Повеќето хемиски реакции се реверзибилни, т.е. тече истовремено во спротивни насоки. Во случаи кога напредните и обратните реакции се случуваат со иста брзина, се јавува хемиска рамнотежа. На пример, во реверзибилна хомогена реакција: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), односот на брзините на напредните и обратните реакции според законот за масовно дејство зависи од односот на концентрациите на реактантите и тоа: брзината на напредната реакција: υ 1 = k 1 [H 2 ]. Брзина на обратна реакција: υ 2 = k 2 2.
Ако H 2 и I 2 се почетни супстанции, тогаш во првиот момент брзината на напредната реакција се одредува според нивните почетни концентрации, а брзината на обратната реакција е нула. Како што се трошат H 2 и I 2 и се формира HI, брзината на напредната реакција се намалува и брзината на обратната реакција се зголемува. По некое време, двете стапки се изедначуваат, а во системот се воспоставува хемиска рамнотежа, т.е. бројот на HI молекули произведени и потрошени по единица време станува ист.
Бидејќи при хемиска рамнотежа стапките на напредните и обратните реакции се еднакви на V 1 = V 2, тогаш k 1 = k 2 2.
Бидејќи k 1 и k 2 се константни на дадена температура, нивниот однос ќе биде константен. Означувајќи го со К, добиваме:
K се нарекува константа на хемиска рамнотежа, а горната равенка се нарекува закон за дејство на маса (Гулдберг - Вале).
Во општиот случај, за реакција од формата aA+bB+…↔dD+eE+…, константата на рамнотежа е еднаква на 
. За интеракцијата помеѓу гасовитите супстанции често се користи изразот, во кој реактантите се претставени со парцијални притисоци на рамнотежа стр. За споменатата реакција 
.
Состојбата на рамнотежа ја карактеризира границата до која, во дадени услови, реакцијата се одвива спонтано (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Односот помеѓу концентрациите на рамнотежа не зависи од тоа кои супстанции се земаат како почетни супстанции (на пример, H 2 и I 2 или HI), т.е. на состојбата на рамнотежа може да се пристапи од двете страни.
Константата на хемиската рамнотежа зависи од природата на реагенсите и од температурата; Константата на рамнотежа не зависи од притисокот (ако е превисок) или од концентрацијата на реагенсите.
Влијание врз константата на рамнотежа на факторите на температура, енталпија и ентропија. Константата на рамнотежа е поврзана со промената на стандардниот изобарско-изотермичен потенцијал на хемиска реакција ∆G o со едноставната равенка ∆G o =-RT ln K.
Тоа покажува дека големи негативни вредности на ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), тогаш во рамнотежната смеса преовладуваат почетните материи. Оваа равенка овозможува да се пресмета К од вредноста на ∆G o, а потоа и рамнотежните концентрации (парцијални притисоци) на реагенсите. Ако се земе предвид дека ∆G o =∆Н o -Т∆S o , тогаш по некоја трансформација добиваме 
. Од оваа равенка е јасно дека константата на рамнотежа е многу чувствителна на температурни промени. Влијанието на природата на реагенсите врз константата на рамнотежа ја одредува нејзината зависност од енталпијата и ентропијата фактори.
K p = ∏ p i ν i (\displaystyle K_(p)=\prod p_(i)^((\nu)_(i)))
На пример, за реакција на оксидација на јаглерод моноксид:
2CO + O 2 = 2CO 2
константата на рамнотежа може да се пресмета со помош на равенката:
K p = p C O 2 2 p C O 2 ⋅ p O 2 (\displaystyle K_(p)=(\frac (p_(CO_(2))^(2))(p_(CO)^(2)\cdot p_ (О_(2))))) K p = K x P Δ n (\приказ на стил K_(p)=K_(x)P^(\Делта n))Каде Δn- промена на бројот на молови на супстанции во текот на реакцијата. Јасно е дека К xзависи од притисокот. Ако бројот на молови на производи од реакцијата е еднаков на бројот на молови на почетни супстанции ( Δ n = 0 (\displaystyle \Delta n=0)), Тоа K p = K x (\displaystyle K_(p)=K_(x)).
Стандардна константа на рамнотежа
Стандардна константа на рамнотежа на реакција во мешавина од идеални гасови (кога почетните парцијални притисоци на учесниците во реакцијата се еднакви на нивните вредности во стандардната состојба = 0,1013 MPa или 1 атм) може да се пресмета со изразот:
K 0 = ∏ (p i ~) v i (\displaystyle K^(0)=\prod ((\tilde (p_(i))))^(v_(i)))Каде p i ~ (\displaystyle (\tilde (p_(i))))- релативни парцијални притисоци на компонентите, p i ~ = p i / p i 0 (\приказ стил (\tilde (p_(i)))=p_(i)/p_(i)^(0)).Стандардната константа на рамнотежа е бездимензионална големина. Таа е поврзана со К стрсооднос:
K p = K 0 (p i 0) Δ n (\приказ на стил K_(p)=K^(0)(p_(i)^(0))^(\Delta n))Јасно е дека ако p i 0 (\displaystyle p_(i)^(0))изразени во атмосфери, тогаш (p i 0) Δ n = 1 (\стил на прикажување (p_(i)^(0))^(\Делта n)=1)И K p = K 0 (\displaystyle K_(p)=K^(0)).
За реакција во мешавина на реални гасови во стандардна почетна состојба, делумната фугацитност на гасовите се зема еднаква на нивните парцијални притисоци f i 0 = p i 0 (\displaystyle f_(i)^(0)=p_(i)^(0))= 0,1013 MPa или 1 атм. К ѓповрзани со К 0сооднос:
K f = K 0 (γ i p i 0) Δ n (\приказ на стил K_(f)=K^(0)(\гама _(i)p_(i)^(0))^(\Делта n))Каде γ i- коефициент на фугацитност на i-тиот реален гас во смесата.Константа на рамнотежа за реакции во хетерогени системи
FeO t + CO g = Fe t + CO 2gконстантата на рамнотежа (претпоставувајќи дека гасната фаза е идеална) има форма:
K p = p C O 2 p C O (\displaystyle K_(p)=(\frac (p_(CO_(2)))(p_(CO))))Термодинамички опис на рамнотежата
Заедно со ознаката Пза односот на активностите на супстанциите во произволен момент на реакција t („коефициент на реакција“)
Q r = ( S t ) σ ( T t ) τ ( A t ) α ( B t ) β = ∏ a j (t) ν j ∏ a i (t) ν i = ∏ a n (t) ν n (\дисплеј стил Q_ (r)=(\frac (\лево\(S_(t)\десно\)^(\сигма)\лево\(T_(t)\десно\)^(\tau ))(\лево\(A_( t)\десно\)^(\алфа)\лево\(B_(t)\десно\)^(\beta )))=(\frac (\prod a_(j(t))^(\nu _( j)))(\prod a_(i(t))^(\nu _(i))))=\prod a_(n(t))^(\nu _(n)))(забелешка за реакцијата подолу; последната еднаквост е напишана во ознаката дека стехиометриските коефициенти се земаат со знак „+“ за производи и со знак „-“ за почетни супстанции)во хемиската термодинамика се користи ознаката К равенствоза истата форма на врска помеѓу рамнотежните активности на супстанциите
K e q = [ S ] σ [ T ] τ [ A ] α [ B ] β = ∏ a j (t = ∞) ν j ∏ a i (t = ∞) ν i = ∏ a n (t = ∞) ν n (\ стил на прикажување K_(eq)=(\frac ([S]^(\sigma)[T]^(\tau))([A]^(\alpha)[B]^(\beta )))=(\frac (\prod a_(j(t=\infty))^(\nu _(j)))(\prod a_(i(t=\infty))^(\nu _(i))))=\prod a_(n(t=\infty))^(\nu _(n)))(односно односот на активностите во моментот t = ∞ (\displaystyle t=\infty), во моментот на рамнотежа). Следното е термодинамички опис на хемиската рамнотежа и ја опишува врската К равенствосо стандардната Гибсова енергија на процесот.Во систем каде што се случува хемиска реакција
α A + β B ⇌ σ S + τ T (\стил на прикажување \алфа А+\бета B\десно лево тарпуни \сигма S+\tau T)рамнотежата може да се опише со условот
(d G d ξ) T , p = 0 (\displaystyle \left((\frac (dG)(d\xi ))\десно)_(T,p)=0)Каде ξ (\displaystyle \xi)постои хемиска променливаили, истата состојба на рамнотежа може да се запише со користење на хемиски потенцијали како
α μ A + β μ B = σ μ S + τ μ T (\displaystyle \alpha \mu _(A)+\beta \mu _(B)=\sigma \mu _(S)+\tau \mu _ (Т))каде се хемиските потенцијали
μ A = μ A ⊖ + R T ln ( A ) (\displaystyle \mu _(A)=\mu _(A)^(\ominus)+RT\ln\(A\))овде (А) - строго кажано, активноста на реагенсот А; под претпоставки за идеални гасови, тие можат да се заменат со притисоци; за вистински гасови, тие може да се заменат со фугацитност; под претпоставка дека растворот го почитува законот на Хенри, тие можат да бидат заменети со молови фракции; и под претпоставка дека растворот се покорува Законот на Раул, тие можат да се заменат со парцијални притисоци; за систем во рамнотежа може да се замени со рамнотежна моларна концентрација или рамнотежна активност. Δ r G o = − R T ln K e q (\displaystyle \Delta _(r)G^(o)=-RT\n K_(eq))Рамнотежен состав на смесата и насока на реакција
„Коефициентот на реакција“ споменат погоре П(други ознаки пронајдени во литературата се Ω (\displaystyle \Omega)или π (\displaystyle \pi), „производ за реакција“)
Q r = ∏ a n (t) ν n (\displaystyle Q_(r)=\prod a_(n(t))^(\nu _(n)))го одразува односот на тековните активности на сите учесници во реакцијата и може да се користи за одредување на насоката на реакцијата во моментот за кој е познат Q
Ако во моментот t коефициентот Q > K, тогаш тековните активности на производите се поголеми од рамнотежните, и затоа тие мора да се намалат до моментот кога ќе се воспостави рамнотежа, односно во моментот се случува обратна реакција; Ако Q = K, тогаш состојбата на рамнотежа е постигната и стапките на напредни и обратни реакции се еднакви; Ако П< K, то v 1 > v − 1 (\displaystyle v_(1)>v_(-1))
Користење на вредноста Q r (\displaystyle Q_(r))се пишува равенката изотерми на хемиска реакција
Δ G p , T = R T ln Q r − R T ln K e q = R T ln Q r K e q = ∑ ν i μ i (\приказ на стил \Делта G_(p,T)=RT\ln Q_(r) -RT\n K_(eq)=RT\ln (\frac (Q_(r))(K_(eq)))=\sum \nu _(i)\mu _(i))Каде ν (\displaystyle \nu)- стехиометриски коефициенти (за производи - со знак „+“, за почетни супстанции - со знак „-“; исто како во изразите за Q и K), и μ (\displaystyle \mu)- хемиските потенцијали и стандардната Гибсова енергија и стандардната константа се
Δ G p , T o = − R T ln K e q o = ∑ ν i μ i o (\displaystyle \Delta G_(p,T)^(o)=-RT\ln K_(eq)^(o)=\sum \nu _(i)\mu _(i)^(o))Каде μ o (\стил на приказ \mu ^(o))- стандардни хемиски потенцијали
Изотермната равенка покажува како вредноста на Q е поврзана со промената на слободната енергија на реакцијата:
На Q > K (\displaystyle Q>K)за директна реакција Δ G > 0 (\displaystyle \Delta G>0), тоа е ∑ ν j μ j (\стил на прикажување \збир \nu _(j)\mu _(j))за производите од директната реакција е поголема отколку за почетните супстанции - тоа значи дека директната реакција е забранета (што значи дека обратната реакција не е забранета); на Q = K (\displaystyle Q=K)за директна реакција Δ G = 0 (\дисплеј стил \Делта G=0), односно реакцијата достигнала рамнотежна состојба; на П<
K
{\displaystyle Q
Вредноста, по дефиниција, има смисла само за состојбата на рамнотежа, односно за состојбата со v 1 v − 1 = 1 (\displaystyle (\frac (v_(1))(v_(-1)))=1)И Δ G r = 0 (\displaystyle \Delta G_(r)=0). Магнитуда K e q (\displaystyle K_(eq))не кажува ништо за стапките на реакции, но го опишува составот на системот во состојба на рамнотежа.
Ако K >> 1, тогаш во системот доминираат продукти на (директна) реакција Ако К<< 1, то в системе преобладают исходные вещества (продукты обратной реакции)
Стандардни состојби
Стандардна Гибсова енергија на реакција во мешавина на гас е Гибсовата енергија на реакција при стандардни парцијални притисоци на сите компоненти еднакви на 0,1013 MPa (1 atm). Стандардна Гибсова енергија на реакција во раствор е Гибсовата енергија во стандардната состојба на растворот, која се зема како хипотетичкираствор со својства на екстремно разреден раствор, но со концентрација на сите реагенси еднаква на единство. За чиста супстанција и течност, стандардната Гибсова енергија се совпаѓа со Гибсовата енергија на формирање на овие супстанции. Вредноста на стандардната Гибсова енергија на реакцијата може да се користи за приближување на термодинамичката можност реакцијата да се одвива во дадена насока, доколку почетните услови не се разликуваат многу од стандардните. Дополнително, со споредување на вредностите на стандардната Гибсова енергија на неколку реакции, можно е да се изберат најпретпочитаните, за кои има најголем модул негативенголемина.
Кинетички опис
За реверзибилна хемиска реакција, константата на рамнотежа е К равенствоможе да се изрази преку константите на брзината на директните и обратните реакции. Да разгледаме елементарна реверзибилна хемиска реакција од прв ред
A ⇄ B (\displaystyle \mathrm (A) \деснолево стрели \mathrm (B))По дефиниција, рамнотежата е дадена со условот v 1 = v − 1 (\displaystyle v_(1)=v_(-1)), односно еднаквост на стапките на напредни и обратни реакции.
Во согласност со законот за масовно дејствување v = k ∏ a j n j (\displaystyle v=k(\prod )(a_(j))^(n_(j)))
Каде ке константа на брзината на соодветната реакција и a j n j (\стил на приказ (a_(j))^(n_(j)))- рамнотежни активности на реактантите од оваа реакција, зголемени до моќности еднакви на нивните стехиометриски коефициенти
можеме да ја запишеме состојбата на рамнотежа во форма
1 = v 1 v − 1 = k 1 ∏ a A n A k − 1 ∏ a B n B (\displaystyle 1=(\frac (v_(1))(v_(-1)))=(\frac ( k_(1)(\prod)(a_(A))^(n_(A)))(k_(-1)(\prod)(a_(B))^(n_(B))))) 1 = k 1 k − 1 ⋅ ∏ a A n A ∏ a B n B = k 1 k − 1 ⋅ (K e q) − 1 (\приказ 1=(\frac (k_(1))(k_(-1 )))\cdot (\frac (\prod (a_(A))^(n_(A)))(\prod (a_(B))^(n_(B))))=(\frac (k_( 1))(k_(-1)))\cdot \left(K_(eq)\десно)^(-1))(види термодинамички опис на константата на рамнотежа), што е можно само ако
K e q = k 1 k − 1 (\displaystyle K_(eq)=(\frac (k_(1))(k_(-1))))Оваа важна врска обезбедува една од „точките на допир“ помеѓу хемиската кинетика и хемиската термодинамика.
Повеќекратни рамнотежи
Во случај кога во еден систем се воспоставени неколку рамнотежи одеднаш (односно, неколку процеси се случуваат истовремено или последователно), секој од нив може да се карактеризира со сопствена константа на рамнотежа, од која може општата константа на рамнотежа за целиот сет на процеси. да се изрази. Можеме да ја разгледаме оваа ситуација користејќи го примерот на постепено дисоцијација на двобазна киселина H 2 A. Нејзиниот воден раствор ќе содржи честички (солвирани) H +, H 2 A, HA - и A 2-. Процесот на дисоцијација се одвива во две фази:
H 2 A ⇌ H A − + H + : K 1 = [ H A − ] [ H + ] [ H 2 A ] (\стил на приказ H_(2)A\десно лево харпуни HA^(-)+H^(+):K_( 1)=(\frac ()())) H A − ⇌ A 2 − + H + : K 2 = [ A 2 − ] [ H + ] [ H A − ] (\displaystyle HA^(-)\rightleftharpoons A^(2-)+H^(+):K_ (2)=(\frac ()()))К 1 и К 2 - константи на првата и втората фаза на дисоцијација, соодветно. Од нив можеме да ја изразиме „вкупната“ константа на рамнотежа за процесот на целосна дисоцијација:
H 2 A ⇌ A 2 − + 2 H + : K 1 + 2 = [ A 2 − ] [ H + ] 2 [ H 2 A ] = K 1 K 2 (\стил на приказ H_(2)A\десно лево тарпуни A^( 2-)+2H^(+):K_(1+2)=(\frac (^(2))())=K_(1)K_(2))Друг пример за повеќекратна рамнотежа е анализата на комплексниот систем талог/растворлив. Да претпоставиме дека постои рамнотежа
A g I 2 − (a q) ⇌ A g I (s o l i d) + I − (a q) (\приказ на стил AgI_(2)^(-)(aq)\деснолево харпуни AgI(цврсти)+I^(-)(aq) )Реакцијата може да се претстави во форма на две последователни рамнотежи - рамнотежа на распаѓање на комплексен јон на неговите составни јони, што се карактеризира со „константа на нестабилност“ (реципроцитет на „константата на стабилност“ β):
A g I 2 − (a q) ⇌ A g + (a q) + 2 I − (a q) : K 1 = α A g + α I − 2 α A g I 2 − = β − 1 (\displaystyle AgI_(2 )^(-)(aq)\деснолефтарпуни Ag^(+)(aq)+2I^(-)(aq):K_(1)=(\frac (\алфа _(Ag^(+))\алфа _ (I^(-))^(2))(\алфа _(AgI_(2)^(-)))=\бета ^(-1))и рамнотежа на транзицијата на јоните од најголемиот дел од растворувачот во кристалната решетка
A g + (a q) + I − (a q) ⇌ A g I (s o l i d) : K 2 = α A g I α A g + α I − (\displaystyle Ag^(+)(aq)+I^(- )(aq)\десно левотарпуни AgI(цврсти):K_(2)=(\frac (\алфа _(AgI))(\алфа _(Ag^(+))\алфа _(I^(-)))) )имајќи предвид дека за цврстите материи се претпоставува дека активноста е еднаква на 1 , а во разредените раствори активностите може да се заменат со моларни концентрации, добиваме
K 2 = α A g I α A g + α I − = 1 [ A g + ] [ I − ] = 1 K s p (\displaystyle K_(2)=(\frac (\alpha _(AgI))(\ алфа _(Ag^(+))\алфа _(I^(-))))=(\frac (1)())=(\frac (1)(K_(sp))))Каде K s p (\displaystyle K_(sp))- производ на растворливост
Тогаш вкупната рамнотежа ќе биде опишана со константата
A g I 2 − (a q) ⇌ A g I (s o l i d) + I − (a q) : K = α A g I α I − α A g I 2 − = K 1 ⋅ K 2 = 1 β ⋅ K s p ( \приказ на стил AgI_(2)^(-)(aq)\десно левотарпуни AgI(цврсти)+I^(-)(aq):K=(\frac (\алфа _(AgI)\алфа _(I^(-) ))(\алфа _(AgI_(2)^(-)))=K_(1)\cdot K_(2)=(\frac (1)(\beta \cdot K_(sp))))И вредноста на оваа константа ќе биде услов за доминација на сложено соединение или цврста сол во рамнотежната смеса: како погоре, ако К<< 1, то в равновесной смеси большая часть ионов связана в комплексное соединение, если K >> 1, тогаш во рамнотежна состојба во системот повеќето од јоните се врзани во кристалната фаза. реакција која се јавува, соодветно, при постојан притисок или постојан волумен. Ако Δ H > 0 (\displaystyle \Delta H>0)(термичкиот ефект е позитивен, реакцијата е ендотермична), потоа температурниот коефициент на константата на рамнотежа d ln K p d T (\стил на приказ (\frac (d\n K_(p))(dT)))е исто така позитивен, односно, со зголемување на температурата, константата на рамнотежа на ендотермичката реакција се зголемува, рамнотежата се поместува надесно (што е сосема во согласност со принципот на Ле Шателје).
Методи за пресметување на константата на рамнотежа
Пресметковните методи за одредување на константата на рамнотежа на реакцијата обично се сведуваат на пресметување на еден или друг начин стандардната промена на енергијата на Гибс за време на реакцијата ( ΔG 0), а потоа користејќи ја формулата:
Δ G 0 = − R T ln K 0 (\displaystyle \Delta G^(0)=-RT\n K^(0)), Каде R (\displaystyle R)- универзална гасна константа.Треба да се запомни дека енергијата на Гибс е функција на состојбата на системот, односно не зависи од патеката на процесот, од механизмот на реакција, туку е одредена само од почетната и крајната состојба на системот. . Затоа, ако директно определување или пресметка ΔG 0за некои реакции се тешки поради некоја причина, можете да изберете средно реакции за кои ΔG 0познат или може лесно да се одреди, а чие збир ќе ја даде односната реакција (види Хесов закон). Особено, реакциите на формирање на соединенија од елементи често се користат како такви меѓуреакции.
Пресметка на ентропија на промената на Гибсовата енергија и константата на рамнотежа на реакцијата
Метод на пресметка на ентропија ΔGреакцијата е една од најчестите и најпогодни. Се заснова на врската:
Δ G T = Δ H T − T Δ S T (\стил на прикажување \Делта G_(T)=\Делта H_(T)-T\Делта S_(T))или, соодветно, за стандарденПромени на енергијата на Гибс:
Δ G T 0 = Δ H T 0 − T Δ S T 0 (\дисплеј стил \Делта G_(T)^(0)=\Делта H_(T)^(0)-T\Делта S_(T)^(0))Еве ΔH 0при постојан притисок и температура е еднаков на термичкиот ефект на реакцијата, чии методи на пресметување и експериментално определување се познати - видете, на пример, Кирхофовата равенка:
Δ H T 0 = Δ H 298 0 + ∫ 298 T Δ C p d T (\displaystyle \Delta H_(T)^(0)=\Delta H_(298)^(0)+\int _(298)^(T )\Делта C_(p)dT)Неопходно е да се добие промена на ентропијата во текот на реакцијата. Овој проблем може да се реши на неколку начини, на пример:
- Според термички податоци - врз основа на топлинската теорема на Нернст и користење на информации за температурната зависност на топлинскиот капацитет на учесниците во реакцијата. На пример, за супстанции кои се во цврста состојба во нормални услови:
Значи, ако се знае Δ H 298 0 (\displaystyle \Delta H_(298)^(0)), Δ S 298 0 (\displaystyle \Delta S_(298)^(0))и температурни зависности на топлинскиот капацитет, Δ G T 0 (\стил на приказ \Делта G_(T)^(0))може да се пресмета со формулата:
Δ G T 0 = Δ H 298 0 − T Δ S 298 0 + ∫ 298 T Δ C p d T − T ∫ 298 T Δ C p d T T (\displaystyle \Delta G_(T)^(0)=\Delta H_(298 )^(0)-T\Delta S_(298)^(0)+\int _(298)^(T)\Delta C_(p)dT-T\int _(298)^(T)\Delta C_ (p)(\frac (dT)(T)))Донекаде поедноставена верзија на оваа формула се добива со разгледување на збирот на топлинските капацитети на супстанциите независен од температурата и еднаков на збирот на топлинските капацитети на 298 К:
Δ G T 0 = Δ H 298 0 − T Δ S 298 0 + Δ C p 298 (T − 298) − T ln T 298 (\displaystyle \Delta G_(T)^(0)=\Delta H_(298) ^(0)-T\Delta S_(298)^(0)+\Delta C_(p~298)(T-298)-T\ln (\frac (T)(298)))И уште поедноставена пресметка се врши со изедначување на збирот на топлинските капацитети на нула:
Δ G T 0 = Δ H 298 0 − T Δ S 298 0 (\displaystyle \Delta G_(T)^(0)=\Delta H_(298)^(0)-T\Delta S_(298)^(0) )Трансфер од Δ G T 0 (\стил на приказ \Делта G_(T)^(0))до константата на рамнотежа се врши според горната формула.
Да ја изведеме константата на рамнотежа за реверзибилни хемиски реакции (во општа форма)
брзина на обратна реакција:
Префрламе константни вредности (константи на стапка) на левата страна на еднаквоста, а променливите (концентрации) на десната страна на еднаквоста, т.е. Оваа еднаквост ја пишуваме во форма на пропорција:
Изразот на константата ги вклучува рамнотежните концентрации на супстанциите, земени во моќности еднакви на коефициентите пред супстанцијата во равенката на реакцијата.
Константата на рамнотежа ја одразува длабочината на процесот. Колку е поголема константата на рамнотежата, толку е поголема концентрацијата на реакционите продукти во моментот на рамнотежа, т.е. толку поцелосно продолжува реакцијата.
Константата на рамнотежа зависи од природата на реактантите, но не зависи од присуството на катализатор, бидејќи подеднакво ги забрзува и напредните и обратните реакции. Ќе го анализираме влијанието на другите фактори (концентрација на супстанции, притисок на гасот и температура) врз вредноста на константата на рамнотежа подолу користејќи конкретни примери
Да го разгледаме изведувањето на изразот за константата на рамнотежа користејќи конкретни примери.
Пример 2.за реакција: N 2 (g) +3H 2 (g) Û 2NH 3 (g)
V pr = k 1 3 ; V arr. = k 2 2 .Ако V pr = V arr. ,Тоа k 1 [ H 2 ] 3 = k 2 2 ,
.
Ако во реакцијата се вклучени цврсти материи (хетероген систем), тогаш нивната концентрација не е вклучена во изразувањето на брзината на реакцијата (бидејќи таа останува константна по единица површина по единица време), а со тоа - константата на рамнотежата.
Пример 3.за реакција: C (цврсто) + O 2 (g) Û CO 2 (g)константата на хемиската рамнотежа ќе биде еднаква на 
.
Пример 4.Во реверзибилна хемиска реакција A + 2B Û Cрамнотежата настанала при следните концентрации на рамнотежа: [A] = 0,6 mol/l; [B] = 1,2 mol/l; [C] = 2,16 mol/l. Определете ја константата на рамнотежа и почетните концентрации на супстанцијата АИ ВО.
Да се вратиме на процесот на производство на амонијак, изразен со равенката:
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g)
Бидејќи се во затворен волумен, азотот и водородот се комбинираат и формираат амонијак. Колку долго ќе трае овој процес? Логично е да се претпостави дека додека не истече некој од реагенсите. Меѓутоа, во реалниот живот тоа не е сосема точно. Факт е дека некое време по почетокот на реакцијата, добиениот амонијак ќе почне да се распаѓа на азот и водород, односно ќе започне обратна реакција:
2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g)
Всушност, во затворен волумен, две реакции, директно спротивни една на друга, ќе се случат одеднаш. Затоа, овој процес е напишан со следнава равенка:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g)
Двојната стрелка покажува дека реакцијата се одвива во две насоки. Реакцијата на комбинирање на азот и водород се нарекува директна реакција. Реакција на распаѓање на амонијак - повратна реакција.
На самиот почеток на процесот, стапката на директна реакција е многу висока. Но, со текот на времето, концентрациите на реагенсите се намалуваат, а количината на амонијак се зголемува - како резултат на тоа, брзината на напредната реакција се намалува, а брзината на обратната реакција се зголемува. Доаѓа време кога се споредуваат стапките на напредни и обратни реакции - настанува хемиска рамнотежа или динамичка рамнотежа. При рамнотежа, се случуваат и напредни и обратни реакции, но нивните стапки се исти, така што не се забележуваат промени.
Константа на рамнотежа
Различни реакции се одвиваат на различни начини. Во некои реакции, прилично голем број реакциони продукти се формираат пред да дојде до рамнотежа; во други - многу помалку. Така, можеме да кажеме дека одредена равенка има своја константа на рамнотежа. Познавајќи ја константата на рамнотежа на реакцијата, можно е да се одредат релативните количини на реактанти и реакциони производи во кои се јавува хемиска рамнотежа.
Нека некоја реакција се опише со равенката: aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d - коефициенти на равенката на реакцијата;
- A, B, C, D - хемиски формули на супстанции.
Константа на рамнотежа:
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b
Квадратни загради покажуваат дека формулата вклучува моларни концентрации на супстанции.
Што кажува константата на рамнотежа?
За синтеза на амонијак на собна температура K = 3,5·10 8. Ова е прилично голем број, што покажува дека хемиската рамнотежа ќе се случи кога концентрацијата на амонијак е многу поголема од останатите почетни материјали.
Во вистинското производство на амонијак, задачата на технологот е да го добие највисокиот можен коефициент на рамнотежа, т.е., така што директната реакција продолжи до завршување. Како може да се постигне ова?
Принципот на Ле Шателје
Принципот на Ле Шателјегласи:
Како да се разбере ова? Сè е многу едноставно. Постојат три начини да се наруши рамнотежата:
- промена на концентрацијата на супстанцијата;
- промена на температурата;
- менување на притисокот.
Кога реакцијата на синтеза на амонијак е во рамнотежа, може да се прикаже на следниов начин (реакцијата е егзотермна):
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + Топлина
Промена на концентрацијата
Ајде да внесеме дополнителен азот во избалансиран систем. Ова ќе ја наруши рамнотежата:
Напредната реакција ќе почне да се одвива побрзо бидејќи количината на азот се зголемила и повеќе реагира. По некое време, повторно ќе се појави хемиска рамнотежа, но концентрацијата на азот ќе биде поголема од концентрацијата на водород:
Но, можно е да се „искриви“ системот на левата страна на друг начин - со „осветлување“ на десната страна, на пример, со отстранување на амонијакот од системот додека се формира. Така, директната реакција на формирање на амонијак повторно ќе преовладува.
Промена на температурата
Десната страна на нашата „вага“ може да се смени со промена на температурата. За да може левата страна да „претежи“, неопходно е да се „олесни“ десната страна - да се намали температурата:
Промена на притисокот
Можно е да се наруши рамнотежата во систем користејќи притисок само при реакции со гасови. Постојат два начина за зголемување на притисокот:
- намалување на волуменот на системот;
- воведување на инертен гас.
Како што се зголемува притисокот, се зголемува бројот на молекуларни судири. Во исто време, концентрацијата на гасови во системот се зголемува и стапките на напредни и обратни реакции се менуваат - рамнотежата е нарушена. За да се врати рамнотежата, системот „се обидува“ да го намали притисокот.
За време на синтезата на амонијак, две молекули на амонијак се формираат од 4 молекули на азот и водород. Како резултат на тоа, бројот на молекули на гас се намалува - притисокот паѓа. Како последица на тоа, за да се постигне рамнотежа по зголемен притисок, брзината на напредната реакција се зголемува.
Сумирајте.Според принципот на Ле Шателје, производството на амонијак може да се зголеми со:
- зголемување на концентрацијата на реагенси;
- намалување на концентрацијата на реакционите производи;
- намалување на температурата на реакцијата;
- зголемување на притисокот при кој се јавува реакцијата.
Во 1885 година, францускиот физичар и хемичар Ле Шателје се развил, а во 1887 година германскиот физичар Браун го потврдил законот за хемиска рамнотежа и константата на хемиската рамнотежа, а исто така ја проучувал нивната зависност од влијанието на различни надворешни фактори.
Суштината на хемиската рамнотежа
Рамнотежата е состојба што значи дека работите секогаш се движат. Производите се разложуваат на реактанти, а реактантите се комбинираат во производи. Работите се движат, но концентрациите остануваат исти. Реакцијата се пишува со двојна стрелка наместо знак за еднаквост за да се покаже дека е реверзибилна.
Класични модели
Уште во минатиот век, хемичарите открија одредени обрасци кои обезбедуваат можност за промена на насоката на реакцијата во истиот сад. Знаењето за тоа како се случуваат хемиските реакции е неверојатно важно, како за лабораториски истражувања, така и за индустриско производство. Во исто време, способноста да се контролираат сите овие појави е од големо значење. Човечката природа е да се меша во многу природни процеси, особено во реверзибилните, за подоцна да ги искористи за сопствена корист. Познавањето на хемиските реакции ќе биде покорисно ако ги совладате лостовите за совршено да ги контролирате.
Законот за масовно дејство во хемијата го користат хемичарите за правилно пресметување на стапките на реакции. Тоа јасно покажува дека ниту еден нема да биде завршен доколку се одвива во затворен систем. Молекулите на добиените супстанци се во постојано и случајно движење, а наскоро може да се случи и обратна реакција во која ќе се обноват молекулите на почетниот материјал.
Во индустријата најчесто се користат отворени системи. Садовите, апаратите и другите контејнери каде се случуваат хемиски реакции остануваат отклучени. Ова е неопходно за да може за време на овие процеси да се извлече саканиот производ и да се ослободиме од бескорисните производи за реакција. На пример, јагленот се согорува во отворени печки, цементот се произведува во отворени печки, високите печки работат со постојано снабдување со воздух, а амонијакот се синтетизира со континуирано отстранување на самиот амонијак.
Реверзибилни и неповратни хемиски реакции
Врз основа на името, можеме да ги дадеме соодветните дефиниции: реакциите се сметаат за неповратни ако се завршени, не ја менуваат својата насока и продолжуваат по дадена патека, без оглед на падот на притисокот и температурните флуктуации. Нивната карактеристична карактеристика е тоа што некои производи може да ја напуштат областа на реакцијата. Така, на пример, можно е да се добие гас (CaCO 3 = CaO + CO 2), талог (Cu(NO 3) 2 + H 2 S = CuS + 2HNO 3) или други, исто така ќе се смета за неповратен ако во текот на процесот се ослободува голема количина топлинска енергија, на пример: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q.
Речиси сите реакции што се случуваат во природата се реверзибилни. Без оглед на надворешните услови како што се притисокот и температурата, речиси сите процеси можат да се случат истовремено во различни насоки. Како што вели законот за масовно дејство во хемијата, количината на апсорбирана топлина ќе биде еднаква на ослободената количина, што значи дека ако една реакција била егзотермна, тогаш втората (обратна) ќе биде ендотермична.
Хемиска рамнотежа: константа на хемиска рамнотежа
Реакциите се „глаголите“ на хемијата - активностите што ги проучуваат хемичарите. Многу реакции напредуваат до завршување, а потоа престануваат, што значи дека реактантите целосно се претвораат во производи без да можат да се вратат во нивната првобитна состојба. Во некои случаи реакцијата е навистина неповратна, на пример, кога согорувањето се менува и физички и хемиски.Сепак, постојат многу други околности во кои тоа не само што е можно, туку и континуирано, бидејќи производите од првата реакција стануваат реактанти во втората .
Динамична состојба во која концентрациите на реактантите и производите остануваат константни се нарекува рамнотежа. Можно е да се предвиди однесувањето на супстанциите користејќи одредени закони кои важат за индустриите кои сакаат да ги намалат трошоците за производство на специфични хемикалии. Концептот на хемиска рамнотежа е исто така корисен во разбирањето на процесите кои го одржуваат или потенцијално го загрозуваат човековото здравје. Константата на хемиската рамнотежа е вредност на факторот на реакција која зависи од јонската јачина и температурата и е независна од концентрациите на реактантите и производите во растворот.
Пресметка на константата на рамнотежа
Оваа количина е бездимензионална, односно нема одреден број единици. Иако пресметката обично се пишува за два реактанта и два производи, таа работи за кој било број учесници во реакцијата. Пресметката и толкувањето на константата на рамнотежа зависи од тоа дали хемиската реакција вклучува хомогена или хетерогена рамнотежа. Ова значи дека сите компоненти кои реагираат може да бидат чисти течности или гасови. За реакции кои достигнуваат хетерогена рамнотежа, по правило, не постои една фаза, туку најмалку две. На пример, течности и гасови или и двете течности.
Константна вредност на рамнотежа
За која било дадена температура, постои само една вредност за константата на рамнотежа, која се менува само ако температурата на која се јавува реакцијата се промени во една или друга насока. Можно е да се направат некои предвидувања за хемиска реакција врз основа на тоа дали константата на рамнотежа е голема или мала. Ако вредноста е многу голема, тогаш рамнотежата ја фаворизира реакцијата надесно и се добиваат повеќе производи отколку што имало реактантите. Реакцијата во овој случај може да се нарече „целосна“ или „квантитативна“.
Ако вредноста на константата на рамнотежа е мала, тогаш таа фаворизира реакција лево, каде што бројот на реактантите бил поголем од формираните производи. Ако оваа вредност се стреми кон нула, можеме да претпоставиме дека реакцијата не се случува. Ако вредностите на константата на рамнотежа за напредните и обратните реакции се речиси исти, тогаш количината на реактантите и производите исто така ќе биде речиси иста. Овој тип на реакција се смета за реверзибилен.
Да разгледаме специфична реверзибилна реакција
Да земеме два хемиски елементи како јод и водород, кои кога се мешаат даваат нова супстанција - водород јодид.
Да земеме дека v 1 е брзина на напредната реакција, v 2 за брзина на обратна реакција, k за константа на рамнотежа. Користејќи го законот за масовно дејство, го добиваме следниот израз:
v 1 = k 1 * c(H 2) * c (I 2),
v 2 = k 2 * c 2 (HI).
Кога се мешаат молекулите на јод (I 2) и водород (H 2), започнува нивната интеракција. Во почетната фаза, концентрацијата на овие елементи е максимална, но до крајот на реакцијата концентрацијата на новото соединение - водород јодид (HI) - ќе биде максимална. Според тоа, стапките на реакција ќе бидат различни. На самиот почеток ќе бидат максимални. Со текот на времето доаѓа момент кога овие вредности се еднакви, а тоа е состојба наречена хемиска рамнотежа.
Изразот на константата на хемиската рамнотежа обично се означува со квадратни загради: , , . Бидејќи во рамнотежа брзините се еднакви, тогаш:
k 1 = k 2 2 ,
Ова ни ја дава равенката за константата на хемиската рамнотежа:
k 1 /k 2 = 2 / = К.
Принципот Ле Шателие-Браун
Постои следнава шема: ако се направи одреден ефект врз систем кој е во рамнотежа (променете ги условите на хемиската рамнотежа со промена на температурата или притисокот, на пример), тогаш рамнотежата ќе се смени за делумно да се спротивстави на ефектот на промената. Покрај хемијата, овој принцип се применува и во малку поинакви форми на полињата на фармакологијата и економијата.
Константа на хемиска рамнотежа и методи на нејзино изразување
Изразот на рамнотежа може да се изрази во однос на концентрациите на производите и реактантите. Само хемикалиите во водната и гасовита фаза се вклучени во формулата за рамнотежа бидејќи концентрациите на течности и цврсти материи не се менуваат. Кои фактори влијаат на хемиската рамнотежа? Ако се работи за чиста течност или цврста, се смета дека има K = 1 и соодветно престанува да се зема предвид, со исклучок на високо концентрирани раствори. На пример, чистата вода има активност од 1.
Друг пример е цврстиот јаглерод, кој може да се формира со реакција на две молекули на јаглерод моноксид за да се формираат јаглерод диоксид и јаглерод. Фактори кои можат да влијаат на рамнотежата вклучуваат додавање на реактант или производ (промената на концентрацијата влијае на рамнотежата). Додавањето на реактант може да резултира со рамнотежа на десната страна на хемиската равенка, каде што се појавуваат повеќе форми на производот. Додавањето на производот може да доведе до рамнотежа на левата страна бидејќи ќе станат достапни повеќе форми на реактанти.
Рамнотежата се јавува кога реакцијата што се одвива во двете насоки има постојан сооднос на производи и реактанти. Генерално, хемиската рамнотежа е статична, бидејќи квантитативниот однос на производите и реактантите е константен. Сепак, подетален поглед открива дека рамнотежата е всушност многу динамичен процес, бидејќи реакцијата се движи во двете насоки со еднакво темпо.
Динамичката рамнотежа е пример за функција на стабилна состојба. За систем во стабилна состојба, моментално набљудуваното однесување продолжува и во иднина. Затоа, штом реакцијата ќе достигне рамнотежа, односот на концентрациите на производот и реактантот ќе остане ист, иако реакцијата продолжува.
Како едноставно да се зборува за сложени работи?
Концептите како хемиска рамнотежа и константа на хемиска рамнотежа се доста тешки за разбирање. Да земеме пример од животот. Дали некогаш сте се заглавиле на мост меѓу два града и сте забележале дека сообраќајот во другата насока се одвива непречено и редовно, додека вие безнадежно сте заглавени во сообраќајот? Ова не е добро.
Што ако автомобилите се движат непречено и со иста брзина на двете страни? Дали бројот на автомобили во двата града би останал константен? Кога брзината на влез и излез во двата града е иста, а бројот на автомобили во секој град е стабилен со текот на времето, тоа значи дека целиот процес е во динамична рамнотежа.