Todas las reacciones químicas se dividen en dos tipos: reversibles e irreversibles.
Irreversible Se denominan reacciones que proceden en una sola dirección, es decir, los productos de estas reacciones no interactúan entre sí para formar las sustancias iniciales.
Una reacción irreversible termina cuando al menos uno de los materiales de partida se consume por completo. Las reacciones de combustión son irreversibles; muchas reacciones de descomposición térmica de sustancias complejas; la mayoría de las reacciones que dan como resultado la formación de precipitación o la liberación de sustancias gaseosas, etc. Por ejemplo:
C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Reversible se denominan reacciones que proceden simultáneamente en las direcciones de avance y retroceso:
El signo de reversibilidad se utiliza en las ecuaciones de reacciones reversibles.
Un ejemplo de reacción reversible es la síntesis de yoduro de hidrógeno a partir de y: 
Algún tiempo después del inicio de la reacción química, no solo el producto final de la reacción HI, sino también los materiales de partida, H2 e I 2, se pueden encontrar en la mezcla de gases. Independientemente del tiempo que dure la reacción, la mezcla de reacción a 350ºC siempre contendrá aproximadamente 80% de HI, 10% de H 2 y 10% de I 2. Si tomamos HI como sustancia inicial y la calentamos a la misma temperatura, podemos encontrar que después de un tiempo la relación entre las cantidades de las tres sustancias será la misma. Así, durante la formación de yoduro de hidrógeno a partir de hidrógeno y yodo, se llevan a cabo simultáneamente reacciones directas e inversas.
Si el hidrógeno y el yodo en concentraciones y se toman como sustancias iniciales, entonces la velocidad de la reacción directa en el momento inicial fue igual a: v pr = k pr ∙. La velocidad de la reacción inversa v arr = k arr 2 en el momento inicial del tiempo es igual a cero, ya que el yoduro de hidrógeno está ausente en la mezcla de reacción (= 0). Gradualmente, la velocidad de la reacción directa disminuye, a medida que el hidrógeno y el yodo reaccionan y sus concentraciones disminuyen. En este caso, la velocidad de la reacción inversa aumenta porque la concentración del yoduro de hidrógeno resultante aumenta gradualmente. Cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se vuelven iguales, se establece el equilibrio químico. En un estado de equilibrio durante un cierto período de tiempo, se forma el mismo número de moléculas de HI a medida que se descomponen en H 2 e I 2.
El estado de una reacción reversible, en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa, se llama equilibrio químico.
Equilibrio químico es un equilibrio dinámico. En un estado de equilibrio, las reacciones directas e inversas continúan desarrollándose, pero como sus velocidades son iguales, las concentraciones de todas las sustancias en el sistema de reacción no cambian. Estas concentraciones se denominan concentraciones de equilibrio.
Cambio de equilibrio químico
El principio de Le Chatelier
El equilibrio químico es móvil. Cuando cambian las condiciones externas, las tasas de reacciones hacia adelante y hacia atrás pueden volverse desiguales, lo que provoca un cambio (desplazamiento) del equilibrio.
Si, como resultado de una influencia externa, la velocidad de la reacción hacia adelante se vuelve mayor que la velocidad de la reacción hacia atrás, entonces se habla de un cambio en el equilibrio. A la derecha(hacia una reacción directa). Si la velocidad de la reacción inversa se vuelve mayor que la velocidad de la reacción directa, entonces se habla de un cambio en el equilibrio. A la izquierda(hacia la reacción inversa). El resultado del desplazamiento del equilibrio es la transición del sistema a un nuevo estado de equilibrio con una relación diferente de las concentraciones de las sustancias que reaccionan.
La dirección del cambio de equilibrio está determinada por el principio que fue formulado por el científico francés Le Chatelier (1884):
Si se ejerce una influencia externa sobre el sistema de equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza hacia la reacción (directa o inversa), que contrarresta esta influencia.
El más importante factores externos que pueden conducir a un cambio en el equilibrio químico son:
a) la concentración de reactivos;
b) temperatura;
c) presión.
Influencia de la concentración de reactivos
Si alguna de las sustancias que participan en la reacción se introduce en el sistema de equilibrio, el equilibrio se desplaza en la dirección de la reacción durante la cual se consume esta sustancia. Si se elimina cualquier sustancia del sistema de equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza hacia la reacción, durante la cual se forma esta sustancia.
Por ejemplo, considere qué sustancias deben introducirse y qué sustancias deben eliminarse del sistema de equilibrio para desplazar la reacción de síntesis reversible hacia la derecha:
Para desplazar el equilibrio hacia la derecha (hacia la reacción directa de formación de amoníaco), es necesario introducir hidrógeno en la mezcla de equilibrio (es decir, aumentar su concentración) y eliminar el amoníaco de la mezcla de equilibrio (es decir, disminuir su concentración). ).
Influencia de la temperatura
Las reacciones directas e inversas tienen efectos térmicos opuestos: si la reacción directa es exotérmica, entonces la reacción inversa es endotérmica (y viceversa). Cuando el sistema se calienta (es decir, su temperatura aumenta), el equilibrio se desplaza hacia la reacción endotérmica; al enfriar (bajar la temperatura), el equilibrio se desplaza hacia una reacción exotérmica.
Por ejemplo, la reacción para la síntesis de amoníaco es exotérmica: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, y la reacción de descomposición del amoníaco (reacción inversa) es endotérmica: 2NH 3 ( g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Por tanto, un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia la reacción inversa de descomposición del amoniaco.
Influencia de la presión
La presión afecta el equilibrio de reacciones en las que participan sustancias gaseosas. Si la presión externa aumenta, entonces el equilibrio se desplaza en la dirección de la reacción, durante la cual el número de moléculas de gas disminuye. Por el contrario, el equilibrio se desplaza hacia la educación más Moléculas gaseosas con presión externa decreciente. Si la reacción continúa sin cambiar el número de moléculas de sustancias gaseosas, entonces la presión no afecta el equilibrio en el sistema dado.
Por ejemplo, para aumentar el rendimiento de amoníaco (desplazamiento a la derecha), es necesario aumentar la presión en el sistema de reacción reversible, ya que durante el curso de una reacción directa, el número de moléculas gaseosas disminuye (de cuatro moléculas de nitrógeno y gases de hidrógeno, se forman dos moléculas de gas amoniaco).
Muy a menudo, las reacciones químicas se desarrollan de tal manera que los reactivos primarios se convierten completamente en productos de reacción. Por ejemplo, si coloca un gránulo de zinc en ácido clorhídrico, luego con una cierta cantidad (suficiente) de ácido, la reacción continuará hasta que el zinc se disuelva por completo de acuerdo con la ecuación: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Si llevamos a cabo esta reacción en la dirección opuesta, en otras palabras - pasamos hidrógeno a través de una solución de cloruro de zinc, entonces se forma zinc metálico - reacción dada no puede fluir en la dirección opuesta, por lo tanto es irreversible.
Una reacción química, como resultado de la cual las sustancias primarias se convierten casi por completo en productos finales, se denomina irreversible.
Tanto las reacciones heterogéneas como las homogéneas están relacionadas con tales reacciones. Por ejemplo, las reacciones de combustión de sustancias simples: metano CH4, disulfuro de carbono CS2. Como ya sabemos, las reacciones de combustión son reacciones exotérmicas. En la mayoría de los casos, las reacciones exotérmicas incluyen reacciones compuestas, por ejemplo, la reacción de cal apagada: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (se libera calor).
Sería lógico suponer que las reacciones endotérmicas incluyen reacciones inversas, es decir, reaccion de descomposicion. Por ejemplo, la reacción de la quema de piedra caliza: CaCo 3 = CaO + CO 2 - Q (se absorbe calor).
Debe recordarse que el número de reacciones irreversibles no es tan grande.
Las reacciones homogéneas (entre soluciones de sustancias) son irreversibles si tienen lugar con la formación de un producto gaseoso insoluble o agua. Esta regla se llama "regla de Berthollet". Hagamos el experimento. Tome tres tubos de ensayo y vierta 2 ml de solución de ácido clorhídrico en ellos. Agregue 1 ml de una solución alcalina de frambuesa teñida con fenolftaleína al primer recipiente, perderá color como resultado de la reacción: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Agregue 1 ml de solución de carbonato de sodio al segundo tubo de ensayo; veremos una reacción de ebullición violenta, que es causada por la liberación de dióxido de carbono: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Agregue unas gotas de nitrato de plata al tercer tubo de ensayo y observe cómo se formó en él un precipitado blanquecino de cloruro de plata: HCl + AgNO 3 = AgCl ↓ + HNO 3.
La mayoría de las reacciones son reversibles. No hay muchas reacciones irreversibles.
Reacciones químicas que pueden pasar simultáneamente en dos direcciones opuestas, hacia adelante y hacia atrás, se denominan reversibles.
Echamos 3 ml de agua en un tubo de ensayo y agregamos unos trozos de tornasol, y luego comenzamos a pasar por él con la ayuda de un tubo de salida de gas de dióxido de carbono que sale de otro recipiente, el cual se forma debido a la interacción del mármol. y ácido clorhídrico. Pasado un rato, veremos como el tornasol morado se vuelve rojo, esto indica la presencia de ácido. Obtuvimos un ácido carbónico frágil, que se formó por el enlace entre el dióxido de carbono y el agua: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Dejemos esta solución en el trípode. Después de un tiempo, notaremos que la solución se ha vuelto morada nuevamente. El ácido se descompuso en sus componentes originales: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Este proceso ocurrirá mucho más rápido si calentamos la solución de ácido carbónico. Así, descubrimos que la reacción de obtención de ácido carbónico puede proceder tanto en sentido directo como en sentido opuesto, lo que significa que es reversible. La reversibilidad de la reacción se indica en la letra mediante dos flechas opuestas: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.
Entre las reacciones reversibles que subyacen a la producción de productos químicos importantes, citemos como ejemplo la reacción para la síntesis de óxido de azufre (VI) a partir de óxido de azufre (IV) y oxígeno: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
sitio, con copia total o parcial del material, se requiere un enlace a la fuente.
Reacciones reversibles- reacciones químicas, en estas condiciones, que proceden simultáneamente en dos direcciones opuestas (hacia adelante y hacia atrás), las cosas originales no se convierten completamente en productos. por ejemplo: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
La dirección de las reacciones reversibles depende de las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción. Al completar la reacción reversible, es decir, al alcanzar equilibrio químico, el sistema contiene tanto materiales de partida como productos de reacción.
Una reacción reversible simple (de una etapa) consiste en dos reacciones elementales que ocurren simultáneamente, que difieren entre sí solo en la dirección de la transformación química. La dirección de la reacción final disponible para la observación directa está determinada por cuál de estas reacciones recíprocas tiene la mayor velocidad. Por ejemplo, una simple reacción
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2
consta de reacciones elementales
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 y 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
Para la reversibilidad de una reacción compleja (multietapa), es necesario que todas las etapas que la constituyen sean reversibles.
Para reacciones reversibles la ecuación generalmente se escribe de la siguiente manera: A + B AB.
Dos flechas dirigidas en sentido opuesto indican que, en las mismas condiciones, las reacciones hacia adelante y hacia atrás ocurren simultáneamente.
Irreversible Se denominan tales procesos químicos, cuyos productos no pueden reaccionar entre sí con la formación de sustancias iniciales. Desde el punto de vista. Termodinámica: las cosas iniciales se transforman completamente en productos. Ejemplos de reacciones irreversibles son la descomposición de la sal de berthollet al calentar 2KSlO3> 2KSl + 302,
Tales reacciones se denominan irreversibles, en el curso de las cuales:
1) los productos resultantes abandonan la esfera de reacción: caen en forma de precipitado, se liberan en forma de gas, por ejemplo, BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H2O
2) se forma un compuesto poco disociado, por ejemplo agua: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) la reacción va acompañada de una gran liberación de energía, por ejemplo, la combustión de magnesio
Mg + 1/2 O 2 = MgO, ∆H = -602.5 kJ / mol
El equilibrio químico es un estado de un sistema de reacción en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.
Concentración de equilibrio de sustancias Es la concentración de sustancias en la mezcla de reacción en estado de equilibrio químico. La concentración de equilibrio está indicada por la fórmula química de la sustancia, encerrada entre corchetes.
Por ejemplo, la siguiente entrada indica que la concentración de equilibrio de hidrógeno en el sistema de equilibrio es 1 mol / L.
Equilibrio químico difiere del concepto habitual para nosotros de "equilibrio". El equilibrio químico es dinámico. En un sistema en estado de equilibrio químico, tienen lugar reacciones tanto directas como inversas, pero sus velocidades son iguales y, por lo tanto, las concentraciones de las sustancias involucradas no cambian. El equilibrio químico se caracteriza por una constante de equilibrio igual a la relación de las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa.
Las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa son las velocidades de una reacción dada a las concentraciones de las sustancias iniciales para cada una de ellas en unidades iguales. Además, la constante de equilibrio es igual a la relación de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción directos en potencias de coeficientes estequiométricos al producto de las concentraciones de equilibrio de los reactivos.
H2 + I2 = 2HI
Si 
, entonces hay más sustancias iniciales en el sistema. Si 
, entonces hay más productos de reacción en el sistema. Si la constante de equilibrio es significativamente mayor que 1, esta reacción se denomina irreversible.
La posición del equilibrio químico depende de los siguientes parámetros de reacción: temperatura, presión y concentración de sustancias. La influencia que estos factores tienen sobre una reacción química obedece a un patrón que estaba en vista general expresado en 1884 por el físico-químico francés Le Chatelier, confirmado en el mismo año por el físico-químico holandés Van't Hoff. La formulación moderna del principio de Le Chatelier es la siguiente : si el sistema se encuentra en un estado de equilibrio, entonces cualquier impacto que se exprese en un cambio en uno de los factores que determinan el equilibrio provoca un cambio en el mismo que tiende a debilitar dicho impacto.
En el principio de Le Chatelier, estamos hablando de un cambio en el estado de equilibrio químico dinámico, este principio también se denomina principio de equilibrio móvil o principio de desplazamiento de equilibrio.
Consideremos el uso de este principio para varios casos:
Influencia de la temperatura. Cuando la temperatura cambia, el cambio del equilibrio químico está determinado por el signo efecto termal reacción química. En el caso de una reacción endotérmica, es decir, una reacción que procede con la absorción de calor, un aumento de temperatura promueve su aparición, ya que la temperatura disminuye durante la reacción. Como resultado, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, aumenta la concentración de productos y aumenta su rendimiento. Si la temperatura disminuye, entonces se observa la imagen opuesta: el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (hacia la reacción inversa que procede con la liberación de calor), la concentración y el rendimiento de los productos disminuyen.
Para una reacción exotérmica, por el contrario, un aumento de temperatura conduce a un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, y una disminución de la temperatura conduce a un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha.
Los cambios en la concentración de productos y reactivos están asociados con el hecho de que cuando cambia la temperatura, cambia la constante de equilibrio de la reacción. Un aumento en la constante de equilibrio conduce a un aumento en el rendimiento de los productos, una disminución a una disminución.
Por ejemplo, un aumento de temperatura en el caso de una descomposición endotérmica de carbonato de calcio. CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) - Q provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, y en el caso de una reacción exotérmica de descomposición del monóxido de nitrógeno en sustancias simples
2NO Û N 2 + O 2 + Q un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda, es decir, promueve la formación de NO.
Influencia de la presión. La presión tiene un efecto notable sobre el estado de equilibrio químico solo en los casos en que al menos uno de los participantes en la reacción química es un gas. Un aumento de presión en tales sistemas se acompaña de una disminución del volumen y un aumento de la concentración de todos los participantes gaseosos en la reacción.
Si en el curso de una reacción directa aumenta la cantidad de sustancias gaseosas, entonces un aumento de presión conduce a un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (la cantidad de gases disminuye con una reacción inversa). Si la cantidad de sustancias gaseosas disminuye durante la reacción, el equilibrio se desplaza hacia la derecha al aumentar la presión. Si las cantidades de reactivos y productos gaseosos son iguales entre sí, un cambio de presión no conduce a un cambio en el equilibrio químico.
Cabe señalar que un cambio de presión no tiene ningún efecto sobre la constante de equilibrio.
Efecto de la concentración. Según el principio de Le Chatelier, un aumento en la concentración de uno de los participantes en la reacción debería conducir a su gasto. Por lo tanto, si se agrega un reactivo al sistema en V = constante, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, y si el producto de reacción, hacia la izquierda. Eliminar una sustancia del sistema (disminuir su concentración) tiene el efecto contrario.
Todo lo anterior se aplica tanto a soluciones líquidas como gaseosas (mezclas de gases)
Las reacciones químicas que proceden en una dirección se denominan irreversible.
La mayoría de los procesos químicos son reversible... Esto significa que, en las mismas condiciones, se producen reacciones tanto directas como inversas (especialmente cuando se trata de sistemas cerrados). 
Por ejemplo:
una reacción
en un sistema abierto irreversible;
b) la misma reacción
en un sistema cerrado reversible.
Equilibrio químico
Consideremos con más detalle los procesos que ocurren durante reacciones reversibles, por ejemplo, para una reacción condicionada:
Basado en la ley de acción de masas velocidad de reacción hacia adelante:
Dado que las concentraciones de las sustancias A y B disminuyen con el tiempo, la velocidad de la reacción directa también disminuye.
La aparición de productos de reacción significa la posibilidad de una reacción inversa, y con el tiempo aumentan las concentraciones de las sustancias C y D, lo que significa que y tasa de retroalimentación.
Tarde o temprano, se alcanzará un estado en el que las tasas de reacciones directas e inversas serán iguales a =.
El estado del sistema en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa se llama equilibrio químico.
En este caso, las concentraciones de reactivos y productos de reacción permanecen sin cambios. Se llaman concentraciones de equilibrio. A nivel macro, nada parece cambiar en general. Pero, de hecho, tanto los procesos directos como los inversos continúan, pero con la misma velocidad. Por lo tanto, tal equilibrio en el sistema se llama móvil y dinámico.
Designemos concentraciones de equilibrio de sustancias [A], [B], [C], [D]. Entonces, dado que =, k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , donde
donde α, β, γ, δ son exponentes, igual a los coeficientes en la reacción reversible; A igual - constante de equilibrio químico.
La expresión resultante describe cuantitativamente estado de equilibrio y es una expresión matemática de la ley de acción de masas para sistemas de equilibrio.
A temperatura constante, la constante de equilibrio es valor constante para una reacción reversible dada... Muestra la relación entre las concentraciones de los productos de reacción (numerador) y las sustancias iniciales (denominador), que se establece en equilibrio.
Las constantes de equilibrio se calculan a partir de datos experimentales determinando las concentraciones de equilibrio de los materiales de partida y los productos de reacción a una determinada temperatura.
El valor de la constante de equilibrio caracteriza el rendimiento de los productos de reacción, la integridad de su curso. Si se obtiene K "1, esto significa que en equilibrio [C] γ [D] δ "[A] α [B] β , es decir, las concentraciones de los productos de reacción prevalecen sobre las concentraciones de las sustancias iniciales y el rendimiento de los productos de reacción es grande.
Cuando K es igual a “1, el rendimiento de los productos de reacción es correspondientemente pequeño. Por ejemplo, para la reacción de hidrólisis de éter etílico ácido acético
equilibrio constante:
a 20 ° C tiene un valor de 0,28 (es decir, menos de 1).
Esto significa que una parte significativa del éter no se hidrolizó.
En el caso de reacciones heterogéneas, la expresión de la constante de equilibrio incluye las concentraciones de solo aquellas sustancias que se encuentran en fase gaseosa o líquida. Por ejemplo, para la reacción
Las constantes de equilibrio se expresan de la siguiente manera:
El valor de la constante de equilibrio depende de la naturaleza de las sustancias que reaccionan y de la temperatura.
La constante no depende de la presencia de un catalizador., ya que cambia la energía de activación de las reacciones directas e inversas en la misma cantidad. El catalizador solo puede acelerar el inicio del equilibrio sin afectar el valor de la constante de equilibrio.
El estado de equilibrio se mantiene durante un tiempo arbitrariamente largo en condiciones externas constantes: temperatura, concentración de sustancias de partida, presión (si hay gases involucrados o formados en la reacción).
Al cambiar estas condiciones, es posible transferir el sistema de un estado de equilibrio a otro que cumpla con las nuevas condiciones. Tal transición se llama desplazamiento o cambio de equilibrio.
Consideremos diferentes formas de cambiar el equilibrio usando el ejemplo de la reacción de interacción de nitrógeno e hidrógeno con la formación de amoníaco:
El efecto de cambiar la concentración de sustancias.
Cuando se agregan nitrógeno N 2 e hidrógeno H 2 a la mezcla de reacción, la concentración de estos gases aumenta, lo que significa que la velocidad de la reacción directa aumenta... El equilibrio se desplaza hacia la derecha, hacia el producto de reacción, es decir, hacia el amoníaco NH 3.
N 2 + 3H 2 → 2NH 3
Se puede llegar a la misma conclusión analizando la expresión de la constante de equilibrio. Con un aumento en la concentración de nitrógeno e hidrógeno, el denominador aumenta, y como K es igual. - el valor es constante, el numerador debe aumentar. Por tanto, la cantidad de producto de reacción NH 3 aumentará en la mezcla de reacción.
Un aumento en la concentración del producto de reacción del amoniaco NH 3 conducirá a un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, hacia la formación de las sustancias de partida. Esta conclusión puede extraerse sobre la base de un razonamiento similar.
Influencia de los cambios de presión.
Un cambio de presión afecta solo a aquellos sistemas en los que al menos una de las sustancias se encuentra en estado gaseoso. Al aumentar la presión, el volumen de gases disminuye, lo que significa que su concentración aumenta.
Suponga que la presión en un sistema cerrado ha aumentado, por ejemplo, 2 veces. Esto significa que la concentración de todas las sustancias gaseosas (N 2, H 2, NH 3) en la reacción considerada aumentará 2 veces. En este caso, el numerador en la expresión para K igual aumentará 4 veces y el denominador 16 veces, es decir, se violará el equilibrio. Para su recuperación, la concentración de amoníaco debe aumentar y la concentración de nitrógeno e hidrógeno debe disminuir. El equilibrio se desplazará hacia la derecha. El cambio de presión prácticamente no tiene ningún efecto sobre el volumen de líquido y sólidos, es decir, no cambia su concentración. Como consecuencia, el estado de equilibrio químico de las reacciones que no involucran gases es independiente de la presión.
Influencia del cambio de temperatura
A medida que aumenta la temperatura, aumentan las velocidades de todas las reacciones (exo- y endotérmicas). Además, un aumento de temperatura tiene un mayor efecto sobre la velocidad de aquellas reacciones que tienen una alta energía de activación, lo que significa que endotérmico.
Por tanto, la velocidad de la reacción inversa (endotérmica) aumenta con más fuerza que la velocidad de la reacción directa. El equilibrio se desplazará hacia el proceso, acompañado de la absorción de energía.
La dirección del desplazamiento del equilibrio se puede predecir usando Principio de Le Chatelier:
Si se ejerce una influencia externa sobre un sistema en equilibrio (cambios de concentración, presión, temperatura), entonces el equilibrio se desplaza en la dirección que debilita este efecto.
Por lo tanto:
Con un aumento en la concentración de reactivos, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la formación de productos de reacción;
Con un aumento en la concentración de los productos de reacción, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la formación de las sustancias iniciales;
Al aumentar la presión, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la reacción en la que el volumen de las sustancias gaseosas formadas es menor;
A medida que aumenta la temperatura, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la reacción endotérmica;
Con una disminución de la temperatura, hacia un proceso exotérmico.
El principio de Le Chatelier es aplicable no solo a las reacciones químicas, sino también a muchos otros procesos: a la evaporación, condensación, fusión, cristalización, etc. En la producción de los productos químicos más importantes, el principio de Le Chatelier y los cálculos derivados de la ley de la masa La acción permite encontrar tales condiciones para la realización de procesos químicos que proporcionen el máximo rendimiento de la sustancia deseada.
Material de referencia para pasar la prueba:
Mesa de mendeleev
Tabla de solubilidad
reciclaje de educadores.
Departamento de Ciencias Naturales
Tema: “Reacciones reversibles e irreversibles.
Equilibrio químico. Principio de Le Chatelier.
Trabajo completado:
Oyente del grupo X - 1
profesor de química MOU SOSH №6
Dimitrovgrad
Región de Ulyanovsk
Lepikhova Tatiana Vasilievna.
Supervisor:
Jefe del departamento
Ciencias Naturales
Akhmetov Marat Anvarovich
Ulyanovsk 2009
Reacciones químicas reversibles e irreversibles.
Equilibrio químico.
Principio de Le Chatelier.
Objeto del trabajo: 1) Estudio de las características y patrones del curso de las reacciones químicas, como continuación de la formación de ideas sobre varios tipos de reacciones químicas sobre la base de la reversibilidad.
2) Generalización y concretización del conocimiento sobre las leyes de las reacciones químicas, la formación de destrezas y habilidades para determinar, explicar las características y las condiciones resultantes necesarias para el curso de una determinada reacción. 3) Ampliar y profundizar conocimientos sobre la variedad de procesos químicos, enseñar a los alumnos a comparar, analizar, explicar, sacar conclusiones y generalizaciones. 4) Considere esta sección de la ciencia química como la más importante en el aspecto aplicado y considere el concepto de equilibrio químico como un caso particular de una sola ley de equilibrio natural, el deseo de compensación, la estabilidad del equilibrio en unidad con la forma principal de existencia de materia, movimiento, dinámica.
Tareas.
Considere el tema: "Reacciones reversibles e irreversibles" a ejemplos específicos utilizando conceptos previos de la velocidad de las reacciones químicas.
Continuar con el estudio de las características de las reacciones químicas reversibles y la formación de ideas sobre el equilibrio químico como estado dinámico de un sistema en reacción.
Aprenda los principios del cambio del equilibrio químico y enseñe a los estudiantes a identificar las condiciones para el cambio del equilibrio químico.
Dar a los estudiantes una idea del significado de este tema no solo para la producción química, sino también para el funcionamiento normal de un organismo vivo y la naturaleza en su conjunto.
Introducción
En la naturaleza, en los organismos de los seres vivos, en el proceso actividad fisiológica una persona, en sus acciones para crear condiciones de varios niveles: doméstico, de defensa, industrial, técnico, ambiental y otros, ocurren o se llevan a cabo miles, millones de reacciones completamente diferentes, las cuales pueden ser consideradas desde diferentes puntos de vista y clasificaciones. Consideraremos las reacciones químicas en términos de su reversibilidad e irreversibilidad.
Es difícil sobreestimar el significado de estos conceptos: mientras haya una persona pensante, la misma cantidad de pensamiento humano late sobre la reversibilidad e irreversibilidad de los procesos que ocurren en su cuerpo, el eterno problema de prolongar la vida de una persona, la problema de la irreversibilidad de las consecuencias de su vida, una actitud irreflexiva hacia la naturaleza.
Quiero considerar el concepto de reversibilidad e irreversibilidad de las reacciones químicas, el concepto de equilibrio químico y las condiciones para su cambio en una dirección "útil". Introducir bases teóricas seguido de verificación, autoverificación de conocimientos sobre este tema, utilizando pruebas tipología diferente... Supongo que "recorrer el camino" de lo simple a lo más tareas difíciles, los estudiantes tendrán un conocimiento claro y bueno no solo sobre este tema, sino que también profundizarán sus conocimientos de química.
Las reacciones químicas son fenómenos en los que una (o algunas) sustancias se convierten en otras, la evidencia de esto son cambios visibles e invisibles. Visible: cambios de color, olor, sabor, precipitación, cambio de color del indicador, absorción y liberación de calor. Invisible: cambio en la composición de una sustancia que puede determinarse mediante reacciones cualitativas y analíticas. Todas estas reacciones se pueden dividir en dos tipos: reacciones reversibles e irreversibles.
Reacciones irreversibles. Las reacciones que proceden solo en una dirección y terminan con la transformación completa de las sustancias que reaccionan inicialmente en sustancias finales se denominan irreversibles.
Un ejemplo de tal reacción es la descomposición del clorato de potasio (sal de Berthollet) cuando se calienta:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
La reacción se detendrá cuando todo el clorato de potasio se haya convertido en cloruro de potasio y oxígeno. No hay tantas reacciones irreversibles.
Si se drenan las soluciones ácidas y alcalinas, se forman sal y agua, por ejemplo,
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, y si las sustancias se toman en las proporciones correctas, la solución tiene una reacción neutra e incluso no quedan trazas de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio. Si intenta realizar una reacción en una solución entre las sustancias formadas: cloruro de sodio y agua, no se encontrarán cambios. En tales casos, se dice que la reacción de un ácido con un álcali es irreversible, es decir no hay reacción. Muchas reacciones son prácticamente irreversibles a temperatura ambiente, por ejemplo,
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, etc.
Reacciones reversibles. Las reacciones reversibles son aquellas que proceden simultáneamente en dos direcciones mutuamente opuestas.
La mayoría de las reacciones son reversibles. En las ecuaciones de reacciones reversibles, se colocan dos flechas que apuntan en direcciones opuestas entre los lados izquierdo y derecho. Un ejemplo de tal reacción es la síntesis de amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno:
,
∆H = -46,2 kJ / mol
En tecnología, las reacciones reversibles son generalmente desventajosas. por lo tanto diferentes métodos(cambios de temperatura, presión, etc.) los hacen prácticamente irreversibles.
Tales reacciones se denominan irreversibles, en el curso de las cuales:
1) los productos resultantes abandonan la esfera de reacción: caen en forma de precipitado, se liberan en forma de gas, por ejemplo
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) se forma un compuesto pobremente disociado, por ejemplo, agua:
HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
3) la reacción va acompañada de una gran liberación de energía, por ejemplo, la combustión de magnesio
Mg + 1/2 O 2 = MgO, ∆H = -602.5 kJ / mol
En las ecuaciones de reacciones irreversibles, se coloca un signo igual o una flecha entre los lados izquierdo y derecho.
Muchas reacciones ya son reversibles en condiciones normales, esto significa que la reacción inversa avanza en un grado notable. Por ejemplo, si intenta neutralizar una solución acuosa de un ácido hipocloroso muy débil con álcali, resulta que la reacción de neutralización no llega al final y la solución tiene un medio altamente alcalino. Esto significa que la reacción HClO + NaOH NaClO + H 2 O es reversible, es decir los productos de esta reacción, reaccionando entre sí, pasan parcialmente a los compuestos de partida. Como resultado, la solución es alcalina. La reacción de formación de ésteres es reversible (la reacción inversa se llama saponificación): RCOOH + R "OH RCOOR" + H 2 O, muchos otros procesos.
Como muchos otros conceptos de la química, el concepto de reversibilidad es en gran medida arbitrario. Por lo general, se considera una reacción irreversible, después de la finalización de la cual las concentraciones de las sustancias de partida son tan pequeñas que no pueden detectarse (por supuesto, esto depende de la sensibilidad de los métodos de análisis). Con un cambio en las condiciones externas (principalmente temperatura y presión), una reacción irreversible puede volverse reversible y viceversa. Entonces, a presión atmosférica y temperaturas por debajo de 1000 ° C, la reacción 2H 2 + O 2 = 2H 2 O todavía puede considerarse irreversible, mientras que a una temperatura de 2500 ° C y superior, el agua se disocia en hidrógeno y oxígeno en aproximadamente un 4%. , y a una temperatura de 3000 ° С, ya en un 20%.
A finales del siglo XIX. El físicoquímico alemán Max Bodenstein (1871-1942) estudió en detalle los procesos de formación y disociación térmica del yoduro de hidrógeno: H 2 + I 2 2HI. Al cambiar la temperatura, pudo lograr el curso predominante de solo una reacción directa o solo inversa, pero en el caso general, ambas reacciones procedieron simultáneamente en direcciones opuestas. Hay muchos ejemplos similares. Uno de los más famosos es la reacción de síntesis de amoniaco 3H 2 + N 2 2NH 3; muchas otras reacciones son reversibles, por ejemplo, oxidación de dióxido de azufre 2SO 2 + O 2 2SO 3, reacciones de ácidos orgánicos con alcoholes, etc.
Una reacción se denomina reversible si su dirección depende de las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción. Por ejemplo, en el caso de una reacción catalítica heterogénea N2 + 3H2 = 2NH3 (1), a baja concentración de amoniaco en la mezcla de gases y altas concentraciones de nitrógeno e hidrógeno, se produce la formación de amoniaco; por el contrario, a una alta concentración de amoníaco, se descompone, la reacción procede en la dirección opuesta. Una vez completada una reacción reversible, es decir, al alcanzar un equilibrio químico, el sistema contiene tanto las sustancias iniciales como los productos de la reacción. La reacción se llama irreversible si puede avanzar solo en una dirección y termina con la transformación completa de los materiales de partida en productos; un ejemplo es la descomposición de explosivos. Una misma reacción, dependiendo de las condiciones (temperatura, presión), puede ser sustancialmente reversible o prácticamente irreversible. Una reacción reversible simple (de una etapa) consiste en dos reacciones elementales que ocurren simultáneamente, que difieren entre sí solo en la dirección de la transformación química. La dirección de la reacción final disponible para la observación directa está determinada por cuál de estas reacciones recíprocas tiene la mayor velocidad. Por ejemplo, una reacción simple N2O4 Û 2NO2 (2) consta de las reacciones elementales N2O4 2NO2 y 2NO2 N2O4 Para la reversibilidad de una reacción compleja (multietapa), por ejemplo, la reacción (1), es necesario que todas sus etapas constituyentes sean reversible. M. I. Tyomkin.
EQUILIBRIO QUÍMICO.
Equilibrio químico- el estado del sistema en el que la velocidad de la reacción directa (V 1) es igual a la velocidad de la reacción inversa (V 2). En equilibrio químico, las concentraciones de sustancias permanecen sin cambios. El equilibrio químico tiene un carácter dinámico: las reacciones directas e inversas no se detienen en el equilibrio.
El estado de equilibrio químico se caracteriza cuantitativamente por la constante de equilibrio, que es la relación de las constantes de las reacciones directa (K 1) e inversa (K 2).
Para la reacción mA + nB pC + dD, la constante de equilibrio es
K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)
La constante de equilibrio depende de la temperatura y la naturaleza de las sustancias que reaccionan. Cuanto mayor es la constante de equilibrio, más se desplaza el equilibrio hacia la formación de productos de reacción directos. En un estado de equilibrio, las moléculas no dejan de experimentar colisiones, y la interacción entre ellas no se detiene, pero las concentraciones de sustancias se mantienen constantes. Estas concentraciones se denominan equilibrio.
|
Concentración de equilibrio- la concentración de una sustancia que participa en una reacción química reversible que ha alcanzado un estado de equilibrio. |
La concentración de equilibrio viene indicada por la fórmula de la sustancia, entre corchetes, por ejemplo:
con equilibrio (H 2) = o R equilibrio (HI) =.
Como cualquier otra concentración, la concentración de equilibrio se mide en moles por litro.
Si en los ejemplos que hemos considerado tomamos otras concentraciones de las sustancias iniciales, luego de alcanzar el equilibrio recibiríamos otros valores de las concentraciones de equilibrio. Estos nuevos valores (denótelos con asteriscos) se vincularán a los antiguos de la siguiente manera:
.
En el caso general, para una reacción reversible
a A + B B D D + F F
en un estado de equilibrio a una temperatura constante, la relación
Esta relación se llama ley de acción de masas, que se formula de la siguiente manera:
a temperatura constante, la relación del producto de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción, tomadas en potencias iguales a sus coeficientes, al producto de las concentraciones de equilibrio de las sustancias de partida, tomadas en potencias iguales a sus coeficientes, es una constante valor.
Valor constante ( PARA CON) se llama equilibrio constante esta reacción. La "c" en esta cantidad indica que se usaron concentraciones para calcular las constantes.
Si la constante de equilibrio es grande, entonces el equilibrio se desplaza hacia los productos de la reacción directa, si es pequeña, entonces - hacia las sustancias iniciales. Si la constante de equilibrio es muy grande, entonces dicen que la reacción " prácticamente irreversible ", si la constante de equilibrio es muy pequeña, entonces la reacción " prácticamente no va ".
Constante de equilibrio: para cada reacción reversible, el valor es constante solo a temperatura constante. Para la misma reacción a diferentes temperaturas, la constante de equilibrio adquiere diferentes valores.
La expresión anterior para la ley de acción de masas es válida solo para reacciones, todos los participantes en los que son gases o solutos. En otros casos, la ecuación de la constante de equilibrio cambia ligeramente.
Por ejemplo, en una reacción reversible que se produce a alta temperatura.
С (gr) + СО 2 2СО (g)
Se trata de grafito sólido C (gr). Formalmente, usando la ley de acción de masas, escribimos la expresión para la constante de equilibrio de esta reacción, denotándola PARA":
El grafito sólido que se encuentra en el fondo del reactor reacciona solo desde la superficie, y su "concentración" no depende de la masa de grafito y es constante en cualquier proporción de sustancias en la mezcla de gases.
Multiplicamos los lados derecho e izquierdo de la ecuación por esta constante:
El valor resultante es la constante de equilibrio de esta reacción:
Asimismo, para el equilibrio de otra reacción reversible, que también ocurre a alta temperatura,
CaCO 3 (cr) CaO (cr) + CO 2 (g),
obtenemos la constante de equilibrio
PARA CON = .
En este caso, es simplemente igual a la concentración de equilibrio de dióxido de carbono.
Desde un punto de vista metrológico, la constante de equilibrio no es una tamaño físico... Este es un grupo de cantidades con diferentes unidades de medida, dependiendo de la expresión específica de la constante en términos de concentraciones de equilibrio. Por ejemplo, para la reacción reversible de grafito con dióxido de carbono [ K C] = 1 mol / L, la misma unidad de medida y la constante de equilibrio para la reacción de descomposición térmica del carbonato de calcio, y la constante de equilibrio para la síntesis de yoduro de hidrógeno es un valor adimensional. En general [ K C] = 1 (mol / l) norte .
Desplazamiento del equilibrio químico. El principio de Le Chatelier
La transferencia de un sistema químico en equilibrio de un estado de equilibrio a otro se llama desplazamiento (desplazamiento) del equilibrio químico, que se lleva a cabo cambiando los parámetros termodinámicos del sistema: temperatura, concentración, presión Cuando el equilibrio se desplaza hacia adelante, se logra un aumento en el rendimiento de productos, y cuando se desplaza en la dirección opuesta, el grado de conversión del reactivo disminuye. Ambos pueden ser útiles en ingeniería química. Dado que casi todas las reacciones son reversibles en un grado u otro, surgen dos problemas en la industria y en la práctica de laboratorio: cómo obtener el producto de una reacción "útil" con el máximo rendimiento y cómo reducir el rendimiento de los productos de una reacción "nociva". . En ambos casos, es necesario desplazar el equilibrio hacia los productos de reacción o hacia los materiales de partida. Para aprender a hacer esto, necesita saber de qué depende la posición de equilibrio de cualquier reacción reversible.
La posición de equilibrio depende de:
1) sobre el valor de la constante de equilibrio (es decir, sobre la naturaleza de las sustancias que reaccionan y la temperatura),
2) sobre la concentración de sustancias que participan en la reacción y
3) de la presión (para los sistemas de gas es proporcional a la concentración de sustancias).
Para evaluación cualitativa influencia en el equilibrio químico de todos estos factores muy diferentes utilizan un universal en la naturaleza Principio de Le Chatelier(El fisicoquímico y metalúrgico francés Henri Louis Le Chatelier lo formuló en 1884), que es aplicable a cualquier sistema de equilibrio, no solo a los químicos.
Si un sistema en equilibrio es influenciado desde el exterior, entonces el equilibrio en el sistema cambiará en la dirección en la que este efecto se compensa parcialmente.
Como ejemplo de la influencia en la posición de equilibrio de las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción, considérese la reacción reversible de obtención de yoduro de hidrógeno.
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g).
Según la ley de acción de masas en un estado de equilibrio
.
Supongamos que se establece un equilibrio en un reactor con un volumen de 1 litro a una cierta temperatura constante, a la cual las concentraciones de todos los participantes en la reacción son iguales e iguales a 1 mol / L (= 1 mol / L; = 1 mol / L; = 1 mol / L). Por lo tanto, a esta temperatura PARA CON= 1. Dado que el volumen del reactor es de 1 litro, norte(H 2) = 1 mol, norte(I 2) = 1 mol y norte(HI) = 1 mol. En el tiempo t 1, introducimos otro 1 mol de HI en el reactor, su concentración será igual a 2 mol / l. Sino PARA CON permaneció constante, las concentraciones de hidrógeno y yodo deberían aumentar, y esto solo es posible debido a la descomposición de una parte del yoduro de hidrógeno según la ecuación
2HI (g) = H2 (g) + I2 (g).
Deje que en el momento de alcanzar un nuevo estado de equilibrio t 2 se descomponga X mol de HI y, por lo tanto, 0.5 X mol de H 2 e I 2. Nuevas concentraciones de equilibrio de los participantes de la reacción: = (1 + 0.5 X) mol / l; = (1 + 0.5 X) mol / l; = (2 - X) mol / L. Sustituyendo los valores numéricos de las cantidades en la expresión de la ley de masas efectivas, obtenemos la ecuación
Donde X= 0,667. Por tanto, = 1,333 mol / l; = 1,333 mol / l; = 1,333 mol / l.
Velocidad de reacción y equilibrio.
Sea una reacción reversible A + B C + D. Si asumimos que las reacciones directa e inversa tienen lugar en una etapa, entonces las velocidades de estas reacciones serán directamente proporcionales a las concentraciones de los reactivos: la velocidad de la reacción directa v 1 = k 1 [A] [B], velocidad de reacción inversa v 2 = k 2 [C] [D] (los corchetes indican las concentraciones molares de los reactivos). Puede verse que a medida que avanza la reacción directa, las concentraciones de las sustancias de partida A y B disminuyen, y la velocidad de la reacción directa también disminuye, respectivamente. La velocidad de la reacción inversa, que en el momento inicial es igual a cero (no hay productos C y D), aumenta gradualmente. Tarde o temprano llegará el momento en que las tasas de reacciones hacia adelante y hacia atrás se igualen. Después de eso, las concentraciones de todas las sustancias: A, B, C y D no cambian con el tiempo. Esto significa que la reacción ha alcanzado una posición de equilibrio y las concentraciones de sustancias que no cambian con el tiempo se denominan equilibrio. Pero, a diferencia del equilibrio mecánico, en el que todo movimiento se detiene, en el equilibrio químico ambas reacciones, tanto la directa como la inversa, continúan, pero sus velocidades son iguales y por lo tanto parece que no se producen cambios en el sistema. Hay muchas formas de probar el flujo de reacciones directas e inversas una vez alcanzado el equilibrio. Por ejemplo, si se introduce un pequeño isótopo de hidrógeno, deuterio D 2, en una mezcla de hidrógeno, nitrógeno y amoníaco, que está en equilibrio, un análisis sensible detectará inmediatamente la presencia de átomos de deuterio en las moléculas de amoníaco. Y viceversa, si introduce un poco de amoniaco deuterado NH 2 D en el sistema, el deuterio aparecerá inmediatamente en las sustancias iniciales en forma de moléculas HD y D 2. Otro experimento espectacular se llevó a cabo en el Departamento de Química de la Universidad Estatal de Moscú. La placa de plata se colocó en una solución de nitrato de plata y no se observó ningún cambio. Luego, se introdujo una cantidad insignificante de iones de plata radiactivos en la solución, después de lo cual la placa de plata se volvió radiactiva. Esta radiactividad no podría "eliminarse" enjuagando la placa con agua o enjuagándola. ácido clorhídrico... Solo el grabado con ácido nítrico o el tratamiento mecánico de la superficie con papel de lija fino lo inactiva. Este experimento se puede explicar de una manera única: entre el metal y la solución, hay un intercambio continuo de átomos de plata, es decir, el sistema experimenta una reacción reversible Ag (s) - e - = Ag +. Por lo tanto, la adición de iones radiactivos Ag + a la solución condujo a su "introducción" en la placa en forma de átomos eléctricamente neutros, pero aún radiactivos. Así, no solo se encuentran en equilibrio las reacciones químicas entre gases o soluciones, sino también los procesos de disolución de metales y precipitados. Por ejemplo, sólido se disuelve más rápido si se coloca en un solvente puro, cuando el sistema está lejos del equilibrio, en este caso- de una solución saturada. La velocidad de disolución disminuye gradualmente y, al mismo tiempo, aumenta la velocidad del proceso inverso: la transición de una sustancia de una solución a un precipitado cristalino. Cuando la solución se satura, el sistema alcanza un estado de equilibrio, mientras que las velocidades de disolución y cristalización son iguales y la masa del precipitado no cambia con el tiempo. ¿Cómo puede el sistema "contrarrestar" los cambios en las condiciones externas? Si, por ejemplo, la temperatura de la mezcla de equilibrio aumenta por calentamiento, el sistema en sí, por supuesto, no puede "debilitar" el calentamiento externo, pero el equilibrio en él cambia de tal manera que se requiere una mayor cantidad de calor para calentar el sistema de reacción a una cierta temperatura que en el caso, si el equilibrio no se hubiera movido. En este caso, el equilibrio se desplaza para que se absorba calor, es decir, hacia la reacción endotérmica. Esto puede interpretarse como "el deseo del sistema de debilitar la influencia externa". Por otro lado, si los lados izquierdo y derecho de la ecuación tienen un número desigual de moléculas gaseosas, entonces el equilibrio en tal sistema puede cambiarse cambiando la presión. Al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza en la dirección donde el número de moléculas gaseosas es menor (y de esta manera, por así decirlo, "contrarresta" la presión externa). Si el número de moléculas gaseosas no cambia durante la reacción
(H 2 + Br 2 (g) 2HBr, CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2), entonces la presión no afecta la posición de equilibrio. Cabe señalar que cuando cambia la temperatura, la constante de equilibrio de la reacción también cambia, mientras que cuando solo cambia la presión, permanece constante.
Varios ejemplos del uso del principio de Le Chatelier para predecir un cambio en el equilibrio químico. La reacción 2SO 2 + O 2 2SO 3 (g) es exotérmica. Si se aumenta la temperatura, se aprovechará la reacción de descomposición endotérmica del SO 3 y el equilibrio se desplazará hacia la izquierda. Si se baja la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha. Así, una mezcla de SO 2 y O 2 tomada en una relación estequiométrica de 2: 1 ( cm ... ESQUIOMERIA), a una temperatura de 400 ° C y la presión atmosférica se convierte en SO 3 con un rendimiento de aproximadamente el 95%, es decir el estado de equilibrio en estas condiciones se desplaza casi por completo hacia SO 3. A 600 ° C, la mezcla de equilibrio ya contiene 76% de SO 3, ya 800 ° C, solo el 25%. Por eso, cuando se quema azufre en el aire, se forma principalmente SO 2 y solo alrededor del 4% de SO 3. También se deduce de la ecuación de reacción que un aumento en la presión total en el sistema desplazará el equilibrio hacia la derecha, y con una disminución de la presión, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.
La reacción de eliminación de hidrógeno del ciclohexano con la formación de benceno.
C 6 H 12 C 6 H 6 + 3H 2 se lleva a cabo en fase gaseosa, también en presencia de un catalizador. Esta reacción se produce con el gasto de energía (endotérmica), pero con un aumento del número de moléculas. Por tanto, el efecto de la temperatura y la presión sobre él será directamente opuesto al observado en el caso de la síntesis de amoniaco. A saber: un aumento en la concentración de equilibrio de benceno en la mezcla se ve facilitado por un aumento de la temperatura y una disminución de la presión, por lo que la reacción se lleva a cabo en la industria a bajas presiones (2-3 atm) y altas temperaturas(450-500 ° C). Aquí, un aumento de temperatura es "dos veces favorable": no solo aumenta la velocidad de reacción, sino que también contribuye a un cambio en el equilibrio hacia la formación del producto objetivo. Por supuesto, una disminución aún mayor de la presión (por ejemplo, a 0,1 atm) provocaría un desplazamiento adicional del equilibrio hacia la derecha, pero en este caso habrá muy poca sustancia en el reactor y la velocidad de reacción también disminuirá. , de modo que la productividad general no aumente, sino que disminuirá. Este ejemplo muestra una vez más que una síntesis industrial económicamente sólida es una maniobra exitosa entre Escila y Caribdis.
El principio de Le Chatelier también "funciona" en el llamado ciclo del halógeno, que se utiliza para obtener titanio, níquel, hafnio, vanadio, niobio, tantalio y otros metales de alta pureza. La reacción de un metal con un halógeno, por ejemplo, Ti + 2I 2 TiI 4, procede con la liberación de calor y, por tanto, con un aumento de temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Entonces, a 600 ° С, el titanio forma fácilmente yoduro volátil (el equilibrio se desplaza hacia la derecha), y a 110 ° С, el yoduro se descompone (el equilibrio se desplaza hacia la izquierda) con la liberación de un metal muy puro. Dicho ciclo también funciona en lámparas halógenas, donde el tungsteno se evapora de la espiral y se deposita en las paredes más frías y forma compuestos volátiles con halógenos, que nuevamente se desintegran en la espiral incandescente y el tungsteno se transfiere a su lugar original.
Además de los cambios de temperatura y presión, hay otra forma eficiente influir en la posición del equilibrio. Imaginemos que a partir de una mezcla de equilibrio
A + B C + D cualquier sustancia se excreta. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el sistema "responderá" inmediatamente a tal impacto: el equilibrio comenzará a cambiar para compensar la pérdida de una sustancia determinada. Por ejemplo, si la sustancia C o D (o ambas a la vez) se elimina de la zona de reacción, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, y si se eliminan las sustancias A o B, se desplazará hacia la izquierda. La introducción de cualquier sustancia en el sistema también cambiará el equilibrio, pero en la otra dirección.
Puede eliminar sustancias de la zona de reacción. diferentes caminos... Por ejemplo, si hay gas sulfuroso en un recipiente herméticamente cerrado con agua, se establecerá un equilibrio entre el dióxido de azufre gaseoso, disuelto y reaccionado:
O 2 (g) SO 2 (p) + H 2 O H 2 SO 3. Si se abre el recipiente, el gas sulfuroso comenzará a evaporarse gradualmente y ya no podrá participar en el proceso; el equilibrio comenzará a desplazarse hacia la izquierda, hasta la descomposición completa del ácido sulfuroso. Se puede observar un proceso similar cada vez que abre una botella de limonada o agua mineral: el equilibrio de CO 2 (g) CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 a medida que el CO 2 se evapora hacia la izquierda.
La extracción del reactivo del sistema es posible no solo con la formación de sustancias gaseosas, sino también uniendo uno u otro reactivo con la formación de un compuesto insoluble que precipita. Por ejemplo, si se introduce un exceso de sal de calcio en una solución acuosa de CO 2, entonces los iones Ca 2+ formarán un precipitado de CaCO 3, reaccionando con ácido carbónico; el equilibrio CO 2 (p) + H 2 O H 2 CO 3 se desplazará hacia la derecha hasta que no haya gas disuelto en el agua.
El equilibrio también se puede cambiar agregando un reactivo. Entonces, cuando se combinan soluciones diluidas de FeCl 3 y KSCN, aparece un color naranja rojizo como resultado de la formación de tiocianato de hierro (tiocianuro):
FeCl 3 + 3KSCN Fe (SCN) 3 + 3KCl. Si se agrega FeCl 3 o KSCN adicional a la solución, el color de la solución aumentará, lo que indica un cambio en el equilibrio hacia la derecha (como si debilitara la influencia externa). Si agrega un exceso de KCl a la solución, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda con un debilitamiento del color a amarillo claro.
No sin razón la formulación del principio de Le Chatelier indica que es posible predecir los resultados de la influencia externa solo para sistemas que están en un estado de equilibrio. Si se descuida esta instrucción, es fácil llegar a conclusiones completamente erróneas. Por ejemplo, se sabe que los álcalis sólidos (KOH, NaOH) se disuelven en agua con la liberación un número grande Calor: la solución se calienta casi tanto como cuando se mezcla con ácido sulfúrico concentrado con agua. Si olvidamos que el principio es aplicable solo a los sistemas de equilibrio, podemos llegar a la conclusión errónea de que con un aumento de temperatura, la solubilidad del KOH en agua debería disminuir, ya que es este cambio en el equilibrio entre el precipitado y la solución saturada. que conduce al "debilitamiento de la influencia externa". Sin embargo, el proceso de disolución de KOH en agua no es en absoluto equilibrado, ya que en él interviene álcali anhidro, mientras que el precipitado en equilibrio con una solución saturada son hidratos de KOH (principalmente KOH 2H 2 O). La transición de este hidrato del precipitado a la solución es un proceso endotérmico, es decir no se acompaña de calentamiento, sino de enfriamiento de la solución, de modo que el principio de Le Chatelier para el proceso de equilibrio se cumple también en este caso. De la misma manera, al disolver sales anhidras - CaCl 2, CuSO 4, etc. en agua, la solución se calienta, y al disolver los hidratos cristalinos CuSO 4 · 5H 2 O, CaCl 2 · 6H 2 O - se enfría.
Otro ejemplo interesante e instructivo del uso erróneo del principio de Le Chatelier se puede encontrar en los libros de texto y la literatura popular. Si se coloca una mezcla de equilibrio de dióxido de nitrógeno marrón NO 2 y tetróxido de nitrógeno incoloro N 2 O 4 en una jeringa de gas transparente, y luego el gas se comprime rápidamente con la ayuda de un pistón, la intensidad del color aumentará inmediatamente y después de un tiempo (decenas de segundos) volverá a debilitarse, aunque no alcanzará el original. Esta experiencia generalmente se explica de la siguiente manera. La compresión rápida de la mezcla aumenta la presión y por lo tanto la concentración de ambos componentes, por lo que la mezcla se vuelve más oscura. Pero un aumento de presión, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, desplaza el equilibrio en el sistema 2NO 2 N 2 O 4 hacia el N 2 O 4 incoloro (el número de moléculas disminuye), por lo que la mezcla se aclara gradualmente, acercándose a una nueva posición de equilibrio. , que corresponde a un aumento de presión.
La falacia de esta explicación se deriva del hecho de que ambas reacciones - disociación de N 2 O 4 y dimerización de NO 2 - ocurren extremadamente rápido, por lo que el equilibrio se establece en cualquier caso en millonésimas de segundo, por lo tanto, es imposible empujar el pistón tan rápido que se altera el equilibrio. Esta experiencia se explica de otra manera: la compresión del gas provoca un aumento significativo de la temperatura (todo el que haya tenido que bombear un neumático con una bomba de bicicleta está familiarizado con este fenómeno). Y de acuerdo con el mismo principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza instantáneamente hacia la reacción endotérmica que procede con la absorción de calor, es decir. hacia la disociación del N 2 O 4 - la mezcla se oscurece. Luego, los gases en la jeringa se enfrían lentamente a temperatura ambiente y el equilibrio se desplaza nuevamente hacia el tetróxido: la mezcla se aclara.
El principio de Le Chatelier también funciona bien en casos que no tienen nada que ver con la química. En una economía que funciona normalmente, la cantidad total de dinero en circulación está en equilibrio con los bienes que se pueden comprar con este dinero. ¿Qué pasará si la "influencia externa" resulta ser el deseo del gobierno de imprimir más dinero para pagar las deudas? En estricta conformidad con el principio de Le Chatelier, el equilibrio entre la mercancía y el dinero cambiará de tal manera que debilitará el placer de los ciudadanos por tener más dinero. Es decir, los precios de los bienes y servicios subirán y de esta manera se logrará un nuevo equilibrio. Otro ejemplo. En una de las ciudades de Estados Unidos, se decidió deshacerse de atascos de tráfico permanentes mediante la expansión de carreteras y la construcción de cruces de carreteras. Esto ayudó durante un tiempo, pero luego los residentes llenos de alegría empezaron a comprar más coches, por lo que los atascos pronto volvieron a producirse, pero con un nuevo "equilibrio" entre carreteras y más coches.
Entonces, saquemos las principales conclusiones de los métodos para cambiar el equilibrio químico.
El principio de Le Chatelier... Si se ejerce una influencia externa sobre un sistema en equilibrio (concentración, temperatura, cambio de presión), entonces se favorece la ocurrencia de una de las dos reacciones opuestas que debilita este efecto.
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V 1 | ||
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A + B |
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EN |
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V 2 |
1. Presión. Un aumento de la presión (para los gases) desplaza el equilibrio hacia una reacción que conduce a una disminución del volumen (es decir, a la formación de menos moléculas).
2. Un aumento de temperatura desplaza la posición de equilibrio hacia la reacción endotérmica (es decir, hacia la reacción que procede con la absorción de calor).
3. Un aumento en la concentración de materias primas y la eliminación de productos de la esfera de reacción desplaza el equilibrio hacia la reacción directa. Un aumento de las concentraciones de las sustancias de partida [A] o [B] o [A] y [B]: V 1> V 2.
Los catalizadores no afectan la posición de equilibrio.
El principio de Le Chatelier en la naturaleza.
Al estudiar este tema, siempre quiero dar un ejemplo del esfuerzo de todos los seres vivos por el equilibrio, la compensación. Por ejemplo: un cambio en la población de ratones - año de nuez - hay mucha comida para ratones, la población de ratones está creciendo rápidamente. Con un aumento en el número de ratones, la cantidad de comida disminuye, como resultado de la acumulación de roedores, el crecimiento de varios enfermedades infecciosas entre los ratones, por lo tanto, hay una disminución gradual en el número de roedores. Después de un cierto período de tiempo, se establece un equilibrio dinámico del número de ratones nacidos y moribundos; un cambio en este equilibrio puede ocurrir en una dirección u otra bajo la influencia de condiciones externas, favorables o desfavorables.
En el cuerpo humano tienen lugar procesos bioquímicos, que también pueden regularse según el principio de Le Chatelier. A veces, como resultado de tal reacción, el cuerpo comienza a producir sustancias venenosas que causan esta o aquella enfermedad. ¿Cómo prevenir este proceso?
Recordemos un método de tratamiento como la homeopatía. El método consiste en el uso de dosis muy pequeñas de aquellos fármacos que, en grandes dosis, provocan persona saludable signos de algún tipo de enfermedad. ¿Cómo funciona el medicamento venenoso en este caso? El producto de una reacción no deseada se introduce en el cuerpo y, según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia las sustancias de partida. El proceso que causa molestias dolorosas en el cuerpo se desvanece.
La parte práctica.
El control del nivel de asimilación del tema estudiado se realiza en forma de pruebas. El sistema de prueba está formulado y estandarizado de manera sucinta y precisa, algunas de las cuales deben darse en un tiempo limitado, respuestas breves y precisas, evaluadas por un sistema de puntuación. Al escribir pruebas, me concentré en los siguientes niveles:
La realización reproductiva de los estudiantes de este nivel se basa principalmente en la memoria.
El logro productivo de este nivel implica la comprensión de los estudiantes de las formulaciones, conceptos, leyes estudiadas, la capacidad de establecer la relación entre ellos.
Creativo: la capacidad de predecir basándose en el conocimiento existente, diseñar, analizar, sacar conclusiones, comparaciones, generalizaciones.
Pruebas cerradas o pruebas en las que el sujeto debe elegir la respuesta correcta entre las opciones propuestas.
A) Nivel reproductivo: pruebas con respuestas alternativas en las que el sujeto debe responder sí o no. Obtén 1 punto.
Reacción de combustión de fósforo
a) si b) no
Reaccion de descomposicion
Reacción reversible
a) si b) no
Aumento de temperatura
óxido de mercurio II en mercurio
y oxigeno
a) si b) no
En sistemas vivos
y procesos irreversibles
a) sí b) no.
Pruebas de una respuesta
¿En qué sistema, al aumentar la presión, el equilibrio químico se desplazará hacia la derecha?
2HI (g) ↔H2 (g) + I2 (g)
C (s) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6 (g) + H2 (g) ↔С3H8 (g)
H2 (g) + F2 (g) ↔2HF (g) 1 punto
aumento de temperatura
usando un catalizador
bajar la temperatura; 1 punto
Sobre el estado de equilibrio químico en el sistema.
no afecta
aumento de presión
aumento de la concentración de yodo
aumento de la temperatura
disminución de la temperatura; 1 punto
¿En qué sistema un aumento en la concentración de hidrógeno desplaza el equilibrio químico hacia la izquierda?
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g)
2NH3 (g) ↔N2 (g) + 3H2 (g)
2H2 (g) + O2 (g) ↔2H2O (g)
FeO (s) + H2 (g) ↔Fe + H2O (g) 1 punto
¿En qué sistema el aumento de presión no afecta el cambio en el equilibrio químico?
H2 (g) + J2 (g) ↔2HJ (g)
SO2 (g) + H2O (l) ↔H2SO3 (g)
CH4 (g) + H2O (g) ↔CO (g) + 3H2 (g)
4HCl (g) + O2 (g) ↔2H2O (g) + 2Сl2 (g) 1 punto
Sobre el equilibrio químico en el sistema
no tiene efecto
aumento de temperatura
aumento de presión
eliminación de amoníaco de la zona de reacción
aplicación de catalizador 1 punto
Equilibrio químico en el sistema
se desplaza hacia la formación del producto de reacción en
aumento de presión
aumento de temperatura
disminución de la presión
aplicación de catalizador 1 punto
En la producción de ácido sulfúrico en la etapa de oxidación de SO2 a SO3 para aumentar el rendimiento del producto.
aumentar la concentración de oxígeno
aumentar la temperatura
presión más baja
se introduce el catalizador; 1,5 puntos
Alken + H2 ↔ alcano
al calentar la mezcla de reacción
el equilibrio se desplazará hacia la derecha
el equilibrio se desplazará hacia la izquierda
el equilibrio fluirá en ambas direcciones con la misma probabilidad
estas sustancias no están en equilibrio en las condiciones especificadas; 1,5 puntos
Equilibrio químico en el sistema
cambios hacia la formación de las sustancias de partida
1) aumento de presión
aumento de temperatura
disminución de la presión
el uso del catalizador; 1 punto
Para desplazar el equilibrio hacia la derecha en el sistema
influencias
caída de temperatura
aumento de presión
uso de catalizador
aumento de temperatura; 1 punto
La reacción irreversible corresponde a la ecuación
nitrógeno + hidrógeno = amoniaco
acetileno + oxígeno = dióxido de carbono + agua
hidrógeno + yodo = yoduro de hidrógeno
dióxido de azufre + oxígeno = anhídrido sulfúrico; 1,5 puntos
Pruebas de opción múltiple, al cumplir con lo que el sujeto necesita elegir 1-2 respuestas correctas, o comparar las 2 condiciones propuestas al elegir una respuesta.
¿En qué sistema se desplazará el equilibrio químico hacia los productos de reacción, tanto al aumentar la presión como al disminuir la temperatura?
N2 + O2↔2NO-Q
N2 + 3H2↔2NH3 + Q
H2 + CL2↔2HCL + Q
C2H2↔2C (tv) + H2-Q 1,5 puntos
Equilibrio químico en el sistema
NH3 + H2O↔NH4 + OH
se desplazará hacia la formación de amoníaco cuando se agregue a solución acuosa amoníaco
cloruro de sodio
hidróxido de sodio
de ácido clorhídrico
cloruro de aluminio; 1,5 puntos
19) La reacción de hidratación del etileno CH2 = CH2 + H2O ↔ es de gran importancia práctica, pero es reversible; para desplazar el equilibrio de la reacción hacia la derecha, es necesario
aumentar la temperatura (> 280 grados C)
reducir la cantidad de agua en la mezcla de reacción
aumentar la presión (más de 80 atmósferas)
reemplace el catalizador ácido con platino; 1 punto
La reacción de deshidrogenación del butano es endotérmica. Para desplazar el equilibrio de la reacción hacia la derecha, es necesario
utilizar un catalizador más activo, como el platino
bajar la temperatura
aumentar la presión
aumentar la temperatura; 1 punto
Para la reacción de la interacción del ácido acético con el metanol con la formación de éter y agua, se promoverá el desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.
catalizador apropiado
adición de ácido sulfúrico concentrado
uso de materias primas deshidratadas
añadiendo éter; 1,5 puntos
Pruebas para la eliminación del exceso.
El cambio de equilibrio se ve afectado por
cambio de presión
uso de catalizador
cambio en la concentración de sustancias involucradas en la reacción
cambio de temperatura; 1 punto
Un aumento o disminución de la presión afecta el cambio en el equilibrio químico en las reacciones.
yendo con la liberación de calor
reacciones que involucran sustancias gaseosas
reacciones que proceden con una disminución de volumen
reacciones que proceden con un aumento de volumen; 1,5 puntos
La reacción es irreversible
carbón encendido
combustión de fósforo
síntesis de amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno
combustión de metano; 1,5 puntos
Pruebas de agrupación Incluir una lista de fórmulas, ecuaciones y términos propuestos que deben distribuirse de acuerdo con criterios específicos.
Con un aumento simultáneo de la temperatura y una disminución de la presión, el equilibrio químico se desplazará hacia la derecha en el sistema.
H2 (g) + S (g) ↔H2S (g) + Q
2SO2 (g) + O2 (g) ↔2SO3 (g) + Q
2NH3 (g) ↔N2 (g) + 3H2 (g) -Q
2HCL (d) H2 (d) + CL2 (d) -Q; 2 puntos
La reacción de hidrogenación del propeno es exotérmica. Para desplazar el equilibrio químico hacia la derecha, es necesario
caída de temperatura
aumento de presión
disminución de la concentración de hidrógeno
una disminución en la concentración de propeno; 1 punto
Asignaciones coincidentes.
Al realizar las pruebas, se pide al sujeto que establezca una correspondencia entre los elementos de dos listas, con varias respuestas posibles.
El equilibrio de la reacción se desplaza hacia la derecha. Alinear.
B) N2 + 3H2↔2NH3 + Q 2) Cuando sube la temperatura
B) CO2 + C (tv) ↔2CO-Q 3) Con presión decreciente
D) N2O (g) + S (t) ↔2N2 (g) 4) Con un aumento en el área de contacto; 2 puntos
El equilibrio de la reacción se desplaza hacia la formación de productos de reacción. Alinear.
B) 2H2 + O2↔2H2O (d) + Q 2) Con temperatura creciente
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Con presión decreciente
D) N2 + O2↔2NO-Q 4) Al agregar éter
5) Al agregar alcohol; 2 puntos
Pruebas de tipo abierto o pruebas con respuestas gratuitas, en la cual el sujeto necesita terminar de escribir los conceptos de la definición de la ecuación u ofrecer un juicio independiente en el plan probatorio.
Las asignaciones de este tipo constituyen la parte final y mejor calificada. pruebas de examen en Quimica.
Tareas complementarias.
El sujeto de la prueba debe formular las respuestas, teniendo en cuenta las restricciones previstas en la tarea.
Suma la ecuación de reacciones relacionadas con reversible y al mismo tiempo exotérmica
B) Hidrógeno + Yodo
C) nitrógeno + hidrógeno
GRAMO) Dióxido de azufre+ Oxígeno
D) Dióxido de carbono+ Carbono 2 puntos
Escriba la ecuación de reacción de acuerdo con el esquema, de ellos seleccione aquellas reacciones reversibles en las que un aumento de temperatura provocará un cambio en el equilibrio hacia la derecha:
N2 → NO → NO2 → HNO3 → NH4NO3 2 puntos
Pruebas de la tarea de presentación gratuita.
El sujeto debe formular las respuestas de forma independiente, porque no se le imponen restricciones en la tarea.
31) Enumere los factores que desplazan el equilibrio hacia la derecha en el sistema:
CO + 2H2↔ CH3OH (g) + Q 2 puntos
32) Enumere los factores que desplazan el equilibrio hacia la formación de sustancias iniciales en el sistema:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 puntos
Respuestas a pruebas.
Prueba No. Respuesta correcta
B-1
G-3.4
A-2,3
G-2
B- N2 + 3H2↔2NH3 + Q
1) N2 + O2↔2NO-Q
3) 4NO2 + 2H2O + O2↔4HNO3 + Q
4) NH3 + HNO3 = NH4NO3
reacción primero
CO + 2H2↔CH3OH + Q
disminución de la temperatura
Incrementando la presión
aumento de la concentración de CO
aumento de la concentración de H2
disminución de la concentración de alcohol
C + 2H2↔CH4 + Q
2) bajando la presión
3) reducir la concentración de hidrógeno
4) un aumento en la concentración de metano.
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