможно е да се предвиди поведението на веществата чрез определени закони, които се прилагат в отраслите, които се стремят да намалят разходите за производство на специфични химикали. За да разберем процесите, които задържат или потенциално застрашават здравето на хората, понятието за химическо равновесие също е полезно. Константата на химичното равновесие е стойността на реакционния фактор, който зависи от йонната сила и температурата и не зависи от концентрациите на реагентите и продуктите в разтвора.

Изчисляване на равновесната константа

Тази стойност е безразмерна, т.е. няма определен брой единици. Въпреки че изчислението обикновено се записва за два реагента и два продукта, то работи за всеки участник в реакцията. Изчисляването и тълкуването на равновесната константа зависи от това дали химическата реакция е свързана с хомогенно или хетерогенно равновесие. Това означава, че всички реактивни компоненти могат да бъдат чисти течности или газове. За реакции, които достигат до хетерогенно равновесие, обикновено няма една фаза, но поне две. Например течности и газове или твърда храна и течност.

Стойността на равновесната константа

За дадена температура има само една стойност за равновесната константа, която варира само ако температурата, при която реакцията се променя, варира в една или друга посока. Можете да направите някои прогнози за химическата реакция въз основа на това дали равновесната константа е голяма или малка. Ако стойността е много голяма, тогава равновесието благоприятства реакцията вдясно и се получават повече продукти, отколкото реагентите. Реакцията в този случай може да се нарече "пълна" или "количествена".

Ако стойността на равновесната константа е малка, то благоприятства реакцията отляво, където количеството реагенти е по-голямо от формираните продукти. Ако тази стойност има тенденция към нула, можем да приемем, че реакцията не възниква. Ако стойностите на равновесната константа за реакциите отпред и назад са почти еднакви, броят на реагентите и продуктите също ще бъде почти еднакъв. Този тип реакция се счита за обратима.

Обмислете конкретна обратима реакция

Вземете двата химични елемента, йод и водород, които при смесване дават ново вещество - йоден водород.

Н₂+аз₂ = 2Н1

За v₁ ние приемаме скоростта на пряката реакция, за v₂ - скоростта на обратната реакция и k е равновесната константа. Използвайки закона за масовото действие, получаваме следния израз:

V₁ = k₁ * c (H₂) * c (I₂)

V₂ = k₂ * c²(HI).

Когато се смесват йодни молекули (т.е.₂) и водород (Н₂) започва взаимодействието си. В началния етап концентрацията на тези елементи е максимална, но до края на реакцията максималната концентрация на новото съединение - водороден йодид (HI) ще бъде. Съответно скоростите на реакцията ще бъдат различни. В самото начало те ще бъдат максимални. С течение на времето идва момент, когато тези стойности са равни, това е състояние, наречено химическо равновесие.

Изразът за константата на химичното равновесие обикновено се обозначава с квадратни скоби: [H₂], [I₂], [HI]. Тъй като в равновесно състояние скоростите са равни, тогава:

к₁[Н₂] [I₂] = k₂[HI]²,

така че получаваме уравнението на химичната равновесна константа:

к₁/ к₂ = [HI]²/ [Н₂] [I₂] = К.

Принципът Le Chatelier-Brown

Съществува следната регулярност: ако една система, която е в равновесие, има определен ефект (променяйки условията на химичното равновесие чрез промяна на температурата или налягането например), балансът ще се смени, за да се противодейства частично на ефекта от промяната. В допълнение към химия, този принцип е приложим и в няколко различни форми в областта на фармакологията и икономиката.

Константата на химическото равновесие и начините на неговото изразяване

Равновесната експресия може да бъде изразена по отношение на концентрацията на продукти и реагенти. Само химическите вещества във водната и газовата фази са включени в равновесната формула, тъй като концентрациите на течности и твърди вещества не се променят. Какви фактори оказват влияние върху химичното равновесие? Ако е включена чиста течност или твърдо вещество, се счита, че тя има K = 1 и съответно престава да бъде взета предвид, с изключение на висококонцентрираните разтвори. Например чистата вода има активност 1.

Друг пример е твърдият въглерод, който може да се образува чрез реакцията на две молекули въглероден моноксид, за да се образува въглероден диоксид и въглерод. Факторите, които могат да повлияят на равновесието, включват добавяне на реагент или продукт (промяна в концентрацията оказва влияние върху баланса). Добавянето на реагент може да доведе до равновесие вдясно в химичното уравнение, където се появяват повече форми на продукта. Добавянето на продукт може да доведе до равновесие вляво, тъй като повече форми на реагенти стават все по-големи.

Равновесието възниква, когато реакцията в двете посоки има постоянно съотношение на продуктите и реагентите. По принцип химическото равновесие е статично, тъй като количественото съотношение на продуктите и реагентите е постоянно. По-близък поглед обаче показва, че равновесието в действителност е много динамичен процес, тъй като реакцията се движи в двете посоки при еднакви темпове.

Динамичното равновесие е пример за стабилна държавна функция. За системата в стабилно състояние, наблюдаваното понастоящем поведение продължава и в бъдеще. Следователно, веднага след като реакцията достигне равновесие, съотношението на концентрацията на продукта и реагента остава същата, въпреки че реакцията продължава.

Колко лесно е да се каже за комплекса?

Понятията като химическо равновесие и константата на химическото равновесие са доста сложни за разбиране. Да вземем пример от живота. Били ли сте някога сте останали на мост между два града и сте обърнали внимание на факта, че трафикът в другата посока е гладък и измерен, докато сте безнадеждно заседнал в задръстване? Не е добре.

Какво ще стане, ако машините се движат със същата скорост и скорост от двете страни? Дали броят на автомобилите в двата града ще остане постоянен? Когато скоростта на влизане и излизане от двата града е една и съща, а броят на автомобилите във всеки град е стабилен във времето, това означава, че целият процес е в динамично равновесие.