reversibilidad de las reacciones químicas. equilibrio químico. Reacciones irreversibles y reversibles.
Vídeo lección 2: Cambio en el equilibrio químico
Conferencia: Reacciones químicas reversibles e irreversibles. equilibrio químico. Cambio en el equilibrio químico bajo la influencia de varios factores.
Reacciones químicas reversibles e irreversibles.
En la lección anterior, aprendiste cuál es la velocidad de una reacción química y qué factores la afectan. En esta lección, veremos cómo proceden estas reacciones. Depende del comportamiento de las sustancias iniciales que participan en la reacción: los reactivos. Si se convierten completamente en sustancias finales: productos, entonces la reacción es irreversible. Bueno, si los productos finales se convierten nuevamente en sustancias iniciales, entonces la reacción es reversible. Considerando esto, formulamos las definiciones:
Reacción reversible es una cierta reacción que procede en las mismas condiciones en las direcciones directa e inversa.
Recuerda, en las lecciones de química te mostraron un claro ejemplo de una reacción reversible para producir ácido carbónico:
CO2 + H2O<->H2CO3
reacción irreversible es una cierta reacción química que va al final en una dirección específica.
Un ejemplo es la reacción de combustión del fósforo: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5
Una de las pruebas de la irreversibilidad de la reacción es la precipitación o evolución de gas.
Equilibrio químicoCuando las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, equilibrio químico.
Es decir, en las reacciones reversibles se forman mezclas en equilibrio de reactivos y productos. Veamos un ejemplo de cómo se forma el equilibrio químico. Tome la reacción para la formación de yodo de hidrógeno:
H 2 (g) + I 2 (g)<->2HI(g)
Podemos calentar una mezcla de hidrógeno gaseoso y yodo o yodo ya preparado, el resultado en ambos casos será el mismo: la formación de una mezcla en equilibrio de tres sustancias H 2 , I 2 , HI.
Al comienzo de la reacción, antes de la formación de yodo de hidrógeno, tiene lugar una reacción directa a una velocidad ( v etc ). Lo expresamos por la ecuación cinética v pr \u003d k 1, donde k 1 es la constante de velocidad de la reacción directa. Se forma gradualmente el producto HI, que en las mismas condiciones comienza a descomponerse en H 2 e I 2 . La ecuación de este proceso es la siguiente: v arr \u003d k 2 2, donde v arr es la velocidad de la reacción inversa, k 2 es la constante de velocidad de la reacción inversa. El momento en que HI es suficiente para igualar v en v se alcanza un equilibrio químico. El número de sustancias en equilibrio, en nuestro caso, es H 2 , I 2 y HI no cambia con el tiempo, pero solo si no hay influencias externas. De lo dicho se sigue que el equilibrio químico es dinámico. En nuestra reacción, el yodo de hidrógeno se forma o se consume.
Recuerde, cambiar las condiciones de reacción le permite cambiar el equilibrio en la dirección correcta. Si aumentamos la concentración de yodo o hidrógeno, entonces la v pr, habrá un desplazamiento a la derecha, se formará más yoduro de hidrógeno. Si aumentamos la concentración de yodo de hidrógeno, la v arr, y el cambio será a la izquierda. Podemos obtener más/menos reactivos y productos.
Así, el equilibrio químico tiende a resistir influencias externas. La adición de H 2 o I 2 finalmente conduce a un aumento en su consumo y un aumento en HI. Y viceversa. Este proceso se llama científicamente principio de Le Chatelier. Dice:
Si se actúa desde el exterior sobre un sistema que está en equilibrio estable (cambiando la temperatura, la presión o la concentración), se producirá un cambio en la dirección del proceso que debilitará este efecto.
Recuerde, el catalizador no puede cambiar el equilibrio. Sólo puede acelerar su avance.
Cambio en el equilibrio químico bajo la influencia de varios factores.
cambio de concentración . Arriba, consideramos cómo este factor cambia el equilibrio ya sea hacia adelante o en la dirección opuesta. Si aumenta la concentración de reactivos, el equilibrio se desplaza hacia el lado donde se consume esta sustancia. Si se reduce la concentración, se desplaza hacia el lado donde se forma esta sustancia. Recuerda, la reacción es reversible y los reactivos pueden ser sustancias del lado derecho o del lado izquierdo, según la reacción que estemos considerando (directa o inversa).
Influenciat . Su crecimiento provoca un cambio de equilibrio hacia una reacción endotérmica (- Q), y una disminución hacia una reacción exotérmica (+ Q). Las ecuaciones de reacción indican el efecto térmico de la reacción directa. El efecto térmico de la reacción inversa es opuesto. Esta regla se aplica solo a las reacciones con un efecto térmico. Si no está allí, entonces t no es capaz de cambiar el equilibrio, pero su aumento acelerará el proceso de emergencia del equilibrio.
Influencia de la presión . Este factor se puede usar en reacciones que involucran sustancias gaseosas. Si los moles del gas son iguales a cero, no habrá cambio. A medida que aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia volúmenes más pequeños. A medida que la presión disminuye, el equilibrio se desplazará hacia volúmenes más grandes. Volúmenes: mire los coeficientes frente a las sustancias gaseosas en la ecuación de reacción.
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¿Qué es una reacción reversible? Este es un proceso químico que procede en dos direcciones mutuamente opuestas. Considere las características principales de tales transformaciones, así como sus parámetros distintivos.
Cual es el significado de equilibrio
Las reacciones químicas reversibles no conducen a productos específicos. Por ejemplo, cuando el óxido de azufre (4) se oxida simultáneamente con la producción de óxido de azufre (6), se vuelven a formar los componentes originales.
Los procesos irreversibles implican la transformación completa de las sustancias que interactúan, tal reacción va acompañada de la producción de uno o más productos de reacción.
Las reacciones de descomposición son ejemplos de interacciones irreversibles. Por ejemplo, cuando se calienta permanganato de potasio, se forma manganato metálico, óxido de manganeso (4), y también se libera oxígeno gaseoso.
Una reacción reversible no implica la formación de precipitación, la liberación de gases. Esta es precisamente su principal diferencia con la interacción irreversible.
El equilibrio químico es un estado de un sistema que interactúa en el que es posible la ocurrencia reversible de una o más reacciones químicas, siempre que las velocidades de los procesos sean iguales.
Si el sistema está en equilibrio dinámico, no hay cambio de temperatura, concentración de reactivos, otros parámetros en un período de tiempo dado.
Condiciones de cambio de equilibrio
El equilibrio de una reacción reversible se puede explicar usando la regla de Le Chatelier. Su esencia radica en que cuando se ejerce una influencia externa sobre un sistema que inicialmente se encuentra en equilibrio dinámico, se observa un cambio en la reacción en sentido contrario a la influencia. Cualquier reacción reversible con la ayuda de este principio se puede cambiar en la dirección correcta en caso de un cambio en la temperatura, la presión y también la concentración de las sustancias que interactúan.
El principio de Le Chatelier "funciona" solo para reactivos gaseosos, las sustancias sólidas y líquidas no se tienen en cuenta. Existe una relación inversa entre la presión y el volumen, definida por la ecuación de Mendeleev-Clapeyron. Si el volumen de los componentes gaseosos iniciales es mayor que los productos de reacción, entonces, para cambiar el equilibrio hacia la derecha, es importante aumentar la presión de la mezcla.
Por ejemplo, durante la transformación del monóxido de carbono (2) en dióxido de carbono, entran en la reacción 2 mol de monóxido de carbono y 1 mol de oxígeno. Esto produce 2 moles de monóxido de carbono (4).
Si, de acuerdo con la condición del problema, esta reacción reversible debe desplazarse hacia la derecha, es necesario aumentar la presión.
La concentración de reactivos también tiene un efecto significativo en el curso del proceso. Según el principio de Le Chatelier, en caso de aumento de la concentración de los componentes iniciales, el equilibrio del proceso se desplaza hacia el producto de su interacción.
En este caso, la disminución (retirada de la mezcla de reacción) del producto resultante contribuye al flujo del proceso directo.
Además de la presión, la concentración, un cambio de temperatura también tiene un efecto significativo en el curso de una reacción inversa o directa. Cuando se calienta la mezcla inicial, el equilibrio se desplaza hacia el proceso endotérmico.
Ejemplos de reacciones reversibles
Considere en un proceso específico formas de cambiar el equilibrio hacia la formación de productos de reacción.
2CO + O2 -2CO2
Esta reacción es un proceso homogéneo, ya que todas las sustancias se encuentran en el mismo estado (gaseoso).
Hay 3 volúmenes de componentes en el lado izquierdo de la ecuación, después de la interacción este indicador disminuyó, se forman 2 volúmenes. Para que proceda el proceso directo, es necesario aumentar la presión de la mezcla de reacción.
Dado que la reacción es exotérmica, se baja la temperatura para producir dióxido de carbono.
El equilibrio del proceso se desplazará hacia la formación de un producto de reacción con un aumento de la concentración de una de las sustancias iniciales: oxígeno o monóxido de carbono.
Conclusión
Las reacciones reversibles e irreversibles juegan un papel importante en la vida humana. Los procesos metabólicos que ocurren en nuestro cuerpo están asociados con un cambio sistemático en el equilibrio químico. En la producción química, se utilizan condiciones óptimas para dirigir la reacción en la dirección correcta.
reentrenamiento de educadores.
Departamento de Ciencias Naturales
Tema: “Reacciones reversibles e irreversibles.
equilibrio químico. El principio de Le Chatelier.
Trabajo completado:
Grupo de oyentes X - 1
profesor de química, escuela secundaria №6
dimitrovgrado
Región de Ulyanovsk
Lepikhova Tatiana Vasilievna
Consejero científico:
Jefe de departamento
Ciencias Naturales
Akhmetov Marat Anvarovich
Uliánovsk 2009
Reacciones químicas reversibles e irreversibles.
equilibrio químico.
El principio de Le Chatelier.
Objetivo del trabajo: 1) El 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 concreción 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 que ocurra 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 la existencia de la materia, del movimiento, de la dinámica.
Tareas.
Considere el tema: "Reacciones reversibles e irreversibles" con ejemplos específicos, utilizando ideas previas sobre la velocidad de las reacciones químicas.
Continuar estudiando las características de las reacciones químicas reversibles y la formación de ideas sobre el equilibrio químico como estado dinámico de un sistema que reacciona.
Estudiar los principios del cambio de equilibrio químico y enseñar a los estudiantes a determinar las condiciones para cambiar el equilibrio químico.
Dar a los estudiantes una idea de la importancia 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 de la actividad fisiológica humana, en sus acciones para crear condiciones en varios niveles: doméstico, de defensa, industrial, técnico, ambiental y otros, ocurren miles, millones de reacciones completamente diferentes o se llevan a cabo, que pueden ser considerados desde diferentes puntos de vista y clasificaciones. Consideraremos las reacciones químicas en términos de su reversibilidad e irreversibilidad.
Es difícil sobrestimar el significado de estos conceptos: mientras haya una persona pensante, el pensamiento humano sobre la reversibilidad e irreversibilidad de los procesos que ocurren en su cuerpo, el eterno problema de prolongar la vida de una persona, el problema de la irreversibilidad de las consecuencias de su vida, la actitud irreflexiva ante 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". Presentar una base teórica con posterior verificación, autoevaluación de conocimientos sobre este tema, utilizando pruebas de diversas tipologías. Supongo que “habiendo recorrido el camino” de las tareas simples a las más complejas, 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 una) sustancia se convierte en otra, 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: Un cambio en la composición de una sustancia que se puede determinar mediante reacciones cualitativas y analíticas. Todas estas reacciones se pueden dividir en dos tipos: reacciones reversibles e irreversibles.
reacciones irreversibles. Las reacciones que proceden en una sola dirección y terminan con la conversión completa de los reactivos iniciales en sustancias finales se denominan irreversibles.
Un ejemplo de tal reacción es la descomposición del clorato de potasio (sal de Bertolet) cuando se calienta:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2
La reacción se detendrá cuando todo el clorato de potasio se haya convertido en cloruro de potasio y oxígeno. No hay muchas reacciones irreversibles.
Si se drenan soluciones ácidas y alcalinas, se forman sal y agua, por ejemplo,
HCl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O, y si las sustancias se tomaron en las proporciones correctas, la solución tiene una reacción neutra y no quedan ni rastros de ácido clorhídrico e hidróxido de sodio. Si intenta llevar a cabo 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 trasera. Muchas reacciones son prácticamente irreversibles a temperatura ambiente, por ejemplo,
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl, 2H 2 + O 2 \u003d 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 las partes izquierda y derecha. Un ejemplo de tal reacción es la síntesis de amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno:
,
∆H = -46,2 kJ/mol
En ingeniería, las reacciones reversibles son generalmente desfavorables. Por ello, diversos métodos (cambios de temperatura, presión, etc.) las hacen prácticamente irreversibles.
Irreversibles son tales reacciones, durante el curso de las cuales:
1) los productos resultantes abandonan la esfera de reacción: precipitan en forma de precipitado, se liberan en forma de gas, por ejemplo
ВаСl 2 + Н 2 SO 4 = ВаSO 4 ↓ + 2НCl
Na2CO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO2 ↓ + H2O
2) se forma un compuesto ligeramente disociado, por ejemplo agua:
Hcl + NaOH \u003d H2O + NaCl
3) la reacción va acompañada de una gran liberación de energía, por ejemplo, la combustión de magnesio
Mg + 1 / 2 O 2 \u003d MgO, ∆H \u003d -602.5 kJ / mol
En las ecuaciones de reacciones irreversibles, se coloca un signo igual o una flecha entre las partes izquierda y derecha.
Muchas reacciones ya son reversibles en condiciones ordinarias, lo que significa que la reacción inversa procede en gran medida. Por ejemplo, si intenta neutralizar con álcali una solución acuosa de un ácido hipocloroso muy débil, resulta que la reacción de neutralización no llega al final y la solución tiene un ambiente fuertemente alcalino. Esto significa que la reacción HClO + NaOH NaClO + H 2 O es reversible, es decir los productos de esta reacción, que reaccionan entre sí, pasan parcialmente a los compuestos de partida. Como resultado, la solución tiene una reacción 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 en química, el concepto de reversibilidad es en gran parte arbitrario. Por lo general, una reacción se considera irreversible, después de lo cual las concentraciones de las sustancias iniciales son tan bajas que no se pueden detectar (por supuesto, esto depende de la sensibilidad de los métodos de análisis). Cuando las condiciones externas cambian (principalmente la temperatura y la presión), una reacción irreversible puede volverse reversible y viceversa. Entonces, a presión atmosférica y temperaturas inferiores a 1000 ° C, la reacción 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O aún puede considerarse irreversible, mientras que a una temperatura de 2500 ° C y superior, el agua se disocia en hidrógeno y oxígeno en aproximadamente 4 %, ya una temperatura de 3000 ° С, ya en un 20%.
A finales del siglo XIX El químico físico alemán Max Bodenstein (1871–1942) estudió en detalle los procesos de formación y disociación térmica del yodo de hidrógeno: H 2 + I 2 2HI. Al cambiar la temperatura, podía lograr un flujo predominante de solo la reacción directa o solo la inversa, pero en el caso general, ambas reacciones iban simultáneamente en direcciones opuestas. Hay muchos ejemplos de este tipo. Una de las más famosas es la reacción de síntesis de amoníaco 3H 2 + N 2 2NH 3; muchas otras reacciones también son reversibles, por ejemplo, la oxidación del dióxido de azufre 2SO 2 + O 2 2SO 3 , reacciones de ácidos orgánicos con alcoholes, etc.
Una reacción se dice reversible si su dirección depende de las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción. Por ejemplo, en el caso de la reacción catalítica heterogénea N2 + 3H2 = 2NH3 (1), a baja concentración de amoníaco en agua gaseosa y altas concentraciones de nitrógeno e hidrógeno, se forma amoníaco; por el contrario, a una alta concentración de amoníaco, se descompone, la reacción va en la dirección opuesta. Al completar una reacción reversible, es decir, al alcanzar el equilibrio químico, el sistema contiene tanto los materiales de partida como los productos de reacción. La reacción se llama irreversible si puede ocurrir solo en una dirección y termina con la transformación completa de las sustancias iniciales en productos; un ejemplo es la descomposición de explosivos. Una misma reacción, dependiendo de las condiciones (temperatura, presión), puede ser esencialmente 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 accesible a la observación directa está determinada por cuál de estas reacciones recíprocas tiene una mayor velocidad. Por ejemplo, la reacción simple N2O4 Û 2NO2 (2) consta de las reacciones elementales N2O4?2NO2 y 2NO2?N2O4. 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 directa e inversa 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 de la naturaleza de los reactivos. Cuanto mayor sea la constante de equilibrio, más se desplazará 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 cesa, pero las concentraciones de sustancias permanecen constantes. Estas concentraciones se denominan equilibrio.
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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 se indica mediante la fórmula de la sustancia, tomada entre corchetes, por ejemplo:
Con equilibrio (H 2) \u003d o R equilibrio (HI) = .
Como cualquier otra concentración, la concentración de equilibrio se mide en moles por litro.
Si hubiéramos tomado otras concentraciones de las sustancias iniciales en los ejemplos que hemos considerado, luego de alcanzar el equilibrio habríamos obtenido otros valores de las concentraciones de equilibrio. Estos nuevos valores (indicados con asteriscos) estarán relacionados con los anteriores de la siguiente manera:
.
En general, para una reacción reversible
a A+ b B d D+ F F
en estado de equilibrio a temperatura constante, se observa la relación
Esta relación se llama ley de acción de masas, que se formula de la siguiente manera:
a temperatura constante, la relación entre el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción, tomadas en potencias iguales a sus coeficientes, y el producto de las concentraciones de equilibrio de las sustancias de partida, tomadas en potencias iguales a sus coeficientes, es una constante valor.
Valor constante ( A CON) se llama equilibrio constante esta reacción El índice "c" en la designación de esta cantidad indica que se usaron concentraciones para calcular la constante.
Si la constante de equilibrio es grande, entonces el equilibrio se desplaza hacia los productos de la reacción directa, si es pequeña, entonces hacia los materiales de partida. 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 funciona".
Constante de equilibrio: para cada reacción reversible, el valor es constante solo a una temperatura constante. Para la misma reacción a diferentes temperaturas, la constante de equilibrio toma diferentes valores.
La expresión anterior para la ley de acción de masas es válida solo para reacciones en las que todos los participantes son gases o sustancias disueltas. En otros casos, la ecuación de la constante de equilibrio cambia algo.
Por ejemplo, en una reacción reversible que se desarrolla a alta temperatura
C (gr) + CO 2 2CO (g)
se trata de grafito duro C (gr). Formalmente, usando la ley de acción de masas, escribimos una expresión para la constante de equilibrio de esta reacción, denotándola A":
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 para cualquier proporción de sustancias en la mezcla de gases.
Multiplica los lados derecho e izquierdo de la ecuación por esta constante:
El valor resultante es la constante de equilibrio de esta reacción:
De manera similar, para el equilibrio de otra reacción reversible que también ocurre a alta temperatura,
CaCO3 (cr) CaO (cr) + CO2 (g),
obtenemos la constante de equilibrio
A 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 sola cantidad física. Este es un grupo de cantidades con diferentes unidades de medida, dependiendo de la expresión específica de la constante a través de las concentraciones de equilibrio. Por ejemplo, para la reacción reversible del grafito con dióxido de carbono [ k C] = 1 mol/l, la constante de equilibrio de la reacción de descomposición térmica del carbonato de calcio tiene la misma unidad de medida, y la constante de equilibrio de la reacción de síntesis del yodo de hidrógeno es un valor adimensional. En general [ k C] = 1 (mol/litro) norte .
Cambio en el equilibrio químico. El principio de Le Chatelier
La transferencia de un sistema químico en equilibrio de un estado de equilibrio a otro se llama cambio (cambio) de 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 los productos, y cuando se desplaza en la dirección opuesta, una disminución. en el grado de conversión del reactivo. Ambos pueden ser útiles en ingeniería química. Dado que casi todas las reacciones son reversibles hasta cierto punto, surgen dos problemas en la práctica industrial y de laboratorio: cómo obtener el producto de una reacción "útil" con un rendimiento máximo y cómo reducir el rendimiento de los productos de una reacción "perjudicial". En ambos casos, se hace necesario desplazar el equilibrio hacia los productos de la reacción o hacia los materiales de partida. Para aprender a hacer esto, necesita saber qué determina 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 los reactivos y la temperatura),
2) sobre la concentración de sustancias involucradas en la reacción y
3) sobre la presión (para sistemas de gas es proporcional a las concentraciones de sustancias).
Para una evaluación cualitativa de la influencia en el equilibrio químico de todos estos factores tan diferentes, uno usa el inherentemente universal El principio de Le Chatelier(El físico químico y metalúrgico francés Henri Louis Le Chatelier lo formuló en 1884), el cual es aplicable a cualquier sistema en equilibrio, no solo a los químicos.
Si se actúa desde el exterior sobre un sistema en equilibrio, entonces el equilibrio en el sistema cambiará en la dirección en la que este efecto se compense parcialmente.
Como ejemplo de la influencia en la posición de equilibrio de las concentraciones de sustancias que participan en la reacción, considere la reacción reversible de obtención de yodo de hidrógeno
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI (g) .
Según la ley de acción de masas en estado de equilibrio
.
Supongamos que se establece un equilibrio en un reactor con un volumen de 1 litro a cierta temperatura constante, en el que las concentraciones de todos los participantes en la reacción son las mismas e iguales a 1 mol/l ( = 1 mol/l; = 1 mol /l; = 1 mol/l). Por lo tanto, a esta temperatura A CON= 1. Dado que el volumen del reactor es de 1 litro, norte(H2) \u003d 1 mol, norte(I 2) \u003d 1 mol y norte(HI) = 1 mol. En el tiempo t 1, introduzcamos otro 1 mol de HI en el reactor, su concentración será igual a 2 mol/l. Pero para poder A CON permanecido constante, las concentraciones de hidrógeno y yodo deberían aumentar, y esto es posible solo debido a la descomposición de parte del yodo de hidrógeno según la ecuación
2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g).
Sea por el momento de alcanzar un nuevo estado de equilibrio t 2 descompuesto X mol de HI y, por lo tanto, un 0,5 adicional X mol H 2 y 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 acción de masas, obtenemos la ecuación
Dónde 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 suponemos 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 iniciales A y B disminuyen, respectivamente, y la velocidad de la reacción directa también disminuye. La velocidad de la reacción inversa, que es cero en el momento inicial (no hay productos C y D), aumenta gradualmente. Tarde o temprano, llegará el momento en que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualarán. 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 después de alcanzar el equilibrio. Por ejemplo, si se introduce un pequeño isótopo de hidrógeno, el deuterio D 2, en una mezcla de hidrógeno, nitrógeno y amoníaco, que se encuentra en una posición de equilibrio, un análisis sensible detectará inmediatamente la presencia de átomos de deuterio en las moléculas de amoníaco. Y viceversa, si se introduce un poco de amoníaco 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 la Facultad de Química de la Universidad Estatal de Moscú. La placa de plata se colocó en una solución de nitrato de plata y no se observaron cambios. Luego, se introdujo en la solución una cantidad insignificante de iones de plata radiactivos, después de lo cual la placa de plata se volvió radiactiva. Esta radiactividad no podía "lavarse" ni enjuagando la placa con agua ni lavándola con ácido clorhídrico. Solo el grabado con ácido nítrico o el procesamiento mecánico de la superficie con papel de lija fino lo inactivaron. Solo hay una forma de explicar este experimento: hay un intercambio continuo de átomos de plata entre el metal y la solución, es decir, en el sistema hay una reacción reversible Ag (tv) - e - \u003d Ag +. Por lo tanto, la adición de iones radiactivos Ag + a la solución condujo a su "incrustación" en la placa en forma de átomos eléctricamente neutros, pero aún radiactivos. Así, no sólo las reacciones químicas entre gases o disoluciones están en equilibrio, sino también los procesos de disolución de metales y precipitación. Por ejemplo, un sólido se disuelve más rápido cuando se coloca en un solvente puro cuando el sistema está lejos del equilibrio, en este caso- de una solución saturada. Gradualmente, la velocidad de disolución disminuye y, al mismo tiempo, aumenta la velocidad del proceso inverso: la transición de una sustancia de la 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 en equilibrio aumenta mediante el calentamiento, el sistema en sí, por supuesto, no puede "debilitar" el calentamiento externo, pero el equilibrio en él se desplaza de tal manera que calentar el sistema de reacción a una cierta temperatura requiere más calor que en el caso a menos que el equilibrio se desplace. En este caso, el equilibrio se desplaza para que el calor se absorba, es decir, hacia una reacción endotérmica. Esto puede interpretarse como "el deseo del sistema de debilitar las influencias externas". Por otro lado, si hay un número desigual de moléculas gaseosas en los lados izquierdo y derecho de la ecuación, entonces el equilibrio en dicho sistema también se puede cambiar cambiando la presión. Con el aumento de la presión, el equilibrio se desplaza hacia el lado donde el número de moléculas gaseosas es menor (y de esta manera, por así decirlo, "se opone" a 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, esta permanece constante.
Varios ejemplos del uso del principio de Le Chatelier para predecir cambios en el equilibrio químico. La reacción 2SO 2 + O 2 2SO 3 (d) es exotérmica. Si se eleva la temperatura, tendrá prioridad la 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. Entonces, una mezcla de SO 2 y O 2, tomada en una relación estequiométrica de 2: 1 ( cm . estequiomerismo), a una temperatura de 400 °C y presión atmosférica se convierte en SO 3 con un rendimiento de alrededor del 95 %, es decir, el estado de equilibrio en estas condiciones se desplaza casi por completo hacia el SO 3 . A 600°C, la mezcla de equilibrio ya contiene un 76% de SO 3 ya 800°C, sólo un 25%. Es por eso que cuando el azufre se quema 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 extracción 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 va con gasto de energía (endotérmica), pero con un aumento del número de moléculas. Por lo tanto, el efecto de la temperatura y la presión sobre él será directamente opuesto al observado en el caso de la síntesis de amoníaco. A saber: un aumento en la concentración de equilibrio de benceno en la mezcla se ve facilitado por un aumento en la temperatura y una disminución en 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 la temperatura es "doblemente 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 mayor desplazamiento del equilibrio hacia la derecha; sin embargo, en este caso, habrá muy poca sustancia en el reactor y la velocidad de reacción disminuirá. también disminuirá, por lo que la productividad general no aumentará, sino que disminuirá. Este ejemplo muestra una vez más que una síntesis industrial económicamente justificada es una maniobra exitosa entre Escila y Caribdis.
El principio de Le Chatelier "funciona" en el llamado ciclo del halógeno, que se utiliza para producir 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 lo tanto, a medida que aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Así, a 600 °C, el titanio forma fácilmente yoduro volátil (el equilibrio se desplaza hacia la derecha), y a 110 °C, el yoduro se descompone (el equilibrio se desplaza hacia la izquierda) con la liberación de un metal muy puro. Este ciclo también funciona en lámparas halógenas, donde el tungsteno se evapora de la espiral y se deposita en paredes más frías forma compuestos volátiles con halógenos, que se descomponen nuevamente en una espiral caliente y el tungsteno se transfiere a su lugar original.
Además de cambiar la temperatura y la presión, existe otra forma eficaz de influir en la posición de equilibrio. Imagina que de una mezcla en equilibrio
A + B C + D se excreta cualquier sustancia. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el sistema "responderá" inmediatamente a tal impacto: el equilibrio comenzará a cambiar de tal manera que compense la pérdida de una sustancia dada. Por ejemplo, si se elimina la sustancia C o D (o ambas a la vez) 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.
Las sustancias se pueden eliminar de la zona de reacción de diferentes maneras. Por ejemplo, si hay dióxido de azufre 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 dióxido de azufre 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 se desplaza hacia la izquierda a medida que el CO 2 se volatiliza.
La eliminación de un reactivo del sistema es posible no solo con la formación de sustancias gaseosas, sino también mediante la unión de 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 , los iones Ca 2+ formarán un precipitado de CaCO 3 que reaccionará con el ácido carbónico; el equilibrio CO 2 (p) + H 2 OH 2 CO 3 se desplazará hacia la derecha hasta que no quede gas disuelto en el agua.
El equilibrio también se puede cambiar agregando un reactivo. Entonces, cuando se drenan soluciones diluidas de FeCl 3 y KSCN, aparece un color naranja rojizo como resultado de la formación de tiocianato de hierro (tiocianato):
FeCl3 + 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 del equilibrio hacia la derecha (como si se debilitara la influencia externa). Sin embargo, si se agrega un exceso de KCl a la solución, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda con una disminución del color a amarillo claro.
En la formulación del principio de Le Chatelier, no en vano se indica que es posible predecir los resultados de la influencia externa sólo para sistemas que se encuentran en equilibrio. Si se descuida esta indicación, es fácil llegar a conclusiones completamente erróneas. Por ejemplo, se sabe que los álcalis sólidos (KOH, NaOH) se disuelven en agua con la liberación de una gran cantidad de calor; la solución se calienta casi tanto como cuando se mezcla ácido sulfúrico concentrado con agua. Si olvidamos que el principio se aplica solo a los sistemas en equilibrio, podemos llegar a la conclusión errónea de que a medida que aumenta la temperatura, la solubilidad del KOH en agua debe disminuir, ya que es precisamente 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 está en absoluto en equilibrio, ya que en él interviene un álcali anhidro, mientras que el precipitado que está en equilibrio con una solución saturada son los 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 va acompañado de calentamiento, sino de enfriamiento de la solución, de modo que el principio de Le Chatelier para un proceso de equilibrio también se cumple en este caso. De la misma manera, cuando las sales anhidras - CaCl 2, CuSO 4, etc. se disuelven en agua, la solución se calienta, y cuando se disuelven los hidratos cristalinos CuSO 4 5H 2 O, CaCl 2 6H 2 O, se enfría.
Otro ejemplo interesante e instructivo del mal uso del principio de Le Chatelier se puede encontrar en los libros de texto y en la literatura popular. Si se coloca una mezcla en equilibrio de dióxido de nitrógeno marrón NO 2 y tetróxido de N 2 O 4 incoloro en una jeringa de gas transparente, y luego el gas se comprime rápidamente con un pistón, la intensidad del color aumentará inmediatamente y después de un tiempo (decenas de segundos) volverá a debilitarse, aunque no llegará al original. Esta experiencia generalmente se explica de la siguiente manera. La rápida compresión de la mezcla provoca un aumento de la presión y por tanto de la concentración de ambos componentes, por lo que la mezcla se vuelve más oscura. Pero un aumento en la presión, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, cambia el equilibrio en el sistema 2NO 2 N 2 O 4 hacia N 2 O 4 incoloro (el número de moléculas disminuye), por lo que la mezcla se aclara gradualmente, acercándose a un nuevo posición de equilibrio, que corresponde al aumento de la presión.
La falacia de esta explicación se deriva del hecho de que ambas reacciones, la disociación de N 2 O 4 y la dimerización de NO 2, ocurren extremadamente rápido, por lo que el equilibrio se establece de todos modos en millonésimas de segundo, por lo que es imposible empujar el pistón tan rápido como para perturbar el equilibrio. Esta experiencia se explica de otra manera: la compresión del gas provoca un aumento importante de la temperatura (todos los que han tenido que inflar un neumático con una bomba de bicicleta conocen este fenómeno). Y de acuerdo con el mismo principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza instantáneamente hacia una reacción endotérmica que va con la absorción de calor, es decir hacia la disociación de N 2 O 4 - la mezcla se oscurece. Luego, los gases en la jeringa se enfrían lentamente a temperatura ambiente y el equilibrio cambia nuevamente hacia el tetróxido: la mezcla se vuelve más brillante.
El principio de Le Chatelier 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 este dinero puede comprar. ¿Qué sucede si la “influencia externa” es 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 se desplazará de tal manera que se debilite el placer de los ciudadanos por tener más dinero. Es decir, los precios de los bienes y servicios subirán, y de esta forma se alcanzará un nuevo equilibrio. Otro ejemplo. En una de las ciudades de EE. UU., se decidió eliminar los constantes atascos de tráfico mediante la ampliación de carreteras y la construcción de intercambios. Esto ayudó por un tiempo, pero luego los residentes eufóricos comenzaron a comprar más autos, por lo que pronto reaparecieron los atascos de tráfico, pero con una nueva "posición de equilibrio" entre carreteras y más autos.
Entonces, sacaremos las principales conclusiones sobre 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 favorece el flujo 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 presión (para gases) desplaza el equilibrio hacia una reacción que conduce a una disminución de volumen (es decir, a la formación de un número menor de moléculas).
2. Un aumento de la temperatura desplaza la posición de equilibrio hacia una reacción endotérmica (es decir, hacia una reacción que procede con la absorción de calor)
3. Un aumento en la concentración de sustancias de partida y la eliminación de productos de la esfera de reacción desplaza el equilibrio hacia una reacción directa. Aumentar las concentraciones de los materiales 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 deseo de todos los seres vivos por el equilibrio, la compensación. Por ejemplo: cambio en la población de ratones - año de nueces - 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, comienza el crecimiento de diversas enfermedades infecciosas entre los ratones, por lo que hay una disminución gradual en la población de roedores. Después de un cierto período de tiempo, se establece un equilibrio dinámico en el número de ratones nacidos y muertos, 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 una enfermedad particular. ¿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 signos de una enfermedad en una persona sana. ¿Cómo funciona la droga-veneno 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 iniciales. El proceso que causa trastornos dolorosos en el cuerpo se extingue.
Parte práctica.
El control del nivel de asimilación del tema estudiado se realiza en forma de pruebas. Un sistema de prueba de tareas formuladas y estandarizadas de manera concisa y precisa, algunas de las cuales deben darse en un tiempo limitado, respuestas cortas y precisas, evaluadas por un sistema de puntuación. Al compilar las pruebas, me concentré en los siguientes niveles:
El desempeño reproductivo de los estudiantes de este nivel se da principalmente en base a la memoria.
El logro productivo de este nivel requiere que los estudiantes comprendan las formulaciones estudiadas, conceptos, leyes, la capacidad de establecer la relación entre ellos.
Creativo: la capacidad de predecir en función del conocimiento existente, diseñar, analizar, sacar conclusiones, comparaciones, generalizaciones.
Pruebas cerradas o pruebas en las que el sujeto debe escoger la respuesta correcta entre las opciones que se le ofrecen.
A) Nivel reproductivo: pruebas con respuestas alternativas, en las que el sujeto debe contestar sí o no. Anota 1 punto.
La reacción de combustión del fósforo
a) si b) no
reaccion de descomposicion
Reacción reversible
a) si b) no
Aumento de temperatura
óxido de mercurio II para mercurio
y oxigeno
a) si b) no
En los sistemas vivos
y procesos irreversibles
a) si b) no.
Pruebas de opción múltiple
¿En qué sistema el equilibrio químico se desplazará hacia la derecha cuando aumente la presión?
2HI(g)↔H2(g)+I2(g)
C (tv) + S2 (g) ↔CS2 (g)
C3H6(g)+H2(g)↔С3H8(g)
H2(g)+F2(g)↔2HF(g) 1 punto
aumento de temperatura
utilizando 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 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)↔СH4(g)
2NH3(g)↔N2(g)+3H2(g)
2H2(g)+O2(g)↔2H2O(g)
FeO(sólido)+H2(g)↔Fe+H2O(g) 1 punto
¿En qué sistema un aumento en la 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 un catalizador 1 punto
Equilibrio químico en el sistema.
se desplaza hacia la formación del producto de reacción en
aumento de presión
aumento de temperatura
caída de presión
aplicación de un 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 sanguínea baja
introducir un catalizador; 1.5 puntos
Alqueno + H2 ↔ alcano
cuando la mezcla de reacción se calienta
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 bajo las condiciones especificadas; 1.5 puntos
Equilibrio químico en el sistema.
cambios hacia la formación de materiales de partida
1) aumento de presión
aumento de temperatura
caída de presión
el uso de un catalizador; 1 punto
Desplazar el equilibrio hacia la derecha en el sistema
tiene un impacto
caída de temperatura
aumento de presión
uso de un catalizador
aumento de temperatura; 1 punto
Una reacción irreversible corresponde a la ecuación
nitrógeno + hidrógeno = amoníaco
acetileno + oxígeno = dióxido de carbono + agua
hidrógeno + yodo = hidrógeno yodo
dióxido de azufre + oxígeno = anhídrido sulfúrico; 1.5 puntos
Pruebas de opción múltiple, durante el cual el sujeto debe elegir 1-2 respuestas correctas, o hacer coincidir 2 condiciones propuestas al elegir una respuesta.
¿En qué sistema se desplazará el equilibrio químico hacia los productos de la reacción, tanto con un aumento de la presión como con una disminución de 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
cambiará hacia la formación de amoníaco cuando se agrega amoníaco a una solución acuosa
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
elevar 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,
use un catalizador más activo, como el platino
bajar la temperatura
aumentar la presión
subir la temperatura 1 punto
Para la reacción de la interacción del ácido acético con metanol con la formación de éter y agua, el cambio de equilibrio hacia la izquierda será promovido por
catalizador apropiado
añadiendo ácido sulfúrico concentrado
uso de materias primas deshidratadas
añadiendo éter; 1.5 puntos
Pruebas de exclusión
El cambio de equilibrio se ve afectado
cambio de presión
uso de un catalizador
cambio en las concentraciones de las 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.
va con la liberación de calor
reacciones en las que intervienen sustancias gaseosas
reacciones que proceden con una disminución de volumen
reacciones que van con un aumento de volumen; 1.5 puntos
La reacción es irreversible.
carbón encendido
quema de fósforo
síntesis de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno
quema de metano; 1.5 puntos
Pruebas de agrupación incluir una lista de fórmulas, ecuaciones y términos propuestos que deben distribuirse de acuerdo con los criterios dados
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(g)↔H2(g)+CL2(g)-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
disminución en la concentración de propeno; 1 punto
Tareas de cumplimiento.
Al realizar las pruebas, se le pide al sujeto que empareje los elementos de dos listas, con varias respuestas posibles.
El equilibrio de la reacción se desplaza hacia la derecha. Traiga en línea.
B) N2+3H2↔2NH3+Q 2) Cuando sube la temperatura
C) CO2 + C (sólido) ↔2CO-Q 3) Cuando baja la presión
D) N2O(g)+S(t)↔2N2(g) 4) Con aumento del área de contacto; 2 puntos
El equilibrio de la reacción se desplaza hacia la formación de productos de reacción. Traiga en línea.
B) 2H2 + O2 ↔ 2H2O (g) + Q 2) Con temperatura creciente
C) CH3OH + CH3COOH↔CH3COOCH3 3) Cuando la presión disminuye
D) N2+O2↔2NO-Q 4) Al agregar éter
5) Al agregar alcohol; 2 puntos
Pruebas abiertas o open-ended, en el que el sujeto necesita agregar los conceptos de la definición de la ecuación u ofrecer un juicio independiente en evidencia.
Las tareas de este tipo constituyen la parte final y mejor calificada de las pruebas USE en química.
Tareas complementarias.
El sujeto debe formular respuestas, teniendo en cuenta las restricciones previstas en la tarea.
Agregue la ecuación de reacción relacionada con reversible y exotérmica al mismo tiempo
B) Hidrógeno + Yodo
C) Nitrógeno + Hidrógeno
D) Dióxido de azufre + Oxígeno
E) Dióxido de carbono + Carbono 2 puntos
Escriba la ecuación de reacción de acuerdo con el esquema, del cual seleccione aquellas reacciones reversibles en las que un aumento de la temperatura hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha:
N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2 puntos
Pruebas de presentación gratuitas.
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 de partida en el sistema:
C (tv) + 2H2 (g) ↔CH4 (g) + Q 2 puntos
Respuestas a las 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
primera reacción
CO+2H2↔CH3OH+Q
disminución de la temperatura
aumento de presión
aumentando la concentración de CO
aumento de la concentración de H2
disminución de la concentración de alcohol
C+2H2↔CH4+Q
2) reducción de presión
3) reducir la concentración de hidrógeno
4) aumento de la concentración de metano.
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Las reacciones químicas que proceden en la misma dirección se llaman irreversible.
La mayoría de los procesos químicos son reversible. Esto significa que, en las mismas condiciones, se producen reacciones directas e 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 las reacciones reversibles, por ejemplo, para una reacción condicional:
Basado en la ley de acción de masas. velocidad de reacción directa:
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 supone la posibilidad de una reacción inversa, y con el tiempo aumentan las concentraciones de las sustancias C y D, lo que significa que velocidad de reacción inversa.
Tarde o temprano, se alcanzará un estado en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa serán iguales = .
El estado de un 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 los reactivos y productos de reacción permanecen sin cambios. Se denominan concentraciones de equilibrio. A nivel macro, parece que en general nada cambia. Pero, de hecho, tanto el proceso directo como el inverso continúan, pero a la misma velocidad. Por lo tanto, tal equilibrio en el sistema se llama móvil y dinámico.
Denotemos las concentraciones de equilibrio de sustancias como [A], [B], [C], [D]. Entonces desde = , k 1 [A] α [B] β = k2 [C] γ [D] δ , dónde
donde α, β, γ, δ son exponentes, igual a los coeficientes en la reacción reversible; K 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 en equilibrio.
A una temperatura constante, la constante de equilibrio es el valor es constante para una reacción reversible dada. Muestra la relación entre las concentraciones de los productos de reacción (numerador) y los materiales de partida (denominador), que se establece en el 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 temperatura determinada.
El valor de la constante de equilibrio caracteriza el rendimiento de los productos de reacción, la integridad de su curso. Si obtienes K » 1, esto significa que en el 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 de partida, 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 del éster etílico del 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 éster no se hidrolizó.
En el caso de reacciones heterogéneas, la expresión de la constante de equilibrio incluye las concentraciones de sólo 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 los reactivos y de la temperatura.
La constante no depende de la presencia de un catalizador., ya que cambia la energía de activación de las reacciones directa e inversa 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 bajo 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, correspondiente a las nuevas condiciones. Tal transición se llama desplazamiento o cambio de equilibrio.
Considere diferentes formas de cambiar el equilibrio usando el ejemplo de la reacción de la interacción de nitrógeno e hidrógeno con la formación de amoníaco:
El efecto de cambiar la concentración de sustancias.
Cuando se añade 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.
N2 + 3H2 → 2NH3
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 dado que K es igual. - el valor es constante, el numerador debe aumentar. Por tanto, la cantidad del producto de reacción NH 3 aumentará en la mezcla de reacción.
Un aumento en la concentración del producto de reacción de amoníaco NH 3 conducirá a un cambio en el equilibrio hacia la izquierda, hacia la formación de materiales de partida. Esta conclusión puede extraerse sobre la base de un razonamiento similar.
Efecto del cambio de presión
Un cambio de presión afecta únicamente a aquellos sistemas en los que al menos una de las sustancias se encuentra en estado gaseoso. A medida que aumenta la presión, el volumen de los gases disminuye, lo que significa que su concentración aumenta.
Suponga que la presión en un sistema cerrado aumenta, por ejemplo, 2 veces. Esto significa que las concentraciones de todas las sustancias gaseosas (N 2, H 2, NH 3) en la reacción en consideración aumentarán 2 veces. En este caso, el numerador en la expresión para K es igual a 4 veces, y el denominador, 16 veces, es decir, se alterará el equilibrio. Para restaurarlo, la concentración de amoníaco debe aumentar y las concentraciones de nitrógeno e hidrógeno deben disminuir. El equilibrio se desplazará hacia la derecha. Un cambio de presión prácticamente no tiene efecto sobre el volumen de los cuerpos líquidos y sólidos, es decir, no cambia su concentración. Por eso, el estado de equilibrio químico de las reacciones en las que no participan gases no depende de la presión.
Efecto del cambio de temperatura
Con un aumento de la temperatura, aumentan las velocidades de todas las reacciones (exo y endotérmicas). Además, un aumento de la temperatura tiene un mayor efecto sobre la velocidad de aquellas reacciones que tienen una energía de activación más alta, lo que significa que endotérmico.
Así, la velocidad de la reacción inversa (endotérmica) aumenta más que la velocidad de la directa. El equilibrio se desplazará hacia el proceso, acompañado de la absorción de energía.
La dirección del cambio de equilibrio se puede predecir usando El principio de Le Chatelier:
Si se ejerce una influencia externa sobre un sistema en equilibrio (concentración, presión, cambios de temperatura), entonces el equilibrio se desplaza en la dirección que debilita esta influencia.
De este modo:
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 productos de reacción, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la formación de las sustancias de partida;
Con un aumento de la presión, el equilibrio químico del sistema se desplaza en la dirección de la reacción en la que el volumen de sustancias gaseosas formadas es menor;
A medida que aumenta la temperatura, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia una reacción endotérmica;
Con una disminución de la temperatura, en la dirección del proceso exotérmico.
El principio de Le Chatelier es aplicable no solo a las reacciones químicas, sino también a muchos otros procesos: 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 acción de masas permite encontrar tales condiciones para llevar a cabo procesos químicos que proporcionen el máximo rendimiento de la sustancia deseada.
Material de referencia para pasar la prueba:
Tabla de Mendeleiev
Tabla de solubilidad
Las reacciones químicas son reversibles e irreversibles.
aquellos. si alguna reacción A + B = C + D es irreversible, esto significa que la reacción inversa C + D = A + B no ocurre.
es decir, por ejemplo, si cierta reacción A + B = C + D es reversible, esto significa que tanto la reacción A + B → C + D (directa) como la reacción C + D → A + B (inversa) proceden simultáneamente ).
De hecho, porque proceden tanto las reacciones directas como las inversas, los reactivos (sustancias iniciales) en el caso de reacciones reversibles pueden llamarse tanto sustancias en el lado izquierdo de la ecuación como sustancias en el lado derecho de la ecuación. Lo mismo ocurre con los productos.
Para cualquier reacción reversible, es posible que las velocidades de las reacciones directa e inversa sean iguales. Tal estado se llama estado de equilibrio.
En un estado de equilibrio, las concentraciones de todos los reactivos y todos los productos no cambian. Las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio se denominan concentraciones de equilibrio.
Cambio en el equilibrio químico bajo la influencia de varios factores.
Debido a influencias externas en el sistema, como cambios en la temperatura, la presión o la concentración de sustancias o productos iniciales, el equilibrio del sistema puede verse alterado. Sin embargo, después del cese de esta influencia externa, el sistema pasará a un nuevo estado de equilibrio después de algún tiempo. Tal transición de un sistema de un estado de equilibrio a otro estado de equilibrio se llama cambio (cambio) de equilibrio químico .
Para poder determinar cómo cambia el equilibrio químico con un tipo particular de exposición, es conveniente utilizar el principio de Le Chatelier:
Si se ejerce alguna influencia externa sobre un sistema en estado de equilibrio, entonces la dirección del cambio en el equilibrio químico coincidirá con la dirección de la reacción que debilita el efecto del impacto.
La influencia de la temperatura en el estado de equilibrio.
Cuando la temperatura cambia, el equilibrio de cualquier reacción química cambia. Esto se debe al hecho de que cualquier reacción tiene un efecto térmico. En este caso, los efectos térmicos de las reacciones directa e inversa son siempre directamente opuestos. Aquellos. si la reacción directa es exotérmica y procede con un efecto térmico igual a +Q, entonces la reacción inversa siempre es endotérmica y tiene un efecto térmico igual a -Q.
Así, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, si aumentamos la temperatura de algún sistema que se encuentra en un estado de equilibrio, entonces el equilibrio se desplazará hacia la reacción, durante la cual la temperatura disminuye, es decir hacia una reacción endotérmica. Y de manera similar, si bajamos la temperatura del sistema en un estado de equilibrio, el equilibrio se desplazará hacia la reacción, como resultado de lo cual la temperatura aumentará, es decir hacia una reacción exotérmica.
Por ejemplo, considere la siguiente reacción reversible e indique dónde cambiará su equilibrio a medida que la temperatura disminuya:
Como puede ver en la ecuación anterior, la reacción directa es exotérmica, es decir, como resultado de su flujo, se libera calor. Por tanto, la reacción inversa será endotérmica, es decir, procede con la absorción de calor. Según la condición, la temperatura desciende, por lo tanto, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, es decir, hacia una reacción directa.
Efecto de la concentración en el equilibrio químico
Un aumento en la concentración de reactivos de acuerdo con el principio de Le Chatelier debería conducir a un cambio en el equilibrio hacia la reacción en la que se consumen los reactivos, es decir hacia una reacción directa.
Por el contrario, si se reduce la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la reacción que da como resultado la formación de los reactivos, es decir, lado de la reacción inversa (←).
Un cambio en la concentración de los productos de reacción también afecta de manera similar. Si aumenta la concentración de productos, el equilibrio se desplazará hacia la reacción, como resultado de lo cual los productos se consumen, es decir. hacia la reacción inversa (←). Si, por el contrario, se reduce la concentración de productos, entonces el equilibrio se desplazará hacia la reacción directa (→), para que aumente la concentración de productos.
Efecto de la presión sobre el equilibrio químico
A diferencia de la temperatura y la concentración, un cambio en la presión no afecta el estado de equilibrio de cada reacción. Para que un cambio en la presión conduzca a un cambio en el equilibrio químico, las sumas de los coeficientes frente a las sustancias gaseosas en los lados izquierdo y derecho de la ecuación deben ser diferentes.
Aquellos. de dos reacciones:
un cambio en la presión puede afectar el estado de equilibrio solo en el caso de la segunda reacción. Dado que la suma de los coeficientes frente a las fórmulas de sustancias gaseosas en el caso de la primera ecuación a la izquierda y a la derecha es la misma (igual a 2), y en el caso de la segunda ecuación es diferente (4 a la izquierda y 2 a la derecha).
De esto, en particular, se deduce que si no hay sustancias gaseosas entre los reactivos y los productos, entonces un cambio en la presión no afectará de ninguna manera el estado actual de equilibrio. Por ejemplo, la presión no afectará el estado de equilibrio de la reacción:
Si la cantidad de sustancias gaseosas es diferente a la izquierda y a la derecha, entonces un aumento en la presión conducirá a un cambio en el equilibrio hacia la reacción, durante el cual el volumen de gases disminuye y una disminución en la presión en la dirección de la reacción, como resultado de lo cual aumenta el volumen de gases.
Efecto de un catalizador sobre el equilibrio químico
Dado que un catalizador acelera por igual las reacciones directa e inversa, su presencia o ausencia no afecta a un estado de equilibrio.
Lo único que puede afectar un catalizador es la tasa de transición del sistema de un estado de no equilibrio a un estado de equilibrio.
El impacto de todos los factores anteriores en el equilibrio químico se resume a continuación en una hoja de trucos, que al principio puede echar un vistazo al realizar tareas de equilibrio. Sin embargo, no podrá usarlo en el examen, por lo tanto, después de analizar varios ejemplos con su ayuda, se le debe enseñar y entrenar para resolver tareas de equilibrio, sin mirarla más:
Designaciones: T - temperatura, pag - presión, Con – concentración, – aumento, ↓ – disminución
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T |
T - el equilibrio se desplaza hacia una reacción endotérmica |
| ↓T - el equilibrio se desplaza hacia una reacción exotérmica | |
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pag |
pag - el equilibrio se desplaza hacia la reacción con una menor suma de coeficientes frente a sustancias gaseosas |
| ↓p - el equilibrio se desplaza hacia la reacción con una mayor suma de coeficientes frente a sustancias gaseosas | |
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C |
C (reactivo) - el equilibrio se desplaza hacia la reacción directa (a la derecha) |
| ↓c (reactivo) - el equilibrio se desplaza hacia la reacción inversa (hacia la izquierda) | |
| C (producto) - el equilibrio se desplaza en la dirección de la reacción inversa (hacia la izquierda) | |
| ↓c (producto) - el equilibrio se desplaza hacia la reacción directa (a la derecha) | |
| ¡No afecta el equilibrio! |