Chemische Reaktionen gehen oft zu Ende, d.h. die ausgangsprodukte werden im laufe einer chemischen reaktion vollständig verbraucht und es entstehen neue stoffe - reaktionsprodukte. Solche Reaktionen gehen nur in eine Richtung - in Richtung einer direkten Reaktion.
irreversible Reaktionen- Reaktionen, bei denen die Ausgangsstoffe vollständig in die Endprodukte der Reaktion umgewandelt werden.
Irreversible Reaktionen treten in drei Fällen auf, wenn:
1) es entsteht eine unlösliche Substanz, d.h. Präzipitat .
Zum Beispiel:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl - das ist die Molekulargleichung
Schreiben wir nun jedes Molekül in Ionen, bis auf die Substanz, die ausgefallen ist (zu den Ladungen der Ionen siehe Tabelle „Löslichkeit von Hydroxiden und Salzen“ auf dem letzten Vorsatzblatt des Lehrbuchs).
Wir kürzen dieselben Ionen auf der rechten und linken Seite der Gleichung und schreiben die verbleibenden Ionen aus:
| Ba | 2+ | + | SO | 2− | → | BaSO4 ↓ | ist die kurze Ionengleichung |
| 4 |
Somit ist gemäß der abgekürzten Ionengleichung ersichtlich, dass der Niederschlag aus Bariumionen (Ba 2+) und Sulfationen (SO 4 2) gebildet wird –).
2) es entsteht ein gasförmiger Stoff, d.h. Gas wird freigesetzt:
Zum Beispiel:
Na 2 S + 2 HCl → 2 NaCl + H 2 S - molekulare Gleichung
2Na + + S 2− + 2H + + 2Cl − → 2 Na + + 2 Cl − + H 2 S - vollständige Ionengleichung
S 2− + 2H + → H 2 S - kurze Ionengleichung
3) gebildet Wasser:
zum Beispiel:
KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O – molekulare Gleichung
K + + OH – + H + + NO 3 – → K + + NO 3 – + H 2 O - vollständige Ionengleichung
OH – + H + → H 2 O - kurze Ionengleichung
Es gibt jedoch nicht so viele irreversible Reaktionen; Die meisten Reaktionen verlaufen in zwei Richtungen (in Richtung der Bildung neuer Substanzen und umgekehrt in Richtung der Zersetzung neuer Substanzen in die anfänglichen Reaktionsprodukte), d.h. sind reversibel.
Reversible Reaktionen- chemische Reaktionen, die in zwei entgegengesetzte Richtungen ablaufen - vorwärts und rückwärts.
Zum Beispiel: die Reaktion der Bildung von Ammoniak aus Wasserstoff(H2 ) und Stickstoff(N 2) folgt die Reaktion:
3H 2 + N 2 → 2NH 3
und die resultierenden Ammoniakmoleküle zerfallen in H2 und N2 (z.B. für Ausgangsstoffe):
2NH 3 → 3H 2 + N 2, so ist die Summe dieser beiden Reaktionen: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (der Pfeil ↔ zeigt die in zwei Richtungen ablaufende Reaktion).
Bei reversiblen Reaktionen gibt es einen Moment, in dem die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion (die Geschwindigkeit der Bildung neuer Substanzen) gleich der Geschwindigkeit der Rückwärtsreaktion (die Geschwindigkeit der Bildung der anfänglichen Reaktionsprodukte aus neuen Substanzen) wird - ein Gleichgewicht tritt ein .
Chemisches Gleichgewicht- Zustand eines chemisch reversiblen Prozesses, bei dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist.
Chemisches Gleichgewicht ist dynamisch (d.h. mobil), weil Wenn es auftritt, hört die Reaktion nicht auf, sondern nur die Konzentrationen der Substanzen ändern sich nicht. Das bedeutet, dass die Menge der neu gebildeten Stoffe gleich der Menge der Ausgangsstoffe ist. Bei konstanter Temperatur und konstantem Druck kann das Gleichgewicht in einer reversiblen Reaktion unbegrenzt aufrechterhalten werden.
In der Praxis (im Labor, in der Produktion) interessiert am häufigsten der Ablauf direkter Reaktionen.
Es ist möglich, das Gleichgewicht eines reversiblen Systems zu verschieben, indem man eine der Gleichgewichtsbedingungen (Konzentration, Temperatur oder Druck) ändert.
Verschiebungsgesetz des chemischen Gleichgewichts (Prinzip von Le Chatelier): Wenn auf ein System im Gleichgewicht eine der Gleichgewichtsbedingungen geändert wird, wird sich der Zustand des chemischen Gleichgewichts in Richtung einer Verringerung dieses Effekts verschieben.
1) Wann Erhöhung der Konzentration der Reaktanten, verschiebt sich das Gleichgewicht immer nach rechts - in Richtung einer direkten Reaktion (also in Richtung der Bildung neuer Stoffe).
2) Wann Erhöhung des Drucks Durch Komprimierung des Systems und damit Erhöhung der Konzentration der reagierenden Stoffe (nur bei gasförmigen Stoffen) verschiebt sich das Gleichgewicht des Systems hin zu einer geringeren Anzahl von Gasmolekülen.
3) Wann Temperaturerhöhung Gleichgewichtsverschiebungen:
a) mit einer endothermen Reaktion (einer Reaktion, die unter Wärmeaufnahme abläuft) - nach rechts (in Richtung einer direkten Reaktion);
b) während einer exothermen Reaktion (eine Reaktion, die unter Wärmefreisetzung abläuft) - nach links (in Richtung der Rückreaktion).
4) Wann Absenken der Temperatur Gleichgewichtsverschiebungen:
a) mit einer endothermen Reaktion (eine Reaktion, die unter Wärmeaufnahme abläuft) - nach links (in Richtung der Rückreaktion);
b) in einer exothermen Reaktion (eine Reaktion, die unter Wärmeabgabe abläuft) - nach rechts (in Richtung einer direkten Reaktion).
Endotherme Reaktionen in schriftlicher Form sind durch das Zeichen am Ende der Reaktion "+Q" oder gekennzeichnet
"∆H > 0", exotherm - Zeichen am Ende der Reaktion "− Q" oder "∆H< 0».
Zum Beispiel: Analysieren wir, wo sich das Gleichgewicht im System verschiebt:
2NO 2 (g) ↔ 2NO (g) + O 2 (g) + Q
a) eine Erhöhung der Konzentration der Reaktanten
b) Temperaturabfall
c) Temperaturerhöhung
d) Druckerhöhung
Entscheidung:
a) eine Erhöhung der Konzentration der reagierenden Substanzen - das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts (da nach dem Massenwirkungsgesetz die Reaktionsgeschwindigkeit umso höher ist, je höher die Konzentration der Substanzen ist);
b) Temperaturabfall (weil die Reaktion endotherm ist) - Verschiebung nach links;
c) Temperaturerhöhung - Verschiebung nach rechts;
Unter den zahlreichen Klassifikationen von Reaktionstypen sind beispielsweise solche, die durch die thermische Wirkung (exotherm und endotherm), durch Änderungen der Oxidationsstufen von Stoffen (Redox), durch die Anzahl der daran beteiligten Komponenten (Zersetzungen, Verbindungen) bestimmt werden ) und so weiter, Reaktionen, die in zwei gegenseitigen Richtungen auftreten, anders genannt reversibel . Eine Alternative zu reversiblen Reaktionen sind die Reaktionen irreversibel, wobei das Endprodukt (Niederschlag, gasförmiger Stoff, Wasser) entsteht. Diese Reaktionen umfassen Folgendes:
Austauschreaktionen zwischen Salzlösungen, bei denen entweder ein unlöslicher Niederschlag gebildet wird - CaCO 3:
Ca(OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KOH (1)
oder ein gasförmiger Stoff - CO 2:
3K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO2+ 3H 2 O (2)
oder es wird eine schlecht dissoziierte Substanz erhalten - H 2 O:
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H2Ö(3)
Betrachten wir eine reversible Reaktion, dann läuft diese nicht nur in Vorwärtsrichtung ab (bei den Reaktionen 1,2,3 von links nach rechts), sondern auch in die entgegengesetzte Richtung. Ein Beispiel für eine solche Reaktion ist die Synthese von Ammoniak aus gasförmigen Stoffen - Wasserstoff und Stickstoff:
3H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (4)
Auf diese Weise, Eine chemische Reaktion heißt reversibel, wenn sie nicht nur in Vorwärts- (→) sondern auch in Rückwärtsrichtung (←) abläuft. und wird durch das Symbol (↔) angezeigt.
Das Hauptmerkmal dieses Reaktionstyps besteht darin, dass aus den Ausgangsmaterialien Reaktionsprodukte gebildet werden, aber gleichzeitig Ausgangsreagenzien aus den gleichen Produkten gebildet werden. Wenn wir die Reaktion (4) betrachten, dann werden sie sich in einer relativen Zeiteinheit gleichzeitig mit der Bildung von zwei Mol Ammoniak unter Bildung von drei Mol Wasserstoff und einem Mol Stickstoff zersetzen. Lassen Sie uns die Geschwindigkeit der direkten Reaktion (4) mit dem Symbol V 1 bezeichnen, dann hat der Ausdruck für diese Geschwindigkeit die Form:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
wobei der Wert von "k" als Geschwindigkeitskonstante einer gegebenen Reaktion definiert ist, entsprechen die Werte von [H 2 ] 3 und den Konzentrationen der Ausgangssubstanzen, potenziert mit den Koeffizienten in der Reaktionsgleichung. Gemäß dem Prinzip der Reversibilität wird die Geschwindigkeit der Rückreaktion den Ausdruck annehmen:
V 2 = kˑ 2 (6)
Zum Anfangszeitpunkt nimmt die Geschwindigkeit der direkten Reaktion den maximalen Wert an. Aber allmählich nehmen die Konzentrationen der anfänglichen Reagenzien ab und die Reaktionsgeschwindigkeit verlangsamt sich. Gleichzeitig beginnt die Geschwindigkeit der Rückreaktion zuzunehmen. Wenn die Raten der Vorwärts- und Rückreaktion gleich werden (V 1 \u003d V 2), kommt es Zustand des Gleichgewichts , bei der sich die Konzentrationen sowohl der anfänglichen als auch der gebildeten Reagenzien nicht ändern.
Es sollte beachtet werden, dass einige irreversible Reaktionen nicht wörtlich genommen werden sollten. Lassen Sie uns ein Beispiel für die am häufigsten zitierte Reaktion der Wechselwirkung eines Metalls mit einer Säure geben, insbesondere Zink mit Salzsäure:
Zn + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)
Tatsächlich bildet Zink, wenn es in Säure gelöst wird, ein Salz: Zinkchlorid und Wasserstoffgas, aber nach einiger Zeit verlangsamt sich die Geschwindigkeit der direkten Reaktion, wenn die Salzkonzentration in der Lösung zunimmt. Wenn die Reaktion praktisch aufhört, wird eine bestimmte Menge Salzsäure zusammen mit Zinkchlorid in der Lösung vorhanden sein, daher sollte Reaktion (7) in der folgenden Form gegeben werden:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)
Oder im Falle der Bildung eines unlöslichen Niederschlags, der durch Gießen von Lösungen von Na 2 SO 4 und BaCl 2 erhalten wird:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
Das ausgefällte BaSO 4 -Salz wird, wenn auch in geringem Maße, in Ionen dissoziieren:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2– (10)
Daher sind die Konzepte irreversibler und irreversibler Reaktionen relativ. Dennoch sind diese Reaktionen sowohl in der Natur als auch in der praktischen Tätigkeit des Menschen von großer Bedeutung. Zum Beispiel die Verbrennungsprozesse von Kohlenwasserstoffen oder komplexeren organischen Stoffen wie Alkohol:
CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5 O 2 \u003d 4 CO 2 + 6 H 2 O (12)
sind völlig irreversible Prozesse. Es wäre ein glücklicher Menschheitstraum, wenn die Reaktionen (11) und (12) reversibel wären! Dann könnte man aus CO 2 und H 2 O wieder Gas und Benzin und Alkohol synthetisieren! Andererseits reversible Reaktionen wie (4) oder die Oxidation von Schwefeldioxid:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
sind die wichtigsten bei der Herstellung von Ammoniumsalzen, Salpetersäure, Schwefelsäure usw., sowohl anorganische als auch organische Verbindungen. Aber diese Reaktionen sind reversibel! Und um Endprodukte zu erhalten: NH 3 oder SO 3, ist es notwendig, solche technologischen Methoden anzuwenden wie: Änderung der Konzentrationen von Reagenzien, Änderung des Drucks, Erhöhung oder Verringerung der Temperatur. Doch darum soll es schon im nächsten Thema gehen: „Verschiebung des chemischen Gleichgewichts“.
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DEFINITION
Chemische Reaktion wird die Umwandlung von Stoffen genannt, bei der sich ihre Zusammensetzung und (oder) Struktur ändert.
Die Reaktion ist bei einem günstigen Verhältnis von Energie- und Entropiefaktoren möglich. Wenn sich diese Faktoren die Waage halten, ändert sich der Zustand des Systems nicht. In solchen Fällen spricht man von einem Gleichgewicht der Systeme.
Chemische Reaktionen, die in einer Richtung ablaufen, werden als irreversibel bezeichnet. Die meisten chemischen Reaktionen sind reversibel. Das bedeutet, dass unter gleichen Bedingungen sowohl Hin- als auch Rückreaktionen auftreten (insbesondere bei geschlossenen Systemen).
Der Zustand eines Systems, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist, wird als chemisches Gleichgewicht bezeichnet. . Dabei bleiben die Konzentrationen von Edukten und Reaktionsprodukten unverändert (Gleichgewichtskonzentrationen).
Gleichgewichtskonstante
Betrachten Sie die Reaktion zur Gewinnung von Ammoniak:
N 2 (g) + 3 H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Lassen Sie uns die Ausdrücke zur Berechnung der Geschwindigkeiten von direkten (1) und umgekehrten (2) Reaktionen aufschreiben:
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Die Raten der Hin- und Rückreaktion sind gleich, also können wir schreiben:
k 1 3 = k 2 2
k1 / k2 = 2 / 3
Das Verhältnis zweier Konstanten ist eine Konstante. Die Gleichgewichtskonstante ist das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion.
K = 2 / 3
Allgemein gilt für die Gleichgewichtskonstante:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Die Gleichgewichtskonstante ist das Verhältnis der Produkte der Konzentrationen der Reaktionsprodukte potenziert mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten zum Produkt der Konzentrationen der Ausgangssubstanzen potenziert mit ihren stöchiometrischen Koeffizienten.
Wenn K in Form von Gleichgewichtskonzentrationen ausgedrückt wird, wird K s am häufigsten bezeichnet. Es ist auch möglich, K für Gase anhand ihrer Partialdrücke zu berechnen. In diesem Fall wird K als K p bezeichnet. Es besteht eine Beziehung zwischen K s und K p:
K p \u003d K c × (RT) Δn,
wobei Δn die Änderung der Anzahl aller Gasmole beim Übergang von Reaktanten zu Produkten ist, R die universelle Gaskonstante ist.
K ist unabhängig von Konzentration, Druck, Volumen und der Anwesenheit eines Katalysators und hängt von der Temperatur und der Art der Reaktanten ab. Wenn K viel kleiner als 1 ist, dann sind mehr Ausgangsstoffe in der Mischung und bei viel mehr als 1 sind mehr Produkte in der Mischung.
Heterogenes Gleichgewicht
Betrachten Sie die Reaktion
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Der Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante beinhaltet daher nicht die Konzentrationen der Komponenten der Festphase
Chemisches Gleichgewicht tritt in Anwesenheit aller Komponenten des Systems auf, aber die Gleichgewichtskonstante hängt nicht von den Konzentrationen der Substanzen in der festen Phase ab. Das chemische Gleichgewicht ist ein dynamischer Prozess. K gibt Auskunft über den Verlauf der Reaktion und ΔG - über ihre Richtung. Sie sind miteinander verwandt:
ΔG 0 = –R × T × lnK
ΔG 0 = –2,303 × R × T × lgK
Verschiebung im chemischen Gleichgewicht. Das Prinzip von Le Chatelier
Aus verfahrenstechnischer Sicht sind reversible chemische Reaktionen nicht vorteilhaft, da Kenntnisse darüber erforderlich sind, wie die Ausbeute des Reaktionsprodukts gesteigert werden kann, d.h. Es ist notwendig zu lernen, wie man das chemische Gleichgewicht in Richtung der Reaktionsprodukte verschiebt.
Stellen Sie sich eine Reaktion vor, bei der die Ammoniakausbeute erhöht werden muss:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g), ΔН< 0
Um das Gleichgewicht in Richtung einer direkten oder umgekehrten Reaktion zu verschieben, ist es notwendig, zu verwenden Das Prinzip von Le Chatelier: Wenn ein System im Gleichgewicht durch einen äußeren Faktor beeinflusst wird (Erhöhung oder Verringerung der Temperatur, des Drucks, des Volumens, der Konzentration von Stoffen), wirkt das System diesem Effekt entgegen.
Wenn zum Beispiel die Temperatur in einem Gleichgewichtssystem erhöht wird, dann wird von 2 möglichen Reaktionen eine endotherm sein; Wenn Sie den Druck erhöhen, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktion mit einer großen Anzahl von Stoffmolen. Wenn das Volumen im System verringert wird, wird die Gleichgewichtsverschiebung auf eine Druckerhöhung gerichtet sein. Wenn die Konzentration einer der Ausgangssubstanzen erhöht wird, wird von 2 möglichen Reaktionen eine ablaufen, die zu einer Abnahme der Gleichgewichtskonzentration des Produkts führt.
In Bezug auf die betrachtete Reaktion ist es also erforderlich, die Konzentration der Ausgangsstoffe zu erhöhen, um die Ammoniakausbeute zu erhöhen; Senken Sie die Temperatur, da die direkte Reaktion exotherm ist, erhöhen Sie den Druck oder verringern Sie das Volumen.
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
Alle chemischen Reaktionen lassen sich in zwei Gruppen einteilen: irreversibel und reversibel Die Reaktionen. irreversible Reaktionen bis zum Ende fließen (bis zum vollständigen Verbrauch eines der Reagenzien) und hinein reversibel keiner der Reaktanten wird vollständig verbraucht, da eine reversible Reaktion sowohl in Vorwärts- als auch in Rückwärtsrichtung ablaufen kann.
Ein Beispiel für eine irreversible Reaktion:
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Ein Beispiel für eine reversible Reaktion:
Zunächst die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion v pr ist groß, und die Geschwindigkeit der Rückreaktion v vol ist gleich null
 | Die Abhängigkeit der Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktionen von der Zeit τ. Wenn diese Geschwindigkeiten gleich sind, tritt chemisches Gleichgewicht ein. |
Mit fortschreitender Reaktion werden die Ausgangsmaterialien verbraucht und ihre Konzentrationen fallen ab. Gleichzeitig treten Reaktionsprodukte auf, deren Konzentrationen zunehmen. Als Ergebnis beginnt eine Rückreaktion stattzufinden, und ihre Geschwindigkeit nimmt allmählich zu. Wenn die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktionen gleich werden, tritt ein chemisches Gleichgewicht ein. Sie ist dynamisch, denn obwohl die Stoffkonzentrationen im System konstant bleiben, läuft die Reaktion sowohl in Vorwärts- als auch in Rückwärtsrichtung weiter.
Wenn gleich v beim v darüber ist es möglich, ihre Ausdrücke nach dem Wirkungsgesetz der Massen * gleichzusetzen. Zum Beispiel für die reversible Wechselwirkung von Wasserstoff mit Jod:
k pr ··= k Band 2 bzw
Attitüde Geschwindigkeitskonstanten von Hin- und Rückreaktionen (K) wird Gleichgewichtskonstante genannt. Bei konstanter Temperatur ist die Gleichgewichtskonstante ein konstanter Wert, der das Verhältnis zwischen den Konzentrationen von Produkten und Ausgangsstoffen angibt, das sich im Gleichgewicht einstellt. Wert K hängt von der Art der Reaktanden und von der Temperatur ab.
Das System befindet sich in einem Gleichgewichtszustand, solange die äußeren Bedingungen konstant bleiben. Mit steigender Konzentration eines der an der Reaktion beteiligten Stoffe verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Verbrauch dieses Stoffes; Wenn die Konzentration einer der Substanzen abnimmt, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung dieser Substanz.
Chemische Reaktionen, die in die gleiche Richtung ablaufen, werden als bezeichnet irreversibel.
Die meisten chemischen Prozesse sind reversibel. Das bedeutet, dass unter gleichen Bedingungen sowohl Hin- als auch Rückreaktionen auftreten (insbesondere bei geschlossenen Systemen). 
Zum Beispiel:
eine Reaktion
in einem offenen System irreversibel;
b) die gleiche Reaktion
in einem geschlossenen System reversibel.
Chemisches Gleichgewicht
Betrachten wir die bei reversiblen Reaktionen ablaufenden Prozesse genauer, beispielsweise für eine bedingte Reaktion:
Basierend auf dem Massenwirkungsgesetz Vorwärtsreaktionsgeschwindigkeit:
Da die Konzentrationen der Stoffe A und B mit der Zeit abnehmen, nimmt auch die Geschwindigkeit der Hinreaktion ab.
Das Auftreten von Reaktionsprodukten bedeutet die Möglichkeit einer Rückreaktion, und im Laufe der Zeit nehmen die Konzentrationen der Substanzen C und D zu, was bedeutet, dass Rückreaktionsrate.
Früher oder später wird ein Zustand erreicht, in dem die Raten der Hin- und Rückreaktion gleich werden = .
Der Zustand eines Systems, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist, wird als bezeichnet chemisches Gleichgewicht.
Dabei bleiben die Konzentrationen der Edukte und Reaktionsprodukte unverändert. Sie werden Gleichgewichtskonzentrationen genannt. Auf der Makroebene scheint sich im Allgemeinen nichts zu ändern. Aber tatsächlich laufen sowohl direkte als auch umgekehrte Prozesse weiter, aber mit der gleichen Geschwindigkeit. Daher wird ein solches Gleichgewicht im System als mobil und dynamisch bezeichnet.
Lassen Sie uns die Gleichgewichtskonzentrationen von Substanzen als [A], [B], [C], [D] bezeichnen. Dann ist da = , k 1 [A] α [B] β = k2 [C] γ [D] δ , wo
wobei α, β, γ, δ Exponenten sind, gleich den Koeffizienten in der reversiblen Reaktion; K gleich - chemische Gleichgewichtskonstante.
Der resultierende Ausdruck beschreibt quantitativ Zustand des Gleichgewichts und ist ein mathematischer Ausdruck des Massenwirkungsgesetzes für Gleichgewichtssysteme.
Bei konstanter Temperatur ist die Gleichgewichtskonstante der Wert ist für eine gegebene reversible Reaktion konstant. Sie zeigt das Verhältnis zwischen den Konzentrationen der Reaktionsprodukte (Zähler) und Edukte (Nenner), das sich im Gleichgewicht einstellt.
Gleichgewichtskonstanten werden aus experimentellen Daten berechnet, indem die Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte bei einer bestimmten Temperatur bestimmt werden.
Der Wert der Gleichgewichtskonstante charakterisiert die Ausbeute an Reaktionsprodukten, die Vollständigkeit ihres Verlaufs. Wenn Sie K » 1 erhalten, bedeutet dies, dass im Gleichgewicht [C] γ [D] δ " [EIN] α [B] β d.h. die Konzentrationen der Reaktionsprodukte überwiegen die Konzentrationen der Ausgangssubstanzen, und die Ausbeute an Reaktionsprodukten ist groß.
Bei K gleich ≈ 1 ist die Ausbeute an Reaktionsprodukten entsprechend gering. Beispielsweise für die Hydrolysereaktion von Essigsäureethylester
Gleichgewichtskonstante:
bei 20 °C hat er einen Wert von 0,28 (also kleiner als 1).
Dies bedeutet, dass ein erheblicher Teil des Esters nicht hydrolysiert wurde.
Bei heterogenen Reaktionen umfasst der Ausdruck der Gleichgewichtskonstante nur die Konzentrationen von Stoffen, die sich in der Gas- oder Flüssigphase befinden. Zum Beispiel für die Reaktion
Die Gleichgewichtskonstanten werden wie folgt ausgedrückt:
Der Wert der Gleichgewichtskonstante hängt von der Art der Reaktanten und der Temperatur ab.
Die Konstante hängt nicht von der Anwesenheit eines Katalysators ab, da es die Aktivierungsenergie sowohl der Hin- als auch der Rückreaktion um den gleichen Betrag ändert. Der Katalysator kann nur den Beginn des Gleichgewichts beschleunigen, ohne den Wert der Gleichgewichtskonstante zu beeinflussen.
Der Gleichgewichtszustand wird unter konstanten äußeren Bedingungen beliebig lange aufrechterhalten: Temperatur, Ausgangsstoffkonzentration, Druck (falls Gase an der Reaktion beteiligt sind oder entstehen).
Durch Veränderung dieser Bedingungen ist es möglich, das System entsprechend den neuen Bedingungen von einem Gleichgewichtszustand in einen anderen zu überführen. Ein solcher Übergang wird aufgerufen Verschiebung oder Gleichgewichtsverschiebung.
Betrachten Sie verschiedene Möglichkeiten, das Gleichgewicht am Beispiel der Reaktion der Wechselwirkung von Stickstoff und Wasserstoff unter Bildung von Ammoniak zu verschieben:
Die Wirkung der Änderung der Konzentration von Substanzen
Wenn dem Reaktionsgemisch Stickstoff N 2 und Wasserstoff H 2 zugesetzt werden, steigt die Konzentration dieser Gase, was bedeutet, dass die Geschwindigkeit der Hinreaktion nimmt zu. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts zum Reaktionsprodukt, also zu Ammoniak NH 3.
N2 + 3H2 → 2NH3
Die gleiche Schlussfolgerung kann durch Analysieren des Ausdrucks für die Gleichgewichtskonstante gezogen werden. Mit zunehmender Konzentration von Stickstoff und Wasserstoff steigt der Nenner, und da K gleich ist. - der Wert konstant ist, der Zähler muss steigen. Somit wird die Menge des Reaktionsprodukts NH 3 in der Reaktionsmischung zunehmen.
Eine Erhöhung der Konzentration des Ammoniak-Reaktionsprodukts NH 3 verschiebt das Gleichgewicht nach links, hin zur Bildung der Ausgangsstoffe. Diese Schlussfolgerung kann auf der Grundlage ähnlicher Überlegungen gezogen werden.
Auswirkung der Druckänderung
Eine Druckänderung wirkt sich nur auf Systeme aus, in denen mindestens einer der Stoffe gasförmig ist. Mit zunehmendem Druck nimmt das Volumen von Gasen ab, was bedeutet, dass ihre Konzentration zunimmt.
Angenommen, der Druck in einem geschlossenen System wird beispielsweise um das Zweifache erhöht. Dies bedeutet, dass sich die Konzentrationen aller gasförmigen Substanzen (N 2, H 2, NH 3) in der betrachteten Reaktion um das 2-fache erhöhen. In diesem Fall erhöht sich der Zähler im Ausdruck für K gleich um das 4-fache und der Nenner um das 16-fache, d. H. Das Gleichgewicht wird gestört. Um ihn wiederherzustellen, muss die Ammoniakkonzentration steigen und die Stickstoff- und Wasserstoffkonzentration sinken. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts. Eine Druckänderung hat praktisch keinen Einfluss auf das Volumen von flüssigen und festen Körpern, dh sie ändert nicht deren Konzentration. Somit, der Zustand des chemischen Gleichgewichts von Reaktionen, an denen Gase nicht teilnehmen, hängt nicht vom Druck ab.
Auswirkung der Temperaturänderung
Mit steigender Temperatur nehmen die Geschwindigkeiten aller Reaktionen (exo- und endotherm) zu. Darüber hinaus wirkt sich eine Temperaturerhöhung stärker auf die Geschwindigkeit der Reaktionen aus, die eine höhere Aktivierungsenergie haben, was bedeutet, dass endothermisch.
Somit steigt die Geschwindigkeit der Rückreaktion (endotherm) stärker als die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion. Das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung des Prozesses, begleitet von der Aufnahme von Energie.
Die Richtung der Gleichgewichtsverschiebung kann mit vorhergesagt werden Das Prinzip von Le Chatelier:
Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt (Konzentrations-, Druck-, Temperaturänderungen), so verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, die diesen Einfluss abschwächt.
Auf diese Weise:
Mit zunehmender Konzentration der Reaktanden verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems hin zur Bildung von Reaktionsprodukten;
Mit zunehmender Konzentration an Reaktionsprodukten verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems hin zur Bildung der Ausgangsstoffe;
Mit steigendem Druck verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems hin zu einer Reaktion, bei der weniger gasförmige Stoffe gebildet werden;
Mit steigender Temperatur verschiebt sich das chemische Gleichgewicht des Systems in Richtung einer endothermen Reaktion;
Mit abnehmender Temperatur - in Richtung des exothermen Prozesses.
Das Le-Chatelier-Prinzip gilt nicht nur für chemische Reaktionen, sondern auch für viele andere Prozesse: Verdampfen, Kondensieren, Schmelzen, Kristallisieren usw. Bei der Herstellung der wichtigsten chemischen Produkte gelten das Le-Chatelier-Prinzip und Berechnungen, die sich aus dem Gesetz ergeben Massenwirkung ermöglichen es, solche Bedingungen für die Durchführung chemischer Prozesse zu finden, die die maximale Ausbeute der gewünschten Substanz liefern.
Referenzmaterial zum Bestehen der Prüfung:
Periodensystem
Löslichkeitstabelle
