Equilíbrio químico- o estado do sistema quando as reações direta e reversa têm a mesma velocidade.. Durante o processo com diminuição das substâncias iniciais, a velocidade do produto químico direto. a reação diminui e a taxa da reação reversa aumenta com o aumento do CHI. Em algum momento, a velocidade da química direta e reversa. as reações são iguais. O estado do sistema não muda até que fatores externos (P, T, c) atuem. Quantitativamente, o estado de equilíbrio é caracterizado usando a constante de equilíbrio. Constante de equilíbrio – Constante , refletindo a proporção de concentrações de componentes de uma reação reversível em um estado de equilíbrio químico. (depende apenas de C) Para cada um, invertemos a química. reações em condições específicas parecem caracterizar o limite até o qual o produto químico vai. reação. .K=.If (concentração ref) - sem reação; se o equilíbrio se desloca para a direita - não prossegue. A constante de equilíbrio não muda seu valor com mudanças na concentração dos reagentes. O fato é que uma mudança na concentração só leva a uma mudança na composição química. equilíbrio em uma direção ou outra. Neste caso, um novo estado de equilíbrio é estabelecido na mesma constante . Verdadeiro Equilíbrio pode ser deslocado para um lado ou outro pela ação de quaisquer fatores. Mas quando esses fatores são cancelados, o sistema retorna ao seu estado original. Falso- o estado do sistema permanece inalterado ao longo do tempo, mas quando as condições externas mudam, ocorre um processo irreversível no sistema (no escuro, H 2 + Cl 2 existe, quando iluminado, forma-se HCl. Quando a iluminação cessa, H 2 e Cl 2 não retornará). Uma mudança em pelo menos um desses fatores leva a uma mudança no equilíbrio. A influência de vários fatores no estado de uma equação química é descrita qualitativamente pelo princípio da mudança de equilíbrio de Le Chatelier (1884: com qualquer influência externa sobre um sistema que está em estado de equilíbrio químico, ocorrem nele processos que levam a uma diminuição dessa influência.
Constante de equilíbrio
A constante de equilíbrio mostra Quantas vezes a taxa da reação direta é maior ou menor que a taxa da reação inversa?
Constante de equilíbrioé a razão entre o produto das concentrações de equilíbrio dos produtos da reação, elevado à potência de seus coeficientes estequiométricos, e o produto das concentrações de equilíbrio das substâncias iniciais, elevado à potência de seus coeficientes estequiométricos.
O valor da constante de equilíbrio depende da natureza dos reagentes e da temperatura, e não depende da concentração no momento do equilíbrio, pois sua razão é sempre um valor constante, numericamente igual à constante de equilíbrio. Se ocorrer uma reação homogênea entre substâncias em solução, então a constante de equilíbrio é denotada K C, e se entre gases, então K R.
onde Р С, Р D, Р А e Р В são as pressões de equilíbrio dos participantes da reação.
Usando a equação de Clapeyron-Mendeleev, é possível determinar a relação entre K P e K C
Vamos mover o volume para o lado direito
p = RT, ou seja, p = CRT (6,9)
Vamos substituir a equação (6.9) em (6.7) para cada reagente e simplificar
,
(6.10)
onde Dn é a mudança no número de moles de participantes da reação gasosa
Dn = (c + d) – (a + c) (6.11)
Por isso,
K P = K C (RT) Dn (6.12)
Da equação (6.12) fica claro que K P = K C se o número de moles de gases participantes na reação não mudar (Dn = 0) ou não houver gases no sistema.
Deve-se notar que no caso de um processo heterogêneo, a concentração da fase sólida ou líquida no sistema não é levada em consideração.
Por exemplo, a constante de equilíbrio para uma reação da forma 2A + 3B = C + 4D, desde que todas as substâncias sejam gases e tenham a forma
e se D é sólido, então
A constante de equilíbrio é de grande importância teórica e prática. O valor numérico da constante de equilíbrio permite julgar a possibilidade prática e a profundidade da reação química.
10 4, então a reação é irreversível
Mudança de equilíbrio. Princípio de Le Chatelier.
Princípio de Le Chatelier (1884): se um sistema que está em equilíbrio químico estável é influenciado externamente por mudanças de temperatura, pressão ou concentração, então o equilíbrio químico muda na direção em que o efeito do efeito é reduzido.
Deve-se notar que o catalisador não altera o equilíbrio químico, mas apenas acelera o seu início.
Consideremos a influência de cada fator na mudança no equilíbrio químico para uma reação geral:
aA + bB = cC + d D±Q.
Efeito das mudanças na concentração. Segundo o princípio de Le Chatelier, um aumento na concentração de um dos componentes de uma reação química em equilíbrio leva a um deslocamento do equilíbrio no sentido de uma intensificação da reação em que ocorre o processamento químico desse componente. Por outro lado, uma diminuição na concentração de um dos componentes leva a uma mudança no equilíbrio no sentido da formação deste componente.
Assim, um aumento na concentração da substância A ou B desloca o equilíbrio para frente; um aumento na concentração da substância C ou D desloca o equilíbrio na direção oposta; uma diminuição na concentração de A ou B desloca o equilíbrio na direção oposta; uma diminuição na concentração da substância C ou D desloca o equilíbrio na direção direta. (Esquematicamente você pode escrever: C A ou C B ®; C C ou CD D ¬; ¯ C A ou C B ¬; ¯ C C ou CD ®).
Efeito da temperatura. A regra geral que determina o efeito da temperatura no equilíbrio tem a seguinte formulação: um aumento na temperatura promove uma mudança no equilíbrio em direção à reação endotérmica (-Q); uma diminuição na temperatura promove uma mudança no equilíbrio em direção à reação exotérmica (+ Q).
As reações que ocorrem sem efeitos térmicos não alteram o equilíbrio químico quando a temperatura muda. Um aumento de temperatura, neste caso, apenas leva a um estabelecimento mais rápido do equilíbrio, o que teria sido alcançado num determinado sistema sem aquecimento, mas ao longo de um tempo mais longo.
Assim, em uma reação exotérmica (+ Q), um aumento na temperatura leva a um deslocamento no equilíbrio na direção oposta, e, inversamente, em uma reação endotérmica (- Q), um aumento na temperatura leva a um deslocamento no direção direta e uma diminuição da temperatura na direção oposta. (Esquematicamente podemos escrever: em +Q Т ¬; ¯Т ®; em -Q Т ®; ¯Т ¬).
Efeito da pressão. Como mostra a experiência, a pressão tem um efeito perceptível no deslocamento apenas das reações de equilíbrio nas quais participam substâncias gasosas e, ao mesmo tempo, a mudança no número de moles dos participantes da reação gasosa (Dn) não é igual a zero. À medida que a pressão aumenta, o equilíbrio muda para uma reação que é acompanhada pela formação de menos moles de substâncias gasosas, e à medida que a pressão diminui, para a formação de um maior número de moles de substâncias gasosas.
Assim, se Dn = 0, então a pressão não afeta o deslocamento do equilíbrio químico; se Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, então um aumento na pressão desloca o equilíbrio na direção oposta, e uma diminuição na pressão o desloca para a reação direta. (Esquematicamente podemos escrever: em Dn = 0 P não tem efeito; em Dn<0 Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р ¬, ¯Р ®). O princípio de Le Chatelier é aplicável tanto a sistemas homogêneos quanto a sistemas heterogêneos e fornece uma característica qualitativa da mudança de equilíbrio.
O equilíbrio químico é mantido enquanto as condições em que o sistema está localizado permanecerem inalteradas. Mudanças nas condições (concentração de substâncias, temperatura, pressão) causam um desequilíbrio. Depois de algum tempo, o equilíbrio químico é restaurado, mas em condições novas, diferentes das anteriores. Tal transição de um sistema de um estado de equilíbrio para outro é chamada deslocamento(mudança) de equilíbrio. A direção do deslocamento obedece ao princípio de Le Chatelier.
À medida que a concentração de uma das substâncias iniciais aumenta, o equilíbrio muda para um maior consumo desta substância e a reação direta se intensifica. Uma diminuição na concentração das substâncias iniciais desloca o equilíbrio para a formação dessas substâncias, à medida que a reação inversa se intensifica. Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio para uma reação endotérmica, enquanto uma diminuição na temperatura desloca o equilíbrio para uma reação exotérmica. Um aumento na pressão desloca o equilíbrio para quantidades decrescentes de substâncias gasosas, ou seja, para volumes menores ocupados por esses gases. Pelo contrário, à medida que a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se para quantidades crescentes de substâncias gasosas, isto é, para volumes maiores formados por gases.
Exemplo 1.
Como um aumento na pressão afetará o estado de equilíbrio das seguintes reações gasosas reversíveis:
a) SO 2 + C1 2 =SO 2 CI 2;
b) H 2 + Br 2 = 2НВr.
Solução:
Utilizamos o princípio de Le Chatelier, segundo o qual um aumento de pressão no primeiro caso (a) desloca o equilíbrio para a direita, em direção a uma menor quantidade de substâncias gasosas ocupando um volume menor, o que enfraquece a influência externa do aumento da pressão. Na segunda reação (b), as quantidades de substâncias gasosas, tanto os materiais de partida quanto os produtos da reação, são iguais, assim como os volumes que ocupam, de modo que a pressão não tem efeito e o equilíbrio não é perturbado.
Exemplo 2.
Na reação de síntese de amônia (–Q) 3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q, a reação direta é exotérmica, a reação reversa é endotérmica. Como a concentração dos reagentes, a temperatura e a pressão devem ser alteradas para aumentar o rendimento de amônia?
Solução:
Para mudar o equilíbrio para a direita, você precisa:
a) aumentar as concentrações de H 2 e N 2;
b) reduzir a concentração (retirada da esfera de reação) de NH 3;
c) baixar a temperatura;
d) aumentar a pressão.
Exemplo 3.
A reação homogênea entre cloreto de hidrogênio e oxigênio é reversível:
4HC1 + O 2 = 2C1 2 + 2H 2 O + 116 kJ.
1. Que efeito terá o seguinte no equilíbrio do sistema?
a) aumento da pressão;
b) aumento da temperatura;
c) introdução de um catalisador?
Solução:
a) De acordo com o princípio de Le Chatelier, um aumento na pressão leva a uma mudança no equilíbrio em direção à reação direta.
b) Um aumento em t° leva a uma mudança no equilíbrio em direção à reação inversa.
c) A introdução de um catalisador não altera o equilíbrio.
2. Em que direção o equilíbrio químico mudará se a concentração dos reagentes for duplicada?
Solução:
υ → = k → 0 2 0 2 ; υ 0 ← = k ← 0 2 0 2
Após concentrações crescentes, a taxa da reação direta tornou-se:
υ → = k → 4 = 32 k → 0 4 0
ou seja, aumentou 32 vezes em relação à velocidade inicial. Da mesma forma, a taxa da reação inversa aumenta 16 vezes:
υ ← = k ← 2 2 = 16k ← [H 2 O] 0 2 [C1 2 ] 0 2 .
O aumento na taxa da reação direta é 2 vezes maior que o aumento na taxa da reação inversa: o equilíbrio se desloca para a direita.
Exemplo 4.
EM De que lado o equilíbrio de uma reação homogênea mudará:
PCl 5 = PC1 3 + Cl 2 + 92 KJ,
se você aumentar a temperatura em 30 °C, sabendo que o coeficiente de temperatura da reação direta é 2,5 e a reação inversa é 3,2?
Solução:
Como os coeficientes de temperatura das reações direta e reversa não são iguais, o aumento da temperatura terá efeitos diferentes na mudança nas taxas dessas reações. Usando a regra de Van't Hoff (1.3), encontramos as taxas das reações direta e reversa quando a temperatura aumenta em 30 °C:
υ → (t 2) = υ → (t 1)=υ → (t 1)2,5 0,1 30 = 15,6υ → (t 1);
υ ← (t 2) = υ ← (t 1) =υ → (t 1)3,2 0,1 30 = 32,8υ ← (t 1)
Um aumento na temperatura aumentou a taxa da reação direta em 15,6 vezes e a reação inversa em 32,8 vezes. Consequentemente, o equilíbrio se deslocará para a esquerda, em direção à formação de PCl 5.
Exemplo 5.
Como as taxas de reações diretas e reversas mudarão no sistema isolado C 2 H 4 + H 2 ⇄ C 2 H 6 e para onde mudará o equilíbrio quando o volume do sistema aumentar 3 vezes?
Solução:
As taxas iniciais de reações diretas e reversas são as seguintes:
υ 0 = k 0 0 ; υ 0 = k 0 .
Um aumento no volume do sistema causa uma diminuição nas concentrações dos reagentes em 3 vezes, portanto, a mudança na taxa de reações diretas e reversas será a seguinte:
υ 0 = k = 1/9 υ 0
υ = k = 1/3υ 0
A diminuição nas taxas de reações diretas e reversas não é a mesma: a taxa da reação inversa é 3 vezes (1/3: 1/9 = 3) maior que a taxa da reação inversa, portanto o equilíbrio mudará para a esquerda, para o lado onde o sistema ocupa maior volume, ou seja, em direção à formação de C 2 H 4 e H 2.
Artigo principal: Princípio Le Châtelier-Brown
A posição do equilíbrio químico depende dos seguintes parâmetros de reação: temperatura, pressão e concentração. A influência que estes factores têm numa reacção química está sujeita a um padrão que foi expresso em termos gerais em 1885 pelo cientista francês Le Chatelier.
Fatores que influenciam o equilíbrio químico:
1) temperatura
À medida que a temperatura aumenta, o equilíbrio químico muda para a reação endotérmica (absorção) e, quando diminui, para a reação exotérmica (liberação).
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) pressão
À medida que a pressão aumenta, o equilíbrio químico muda para um volume menor de substâncias e à medida que a pressão diminui para um volume maior. Este princípio só se aplica a gases, ou seja, Se sólidos estiverem envolvidos na reação, eles não serão levados em consideração.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P ↓ →
1mol=1mol+1mol
3) concentração de substâncias iniciais e produtos de reação
Com o aumento da concentração de uma das substâncias iniciais, o equilíbrio químico desloca-se para os produtos da reação, e com o aumento da concentração dos produtos da reação, para as substâncias iniciais.
S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←
Os catalisadores não afetam a mudança do equilíbrio químico!
Características quantitativas básicas do equilíbrio químico: constante de equilíbrio químico, grau de conversão, grau de dissociação, rendimento de equilíbrio. Explique o significado dessas quantidades usando o exemplo de reações químicas específicas.
Na termodinâmica química, a lei da ação das massas relaciona as atividades de equilíbrio das substâncias iniciais e dos produtos da reação, de acordo com a relação:
Atividade de substâncias. Em vez de atividade, podem ser utilizadas concentração (para uma reação em uma solução ideal), pressões parciais (uma reação em uma mistura de gases ideais), fugacidade (uma reação em uma mistura de gases reais);
Coeficiente estequiométrico (negativo para substâncias iniciais, positivo para produtos);
Constante de equilíbrio químico. O subscrito “a” aqui significa o uso do valor da atividade na fórmula.
A eficiência de uma reação é geralmente avaliada calculando o rendimento do produto da reação (seção 5.11). Ao mesmo tempo, a eficiência da reação também pode ser avaliada determinando que parte da substância mais importante (geralmente a mais cara) foi convertida no produto alvo da reação, por exemplo, que parte do SO 2 foi convertida em SO 3 durante a produção de ácido sulfúrico, ou seja, encontrar grau de conversão substância original.
Deixe um breve diagrama da reação em curso
Então o grau de conversão da substância A em substância B (A) é determinado pela seguinte equação
Onde n pró-reação (A) – a quantidade de substância do reagente A que reagiu para formar o produto B, e n inicial (A) – quantidade inicial de reagente A. 
Naturalmente, o grau de transformação pode ser expresso não apenas em termos da quantidade de uma substância, mas também em termos de quaisquer quantidades proporcionais a ela: o número de moléculas (unidades de fórmula), massa, volume.
Se o reagente A for escasso e a perda do produto B puder ser desprezada, então o grau de conversão do reagente A é geralmente igual ao rendimento do produto B.
A exceção são as reações nas quais a substância inicial é obviamente consumida para formar vários produtos. Assim, por exemplo, na reação
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
o cloro (reagente) é convertido igualmente em cloreto de potássio e hipoclorito de potássio. Nesta reação, mesmo com rendimento de 100% de KClO, o grau de conversão do cloro nele é de 50%.
A quantidade que você conhece – o grau de protólise (seção 12.4) – é um caso especial do grau de conversão:
No âmbito do TED, quantidades semelhantes são chamadas grau de dissociaçãoácidos ou bases (também designados como grau de protólise). O grau de dissociação está relacionado à constante de dissociação de acordo com a lei de diluição de Ostwald.
No âmbito da mesma teoria, o equilíbrio de hidrólise é caracterizado por grau de hidrólise (h), e são utilizadas as seguintes expressões que o relacionam com a concentração inicial da substância ( Com) e constantes de dissociação de ácidos fracos (K HA) e bases fracas formadas durante a hidrólise ( K MOH):
A primeira expressão é válida para a hidrólise de um sal de um ácido fraco, a segunda - sais de uma base fraca e a terceira - sais de um ácido fraco e uma base fraca. Todas essas expressões só podem ser utilizadas para soluções diluídas com grau de hidrólise não superior a 0,05 (5%).
Normalmente, o rendimento de equilíbrio é determinado por uma constante de equilíbrio conhecida, com a qual está relacionado em cada caso específico por uma determinada razão.
O rendimento do produto pode ser alterado alterando o equilíbrio da reação em processos reversíveis, sob a influência de fatores como temperatura, pressão, concentração.
De acordo com o princípio de Le Chatelier, o grau de conversão de equilíbrio aumenta com o aumento da pressão durante reações simples e, em outros casos, o volume da mistura reacional não muda e o rendimento do produto não depende da pressão.
O efeito da temperatura no rendimento de equilíbrio, bem como na constante de equilíbrio, é determinado pelo sinal do efeito térmico da reação.
Para uma avaliação mais completa dos processos reversíveis, utiliza-se o chamado rendimento do teórico (rendimento do equilíbrio), igual à razão entre o produto efetivamente obtido e a quantidade que seria obtida em estado de equilíbrio.
DISSOCIAÇÃO TÉRMICA química
uma reação de decomposição reversível de uma substância causada por um aumento na temperatura.
Com Etc., várias (2H2H+ OCaO + CO) ou uma substância mais simples são formadas a partir de uma substância
O equilíbrio etc. é estabelecido de acordo com a lei da ação de massa. Isto
pode ser caracterizado por uma constante de equilíbrio ou pelo grau de dissociação
(a razão entre o número de moléculas decaídas e o número total de moléculas). EM
Na maioria dos casos, etc. é acompanhado pela absorção de calor (aumento
entalpia
DN>0); portanto, de acordo com o princípio Le Chatelier-Brown
o aquecimento aumenta, o grau de deslocamento, etc. com a temperatura é determinado
valor absoluto de DN. A pressão interfere etc., quanto mais forte, maior
mudança (aumento) no número de moles (Di) de substâncias gasosas
o grau de dissociação não depende da pressão. Se os sólidos não forem
formam soluções sólidas e não estão em um estado altamente disperso,
então a pressão, etc., é determinada exclusivamente pela temperatura. Para implementar T.
d. sólidos (óxidos, hidratos cristalinos, etc.)
É importante saber
temperatura na qual a pressão de dissociação se torna igual à externa (em particular,
pressão atmosférica. Como o gás liberado pode superar
pressão ambiente, então ao atingir esta temperatura o processo de decomposição
imediatamente se intensifica.
Dependência do grau de dissociação da temperatura: o grau de dissociação aumenta com o aumento da temperatura (o aumento da temperatura leva a um aumento na energia cinética das partículas dissolvidas, o que promove a desintegração das moléculas em íons) 
O grau de conversão das substâncias iniciais e o rendimento de equilíbrio do produto. Métodos para seu cálculo a uma determinada temperatura. Quais dados são necessários para isso? Dê um esquema para calcular qualquer uma dessas características quantitativas do equilíbrio químico usando um exemplo arbitrário.
O grau de conversão é a quantidade de reagente reagido dividida pela sua quantidade original. Para a reação mais simples, onde é a concentração na entrada do reator ou no início do processo periódico, é a concentração na saída do reator ou o momento atual do processo periódico. Para uma resposta voluntária, por exemplo, 
, de acordo com a definição, a fórmula de cálculo é a mesma: . Se houver vários reagentes na reação, então o grau de conversão pode ser calculado para cada um deles, por exemplo, para a reação 
A dependência do grau de conversão no tempo de reação é determinada pela mudança na concentração do reagente ao longo do tempo. No momento inicial, quando nada se transformou, o grau de transformação é zero. Então, à medida que o reagente é convertido, o grau de conversão aumenta. Para uma reação irreversível, quando nada impede o consumo total do reagente, seu valor tende (Fig. 1) à unidade (100%). 
Figura 1 Quanto maior a taxa de consumo de reagentes, determinada pelo valor da constante de taxa, mais rápido aumenta o grau de conversão, conforme mostrado na figura. Se a reação for reversível, então à medida que a reação tende ao equilíbrio, o grau de conversão tende a um valor de equilíbrio, cujo valor depende da razão entre as constantes de velocidade das reações direta e reversa (na constante de equilíbrio) (Fig. .2). 
Fig. 2 Rendimento do produto alvo O rendimento do produto é a quantidade do produto alvo realmente obtida, dividida pela quantidade deste produto que teria sido obtida se todo o reagente tivesse passado para este produto (até a quantidade máxima possível de o produto resultante). Ou (através do reagente): a quantidade de reagente efetivamente convertida no produto alvo, dividida pela quantidade inicial do reagente. Para a reação mais simples, o rendimento é , e tendo em mente que para esta reação, 
, ou seja Para a reação mais simples, o rendimento e o grau de conversão têm o mesmo valor. Se a transformação ocorre com alteração na quantidade de substâncias, por exemplo, então, de acordo com a definição, o coeficiente estequiométrico deve ser incluído na expressão calculada. De acordo com a primeira definição, a quantidade imaginária de produto obtida de toda a quantidade inicial do reagente será duas vezes menor que a quantidade inicial do reagente para esta reação, ou seja, e a fórmula de cálculo. De acordo com a segunda definição, a quantidade do reagente realmente convertida no produto alvo será duas vezes maior do que este produto foi formado, ou seja, , então a fórmula de cálculo é . Naturalmente, ambas as expressões são iguais. Para uma reação mais complexa, as fórmulas de cálculo são escritas exatamente da mesma forma de acordo com a definição, mas neste caso o rendimento não é mais igual ao grau de conversão. Por exemplo, para a reação, 
. Se houver vários reagentes em uma reação, o rendimento poderá ser calculado para cada um deles; se também houver vários produtos alvo, então o rendimento poderá ser calculado para qualquer produto alvo para qualquer reagente. Como pode ser visto na estrutura da fórmula de cálculo (o denominador contém um valor constante), a dependência do rendimento no tempo de reação é determinada pela dependência do tempo da concentração do produto alvo. Assim, por exemplo, para a reação 
esta dependência se parece com a Fig. 
Figura 3
O grau de conversão como característica quantitativa do equilíbrio químico. Como um aumento na pressão e temperatura total afetará o grau de conversão do reagente... em uma reação em fase gasosa: ( a equação é dada)? Forneça uma justificativa para sua resposta e expressões matemáticas apropriadas.
O estado de equilíbrio para uma reação reversível pode durar indefinidamente (sem intervenção externa). Mas se uma influência externa for exercida sobre tal sistema (mudança na temperatura, pressão ou concentração de substâncias finais ou iniciais), então o estado de equilíbrio será perturbado. A velocidade de uma das reações será maior que a velocidade da outra. Com o tempo, o sistema voltará a ocupar um estado de equilíbrio, mas as novas concentrações de equilíbrio das substâncias inicial e final serão diferentes das originais. Nesse caso, fala-se de uma mudança no equilíbrio químico em uma direção ou outra.
Se, como resultado de uma influência externa, a taxa da reação direta se tornar maior que a taxa da reação inversa, isso significa que o equilíbrio químico se deslocou para a direita. Se, pelo contrário, a taxa da reação inversa aumentar, isso significa que o equilíbrio químico se deslocou para a esquerda.
Quando o equilíbrio se desloca para a direita, as concentrações de equilíbrio das substâncias iniciais diminuem e as concentrações de equilíbrio das substâncias finais aumentam em comparação com as concentrações de equilíbrio iniciais. Consequentemente, o rendimento dos produtos de reação também aumenta.
Uma mudança no equilíbrio químico para a esquerda provoca um aumento nas concentrações de equilíbrio das substâncias iniciais e uma diminuição nas concentrações de equilíbrio dos produtos finais, cujo rendimento diminuirá.
A direção da mudança no equilíbrio químico é determinada usando o princípio de Le Chatelier: “Se uma influência externa é exercida sobre um sistema em estado de equilíbrio químico (mudança de temperatura, pressão, concentração de uma ou mais substâncias participantes da reação), esta levará a um aumento na taxa dessa reação, cuja ocorrência compensará (reduzirá) o impacto."
Por exemplo, à medida que a concentração das substâncias iniciais aumenta, a taxa da reação direta aumenta e o equilíbrio se desloca para a direita. Quando a concentração das substâncias iniciais diminui, ao contrário, a taxa da reação reversa aumenta e o equilíbrio químico se desloca para a esquerda.
Quando a temperatura aumenta (ou seja, quando o sistema é aquecido), o equilíbrio muda para uma reação endotérmica, e quando diminui (ou seja, quando o sistema esfria) - para uma reação exotérmica. (Se a reação direta for exotérmica, então a reação inversa será necessariamente endotérmica e vice-versa).
Deve-se enfatizar que um aumento na temperatura, via de regra, aumenta a taxa das reações direta e reversa, mas a taxa de uma reação endotérmica aumenta em maior extensão do que a taxa de uma reação exotérmica. Conseqüentemente, quando o sistema é resfriado, as taxas de reações diretas e reversas diminuem, mas também não na mesma extensão: para uma reação exotérmica é significativamente menor do que para uma endotérmica.
Uma mudança na pressão afeta a mudança no equilíbrio químico somente se duas condições forem atendidas:
é necessário que pelo menos uma das substâncias participantes da reação esteja no estado gasoso, por exemplo:
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - uma mudança na pressão afeta o deslocamento do equilíbrio.
CH 3 COOH (líquido) + C 2 H 5 OH (líquido) CH 3 COOC 2 H 5 (líquido) + H 2 O (líquido) – uma mudança na pressão não afeta a mudança no equilíbrio químico, porque nenhuma das substâncias iniciais ou finais está no estado gasoso;
se várias substâncias estão no estado gasoso, é necessário que o número de moléculas de gás no lado esquerdo da equação para tal reação não seja igual ao número de moléculas de gás no lado direito da equação, por exemplo:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – mudanças de pressão afetam a mudança de equilíbrio
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – a mudança de pressão não afeta a mudança de equilíbrio
Quando estas duas condições são satisfeitas, um aumento na pressão leva a uma mudança no equilíbrio em direção a uma reação, cuja ocorrência reduz o número de moléculas de gás no sistema. No nosso exemplo (combustão catalítica de SO 2) esta será uma reação direta.
Uma diminuição da pressão, ao contrário, desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com a formação de um maior número de moléculas de gás. No nosso exemplo, esta será a reação oposta.
Um aumento na pressão provoca uma diminuição no volume do sistema e, portanto, um aumento nas concentrações molares de substâncias gasosas. Como resultado, a taxa de reações diretas e reversas aumenta, mas não na mesma extensão. Uma diminuição na pressão de acordo com um esquema semelhante leva a uma diminuição nas taxas de reações diretas e reversas. Mas, ao mesmo tempo, a taxa de reação, para a qual o equilíbrio se desloca, diminui em menor grau.
O catalisador não afeta a mudança de equilíbrio, porque acelera (ou desacelera) as reações direta e reversa na mesma medida. Na sua presença, o equilíbrio químico só se estabelece mais rapidamente (ou mais lentamente).
Se um sistema é afetado por vários fatores simultaneamente, cada um deles atua independentemente dos outros. Por exemplo, na síntese de amônia
N 2(gás) + 3H 2(gás) 2NH 3(gás)
a reação é realizada por aquecimento e na presença de um catalisador para aumentar sua velocidade, mas a influência da temperatura faz com que o equilíbrio da reação se desloque para a esquerda, em direção à reação endotérmica reversa. Isso causa uma diminuição na produção de NH 3. Para compensar este efeito indesejável da temperatura e aumentar o rendimento de amônia, a pressão no sistema é simultaneamente aumentada, o que desloca o equilíbrio da reação para a direita, ou seja, para a formação de menos moléculas de gás.
Neste caso, as condições mais ótimas para a reação (temperatura, pressão) são selecionadas experimentalmente, nas quais ela ocorreria a uma velocidade suficientemente alta e daria um rendimento economicamente viável do produto final.
O princípio de Le Chatelier é utilizado de forma semelhante na indústria química na produção de um grande número de substâncias diferentes que são de grande importância para a economia nacional.
O princípio de Le Chatelier é aplicável não apenas a reações químicas reversíveis, mas também a vários outros processos de equilíbrio: físicos, físico-químicos, biológicos.
O corpo humano adulto é caracterizado pela relativa constância de muitos parâmetros, incluindo vários indicadores bioquímicos, incluindo concentrações de substâncias biologicamente ativas. No entanto, tal estado não pode ser chamado de equilíbrio, porque não é aplicável a sistemas abertos.
O corpo humano, como qualquer sistema vivo, troca constantemente diversas substâncias com o meio ambiente: consome alimentos e libera produtos de sua oxidação e decomposição. Portanto, é típico de um organismo curso estável, definido como a constância de seus parâmetros a uma taxa constante de troca de matéria e energia com o meio ambiente. Numa primeira aproximação, um estado estacionário pode ser considerado como uma série de estados de equilíbrio interligados por processos de relaxação. Em estado de equilíbrio, as concentrações das substâncias participantes da reação são mantidas devido à reposição dos produtos iniciais do exterior e à retirada dos produtos finais para o exterior. Uma mudança no seu conteúdo no corpo não leva, ao contrário dos sistemas fechados, a um novo equilíbrio termodinâmico. O sistema retorna ao seu estado original. Assim, mantém-se a relativa constância dinâmica da composição e propriedades do ambiente interno do corpo, o que determina a estabilidade de suas funções fisiológicas. Esta propriedade de um sistema vivo é chamada de forma diferente homeostase.
Durante a vida de um organismo em estado estacionário, em contraste com um sistema de equilíbrio fechado, ocorre um aumento na entropia. Porém, junto com isso, o processo inverso também ocorre simultaneamente - diminuição da entropia devido ao consumo de nutrientes com baixo valor de entropia do meio ambiente (por exemplo, compostos de alto peso molecular - proteínas, polissacarídeos, carboidratos, etc.) e a liberação de produtos de decomposição no meio ambiente. De acordo com a posição de I.R. Prigogine, a produção total de entropia para um organismo em estado estacionário tende ao mínimo.
Uma grande contribuição para o desenvolvimento da termodinâmica de não-equilíbrio foi feita por I. R. Prigozhy, ganhador do Prêmio Nobel em 1977, que argumentou que “em qualquer sistema de não-equilíbrio existem áreas locais que estão em estado de equilíbrio. Na termodinâmica clássica, o equilíbrio refere-se a todo o sistema, mas no caso de não-equilíbrio, apenas às suas partes individuais.”
Foi estabelecido que a entropia em tais sistemas aumenta durante a embriogênese, durante os processos de regeneração e o crescimento de neoplasias malignas.
O equilíbrio químico é inerente reversível reações e não é típico de irreversível reações químicas.
Freqüentemente, durante um processo químico, os reagentes iniciais são completamente convertidos em produtos de reação. Por exemplo:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
É impossível obter cobre metálico realizando a reação no sentido oposto, porque dado a reação é irreversível. Nesses processos, os reagentes são completamente convertidos em produtos, ou seja, a reação prossegue até a conclusão.
Mas a maior parte das reações químicas reversível, ou seja é provável que a reação ocorra em paralelo nas direções direta e reversa. Em outras palavras, os reagentes são apenas parcialmente convertidos em produtos e o sistema de reação consistirá tanto de reagentes quanto de produtos. O sistema neste caso está no estado equilíbrio químico.
Nos processos reversíveis, inicialmente a reação direta tem velocidade máxima, que diminui gradativamente devido à diminuição da quantidade de reagentes. A reação inversa, ao contrário, tem inicialmente uma velocidade mínima, que aumenta à medida que os produtos se acumulam. Eventualmente, chega um momento em que as taxas de ambas as reações se tornam iguais – o sistema atinge um estado de equilíbrio. Quando ocorre um estado de equilíbrio, as concentrações dos componentes permanecem inalteradas, mas a reação química não para. Que. – este é um estado dinâmico (em movimento). Para maior clareza, aqui está a seguinte figura:
Digamos que há um certo reação química reversível:
uma A + b B = c C + d D
então, com base na lei da ação das massas, escrevemos expressões para diretoυ 1 e reverterυ 2 reações:
v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b
v2 = k 2 ·[C] c ·[D] d
Capaz equilíbrio químico, as taxas de reações diretas e reversas são iguais, ou seja:
k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d
Nós temos
PARA= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b
Onde K =k 1 / k 2 – constante de equilíbrio.
Para qualquer processo reversível, sob determinadas condições ké um valor constante. Não depende das concentrações das substâncias, pois Quando a quantidade de uma das substâncias muda, as quantidades dos outros componentes também mudam.
Quando as condições de um processo químico mudam, o equilíbrio pode mudar.
Todos os fatores acima influenciam a mudança no equilíbrio químico, que obedece Princípio de Le Chatelier: Se você alterar uma das condições sob as quais o sistema está em estado de equilíbrio - concentração, pressão ou temperatura - então o equilíbrio mudará na direção da reação que neutraliza essa mudança. Aqueles. o equilíbrio tende a mudar em uma direção que leva a uma diminuição na influência da influência que levou a uma violação do estado de equilíbrio.
Então, consideremos separadamente a influência de cada um dos seus fatores no estado de equilíbrio.
Influência mudanças nas concentrações de reagentes ou produtos vamos mostrar com um exemplo Processo Haber:
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
Se, por exemplo, nitrogênio for adicionado a um sistema de equilíbrio que consiste em N 2 (g), H 2 (g) e NH 3 (g), então o equilíbrio deve mudar em uma direção que contribuiria para uma diminuição na quantidade de hidrogênio em direção ao seu valor original, Essa. na direção da formação de amônia adicional (à direita). Ao mesmo tempo, a quantidade de hidrogênio diminuirá. Quando o hidrogênio é adicionado ao sistema, o equilíbrio também se deslocará no sentido da formação de uma nova quantidade de amônia (para a direita). Considerando que a introdução de amônia no sistema de equilíbrio, de acordo com Princípio de Le Chatelier , causará uma mudança no equilíbrio em direção ao processo favorável à formação de substâncias iniciais (para a esquerda), ou seja, A concentração de amônia deve diminuir através da decomposição de parte dela em nitrogênio e hidrogênio.
Uma diminuição na concentração de um dos componentes deslocará o estado de equilíbrio do sistema para a formação deste componente.
Influência mudanças de pressão faz sentido se componentes gasosos participam do processo em estudo e há uma mudança no número total de moléculas. Se o número total de moléculas no sistema permanecer permanente, então a mudança na pressão não afeta em seu saldo, por exemplo:
I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)
Se a pressão total de um sistema em equilíbrio aumentar pela diminuição de seu volume, então o equilíbrio mudará para uma diminuição do volume. Aqueles. para diminuir o número gás no sistema. Em reação:
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
a partir de 4 moléculas de gás (1 N 2 (g) e 3 H 2 (g)) 2 moléculas de gás são formadas (2 NH 3 (g)), ou seja, a pressão no sistema diminui. Como resultado, um aumento na pressão contribuirá para a formação de uma quantidade adicional de amônia, ou seja, o equilíbrio se deslocará em direção à sua formação (para a direita).
Se a temperatura do sistema for constante, então uma mudança na pressão total do sistema não levará a uma mudança na constante de equilíbrio PARA.
Mudança de temperatura sistema afeta não apenas o deslocamento de seu equilíbrio, mas também a constante de equilíbrio PARA. Se calor adicional for transmitido a um sistema em equilíbrio a pressão constante, então o equilíbrio mudará no sentido da absorção de calor. Considerar:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) + 22 kcal
Então, como você pode ver, a reação direta prossegue com a liberação de calor, e a reação inversa com absorção. À medida que a temperatura aumenta, o equilíbrio desta reação muda em direção à reação de decomposição da amônia (para a esquerda), porque aparece e enfraquece a influência externa - um aumento na temperatura. Pelo contrário, o resfriamento leva a uma mudança no equilíbrio na direção da síntese de amônia (para a direita), porque a reação é exotérmica e resiste ao resfriamento.
Assim, um aumento na temperatura favorece uma mudança equilíbrio químico em direção à reação endotérmica, e a queda de temperatura em direção ao processo exotérmico . Constantes de equilíbrio todos os processos exotérmicos diminuem com o aumento da temperatura e os processos endotérmicos aumentam.
