Хімічна рівновага
Якщо кинути шматочок цинку в пробірку, заповнену розведеною соляною кислотою, утворюється водень, який виходить із пробірки і може бути зібраний у мірний циліндр. Отриманий продукт втрачається системою, тому він є відкрита система. Ця реакція також була б оборотною, якби продукти водню та хлориду цинку замикались у закритому посуді при високих температурах та під високим тиском. Тоді ви отримуєте закрита система. У закритих системах через деякий час встановлюється хімічна рівновага.
Пряма реакція: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) Δ HR = −10 кДж/моль
aA + bB cC + dD
Коли коефіцієнт добутку концентрацій кінцевих речовин і добутку концентрацій вихідних речовин досягає постійного значення, досягається стан рівноваги. Гульдберг і Ваге згадували цей закон у 1867 р. Як Закон масових дій .
Приклад розрахунку
Коли йод і водень реагують з утворенням йодистого водню, при певній температурі отримують концентрацію 3,531 моль/л йодистого водню. У той же час вихідні речовини присутні в концентрації 0,4789 моль/л. Тепер концентрації вставляються в рівняння закону дії маси:
Постійна K = 54,36 застосовується до певної температури і зростає із зменшенням температури.
Вплив на хімічну рівновагу
Чи буде положення рівноваги більше на стороні продуктів чи більше на сировині, залежить від кількох факторів. При дуже великих значеннях констант рівноваги рівновага переважно стоїть на стороні продуктів, а дуже малі - на стороні вихідних матеріалів.
1.) Зміна температури призводить до зміщення рівноваги. Це слід проілюструвати реакцією рівноваги діоксиду азоту на тетроксид динітрогену:
Підвищення температури сприяє ендотермічній частковій реакції, рівновага зміщується вліво. Часткова реакція праворуч була б екзотермічною, часткова реакція ліворуч - ендотермічною. Тому при підвищенні температури утворюється більше коричневого діоксиду азоту (NO2).
Зниження температури сприяє екзотермічній частковій реакції. Коли температура падає, коричневий колір знову зменшується і утворюється більш безбарвний тетроксид азоту, рівновага зміщується вправо.
2.) Якщо задіяні гази, зміна тиску також зміщує хімічну рівновагу. Якщо тиск зростає в замкнутій системі речовин, рівновага зміщується в напрямку, в якому речовини займають менший об’єм. Приклад: При синтезі аміаку об'ємна частка азоту реагує з трьома об'ємними пропорціями водню, утворюючи дві об'ємні пропорції газу аміаку:
У 1884 р. Французький хімік Генрі Луї Ле Шательє (1850-1936) спробував сформулювати закон, який загалом описує зміну рівноваги при зміні зовнішніх умов, таких як температура і тиск. Закон такий Принцип Ле Шательє або як Принцип втечі від примусу відомо:
Якщо примус здійснюється на систему, яка знаходиться в рівновазі, змінюючи зовнішні умови, рівновага зміщується таким чином, що вона уникає примусу. Встановлюється нова рівновага зі зменшеним примусом.
Незважаючи на те, що принцип не може дати жодних кількісних тверджень, він робить важливі твердження при виробництві хімічних продуктів у лабораторіях та технологіях.
Окрім зміни температури та тиску, зміна концентрації задіяних речовин також спричиняє зміщення рівноваги. За коефіцієнтом
Резюме
Якщо ви хочете досягти максимально можливого виходу в синтезі, тоді
- змінюється температура і тиск, так що рівноважна система ухиляється від тиску на продукти,
- один збільшує концентрацію вихідного матеріалу,
- ви постійно забираєте продукт або додаєте каталізатор. Однак це не змінює константу рівноваги, а прискорює встановлення рівноваги.
Синтез аміаку
Створіть власну книгу: Основний текст Хімічна рівновага