Bilan chimique. Loi de l'action de masse

1 . Déterminer la constante d'équilibre chimique du processus de dissociation du pentachlorure de phosphore, qui se produit selon l'équation PCl 5<=>PCl 3 + Cl 2,

par les concentrations d'équilibre de K C et par les pressions partielles des composants K R. On sait qu'au moment où l'équilibre s'est établi à une température de 500 K, 54 % de PCl 5 avaient réagi par rapport à la concentration initiale de 1 mol/ l.

Solution. Selon la loi de l'action de masse pour l'équilibre chimique

K C = :.

En appliquant cette expression à notre équation, nous obtenons

K C = C μ (PCl 3) C μ (Cl 2)/C μ (PCl 5).

Cette expression inclut les concentrations d'équilibre du réactif et des produits. Calculons-les.

Si au moment où l'équilibre est établi, 54 % du pentachlorure de phosphore a réagi, alors 46 % restent encore dans le système, ce qui signifie que la concentration d'équilibre de PCl 5 sera égale à : C μ (PCl 5) = C 0 (PCl 5) 0,46 = 1 0, 46 = 0,46 (mol/l).

Avant le début de la réaction, il n'y avait aucun produit dans l'espace de réaction ; leur concentration à l'équilibre est donc déterminée par la proportion de réactif consommé (voir l'équation de réaction), c'est-à-dire Cμ (PCl 3) = Cμ (Cl 2) = 0,54 mol/l.

Remplaçons les valeurs trouvées dans l'expression pour KC et effectuons les calculs :

K C = (0,54)·(0,54)/(0,46) = 0,63 (mol/l).

La constante d'équilibre par rapport aux pressions partielles du système gazeux est déterminée par l'équation : K P = K C · (RT) Δ n, dans ce cas, Δn = Σn cont – Σn réagit clairement à l'équation chimique. = 2 – 1 = 1 mole.

Remplaçons les valeurs trouvées et connues dans l'expression de KP et effectuons les calculs : KP = (0,63)·(8,31·500) 1 = 2617 (Pa/l·K) = 2,62 (kPa/l·K ).

Répondre: K C = 0,63 mol/l; K P = 2,62 kPa/l.K.

2 . Dans un état d'équilibre du système

CO2 (g) + H2 (g)<=>CO(g) + H 2 O(g)

le mélange réactionnel avait la composition volumétrique suivante : 22 % CO 2, 41 % H 2, 17 % CO et 20 % H 2 O. Déterminer KP et KS pour cet équilibre à 1900 K et une pression de 98 501 Pa.

Solution. A partir des fractions volumiques de chaque gaz du mélange, on peut déterminer leurs pressions partielles, sachant que la pression totale dans tout mélange gazeux est égale à la somme des pressions partielles des gaz qui composent ce mélange :

P = P(CO 2) + P(H 2) + P(CO) + P(H 2 O).

Et alors Р(СО 2) = 0,22·Р = 0,22·98 501 = 21 670 (Pa) ;

Р(Н 2) = 0,41·98 501 = 40 385 (Pa);

Р(СО) = 0,17·98 501 = 16 745 (Pa); P(H 2 O) = 0,2 98 501 = 19 700 (Pa).

Nous introduisons les valeurs trouvées des pressions partielles de gaz dans l'équation qui établit la dépendance de la constante d'équilibre sur les pressions partielles des composants du processus :

К Р = Р(СО)·Р(Н 2 О)/Р(СО 2)·Р(Н 2);

KP = 16 745 · 19 700/21 670 · 40 385 = 0,38.

Nous calculerons la constante d'équilibre par rapport aux concentrations d'équilibre des réactifs K C en utilisant l'équation K C = K P · (RT) -Δ n. Pour notre cas, Δn = 2 – 2 = 0, donc le facteur (RT) -Δ n = (RT) 0 = 1. puis K C = K P = 0,38.

Répondre: KC = KP = 0,38.

3 . Équilibre dans un système homogène

4HCl(g) + O2(g)<=>2H 2 O (g) + 2Cl 2 (g)

établie aux concentrations de réactifs suivantes (mol/l) : C µ (H 2 O) = 0,14 ; Cμ (Cl2) = 0,14 ; C µ (HCl) = 0,20 ; C μ (O 2) = 0,32. Calculez la constante d'équilibre de cette réaction et déterminez les concentrations initiales de chlorure d'hydrogène et d'oxygène.

Solution. D'après la loi de l'action de masse, la constante d'équilibre chimique des concentrations de réactifs est déterminée par rapport à notre cas par l'équation :

K C = [C μ 2 (H 2 O) · C μ 2 (Cl 2)]/[C μ 4 (HCl) · C μ (O 2)].

En y substituant les valeurs des concentrations d'équilibre et en effectuant des calculs, on obtient :

K C = (0,14) 4 / (0,20) 4 · (0,32) = 0,75 (l/mol).

L'équation chimique de la réaction montre dans quelles proportions les substances interagissent les unes avec les autres : à partir de 4 moles de HCl et 1 mole de O 2, 2 moles de H 2 O et de Cl 2 se forment chacune. Cela signifie que ΔС μ (HCl) = 2,0,14 = 0,28 mol/l et ΔС μ (О 2) = ½, 0,14 = 0,07 mol/l ont été consommés pour la formation de 0,14 mol de produits de réaction.

Les concentrations initiales de chlorure d'hydrogène et d'oxygène seront égales à :

C µ 0 (HCl) = C µ (HCl) + ΔC µ (HCl), C µ 0 (HCl) = (0,20 + 0,28) mol/l = 0,48 mol/l ;

C μ 0 (O 2) = C μ (O 2) + ΔC μ (O 2), C μ 0 (O 2) = (0,32 + 0,07) mol/l = 0,39 mol/l.

Répondre: constante d'équilibre de cette réaction K C = 0,75 l/mol ; concentrations initiales de réactifs C µ 0 (HCl) = 0,48 mol/l ; C μ 0 (O 2) = 0,39 mol/l.

4 . Déterminer la constante d'équilibre de la réaction

2NO(g) + Cl2 (g)<=>2NOCl(g)

à une température de 298 K selon les valeurs des enthalpies standards de formation et des entropies de ses participants.

Solution. La dépendance de la constante d'équilibre d'une réaction chimique sur la température est déterminée selon l'équation de Kirchhoff :

ΔH˚ est égal à ΔS˚ est égal

ℓnК Р = – – + – .

Calculons ΔH˚ égal et ΔS˚ égal dans des conditions standards, en utilisant les données de référence du tableau de l'annexe n°1 :

ΔH˚ est égal à = 2ΔH 0 (NOCl) - 2ΔH 0 (NO),

ΔS˚ est égal à = 2S 0 (NOCl) – 2S 0 (NO) – S 0 (Cl 2), alors

ΔH˚ est égal à = 2,53,55 kJ/mol - 2,90,37 kJ/mol = - 73,64 kJ/mol = - 73640 J/mol ;

ΔS˚ est égal à = 2·263,6(J/mol·K) - 2·210,62(J/mol·K) – 223,0(J/mol·K) = - 117,04 J/mol·K .

Remplaçons les valeurs trouvées dans l'équation de Kirchhoff et effectuons les calculs :

ℓnК Р = - (- 73640)/8,31·298 + (-117,04/8,31) = 29,74 – 14,08 = 15,66.

Alors K P = e 15,66 = 5,7 10 6.

Répondre: constante d'équilibre de la réaction K P = 5,7·10 6.

5 . Pour la réaction H 2 (g) + Br 2 (g)<=>2HBr(g) à une certaine température, la constante d'équilibre est égale à l'unité. Déterminez la composition (en pourcentage en volume) du mélange réactionnel gazeux à l'équilibre si le mélange initial était constitué de 3 moles d'hydrogène et de 2 moles de brome.

Solution. Écrivons l'expression de la loi d'action de masse pour l'état d'équilibre du système :

Kr = C 2 μ (HBr)/C μ (H 2) C μ (Br 2) = 1.

Supposons qu'au moment où l'équilibre est établi dans le système, la réaction a été X moles de H 2 et Br 2. Alors leurs concentrations à l'équilibre seront égales : C μ (H 2) = (3 - X) mole, C μ (Br 2) = (2 – X) taupe. En conséquence, à ce moment 2 X mole de bromure d'hydrogène, c'est-à-dire Avec µ(HBr) = 2 X taupe.

En substituant ces valeurs de concentrations d'équilibre dans l'expression de la constante d'équilibre, on obtient une équation à une inconnue : (2 X) 2 /(3-X)·(2- X) = 1.

Après l'avoir décidé concernant X, on obtient : 3 X 2 - 5X - 6 = 0;

X 1,2 = (-5±√25+72)/6 = (-5±10)/6. D'ici X= 0,75 mole.

Ainsi, au moment de l'établissement de l'équilibre, le mélange contenait : 2,25 moles de H 2, 1,25 moles de Br 2 et 1,50 moles de HBr, ce qui correspond à 45 % d'hydrogène, 25 % de brome et 30 % de bromure d'hydrogène.

Répondre: à l'équilibre, le mélange gazeux comprenait 45% H 2, 25% Br 2 et 30% HBr.

Conférence 3

Bilan chimique. Loi de l'action de masse. Constante d'équilibre chimique et méthodes pour l'exprimer.

Équilibre chimique

Dans la plupart des cas, les réactions chimiques ne se déroulent pas si profondément que les réactifs soient complètement transformés en produits. Les réactions se poursuivent jusqu'à l'équilibre, auquel le système contient à la fois des produits et des substances de départ n'ayant pas réagi, et aucune autre tendance à modifier leurs concentrations n'est observée. Parfois, la quantité de produit dans un mélange à l’équilibre est tellement supérieure à la quantité de matières premières n’ayant pas réagi que, d’un point de vue pratique, la réaction est complète. Seules les réactions sont presque terminées dans lesquelles au moins un des produits est retiré de la sphère de réaction (par exemple, il précipite ou est libéré de la solution sous forme de gaz). Mais dans de nombreux cas importants, le mélange réactionnel à l’équilibre contient des concentrations significatives de produits et de matières premières.

Équilibre chimique est un équilibre thermodynamique dans un système dans lequel des réactions chimiques directes et inverses sont possibles.

Il existe des critères thermodynamiques et cinétiques pour l'équilibre chimique. D'un point de vue cinétique, à l'équilibre chimique, les vitesses de toutes les réactions se produisant dans deux directions opposées sont égales, par conséquent, aucun changement dans les paramètres macroscopiques, y compris les concentrations de réactifs, n'est observé dans le système.

D'un point de vue thermodynamique, l'équilibre chimique se caractérise par l'atteinte d'une valeur minimale et invariante dans le temps de l'énergie de Gibbs (ou énergie de Helmholtz).

La connaissance des lois fondamentales de l'étude de l'équilibre chimique est absolument nécessaire pour un chimiste-technologue. Dans l'industrie, par exemple dans les usines chimiques et pharmaceutiques, il est inutile de construire des installations complexes pour la production de certaines substances si les calculs thermodynamiques montrent que la réaction a tendance à aller dans la « mauvaise » direction. De plus, pour déterminer l’efficacité et la rentabilité de la production, il est nécessaire de savoir comment obtenir le rendement maximum du produit cible.

Le mécanisme réel des réactions directes et inverses est dans de nombreux cas complexe et souvent mal connu en détail ou complètement. Heureusement pour les chimistes, pour tirer des conclusions correctes sur l’apparition de processus chimiques, il n’est pas nécessaire de connaître le mécanisme réel de la réaction.

Prédire la direction d'une réaction chimique, ainsi que calculer le rendement d'équilibre théorique de ses produits et la composition du mélange réactionnel à l'équilibre en fonction de la composition initiale, de la température et de la pression, est la tâche principale de l'étude de l'équilibre chimique.

Constante d'équilibre

Une réaction chimique réversible arbitraire peut être décrite par une équation de la forme :

aA + bB Û dD + eE

Conformément à la loi de l'action de masse, dans le cas le plus simple, la vitesse d'une réaction directe est liée aux concentrations des substances de départ par l'équation

vpr = k pr AVEC Ahh AVEC Sib,

et le taux de réaction inverse - avec les concentrations de produits par l'équation

vorr = kobr AVEC Jj AVEC Euh.

Lorsque l’équilibre est atteint, ces vitesses sont égales entre elles :

vpr = vorr

Le rapport des constantes de vitesse des réactions directes et inverses entre elles sera égal à constante d'équilibre:

Puisque cette expression est basée sur la prise en compte de la quantité de réactifs et de produits de réaction, il s'agit d'une représentation mathématique de la loi masses agissantes pour des réactions réversibles.

La constante d'équilibre, exprimée en termes de concentrations de substances en réaction, est appelée constante de concentration et est notée KS . Pour une considération plus rigoureuse, il convient d'utiliser les activités thermodynamiques des substances plutôt que les concentrations. UN = FC (Où f - coefficient d'activité). Dans ce cas, nous parlons de ce qu'on appelle la constante d'équilibre thermodynamique.

A faibles concentrations, lorsque les coefficients d'activité des substances et produits de départ sont proches de l'unité, KS Et Ka presque égaux les uns aux autres.

La constante d'équilibre d'une réaction se produisant en phase gazeuse peut être exprimée en termes de pressions partielles r substances impliquées dans la réaction :

Entre Kr Et KS il existe une relation qui peut être dérivée de cette façon. Exprimons les pressions partielles des substances en fonction de leurs concentrations à l'aide de l'équation de Mendeleev-Clapeyron :

PV = nRT ,

où p = (n /V )RT = CRT .

Alors pour la réaction sous forme générale, après remplacement des pressions partielles par des concentrations, on obtient

Remplacer l'expression (d + c) - (a + b) par une expression égale D n , on obtient l'expression finale

Kr = KS (RT )D n ou KS = Kr (RT )-D n ,

Où D n - évolution du nombre de moles de substances gazeuses au cours de la réaction :

D n = å ni poussée (g) - å ni réf (g) ).

Si D n = 0, c'est-à-dire que le processus se déroule sans changer le nombre de moles de substances gazeuses, et Kr = KS .

Par exemple, pour la réaction d’hydratation de l’éthylène se produisant en phase gazeuse :

C2H4 (g) + H2O (g) Û C2H5OH (g),

Dans ce cas D n = 1 - (1 + 1) = -1. Cela signifie que la relation entre les constantes peut être exprimée par l’équation suivante :

Kr = KS (RT )- 1 ou KS = Kr RT .

Ainsi, sachant Kr de cette réaction à une température donnée, nous pouvons calculer la valeur KS et vice versa.

Calculs utilisant des constantes d'équilibre

Les constantes d'équilibre sont principalement utilisées pour répondre aux questions suivantes :

1. La réaction doit-elle se dérouler spontanément dans certaines conditions ?

2. Quelle sera la concentration des produits (rendement d’équilibre) une fois l’équilibre établi dans le système ?

Déterminer la direction des réactions réversibles

Puisque la constante d'équilibre est le rapport des constantes de vitesse des réactions directes et inverses, sa valeur même indique la direction du processus. Ainsi, si la constante d'équilibre est supérieure à l'unité, alors dans ces conditions une réaction directe se produira spontanément, mais si elle est inférieure à un, une réaction inverse se produira.

Selon le principe de Le Chatelier, la position d'équilibre peut être déplacée lorsque les conditions dans lesquelles la réaction se produit changent. Par conséquent, dans le cas général, il est possible d'estimer le changement d'équilibre lorsque le rapport des quantités initiales de substances participant à la réaction change. Si le rapport des concentrations de substances réactives au moment initial est noté P. :

puis selon le rapport Z Et KS il est possible de prédire la direction de la réaction dans des conditions expérimentales données :

à P. < K une réaction directe se produit spontanément ;

à P. > K la réaction inverse se produit spontanément ;

à P. = K le système est en équilibre.

Plus la valeur de la constante d'équilibre s'écarte de l'unité, plus l'équilibre de la réaction se déplace du côté correspondant (vers la droite lorsque À > 1 et vers la gauche quand À < 1).

Facteurs influençant l'équilibre. Le principe du Chatelier-

Brun

À l’équilibre, les réactions directes et inverses s’annulent exactement. Mais dans quelle mesure cette compensation est-elle sensible aux changements des conditions de réaction ? Comment changer l’état d’équilibre ? Ces questions sont d'une grande importance pratique s'il est nécessaire d'augmenter le rendement d'un produit de réaction utile, par exemple une substance médicinale, ou, à l'inverse, de réduire le rendement d'un produit indésirable.

S'il est possible d'éliminer en continu les produits du mélange réactionnel (solution) sous forme de gaz ou de précipité, ainsi qu'à l'aide d'opérations technologiques telles que la congélation, le lavage, etc., le système de réaction peut ainsi être constamment maintenu dans un état de non-équilibre et de déséquilibre. Dans ces conditions, on a besoin de quantités toujours nouvelles de réactifs et une formation continue de produits se produit. Cette méthode de perturbation de l'équilibre dans le sens de l'obtention du produit souhaité est réalisée sans modifier la constante d'équilibre. Mais il est souvent possible d'augmenter le rendement des produits en augmentant la constante d'équilibre.

Une façon d'augmenter la constante d'équilibre est de modifier la température. Puisque dans la plupart des cas, les taux de réactions directes et inverses dépendent de T , la constante d'équilibre montre également une dépendance à la température. À proprement parler, un changement de température modifie simultanément la vitesse des réactions directes et inverses. Mais si une augmentation de la température accélère davantage la réaction directe que la réaction inverse, alors la constante d’équilibre augmentera.

La dépendance de la position d'équilibre en fonction de la température est un exemple du principe général de l'équilibre chimique mobile, appelé Le principe du Chatelier(ou Le Chatelier - Marron) :

Si une influence externe est exercée sur un système en état d'équilibre chimique, la position d'équilibre se déplace dans une direction telle qu'elle contrecarre l'effet de cette influence. .

Le principe de Le Chatelier s'applique également à d'autres méthodes pour influencer l'équilibre, par exemple aux changements de pression, mais il est de nature qualitative. La dépendance quantitative de la constante d'équilibre d'une réaction sur divers facteurs est exprimée par les équations d'isotherme, d'isobare et d'isochore d'une réaction chimique, dérivées de J. Van't Hoff.

Effet sur l'équilibre de la composition initiale de la réaction

mélanges. Équation isotherme de réaction chimique

Le travail maximum d'une réaction se produisant en phase gazeuse à température et pression constantes est la somme algébrique du travail effectué par toutes les substances participant à la réaction pendant la transition des pressions partielles initiales à l'équilibre.

Considérons une réaction gazeuse exprimée sous forme générale par l'équation

aA + bB Û dD + eE.

Pression r dans un système utilisant l'équation de Mendeleev-Clapeyron peut être exprimé en termes de volume V et la température T :

p = nRT /V ,

d'où, en supposant que le nombre total de moles de tous les composants est égal à 1, on obtient pour le travail d'expansion

pdV = (RT /V )dV ,

Puisque le travail utile maximum peut être calculé en intégrant l'expression : V2

A'max = ò pdV ,

nous obtenons

et depuis A'max = -D Gr. ,

alors on peut écrire :

Pour les processus se produisant à volume constant, des expressions similaires peuvent être obtenues, qui incluent le travail maximum et la variation de l'énergie de Helmholtz au cours de la réaction. Dans ce cas, les pressions partielles sont remplacées par les concentrations initiales de substances :

Les équations (4.1) - (4.4), dérivées de J. Van't Hoff, sont appelées équations isothermes de réaction chimique. Ils permettent de déterminer dans quel sens et dans quelle mesure la réaction peut se dérouler dans les conditions considérées pour une composition donnée du mélange réactionnel à température constante.

Pour des conditions standard, lorsque les pressions partielles initiales (ou concentrations ou activités initiales) de toutes les substances participant à la réaction sont égales à l'unité, les équations isothermes ressembleront à ceci :

UN 'maximum = RT dans Kp ; D Gor = - RT dans Kp (4.5)

UN maximum = RT dans K Avec ; D UN o r = - RT dans K Avec .

Il s'ensuit que lors de la détermination de la valeur standard D Gor ou D UN o r pour une réaction, sa constante d’équilibre peut être facilement calculée.

Effet sur la sortie d'équilibre des changements de volume

et pression du mélange réactionnel

Pour les réactions se produisant en phase gazeuse, la variation du volume du mélange réactionnel peut être jugée par la variation du nombre de moles de réactifs

D n = å ni prod - å ni réf

Trois cas sont possibles, correspondant à différents types de réactions chimiques :

UN) D n < 0 (реакция идет с уменьшением объёма). Например, реакция синтеза аммиака :

N2 (g) + 3H2 (g) Û 2NH3 (g) ; D n = 2 - (1 + 3) = -2

Conformément au principe de Le Chatelier, une diminution de volume (avec une augmentation de la pression) déplacera l'équilibre de cette réaction et d'autres réactions similaires vers la droite, et une augmentation de volume (avec une diminution de la pression) déplacera l'équilibre vers la gauche. .

b) D n > 0 (la réaction se produit avec une augmentation de volume). Par exemple, la réaction de décomposition du méthanol :

CH3OH (g) Û CO (g) + 2H2 (g); D n = (1 + 2) - 1 = 2

Dans ce cas, une diminution du volume (ou une augmentation de la pression) déplacera l'équilibre vers la gauche, et une augmentation du volume (avec une diminution de la pression) déplacera l'équilibre vers la droite.

V) D n = 0 (la réaction se déroule sans changement de volume). Par exemple, la réaction du chlore avec le bromure d'hydrogène :

Cl2 (g) + 2HBr (g) Û Br2 (g) + 2HCl (g) ; D n = (1 + 2) - (1 + 2) = 0

Une modification du volume (pression) du mélange réactionnel n'affecte pas le rendement en produits de telles réactions.

Équilibre chimique dans les systèmes hétérogènes

Les modèles évoqués précédemment concernent principalement des réactions homogènes, c'est-à-dire des réactions impliquant des substances qui se trouvent dans le même état physique - sous forme de gaz ou sous forme de solution. Les équilibres auxquels participent des substances dans deux ou plusieurs états physiques (par exemple, un gaz avec un liquide ou avec un solide) sont appelés équilibres hétérogènes.

A titre d'exemple, considérons la décomposition du carbonate de calcium CaCO3, utilisé en pharmacie comme antiacide (réducteur d'acidité). Il s'agit d'un modèle pratique pour considérer la décomposition de divers solides, y compris médicinaux, conduisant à la formation de produits gazeux :

CaCO3 (t) Û CaO (t) + CO2 (g)

Conformément à la loi de l'action de masse, l'expression de la constante d'équilibre de cette réaction peut s'écrire comme suit :

Les pressions partielles de CaO et CaCO3 dans la phase gazeuse, d'une part, sont très faibles, et d'autre part, elles restent pratiquement constantes à tout moment de la réaction. Cela signifie que tant que le CaCO3 et le CaO solides sont en contact avec le gaz, leur effet sur l'équilibre restera inchangé. Dans ce cas, la constante d’équilibre ne dépend pas de la quantité de phase solide. Nous pouvons diviser les deux côtés de l’expression de la constante d’équilibre par la quantité p CaO/ p CaCO3 et supposons que

K ’ p = p CO2,

Où K ’ p = Kp p CaC03/ p CaO - constante d'équilibre modifiée ; dans ce cas, les pressions partielles de CaCO3 et CaO sont incluses dans la valeur K ’ p sous une forme implicite.

Si la pression partielle de CO2 au-dessus de CaCO3 à une température donnée est maintenue inférieure à la valeur K ’ p , alors tout CaCO3 se transformera en CaO et CO2 ; si la pression partielle p CO2 plus que K ’ p , alors tout CaO se transformera en CaCO3. La pression partielle d'équilibre du CO2, égale à K ’ p à une température donnée s'appelle pression de dissociation.

Lorsque la pression de CO2 atteint 1 atm, l'équilibre de cette réaction se déplace vers la dissociation du CaCO3, c'est-à-dire la décomposition du carbonate de calcium. cela se produit à une température de 897°C :

Un raisonnement similaire et le concept de pression de dissociation peuvent être étendus à d'autres réactions hétérogènes impliquant des solides. Dans le cas où une substance médicamenteuse (en poudre ou en comprimés) peut réagir avec les gaz de l'air (H2O, O2, CO2) ou se décomposer avec leur dégagement, il faut s'assurer que la pression partielle de ces gaz et vapeurs dans l'entrepôt l'atmosphère est inférieure à la pression de dissociation (ou à la constante d'équilibre correspondante K ’ p ).

De nombreuses réactions chimiques sont réversibles, c'est-à-dire peut circuler simultanément dans les deux sens - avant et arrière. Si une réaction réversible est effectuée dans un système fermé, le système atteindra après un certain temps un état d'équilibre chimique - les concentrations de toutes les substances en réaction cesseront de changer avec le temps. Il convient de noter que l’atteinte d’un état d’équilibre par le système ne signifie pas l’arrêt du processus ; l'équilibre chimique est dynamique, c'est-à-dire correspond à l’apparition simultanée d’un processus dans des directions opposées à la même vitesse. L'équilibre chimique est mobile - toute influence externe infinitésimale sur un système en équilibre provoque un changement infinitésimal dans l'état du système ; à la fin de l'influence externe, le système revient à son état d'origine. Une autre propriété importante de l’équilibre chimique est qu’un système peut atteindre spontanément un état d’équilibre à partir de deux côtés opposés. En d'autres termes, tout état adjacent à l'état d'équilibre est moins stable et le passage à cet état d'équilibre est toujours associé à la nécessité de dépenser du travail de l'extérieur.

Les réactions chimiquement réversibles se déroulent initialement dans une direction en raison de l'interaction des substances de départ les unes avec les autres. Au fur et à mesure que les produits de réaction s’accumulent, ils commencent à interagir les uns avec les autres pour former les substances de départ.

Considérons une réaction réversible dans laquelle l'ordre de réaction pour chaque substance coïncide avec les coefficients stoechiométriques.

UN(A) + b(B) = c(C) + d(D)

Dépendance graphique des taux de réactions directes (V 1) et inverses (V 2) d'un processus chimique réversible en fonction du temps

En conséquence, l'équilibre chimique s'établit dans le système et les concentrations des substances initiales et finales cessent de changer. L'invariance des concentrations de substances dans le temps peut également être observée dans le cas de réactions très lentes. Mais un tel état ne constitue pas un véritable équilibre chimique. Signes d'un véritable équilibre chimique :

1. l'état du système reste inchangé dans le temps en l'absence d'influences extérieures ;

2. l'état du système change sous l'influence d'influences extérieures, aussi petites soient-elles ;

3. l'état du système ne dépend pas du côté où il se rapproche de l'équilibre.

Position d'équilibre chimique- c'est le rapport des concentrations de substances réactives atteintes à l'équilibre, qui est inchangé pour un état donné. Une caractéristique quantitative de l'équilibre chimique est la constante d'équilibre, qui peut être exprimée en termes de concentrations d'équilibre C et de pressions partielles P.

L'état d'équilibre chimique est décrit par la loi masses actives .

Lorsque l'équilibre est atteint, le rapport du produit des concentrations (pressions partielles) des produits de réaction en degrés correspondant aux coefficients stoechiométriques au produit des concentrations de substances de départ également en degrés correspondant aux coefficients stoechiométriques est une constante. Cela dépend uniquement de la nature des réactifs et de la température. Constante exprimée en termes de concentrations d'équilibre C je désigné par K s, et exprimé en termes de pressions partielles P je – K r.

Pour un processus homogène

UN(A) + b(B) = d(D) + k(K)

K c = ou K p = .

Pour un processus hétérogène

UN(A) + b(B) = Avec[C] + d(D)

K c = ou K p = .

La concentration de la substance C ne change pas au cours de l'interaction, elle n'est donc pas incluse dans l'expression de la constante d'équilibre (C n'est pas une masse efficace).

L'expression de K c et K p est une expression mathématique de la loi de l'action de masse appliquée aux processus réversibles.

En utilisant l'équation de Mendeleev-Clapeyron РV= (m/M) RT, dont la transformation

donne la connexion entre Kc et Kr :

Kp = Ks (RT)Dn,

Dn est la différence entre la quantité de produits gazeux formés et la quantité de substances gazeuses initiales.

Sur la base de la valeur de la constante d'équilibre chimique, on peut juger de la profondeur du processus au moment d'atteindre l'équilibre.

Dans les calculs impliquant l'utilisation de constantes d'équilibre K avec, dans les problèmes proposés les notions d'équilibre et de concentrations initiales, changements de concentrations sont utilisés. Les concentrations d'équilibre des réactifs dans un état d'équilibre chimique sont appelées ( AVEC), les concentrations initiales de substances spécifiées avant le début de la réaction sont prises en compte ( AVEC 0). Concentrations d'équilibre des réactifs ( AVEC) sont liés à leur concentration initiale ( AVEC 0) équation AVEC = AVEC 0–D AVEC, où D AVEC- la quantité de substance de départ qui a réagi avant que l'état d'équilibre ne soit atteint.

Exemple 1. L'équilibre de la réaction 2(NO) + (O 2) = 2(NO 2) a été établi aux concentrations suivantes des réactifs : C NO = 0,02 mole/l ; AVEC O = 0,01 mole/l ; AVEC NON = 0,01 mole/l. Calculez la constante d'équilibre et les concentrations initiales de NO et O 2.

Solution. Pour calculer la constante d'équilibre chimique, nous substituons les valeurs des concentrations d'équilibre de toutes les substances réagissantes dans l'expression K avec:

K avec = = = 0,25.

Trouvons les concentrations initiales de NO et O 2 à partir de la relation AVEC 0 = AVEC+D AVEC. Pour déterminer les concentrations initiales de chaque substance, il est nécessaire de calculer les valeurs de D AVEC. D'après l'équation de réaction, nous voyons qu'à partir de 2 moles de NO, 2 moles de NO 2 sont formées à la suite de la réaction, par conséquent, 0,01 mole de NO ont été consommées pour former 0,01 mole de NO 2 au moment où l'équilibre a été établi. La concentration d'équilibre de NO est de 0,02 mol/l, ce qui signifie C 0(NON) = 0,02 + 0,01 = 0,03 mol/l. En raisonnant de la même manière, on obtient la valeur D AVEC O = 0,005 mol/l, puisque selon l'équation de réaction, 1 mole d'O 2 est consommée lorsque 2 moles de NO 2 sont formées. C 0(O) = 0,01 + 0,005 = 0,015 mole/l.

Exemple 2. Les concentrations initiales de monoxyde de carbone (IV) et d’hydrogène sont respectivement de 6 mol/L et 4 mol/L. La constante d'équilibre du processus (CO 2) + (H 2) = (CO) + (H 2 O) est de 0,5. Calculez les concentrations d’équilibre de toutes les substances.

Solution

K avec = .

Notons D AVEC CO, concentration de CO 2 ayant réagi au moment de l'équilibre pour X. Alors AVEC CO = 6 – X. 1 mole de H2 interagit avec 1 mole de CO 2, donc la quantité d'hydrogène ayant réagi dans la réaction sera également x, AVEC H = 4 – X.

De l'équation de réaction, il s'ensuit qu'à partir de 1 mole de CO 2, 1 mole de CO est formée et à partir de 1 mole d'hydrogène - 1 mole de H2O, par conséquent, les concentrations des substances formées seront égales dans X(mol/l).

En substituant les valeurs des concentrations d'équilibre dans l'expression de la constante, nous la résolvons pour X:

0,5 = , où X= 2 moles/l.

Cela signifie que la quantité de CO 2 et de H 2 ayant réagi et le CO et H 2 O résultants sont de 2 mol/l.

Les concentrations d'équilibre de CO 2 et H 2 sont respectivement :

6 – 2 = 4 mol/l et 4 – 2 = 2 mol/l.

Exemple 3. La concentration initiale de la substance A dans le système (A) = 2(B) est de 2 mol/l. L'équilibre a été établi lorsque 20 % de la matière première ont réagi. Calculez la constante d’équilibre du processus.

Solution. Écrivons l'expression de la constante d'équilibre :

K avec = .

Calculons les valeurs des concentrations d'équilibre des substances A et B. Des conditions du problème, il s'ensuit que la quantité de substance A ayant réagi est de 20 % de la quantité d'origine, c'est-à-dire D AVEC A = = 0,2 × 2 = 0,4 mol/l. La concentration d'équilibre de la substance A est définie comme la différence AVEC 0(A) – D AVEC A = 2 – 0,4 = 1,6 mol/l. À partir de 1 mole de A, 2 moles de B sont formées. Par conséquent, si au moment où l’équilibre est établi, 0,4 mol/L de substance A est consommée, alors 0,8 mol/L de substance B est formée. AVEC B = 0,8 mole/l.

Remplaçons les valeurs des concentrations d'équilibre dans l'expression de la constante d'équilibre et obtenons la valeur de la constante :

K avec = = 1,6.

ENTROPIE

La possibilité d'apparition spontanée d'un processus chimique est déterminée par deux facteurs : le désir du système de réduire l'énergie interne due à une réaction exothermique (-D H) et le désir du système d'augmenter le désordre dans l'arrangement des particules dû au mouvement thermique. À basse température, la tendance à minimiser l’énergie prévaut. À haute température, en raison de l'intensification du mouvement chaotique des particules de matière, le rôle principal commence à être joué par le facteur de désordre croissant, dont la mesure est la fonction d'état appelée entropie.

Entropie ( S) est une fonction thermodynamique qui caractérise de manière unique l’état du système quel que soit son historique. C'est une mesure quantitative du désordre les systèmes, une mesure du mouvement chaotique et de la position relative des particules . L'entropie dépend de la nature de la substance, de sa quantité (concentration), de sa pression et de sa température. Contrairement à l’énergie interne et à l’enthalpie, la valeur absolue de l’entropie peut être déterminée.

Dans les systèmes isolés (où l'échange d'énergie et de masse avec l'environnement est impossible), les processus se déroulent spontanément uniquement dans le sens d'une entropie croissante. (deuxième loi de la thermodynamique). Ceux. dans les systèmes isolés, le changement d'entropie peut être utilisé pour déterminer la direction de l'apparition spontanée du processus.

L'entropie d'une substance dans un certain état (avec des paramètres donnés) dans un certain état d'agrégation (gaz, liquide, solide) est proportionnelle au logarithme de la probabilité thermodynamique de trouver une substance dans cet état (équation de Boltzmann) :

S = k log W,

Où k = R / N A , W est la probabilité thermodynamique de l'état, qui est déterminée par le nombre de microétats à l'aide desquels un macroétat donné peut être réalisé.

Dans un cristal idéal au zéro absolu T=0K, le mouvement s'arrête, la position des particules reste inchangée et il ne peut y avoir qu'une seule probabilité sur l'état du système. Par conséquent, l’entropie d’un cristal idéal au zéro absolu est S=0.

Troisième loi de la thermodynamique déclare que l'entropie d'un corps cristallin idéal pur à une température de 0 K est nulle.

Standard L'entropie est prise en compte pour 1 mole d'une substance dans des conditions standard (pression 1 atm (101,32 kPa) et température 298 K (25 O C)). Les valeurs d'entropie standard pour la plupart des composés chimiques sont présentées dans la littérature de référence. L'unité de mesure de l'entropie est généralement Joule par mole Kelvin(J/(mol K)).

L'équilibre chimique est un état de réaction chimique réversible.

aA+ b B= c C+ d D,

dans lequel il n'y a pas de changement dans les concentrations de réactifs dans le mélange réactionnel au fil du temps. L'état d'équilibre chimique est caractérisé constante d'équilibre chimique:

Où C je– concentration des composants dans équilibre le mélange parfait.

La constante d'équilibre peut également être exprimée en termes de fractions molaires d'équilibre X je composants :

Pour les réactions se produisant en phase gazeuse, il est pratique d'exprimer la constante d'équilibre en termes de pressions partielles d'équilibre P je composants :

Pour les gaz parfaits P je = C je RT Et P je = X je P, Où P. est la pression totale, donc KP, KC Et K X sont liés par la relation suivante :

K P = K C (RT) c+d–a–b = K X P c+d–a–b. (9.4)

La constante d'équilibre est liée à rG o réaction chimique :

(9.5)

(9.6)

Changement rG ou rF dans une réaction chimique à des pressions partielles données (pas nécessairement à l'équilibre) P je ou concentrations C je les composants peuvent être calculés à l’aide de l’équation isothermes de réaction chimique (isothermes de Van't Hoff):

. (9.7)

. (9.8)

Selon Le principe du Chatelier, si une influence externe est exercée sur un système en équilibre, alors l'équilibre se déplacera de manière à réduire l'effet de l'influence externe. Ainsi, une augmentation de la pression déplace l’équilibre vers une diminution du nombre de molécules de gaz. L'ajout d'un composant réactionnel à un mélange d'équilibre déplace l'équilibre vers une diminution de la quantité de ce composant. Une augmentation (ou une diminution) de la température déplace l'équilibre vers une réaction qui se produit avec l'absorption (libération) de chaleur.

La dépendance quantitative de la constante d'équilibre sur la température est décrite par l'équation isobares de réaction chimique (isobares de Van't Hoff)

(9.9)

Et isochore d'une réaction chimique (isochores de Van't Hoff)

. (9.10)

Intégration de l’équation (9.9) sous l’hypothèse que rH la réaction ne dépend pas de la température (ce qui est vrai dans des plages de température étroites), donne :

(9.11)

(9.12)

Où C- constante d’intégration. Ainsi, la dépendance ln K P à partir de 1 /T doit être linéaire, et la pente de la droite est – rH/R..

Intégration au sein K 1 , K 2, et T 1, T 2 donne :

(9.13)

(9.14)

En utilisant cette équation, connaissant les constantes d’équilibre à deux températures différentes, nous pouvons calculer rH réactions. En conséquence, sachant rH réactions et la constante d’équilibre à une température, vous pouvez calculer la constante d’équilibre à une autre température.

EXEMPLES

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH(g)

à 500K. f Aller pour CO(g) et CH 3 OH(g) à 500 K sont égaux à –155,41 kJ. mol –1 et –134,20 kJ. mol –1 respectivement.

Solution. Aller réactions :

r Aller= f Aller(CH3OH) – f Aller(CO) = –134,20 – (–155,41) = 21,21 kJ. mole –1 .

= 6.09 10 –3 .

Exemple 9-2. Constante d'équilibre de réaction

égal à K P = 1,64 10 –4 à 400 o C. Quelle pression totale faut-il appliquer à un mélange équimolaire de N 2 et H 2 pour que 10 % de N 2 se transforme en NH 3 ? Les gaz sont considérés comme idéaux.

Solution. Laissez réagir une mole de N 2. Alors

Ainsi, K X = Et K P = K X . P. –2 = .

En remplaçant = 0,1 dans la formule résultante, nous avons

1.64 10 –4 =, où P.= 51,2 guichets automatiques.

Exemple 9-3. Constante d'équilibre de réaction

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH(g)

à 500 K est égal à K P = 6,09 10 –3 . Un mélange réactionnel constitué de 1 mole de CO, 2 moles de H 2 et 1 mole de gaz inerte (N 2) est chauffé à 500 K et à une pression totale de 100 atm. Calculez la composition du mélange à l’équilibre.

Solution. Laissez réagir une mole de CO. Alors

Ainsi, K X = Et K P = K X . P-2 = .

Ainsi, 6,09 10 –3 = .

En résolvant cette équation, nous obtenons = 0,732. En conséquence, les fractions molaires des substances dans le mélange à l'équilibre sont égales à : = 0,288, = 0,106, = 0,212 et = 0,394.

Exemple 9-4. Pour réaction

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)

à 298K K P = 6,0 10 5 , une f H o(NH 3) = –46,1 kJ. mole –1 . Estimez la valeur de la constante d’équilibre à 500 K.

Solution. L'enthalpie molaire standard de la réaction est

r H o= 2f H o(NH 3) = –92,2 kJ. mole –1 .

D'après l'équation (9.14), =

Ln (6,0 10 5) + = –1,73, d'où K 2 = 0.18.

A noter que la constante d'équilibre d'une réaction exothermique diminue avec l'augmentation de la température, ce qui correspond au principe de Le Chatelier.

TÂCHES

1. À 1273 K et une pression totale de 30 atm dans un mélange à l'équilibre

CO 2 (g) + C(tv) = 2CO(g)

contient 17 % (en volume) de CO 2 . Quel pourcentage de CO 2 sera contenu dans le gaz à une pression totale de 20 atm ? A quelle pression le gaz contiendra-t-il 25 % de CO 2 ?

2. A 2000°C et une pression totale de 1 atm, 2% de l'eau est dissociée en hydrogène et oxygène. Calculer la constante d'équilibre de la réaction

H 2 O (g) = H 2 (g) + 1/2O 2 (g) dans ces conditions.

3. Constante d'équilibre de réaction

CO(g) + H 2 O(g) = CO 2 (g) + H 2 (g)

à 500 o C est égal Kp= 5,5. Un mélange constitué de 1 mole de CO et 5 moles de H 2 O a été chauffé à cette température. Calculez la fraction molaire de H 2 O dans le mélange à l'équilibre.

4. Constante d'équilibre de réaction

N 2 O 4 (g) = 2NO 2 (g)

à 25 o C est égal Kp= 0,143. Calculez la pression qui s'établira dans un récipient d'un volume de 1 litre, dans lequel 1 g de N 2 O 4 a été placé à cette température.

5. Un récipient de 3 litres contenant 1,79 10 –2 mol I 2 a été chauffé à 973 K. La pression dans le récipient à l'équilibre s'est avérée être de 0,49 atm. En supposant que les gaz soient idéaux, calculez la constante d'équilibre à 973 K pour la réaction

Je 2 (g) = 2I (g).

6. Pour réaction

à 250°C rG o = –2508 Jmol –1. À quelle pression totale le degré de conversion de PCl 5 en PCl 3 et Cl 2 à 250 o C sera-t-il de 30 % ?

7. Pour réaction

2HI(g) = H 2 (g) + I 2 (g)

constante d'équilibre K P = 1,83 10 –2 à 698,6 K. Combien de grammes de HI se forment lorsque 10 g de I 2 et 0,2 g de H 2 sont chauffés à cette température dans un récipient de trois litres ? Quelles sont les pressions partielles de H 2, I 2 et HI ?

8. Un récipient de 1 litre contenant 0,341 mole de PCl 5 et 0,233 mole de N 2 a été chauffé à 250 °C. La pression totale dans le récipient à l'équilibre s'est avérée être de 29,33 atm. En supposant que tous les gaz sont idéaux, calculez la constante d'équilibre à 250 °C pour la réaction se produisant dans le récipient.

PCl 5 (g) = PCl 3 (g) + Cl 2 (g)

9. Constante d'équilibre de réaction

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH(g)

à 500 K est égal à K P = 6,09 10 –3 . Calculez la pression totale requise pour produire du méthanol avec un rendement de 90 % si le CO et le H2 sont pris dans un rapport de 1:2.

10. À 25°C f Aller(NH 3) = –16,5 kJ. mole –1 . rG Calculer
11. réactions de formation de NH 3 à des pressions partielles de N 2, H 2 et NH 3 égales respectivement à 3 atm, 1 atm et 4 atm. Dans quelle direction la réaction se déroulera-t-elle spontanément dans ces conditions ?

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH(g)

Réaction exothermique T est en équilibre à 500 K et 10 bar. Si les gaz sont idéaux, comment les facteurs suivants affecteront-ils le rendement en méthanol : a) augmentation P.; b) promotion V; c) ajouter du gaz inerte à P.= const; P. d) ajouter du gaz inerte à

12. = const; e) ajouter H 2 à
13. = const ?

La constante d'équilibre de la réaction en phase gazeuse d'isomérisation du bornéol (C 10 H 17 OH) en isobornéol est de 0,106 à 503 K. Un mélange de 7,5 g de bornéol et de 14,0 g d'isobornéol a été placé dans un récipient de 5 litres et conservé à 503 K jusqu'à ce que l'équilibre soit atteint.

Calculer les fractions molaires et les masses de bornéol et d'isobornéol dans le mélange à l'équilibre. r AllerÉquilibre en réaction

14. Calculer la pression totale qui doit être appliquée à un mélange de 3 parties de H 2 et 1 partie de N 2 pour obtenir un mélange à l'équilibre contenant 10 % de NH 3 en volume à 400 o C. Constante d'équilibre de la réaction

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)

à 400 o C est égal K = 1.60 10 –4 .

15. A 250°C et une pression totale de 1 atm, PCl 5 est dissocié à 80% par la réaction

PCl 5 (g) = PCl 3 (g) + Cl 2 (g).

Quel sera le degré de dissociation du PCl 5 si du N 2 est ajouté au système de telle sorte que la pression partielle d'azote soit de 0,9 atm ?

16. La pression totale est maintenue à 1 atm.

À 2000 o C pour la réaction

N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g)

17. K p = 2,5 10 –3 .
    Un mélange à l'équilibre de N 2, O 2, NO et de gaz inerte à une pression totale de 1 bar contient 80 % (en volume) de N 2 et 16 % d'O 2.
18. Quel pourcentage en volume correspond au NON ? Quelle est la pression partielle d'un gaz inerte ?

Calculer l'enthalpie standard de la réaction pour laquelle la constante d'équilibre est K = –1.04 –1088 /T +1.51 10 5 /T 2 .

a) augmente de 2 fois, b) diminue de 2 fois lorsque la température passe de 298 K à 308 K.

La dépendance de la constante d'équilibre de la réaction 2C 3 H 6 (g) = C 2 H 4 (g) + C 4 H 8 (g) sur la température comprise entre 300 K et 600 K est décrite par l'équation

dans

En 1885, le physicien et chimiste français Le Chatelier a développé, et en 1887 le physicien allemand Braun a justifié la loi de l'équilibre chimique et la constante d'équilibre chimique, et a également étudié leur dépendance à l'égard de l'influence de divers facteurs externes.

L'essence de l'équilibre chimique

La loi de l’action de masse en chimie est utilisée par les chimistes pour calculer correctement les vitesses de réaction. Il est clair qu’aucun projet ne sera réalisé s’il se déroule dans un système fermé. Les molécules des substances résultantes sont en mouvement constant et aléatoire, et une réaction inverse pourrait bientôt se produire, dans laquelle les molécules du matériau de départ seront restaurées.

Dans l'industrie, les systèmes ouverts sont le plus souvent utilisés. Les récipients, appareils et autres conteneurs où se déroulent des réactions chimiques restent déverrouillés. Ceci est nécessaire pour qu'au cours de ces processus, il soit possible d'extraire le produit souhaité et de se débarrasser des produits de réaction inutiles. Par exemple, le charbon est brûlé dans des fours ouverts, le ciment est produit dans des fours ouverts, les hauts fourneaux fonctionnent avec un apport constant d'air et l'ammoniac est synthétisé en éliminant continuellement l'ammoniac lui-même.

Réactions chimiques réversibles et irréversibles

Sur la base du nom, nous pouvons donner les définitions appropriées : les réactions qui se terminent, ne changent pas de direction et suivent une trajectoire donnée, quelles que soient les chutes de pression et les fluctuations de température, sont considérées comme irréversibles. Leur particularité est que certains produits peuvent quitter la zone de réaction. Ainsi, par exemple, il est possible d'obtenir un gaz (CaCO 3 = CaO + CO 2), un précipité (Cu(NO 3) 2 + H 2 S = CuS + 2HNO 3) ou autres. Il sera également considéré comme irréversible. si une grande quantité est libérée pendant le processus d'énergie thermique, par exemple : 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q.

Presque toutes les réactions qui se produisent dans la nature sont réversibles. Quelles que soient les conditions extérieures telles que la pression et la température, presque tous les processus peuvent se dérouler simultanément dans des directions différentes. Comme l’indique la loi de l’action de masse en chimie, la quantité de chaleur absorbée sera égale à la quantité libérée, ce qui signifie que si une réaction était exothermique, alors la seconde (inverse) sera endothermique.

Équilibre chimique : constante d'équilibre chimique

Les réactions sont les « verbes » de la chimie, les activités étudiées par les chimistes. De nombreuses réactions progressent jusqu'à leur terme puis s'arrêtent, ce qui signifie que les réactifs sont complètement transformés en produits sans pouvoir revenir à leur état d'origine. Dans certains cas, la réaction est véritablement irréversible, par exemple lorsque la combustion change à la fois physique et chimique. Cependant, il existe de nombreuses autres circonstances dans lesquelles elle est non seulement possible, mais également continue, puisque les produits de la première réaction deviennent des réactifs dans la seconde. .

Un état dynamique dans lequel les concentrations de réactifs et de produits restent constantes est appelé équilibre. Il est possible de prédire le comportement de substances à l'aide de certaines lois applicables aux industries cherchant à réduire le coût de production de produits chimiques spécifiques. Le concept d’équilibre chimique est également utile pour comprendre les processus qui maintiennent ou menacent potentiellement la santé humaine. La constante d'équilibre chimique est une valeur de facteur de réaction qui dépend de la force ionique et de la température et est indépendante des concentrations de réactifs et de produits en solution.

Calcul de la constante d'équilibre

Cette quantité est sans dimension, c'est-à-dire qu'elle n'a pas un certain nombre d'unités. Bien que le calcul soit généralement écrit pour deux réactifs et deux produits, il fonctionne pour n'importe quel nombre de participants à la réaction. Le calcul et l'interprétation de la constante d'équilibre dépendent du fait que la réaction chimique implique un équilibre homogène ou hétérogène. Cela signifie que tous les composants réagissant peuvent être des liquides ou des gaz purs. Pour les réactions qui atteignent un équilibre hétérogène, il n’y a généralement pas une phase, mais au moins deux. Par exemple, des liquides et des gaz ou les deux liquides.

Valeur constante d'équilibre

Pour une température donnée, il n'existe qu'une seule valeur pour la constante d'équilibre, qui ne change que si la température à laquelle se produit la réaction change dans un sens ou dans l'autre. Il est possible de faire des prédictions sur une réaction chimique selon que la constante d’équilibre est grande ou petite. Si la valeur est très grande, alors l’équilibre favorise la réaction vers la droite et on obtient plus de produits qu’il n’y avait de réactifs. La réaction dans ce cas peut être qualifiée de « complète » ou « quantitative ».

Si la valeur de la constante d’équilibre est faible, alors elle favorise une réaction vers la gauche, où la quantité de réactifs était supérieure aux produits formés. Si cette valeur tend vers zéro, on peut supposer que la réaction ne se produit pas. Si les valeurs de la constante d'équilibre pour les réactions directes et inverses sont presque les mêmes, alors la quantité de réactifs et de produits sera également presque la même. Ce type de réaction est considéré comme réversible.

Considérons une réaction réversible spécifique

Prenons deux éléments chimiques tels que l'iode et l'hydrogène, qui, une fois mélangés, donnent une nouvelle substance : l'iodure d'hydrogène.

Prenons v 1 comme la vitesse de la réaction directe, v 2 comme la vitesse de la réaction inverse, k comme la constante d'équilibre. En utilisant la loi d’action de masse, on obtient l’expression suivante :

v 1 = k 1 * c(H 2) * c(I 2),

v 2 = k 2 * c 2 (HI).

Lorsque les molécules d'iode (I 2) et d'hydrogène (H 2) sont mélangées, leur interaction commence. Au stade initial, la concentration de ces éléments est maximale, mais à la fin de la réaction, la concentration du nouveau composé - l'iodure d'hydrogène (HI) - sera maximale. En conséquence, les vitesses de réaction seront différentes. Au tout début, ils seront maximum. Au fil du temps, il arrive un moment où ces valeurs sont égales, et c'est un état appelé équilibre chimique.

L'expression de la constante d'équilibre chimique est généralement indiquée par des crochets : , , . Puisqu’à l’équilibre les vitesses sont égales, alors :

k 1 = k 2 2 ,

Cela nous donne l’équation de la constante d’équilibre chimique :

k 1 /k 2 = 2 / = K.

Principe du Chatelier-Brown

Il existe le schéma suivant : si un certain effet est produit sur un système en équilibre (changer les conditions d'équilibre chimique en changeant la température ou la pression, par exemple), alors l'équilibre se déplacera pour contrecarrer partiellement l'effet du changement. Outre la chimie, ce principe s’applique également sous des formes légèrement différentes aux domaines de la pharmacologie et de l’économie.

Constante d'équilibre chimique et méthodes pour l'exprimer

L'expression de l'équilibre peut être exprimée en termes de concentrations de produits et de réactifs. Seuls les produits chimiques en phases aqueuse et gazeuse sont inclus dans la formule d’équilibre car les concentrations de liquides et de solides ne changent pas. Quels facteurs influencent l’équilibre chimique ? S'il s'agit d'un liquide ou d'un solide pur, on considère qu'il a K = 1 et cesse donc d'être pris en compte, à l'exception des solutions très concentrées. Par exemple, l’eau pure a une activité de 1.

Un autre exemple est le carbone solide, qui peut être formé par la réaction de deux molécules de monoxyde de carbone pour former du dioxyde de carbone et du carbone. Les facteurs pouvant affecter l'équilibre comprennent l'ajout d'un réactif ou d'un produit (un changement de concentration affecte l'équilibre). L'ajout d'un réactif peut entraîner un équilibre du côté droit d'une équation chimique, où davantage de formes du produit apparaissent. L’ajout de produit peut conduire à l’équilibre à gauche à mesure que davantage de formes de réactifs deviennent disponibles.

L'équilibre se produit lorsqu'une réaction se déroulant dans les deux sens a un rapport constant de produits et de réactifs. En général, l’équilibre chimique est statique, puisque le rapport quantitatif des produits et des réactifs est constant. Cependant, un examen plus attentif révèle que l’équilibre est en réalité un processus très dynamique, dans la mesure où la réaction se déroule dans les deux sens à un rythme égal.

L'équilibre dynamique est un exemple de fonction d'état stationnaire. Pour un système en régime permanent, le comportement actuellement observé se poursuit dans le futur. Par conséquent, une fois que la réaction atteint l’équilibre, le rapport entre les concentrations de produit et de réactif restera le même, même si la réaction se poursuit.

Comment parler simplement de choses complexes ?

Des concepts tels que l’équilibre chimique et la constante d’équilibre chimique sont assez difficiles à comprendre. Prenons un exemple tiré de la vie. Avez-vous déjà été coincé sur un pont entre deux villes et remarqué que la circulation dans l'autre sens est fluide et régulière, alors que vous êtes désespérément coincé dans la circulation ? Ce n'est pas bon.

Et si les voitures roulaient en douceur et à la même vitesse des deux côtés ? Le nombre de voitures dans les deux villes resterait-il constant ? Lorsque la vitesse d’entrée et de sortie dans les deux villes est la même et que le nombre de voitures dans chaque ville est stable dans le temps, cela signifie que l’ensemble du processus est en équilibre dynamique.