Kemijska ravnoteža: konstanta kemijske ravnoteže i načine njezina izražavanja

Godine 1885., francuski fizičar i kemičar Le Chatelierov je pokrenuta, a 1887. njemački fizičar Brown opravdao zakon kemijske ravnoteže i kemijske ravnoteže stalnom i proučavao svoju ovisnost o utjecaju različitih vanjskih čimbenika.

Bit kemijske ravnoteže

Ravnoteža je dinamična država, što znači da se stvari uvijek kreću. Proizvodi se razgrađuju u reagense, a reagensi se kombiniraju u produkte. Stvari se kreću, ali koncentracije ostaju nepromijenjene. Reakcija se bilježi s dvostrukom strelicom umjesto jednakog znaka da se pokaže da je reverzibilna.

Klasični uzorci

Čak iu prošlom stoljeću kemičari su otkrili određene uzorke koji osiguravaju vjerojatnost promjene smjera reakcije u istom spremniku. Znanje o tome kako se kemijske reakcije događaju nevjerojatno je važno, kako za laboratorijsko istraživanje tako i za industrijsku proizvodnju. Istodobno je od velike važnosti kontrolirati sve te pojave. Uobičajeno je da se osoba miješa u mnoge prirodne procese, osobito reverzibilne, kako bi ih koristila za vlastitu korist. Iz znanja o kemijskim reakcijama bit će korisnije ako savršeno upravljač polugom upravljanja.

Knjige kemičara upotrebljavaju zakon mjernih masa u kemiji kako bi se ispravno izračunale stope reakcije. On daje jasnu ideju da nitko kemijski proces Neće biti dovršeno ako prođe kroz zatvoreni sustav. Molekule nastalih tvari su u stalnom i nepravilnom kretanju, a uskoro će se pojaviti reverzna reakcija, pri kojoj će se molekule početnog materijala vratiti.

U industriji se najčešće koriste otvoreni sustavi. Plovila, uređaji i ostali spremnici, gdje kemijske reakcije prolaze, ostaju otključane. To je neophodno tako da se tijekom ovih procesa može izvući željeni proizvod i riješiti beskorisnih reakcijskih proizvoda. Na primjer, ugljen se spaljuje u otvorenim pećima, cement se proizvodi u otvorenim pećima, visoki peći djeluju uz stalnu isporuku zraka, a amonijak se sintetizira kontinuiranim uklanjanjem samog amonijaka.

Reverzibilne i nepovratne kemijske reakcije

Na temelju naziva moguće je dati odgovarajuće definicije: smatra se da se neprepoznatljive reakcije izvode do kraja, ne mijenjajući njihov smjer i postupajući duž dane putanje, bez obzira na pad tlaka i temperaturne fluktuacije. Njihova osobitost je da neki proizvodi mogu napustiti sferu reakcije. Tako je, na primjer, moguće dobiti plin (CaCO₃ = CaO + CO₂₎ precipitira (Cu (NO₃)₂ + H₂S = CuS + 2HNO₃) ili drugo veza. reakcija također će se smatrati nepovratnim ako se tijekom procesa otpusti velika količina toplinske energije, na primjer: 4P + 5O₂ = 2P₂O₅ + P:

Gotovo sve reakcije koje se javljaju u prirodi su reverzibilne. Bez obzira na vanjske uvjete kao što su tlak i temperatura, gotovo svi procesi mogu se odvijati istovremeno u različitim smjerovima. Kao što zakon tvrdi u kemiji, količina apsorbirane topline bit će jednaka količini apsorbirane topline, što znači da ako je jedna reakcija bila egzotermna, onda je druga (inverzna) endotermna.

Kemijska ravnoteža: kemijska ravnotežna konstanta

Reakcije su "glagoli" kemije - aktivnost koju kemičari uče. Mnoge reakcije prolaze do njihova dovršenja, a zatim prestanu, što znači da su reagensi potpuno pretvoreni u proizvode, a ne mogu se vratiti u svoje prvobitno stanje. U nekim slučajevima reakcija je doista nepovratna, na primjer, kada se sagorijevanje mijenja i fizikalna i kemijska svojstva tvari. Međutim, postoje mnoge druge okolnosti u kojima je obrnuta reakcija ne samo moguća nego i kontinuirana, jer proizvodi prve reakcije postaju reagenti u drugoj.

Dinamičko stanje u kojem koncentracije reagensa i proizvoda ostaju konstantne zove se ravnoteža. Moguće je predvidjeti ponašanje tvari kroz određene zakone koji se primjenjuju u industriji koja nastoji smanjiti troškove proizvodnje određenih kemikalija. Da bi razumjeli procese koji zadržavaju ili potencijalno ugrožavaju zdravlje ljudi, ideja kemijske ravnoteže također je korisna. Konstanta kemijske ravnoteže je vrijednost faktora reakcije, koja ovisi o ionskoj jakosti i temperaturi, i ne ovisi o koncentracijama reagensa i produkata u otopini.

Izračunavanje ravnotežne konstante

Ova vrijednost je bez dimenzija, odnosno nema određeni broj jedinica. Iako se proračun obično bilježi za dva reagensa i dva proizvoda, on radi za bilo koji broj sudionika u reakciji. Izračunavanje i interpretacija ravnotežne konstante ovisi o tome je li kemijska reakcija povezana s homogenom ili heterogenom ravnotežom. To znači da sve reaktivne komponente mogu biti čiste tekućine ili plinovi. Za reakcije koje dostižu heterogenu ravnotežu, obično nema jedne faze, ali najmanje dva. Na primjer, tekućine i plinovi ili krutine i tekućine.

Vrijednost ravnotežne konstante

Za svaku zadanu temperaturu, postoji samo jedna vrijednost za ravnotežnu konstantu koja varira samo ako temperatura na kojoj se reakcija javlja varira u jednom ili drugom smjeru. Možete napraviti neka predviđanja o kemijskoj reakciji, na temelju toga je li ravnotežna konstanta velika ili mala. Ako je vrijednost vrlo velika, tada ravnoteža favorizira reakciju na desno i dobiva se više proizvoda nego što su reagensi. Reakcija se u ovom slučaju može nazvati "potpuna" ili "kvantitativna".

Ako je vrijednost ravnotežne konstante mala, tada favorizira reakciju na lijevu stranu, gdje je količina reagensa veća od nastalih produkata. Ako ta vrijednost nestaje, možemo pretpostaviti da se reakcija ne pojavljuje. Ako su vrijednosti ravnotežne konstante za naprijed i obrnute reakcije gotovo jednake, broj reagensa i proizvoda također će biti gotovo isti. Ova vrsta reakcije smatra se reverzibilnim.

Razmotrite određenu reverzibilnu reakciju

Uzmite dva kemijska elementa, jod i vodik, koji, kad se pomiješaju, daju novu tvar - jodni vodik.

H₂+ja₂ = 2H

Za v₁ uzmemo stopu izravne reakcije, za v₂ - brzina reverzne reakcije, i k je ravnotežna konstanta. Primjenom zakona masovne akcije dobivamo sljedeći izraz:

v₁ = k₁ c (H₂) * c (I₂)

v₂ = k₂ c²(HI).

Kada se miješaju jodne molekule (I₂) i vodik (H₂) započinje njihovu interakciju. U početnoj fazi, koncentracija tih elemenata je maksimalna, ali do kraja reakcije će biti maksimalna koncentracija novog spoja - vodikovog jodida (HI). Sukladno tome, brzina reakcije bit će drugačija. Na samom početku, oni će biti maksimalni. S vremenom dolazi vrijeme kada su te vrijednosti jednake, to je stanje zvano kemijska ravnoteža.

Izraz konstante kemijske ravnoteže obično je označen kvadratnim zagradama: [H₂], [I₂], [HI]. Budući da su u ravnotežnom stanju brzine jednake, onda:

k₁[H₂] [I₂] = k₂[HI]²,

tako da dobivamo jednadžbu konstante kemijske ravnoteže:

k₁/ k₂ = [HI]²/ [H₂] [I₂] = K.

Le Chatelier-Brown princip

Postoji sljedeća pravilnost: ako sustav koji ima ravnotežu ima određeni učinak (npr. Promjene uvjeta kemijske ravnoteže mijenjanjem temperature ili tlaka), ravnoteža će se pomaknuti na djelomično suprotan učinak promjene. Osim kemije, ovo je načelo također primjenjivo u nekoliko različitih oblika na području farmakologije i ekonomije.

Konstanta kemijske ravnoteže i načina njezina izražavanja

Izraz ravnoteže može se izraziti u smislu koncentracije proizvoda i reagensa. U formulama ravnoteže uključene su samo kemikalije u vodenim i plinovitim fazama, jer se koncentracije tekućina i krutih tvari ne mijenjaju. Koji čimbenici utječu na kemijsku ravnotežu? Ukoliko je uključena čista tekućina ili krutina, smatra se da ima K = 1, te se stoga prestaje uzeti u obzir, osim visoko koncentriranih otopina. Na primjer, čista voda ima aktivnost 1.

Drugi primjer je čvrsti ugljen, koji se može stvoriti reakcijom dviju molekula ugljičnog monoksida u obliku ugljičnog dioksida i ugljika. Čimbenici koji mogu utjecati na ravnotežu uključuju dodavanje reagensa ili proizvoda (promjena koncentracije utječe na ravnotežu). Dodavanje reagensa može dovesti do ravnoteže s desne strane u kemijskoj jednadžbi, gdje se pojavljuju više oblika proizvoda. Dodavanje proizvoda može dovesti do ravnoteže s lijeve strane, jer više oblika reagensa postaje sve više.

Ravnoteža nastaje kada reakcija u oba smjera ima konstantan omjer proizvoda i reagensa. Općenito, kemijska ravnoteža je statična, jer je kvantitativni omjer proizvoda i reagensa konstantan. Međutim, bliži pogled pokazuje da je ravnoteža zapravo vrlo dinamičan proces, budući da se reakcija kreće u oba smjera jednakom brzinom.

Dinamička ravnoteža je primjer stabilne funkcije stanja. Za sustav u stabilnom stanju, ponašanje koje se promatra u današnje vrijeme nastavlja se iu budućnosti. Stoga, čim reakcija dosegne ravnotežu, omjer koncentracije produkta i reagensa ostaje isti, iako se reakcija nastavlja.

Koliko je lako reći o kompleksu?

Takvi pojmovi poput kemijske ravnoteže i konstante kemijske ravnoteže prilično su složeni za razumijevanje. Uzmimo primjer iz života. Jeste li ikad bili zaglavljeni na mostu između dva grada i obratili pozornost na činjenicu da je prometa u drugom smjeru glatka i izmjerena dok ste beznadno zaglavljeni u prometnoj gužvi? Nije dobro.

Što ako se strojevi kreću istom brzinom i brzinom s obje strane? Hoće li broj automobila u oba grada ostati konstantan? Kada je brzina ulaska i izlaska u oba grada jednaka, a broj automobila u svakom gradu je stabilan tijekom vremena, to znači da je cijeli proces u dinamičnoj ravnoteži.