« Cinématique des réactions chimiques », « Solutions » pour l'apprentissage à distance. Cinématique des réactions chimiques

Thèmes du programme, questions

étudier

Ce qu'un étudiant doit savoir et être capable de faire

Manuels

Les bases thermodynamique chimique

1) Concepts : systèmes ; phase; systèmes homogènes et hétérogènes; les processus et leur classification ; paramètres et fonctions de l’état du système.

2) Effets thermiques processus. Énergie interne et enthalpie, leurs définitions et unités de mesure. La loi de Hess et ses conséquences. Enthalpie de formation de substances, transitions de phases et chimie. réactions.

3) Entropie. Concepts et unités de mesure orientation de la chimie. réactions dans des systèmes isolés.

4) L'énergie de Gibbs. Focus chimie processus dans des systèmes non isolés.

Définitions des concepts thermodynamiques.

Facteurs influençant la valeur énergie interne(), enthalpie (
), entropie (S), énergie de Gibbs (G)

Être capable de compter bilans thermiques réactions, changement d'entropie

Faire des calculs et tirer une conclusion sur la possibilité (impossibilité)

1) Korovine N.V. Chimie générale. 2005 (de 115 à 142)

2) Glinka N.L. Chimie générale 2006 (de 170 à 185)

3) Glinka N. L – problèmes et exercices de chimie générale 2006 « N° 283, 293, 295, 299 – tableau 5. pp. 223 – 225 ; N° 303, 304, 310, 311. »

Chimie cinématique. réactions

1) La notion de vitesse de réaction.

2) Influence (Comment ? Pourquoi ?) sur le rythme de la chimie. réactions de nature des substances, concentration, t°, pression, surface des substances en réaction, catalyseur.

Expliquer comment et pourquoi la vitesse des réactions chimiques change avec les changements de concentration, de pression, de t°, de catalyseur.

Être capable d'écrire une expression mathématique

3) Equilibre du système. Bilan chimique. Constante d'équilibre. Le principe du Chatelier.

Loi d'action de masse (LAM) pour tout produit chimique. systèmes.

Être capable de déterminer dans quelle direction une réaction se produira un déplacement chimique. équilibre lors du changement de concentration, pression, t°, substances du système.

1) 166- 201, 148 – 152

2) 186 – 200

3) "N° 325, 326, 330, 332, 336, 358, 363, 365, 383."

Solutions

1) Méthodes d'expression de la concentration des solutions.

2) Phénomènes énergétiques lors de la dissolution.

3) Changements de pression vapeur saturée solution, ses températures de cristallisation et d’ébullition. Les lois de Raoult. Pression osmotique solutions. La loi de Van't-Hoff.

4) Dissociation électrolytique. Électrolytes forts et faibles.

5) Caractéristiques de l’application des lois de Raoult et de Van’t-Hoff aux solutions électrolytiques. Coefficient isotonique.

6) Hydrolyse des sels

7) Dissociation électrolytique de l'eau. Produit ionique de l'eau. Indice d'hydrogène.

Connaître les formules qui expriment fractions de masse substance dissoute, concentrations molaires, molales et équivalentes (normales) de solutions, être capable d'effectuer les calculs correspondants.

Être capable d'écrire des équations pour les réactions d'hydrolyse différents types sels et indiquer le milieu de leur solution.

1) 204 – 243

2) 216 – 259

3) "N° 392, 414, 415, 428, 437."

3) 464, 466, 474, 478, 480, 483

3) 603, 607.

Systèmes dispersés

1) La notion de systèmes dispersés, leur classification selon la granulométrie de la phase dispersée, état d'agrégation phase dispersée et milieu dispersé, interaction des parties du système dispersé, structurellement propriétés mécaniques. Préparation de systèmes dispersés.

2) Propriétés des sols lyophobes : moléculaires - cinétiques, optiques, électrocinétiques. Stabilité des systèmes dispersés. Sédimentation et coagulation.

3) Solutions colloïdales lyophiles. Substances tensioactives.

4) Caractéristiques des suspensions, émulsions, mousses, aérosols, poudres

Être capable de classer les systèmes dispersés selon le degré de dispersion.

Être capable d'écrire la formule d'une solution colloïdale micellaire.

Déterminez l’ion coagulant dans un mélange d’électrolytes.

Connaître la définition et la structure des suspensions, émulsions, aérosols, mousses, ainsi que leurs domaines d'application.

Expliquer les propriétés des systèmes dispersés.

Dans les réactions chimiques, quelque chose de similaire à « l’ionisation » se produit. Par exemple, deux substances se combinent dans la substance principale ; puis, après avoir réfléchi un peu, on peut appeler un atome ( - ce qu'on appelle un électron, et - ce qu'on appelle un ion). Après un tel remplacement, comme auparavant, on peut écrire l'équation d'équilibre

. (42.9)

Cette formule, bien sûr, est inexacte, car la « constante » dépend du volume auquel elle est autorisée à se combiner, etc., mais en se tournant vers des arguments thermodynamiques, on peut donner un sens à la valeur en termes de facteur exponentiel, et puis il s'avère que cela est étroitement lié à l'énergie nécessaire à une réaction.

Essayons de comprendre cette formule à la suite de collisions, à peu près de la même manière que nous avons compris la formule d'évaporation, en comptant les électrons qui s'échappent dans l'espace et ceux qui reviennent par unité de temps. Supposons que cela se produise dans des collisions et forme parfois une connexion. Et supposons également qu'il s'agit d'une molécule complexe qui participe à une danse générale et est frappée par d'autres molécules, et de temps en temps elle reçoit suffisamment d'énergie pour exploser et s'effondrer à nouveau et.

Notez que dans les réactions chimiques, la situation est que si les atomes qui se rapprochent ont trop peu d'énergie, alors, bien que cette énergie soit suffisante pour la réaction, le fait d'une collision d'atomes ne signifie pas nécessairement le début de la réaction. Habituellement, la collision doit être plus « dure », une collision « douce » entre et peut ne pas suffire à démarrer une réaction, même si le processus libère suffisamment d'énergie pour la réaction. Supposons que trait commun les réactions chimiques sont une exigence selon laquelle une simple collision ne suffit pas pour se combiner et se former, mais il faut qu'elles entrent en collision avec une certaine quantité d'énergie. Cette énergie est appelée énergie d’activation, c’est-à-dire l’énergie nécessaire pour « activer » une réaction. Soit l'excès d'énergie nécessaire aux collisions pour provoquer une réaction. Ensuite, la vitesse avec laquelle et générer doit contenir le produit du nombre d'atomes et , multiplié par la vitesse à laquelle un atome individuel frappe une certaine zone de grandeur , et par la valeur (la probabilité que les atomes aient suffisamment d'énergie) :

. (42.10)

Nous devons maintenant déterminer la vitesse du processus inverse. Il est possible qu'ils se séparent à nouveau. Pour se séparer, ils n’ont pas assez d’énergie pour assurer leur existence séparée. Mais comme il n’est pas facile pour les molécules de se connecter, il doit y avoir une sorte de barrière qu’elles doivent traverser pour se séparer. Ils doivent non seulement s'approvisionner en énergie nécessaire à leur existence, mais aussi prendre quelque chose en réserve. Cela ressemble à gravir une colline avant de descendre dans une vallée ; vous devez d'abord monter en hauteur, puis descendre, et ensuite seulement vous disperser (Fig. 42.1). Ainsi, le taux de transition dans et est proportionnel au produit - le nombre initial de molécules par :

. (42.11)

La constante est la somme du volume des atomes et de la fréquence des collisions ; elle peut être obtenue, comme dans le cas de l'évaporation, en multipliant la surface et l'épaisseur de la couche, mais nous ne le ferons pas maintenant. Ce qui nous intéresse maintenant, c'est le fait que lorsque ces vitesses sont égales, leur rapport est égal à un. Cela suggère que, comme précédemment, , où contient des sections efficaces, des vitesses et d'autres facteurs qui ne dépendent pas des nombres .

Figue. 42.1. Rapport énergétique dans une réaction.

Il est intéressant de noter que le taux de réaction varie toujours selon , bien que cette constante n'ait plus aucun rapport avec celle que l'on rencontrait dans le problème des concentrations ; l'énergie d'activation est très différente de l'énergie. L'énergie régule les proportions et dans lesquelles l'équilibre s'établit, mais si l'on veut savoir si elle se transforme rapidement en , alors cela n'a rien à voir avec l'équilibre, et une autre énergie apparaît, l'énergie d'activation, qui, à l'aide de l'exponentielle, contrôle le taux de réaction.

De plus, ce n’est pas une constante fondamentale comme . Supposons que la réaction se produise à la surface du mur ou sur une autre surface, ils peuvent alors s'y propager de telle manière que la combinaison leur sera plus facile. En d’autres termes, vous pouvez creuser un « tunnel » à travers une montagne ou arracher le sommet d’une montagne. En raison de la conservation de l'énergie, quel que soit le chemin que nous empruntons, le résultat sera le même : de et nous obtenons , donc la différence d'énergie ne dépend pas du chemin par lequel il y a une réaction, cependant, l'énergie d'activation dépend beaucoup de ce chemin. C'est pourquoi les vitesses des réactions chimiques sont si sensibles aux conditions extérieures. Vous pouvez modifier la vitesse de réaction en modifiant la surface avec laquelle les réactifs entrent en contact ; vous pouvez créer un « ensemble de barils » et l'utiliser pour sélectionner n'importe quelle vitesse si elle dépend des propriétés de la surface. Vous pouvez introduire un troisième objet dans l'environnement dans lequel se produit la réaction ; cela peut également modifier considérablement la vitesse d'une réaction, de telles substances, avec un léger changement, influencent parfois grandement la vitesse d'une réaction ; on les appelle des catalyseurs. Il se peut qu'il n'y ait pratiquement aucune réaction, car elle est trop élevée pour une température donnée, mais si vous ajoutez cette substance spéciale - un catalyseur, la réaction se déroule très rapidement car elle diminue. Par conséquent, la vitesse de la réaction inverse est proportionnelle. et sort de la formule des concentrations d'équilibre. L'exactitude de la loi d'équilibre (42.9), que nous avons écrite en premier lieu, est absolument garantie quel que soit tout mécanisme de réaction possible !

La cinétique chimique est l'étude de la vitesse des réactions chimiques et de sa dépendance à divers facteurs (concentration des réactifs, t, P, catalyseur, etc.).

Des réactions chimiques se produisent avec à des vitesses différentes. Certaines réactions s'effectuent en une fraction de seconde (décomposition explosifs), d’autres durent des minutes, des heures, des jours, d’autres encore des dizaines, des centaines, des milliers d’années (processus se déroulant dans la croûte terrestre).

La vitesse d'une réaction particulière peut également varier considérablement en fonction des conditions de son apparition (un mélange d'hydrogène et d'oxygène à température ordinaire peut rester inchangé pendant une durée illimitée ; lorsqu'on y introduit un catalyseur approprié, il réagit très violemment ; à 630°C il réagit sans catalyseur).

Une phase est une partie d'un système qui diffère par ses propriétés physiques et chimiques des autres parties du système et en est séparée par une interface, lors du passage à travers laquelle les propriétés du système changent brusquement.

Les systèmes constitués d'une phase sont appelés homogènes, les systèmes constitués de plusieurs phases sont appelés hétérogènes. En conséquence, les réactions dans lesquelles les substances en interaction sont dans une seule phase sont dites homogènes, et les réactions dans lesquelles les substances se combinent dans différentes phases sont dites hétérogènes.

La vitesse d'une réaction chimique homogène est généralement exprimée par la modification de la concentration des réactifs ou des produits de réaction résultants par unité de temps. Concentrations matières premières diminuent au cours de la réaction et les concentrations de produits de réaction augmentent avec le temps. La vitesse d'une réaction chimique homogène diminue à mesure que les matières premières sont consommées.

La vitesse de réaction moyenne vav dans l'intervalle de temps de t1 à t2 est déterminée par la relation :

; .

Riz. 5.1. Modifications de la concentration des substances de départ au fil du temps.

La vitesse instantanée est la vitesse de réaction en à l'heure actuelle temps t. Elle est déterminée par la dérivée de la concentration par rapport au temps :

Riz. 5.2. Modifications de la concentration des réactifs au fil du temps.

Le taux de réaction est toujours considéré comme positif. Si dans les calculs nous prenons le changement de concentration des substances de départ, alors dans l'expression spécifiée un signe « - » est placé ; s'il s'agit de produits de réaction, alors le signe « + » doit être pris.

Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique :

la nature des substances réagissantes ;

concentration des réactifs;

température;

catalyseurs;

dispersion (pour les solides);

acidité du milieu (pour les réactions en solutions) ;

forme du réacteur (pour les réactions en chaîne) ;

intensité de l'éclairage avec des rayons visibles ou UV (pour les réactions photochimiques) ;

intensité d'irradiation avec des rayons (pour les réactions radiochimiques), etc.

Nature des réactifs

2NO + O2 = 2NO2 – va dans des conditions standard.

2CO + O2 = 2CO2 – ne réagit pas dans des conditions standard, bien que les équations de ces réactions soient superficiellement similaires, mais la nature des substances est différente.

Concentration du réactif

Une condition préalable nécessaire à l'interaction des substances est la collision des molécules. Le nombre de collisions, et donc la vitesse d'une réaction chimique, dépend de la concentration des réactifs : plus de molécules, plus il y a de collisions.

Loi de l'action de masse

Pour la réaction aA + bB ® cC, la vitesse de la réaction directe est

,

où [A], [B] sont les concentrations molaires des réactifs A et B ; k est la constante de vitesse de la réaction chimique (donnée).

Signification physique de la constante de vitesse : elle est égale à la vitesse de réaction lorsque [A] = 1 mol/l et [B] = 1 mol/l.

Réaction homogène : 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)

v=k×2·.

Réaction hétérogène : C(solide) + O2(g) = CO2(g)

On pense que la surface du charbon sur laquelle se produit la réaction reste constante pendant longtemps et est prise en compte par le coefficient k.

Effet de la température sur la vitesse des réactions homogènes

Une augmentation de la température augmente la vitesse de déplacement des molécules et, par conséquent, provoque une augmentation du nombre de collisions entre elles. Cette dernière entraîne également une augmentation de la vitesse de réaction chimique.

Quantitativement, l’effet de la température sur la vitesse des réactions chimiques homogènes peut être exprimé sous forme approximative par la règle de Van’t Hoff :

Une augmentation de la température de 10° augmente la vitesse des réactions chimiques homogènes d'environ 2 à 4 fois.

Riz. 5.3. Modification de la vitesse de réaction en fonction de l'augmentation

température de réaction.

Mathématiquement, cela ressemblerait à ceci :

,

où est le coefficient de température de la vitesse de réaction, égal à environ 2÷4.

Si chaque collision aboutissait à un acte d’interaction, toutes les réactions devraient se produire à la vitesse d’une explosion. En fait, seul un petit nombre de collisions donnent lieu à des actes d’interaction. Une réaction est provoquée par des collisions uniquement de molécules actives dont la réserve d'énergie est suffisante pour accomplir un acte élémentaire de réaction. Le nombre de collisions actives à une température donnée est proportionnel à la teneur totale en molécules en réaction. Avec l’augmentation de la température, le nombre de collisions actives augmente bien plus que nombre total collisions.

Pour que les molécules réagissent lors d’une collision, les liaisons chimiques doivent être « lâches ». Pour ce faire, la molécule doit disposer d’une réserve énergétique accrue. Des molécules qui ont ça approvisionnement nécessaire les énergies sont dites activées. Lorsque des substances sont chauffées, l'activation des molécules se produit en raison de leur accélération mouvement vers l'avant, et également en raison de l'augmentation du mouvement vibratoire des atomes et des groupes atomiques dans les molécules elles-mêmes. Tout cela conduit à un affaiblissement des liaisons à l’intérieur des molécules. Ainsi, pour que les molécules réagissent, elles doivent surmonter une barrière énergétique.

Conformément à ce qui précède, l'évolution de l'énergie du système A + B lors de sa transformation en S peut être représentée graphiquement comme suit (Fig. 5.4.)

La molécule S est formée de A et B suite à la redistribution des atomes et des liaisons chimiques. Pour former la molécule S, les molécules activées A et B, lors d'une collision, forment d'abord un complexe activé AB, au sein duquel se produit une redistribution des atomes. L’énergie nécessaire pour exciter une molécule jusqu’à l’énergie d’activation du complexe est appelée énergie d’activation Ea.

Riz. 5.4. Diagramme de changement d'enthalpie pour endothermique (a)

et les processus exothermiques (b).

La figure a) montre que les produits de réaction ont une réserve d'énergie plus grande que les substances de départ, c'est-à-dire que la réaction A + B ® S est endothermique. La différence entre l'énergie des produits de réaction et celle des matières premières est l'effet thermique de la réaction.

Le graphique correspondant à la réaction exothermique C + D → P est présenté sur la figure b).

La relation entre la constante de vitesse de réaction k et l'énergie d'activation Ea est déterminée par l'équation d'Arrhenius :

,

où A est un coefficient pré-exponentiel associé à la probabilité et au nombre de collisions.

Logarithme de l'équation d'Arrhenius :

ou

donne l'équation d'une droite. Connaître les constantes de vitesse à plusieurs températures permet de déterminer l'énergie d'activation d'une réaction donnée :

La tangente de l'angle d'inclinaison de cette droite à l'axe des abscisses est égale à :

.

L'énergie d'activation est le facteur par lequel la nature des réactifs affecte la vitesse d'une réaction chimique.

- des réactions « rapides » ( réactions ioniques en solutions);

- des réactions avec une vitesse mesurable

(Н2SO4 + Na2S2O3 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O) ;

- réactions « lentes »

(synthèse de NH3 à températures normales).

Le chemin de réaction peut être modifié en introduisant des catalyseurs dans le système.

Les catalyseurs sont des substances qui affectent la vitesse d'une réaction chimique, mais leur composition chimique reste la même après les étapes intermédiaires. L’effet des catalyseurs sur la vitesse des réactions chimiques est appelé catalyse.

Les catalyseurs peuvent réduire l’énergie d’activation en dirigeant une réaction sur une nouvelle voie. Une diminution de l'énergie d'activation entraîne une augmentation de la proportion de particules réactives et, par conséquent, une accélération du processus d'interaction. Les catalyseurs qui accélèrent une réaction sont dits positifs. Des catalyseurs négatifs (inhibiteurs) sont également connus. Ils ralentissent la réaction en liant des molécules intermédiaires actives ou des radicaux, et empêchent ainsi la réaction de se dérouler.

Les catalyseurs sont divisés en homogènes et hétérogènes. Les homogènes sont dans le même état d'agrégation avec au moins un des réactifs.

La catalyse homogène se produit le plus souvent par la formation d'intermédiaires instables. Par exemple, la réaction A + B → C nécessite haute énergie activation Ea. En présence d'un catalyseur, les réactions A + K → AK et AK + B → C + K se produisent, où K est le catalyseur.

Riz. 5.6. Diagramme énergétique de la réaction A + B = C

sans catalyseur et avec catalyseur.

Si la plus grande des énergies d'activation Ea" et Ea"" pour ces réactions séquentielles est inférieure à l'énergie d'activation pour la réaction sans catalyseur, Ea, alors le catalyseur est positif.

Exemple de catalyseur homogène :

SO2 + O2 = SO3 - presque inutile ;

2NO + O2 = NO2 - état intermédiaire ;

SO2 + NO2 = SO3 + NO – réaction active ( méthode nitreuse anhydride sulfurique, et de celui-ci - acide sulfurique).

Réactions en chaîne.

Réactions impliquant radicaux libres, sont appelés chaîne. Un radical est une particule insaturée de valence de courte durée.

Il existe deux types de réactions en chaîne :

avec des chaînes non ramifiées ;

avec des chaînes ramifiées.

Le premier type est la synthèse photochimique de HCl. La chaîne résulte de la formation d'atomes - radicaux. ECl-Cl = 58,0 kcal/mol ; EH-H = 104,2 kcal/mol.

Cl2 + hn = nucléation de la chaîne 2Cl×

développement de la chaîne

………………………….

circuit ouvert

En raison de source externe l'énergie (lumière, décharge électrique, chauffage, exposition à un rayonnement ά-, β- ou γ-), des radicaux libres ou des atomes à valences libres se forment. Ils interagissent avec les molécules. Une nouvelle particule active se forme à nouveau dans chaque maillon de la chaîne. En répétant les mêmes processus élémentaires, une réaction en chaîne se produit. Sa durée peut être très longue. Dans la réaction ci-dessus, jusqu'à 100 000 molécules de HCl sont formées pour chaque quantum absorbé. La collision de deux radicaux identiques, à condition que l'énergie libérée puisse être transférée à un troisième corps, conduit à la terminaison de la chaîne. La cause de la terminaison peut être non seulement la recombinaison des radicaux libres, mais également leur capture par la paroi du récipient de réaction, l'interaction du radical avec des impuretés, ainsi que la formation d'un radical peu actif (terminaison en volume). Par conséquent, la vitesse de la réaction en chaîne est très sensible à la présence de particules étrangères et à la forme du récipient.

En ramifié réactions en chaîne une seule réaction d’un radical libre produit plus d’un nouveau radical libre.

Les radicaux formés lors de la réaction I assurent le développement d'une chaîne non ramifiée, et l'atome d'oxygène, qui possède deux valences libres (réaction II), forme deux radicaux qui commencent à se ramifier. Se pose quantité énorme radicaux libres. La « reproduction » de radicaux conduit à un déroulement du processus semblable à une avalanche, qui peut provoquer une explosion :

Cependant, même dans ces processus, des coupures de circuit se produisent. De plus, une augmentation rapide de la vitesse du processus n'est observée que dans le cas où le taux de ramification dépasse le taux de terminaison.

Pour de telles réactions, le changement de concentration centres actifs dans le temps peut être exprimé par la relation suivante :

,

où C est le nombre de centres actifs dans la zone réactionnelle ;

Taux de nucléation des centres actifs ;

f – taux de ramification de la chaîne constant ;

g – taux de coupure de circuit constant.

Les réactions chimiques sont divisées en réversibles et irréversibles

Les réactions chimiquement irréversibles dans ces conditions se déroulent presque jusqu'à leur terme, jusqu'à la consommation complète de l'une des substances en réaction (NH4NO3 → 2H2O + N2O - aucune tentative d'obtention de nitrate à partir de H2O et N2O ne conduit à un résultat positif).

Des réactions chimiquement réversibles se produisent simultanément dans des conditions données, dans le sens direct et inverse. Pas réactions réversibles moins que réversible. Un exemple de réaction réversible est l'interaction de l'hydrogène avec l'iode :

; .

Après un certain temps, le taux de formation de HI deviendra vitesse égale sa décomposition :

; .

En d’autres termes, l’équilibre chimique se produira :

Riz. 5.7. Modification de la vitesse des réactions avant (1) et arrière (2)

au fil du temps.

L'équilibre chimique est l'état d'un système dans lequel le taux de formation des produits de réaction est égal au taux de leur conversion en réactifs d'origine.

L'équilibre chimique est dynamique, c'est-à-dire que son établissement n'implique pas l'arrêt de la réaction.

Signes d'un vrai équilibre chimique:

l'état du système reste inchangé dans le temps en l'absence de influences extérieures;

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

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

Sur la base de l'égalité des taux de réactions directes et inverses à l'équilibre, nous pouvons écrire :

.

Ainsi, on voit qu'à l'équilibre stable, le produit des concentrations des produits de réaction divisé par le produit des concentrations des substances de départ, en puissances égales aux coefficients stoechiométriques correspondants, pour une réaction donnée à une température donnée est valeur constante, appelée constante d’équilibre.

En termes généraux pour la réaction

l'expression de la constante d'équilibre doit s'écrire :

.

Les concentrations de réactifs à l’état d’équilibre sont appelées concentrations d’équilibre.

Dans le cas de réactions réversibles hétérogènes, l'expression Kc inclut uniquement les concentrations à l'équilibre des substances gazeuses et dissoutes. Donc pour la réaction CaCO3 ↔ CaO + CO2

Dans des conditions extérieures constantes, la position d’équilibre est maintenue indéfiniment. Lors du changement conditions extérieures la position d'équilibre peut changer. Les changements de température et de concentration des réactifs (pression pour les substances gazeuses) entraînent une violation de l'égalité des taux de réactions directes et inverses et, par conséquent, une violation de l'équilibre. Après un certain temps, l'égalité des vitesses sera rétablie. Mais les concentrations d'équilibre des réactifs dans de nouvelles conditions seront différentes. Transition du système d'un état d'équilibre vers un autre s’appelle un déplacement ou un changement d’équilibre. L'équilibre chimique peut être comparé à la position d'un fléau. Tout comme il change à cause de la pression d'une charge sur l'une des coupelles, l'équilibre chimique peut se déplacer vers une réaction directe ou inverse en fonction des conditions du procédé. A chaque fois un nouvel équilibre s'établit, correspondant à de nouvelles conditions.

La valeur numérique de la constante change généralement avec la température. À température constante, les valeurs Kc ne dépendent pas de la pression, du volume ou des concentrations de substances.

Connaissant la valeur numérique de Kc, il est possible de calculer les valeurs des concentrations ou pressions d'équilibre de chacun des participants à la réaction.

Par exemple, supposons que vous deviez calculer la concentration d’équilibre de HI résultant de la réaction H2 + I2 ↔ 2HI. Notons concentrations initiales H2 et I2 jusqu'à C, et leur évolution au moment de l'équilibre jusqu'à x (mol/l). Alors les concentrations à l’équilibre des réactifs sont :

= (C-x);

= (C – x) = ; = 2x.

Nous avons

. A partir de cette expression, il est possible de calculer x et donc les concentrations d'équilibre des réactifs.

Pour les réactions impliquant des gaz, il est plus pratique d’utiliser des pressions partielles de substances. La constante d'équilibre dans ce cas est notée Kp.

.

Il existe une connexion entre Kc et Kr. En prenant l'exemple de la réaction de synthèse de l'ammoniac, nous le trouverons. N3+ 3H2 ↔ 2NH3 ; Concentrations de substances dans

environnement gazier

peut être exprimé comme le rapport du nombre de moles n d'une substance au volume du système V :

La valeur de n peut être trouvée à partir de l'équation de Mendeleev – Clapeyron : .

РV = nRT => n =.

.

Nous obtenons

On exprime la valeur de Ks à travers la valeur obtenue :

,

Ou vous pouvez l'écrire autrement :

Après quelques transformations mineures, nous obtenons :

.

où est la différence des coefficients dans l'équation de réaction

Pour les réactions se produisant sans changement de volume, on obtient :

.

Il existe un lien entre la modification du potentiel isobare-isotherme d'une réaction chimique et la constante d'équilibre, exprimée par la pression partielle des composants A, B, C, D, E à l'équilibre.

Pour une température de 298 cela ressemble à ceci :

Si un impact est exercé sur un système en équilibre, alors les processus du système qui tendent à réduire cet impact au minimum sont renforcés.

Influence des concentrations de substances réactives sur l'état

.

équilibre

.

À mesure que la concentration d’O2 (le dénominateur dans cette expression) augmente, la concentration de SO3 (le numérateur) doit augmenter. Cela découle du fait que Kc=const. Ainsi, une augmentation de la concentration en O2 déplacera l’équilibre vers plus de utilisation complète SO2 et un plus grand rendement SO3.

L'influence de la pression sur l'état d'équilibre

La pression est essentielle dans les réactions entre les gaz.

En raison de l'augmentation de la pression, la concentration des réactifs augmente et, par conséquent, la vitesse de réaction.

Considérons les cas possibles.

UN). Dans une réaction, la somme des moles des matières premières est égale à la somme des moles des produits de réaction. Les volumes totaux correspondants de gaz seront également égaux.

.

Si vous augmentez la pression dans un récipient de réaction fermé, par exemple, de 2 fois, le volume changera également de moitié. En conséquence, la concentration de gaz doublera. Le taux de réactions directes et inverses augmente, mais dans des proportions égales. Il n’y a donc aucun changement dans l’équilibre chimique.

.

Ainsi, si les volumes des produits gazeux initial et final d'un système en équilibre sont égaux, alors un changement de pression ne viole pas l'équilibre.

B). La somme des moles des substances de départ est supérieure à la somme des moles des produits résultants :

N2 + 3H2Û2NH3.

À partir de quatre moles de substances de départ, deux moles de produits se forment - la réaction se déroule avec une diminution de volume. [À mesure que la pression augmente, la concentration des substances de départ augmentera de dans une plus grande mesure, que la concentration des produits, ce qui conduit à un déplacement de l'équilibre vers la formation d'ammoniac.]

.

DANS). La somme des moles des substances de départ est inférieure à la somme des moles des produits :

N2O4<=>2NO2;

.

La réaction directe entraîne une augmentation du nombre de moles de la substance dans le système, c'est-à-dire une augmentation de la pression.

Au contraire, lorsque la réaction inverse se produit, la pression dans le système chute. Si, lorsque l’équilibre est établi, la pression augmente, le système réagira en tendant vers l’état initial. L'équilibre va se déplacer vers la réaction inverse, accompagnée d'une diminution de la pression, c'est-à-dire vers la formation de N2O4. Si la pression diminue, alors l'équilibre se déplacera vers la réaction directe, accompagnée d'une augmentation de la pression, c'est-à-dire vers la formation de NO2.

lorsque la pression change, l'équilibre ne se déplace que dans les réactions réversibles qui s'accompagnent d'une modification du volume de substances gazeuses ;

une augmentation de la pression déplace l’équilibre vers le côté volumes plus petits, diminuer – vers des volumes plus élevés.

L'influence de la température sur l'état d'équilibre

2H2 + O2<=>2H2O(g) + 484,9kJ.

Le processus de formation de l'eau est exothermique, la décomposition est endothermique.

Conformément au principe de Le Chatelier, lorsque de la chaleur est fournie à ce système d'équilibre, l'équilibre devrait se déplacer vers la réaction endothermique, c'est-à-dire qu'elle devrait conduire à la décomposition de l'eau. En conséquence, il y aura une diminution de la concentration d’équilibre de vapeur d’eau et une augmentation des concentrations d’équilibre d’hydrogène et d’oxygène.

Le refroidissement de ce système intensifiera le processus exothermique.

Considérez le système :

N2 + 3H2<=>2NH3 + 92kJ.

Une diminution de la température déplace l’équilibre vers la droite, c’est-à-dire qu’elle augmente le rendement en NH3. Cependant, dans l'industrie, ce processus s'effectue à un rythme assez rapide. températures élevées. Cela est dû au fait que lorsque basses températures le taux d'équilibre est faible, bien que le rendement en produit cible soit plus élevé.

Ainsi, lorsqu’un système à l’équilibre est chauffé, l’équilibre se déplace vers une réaction endothermique, et lorsqu’il est refroidi, vers une réaction exothermique.

L'influence des catalyseurs sur l'état d'équilibre

L'introduction de catalyseurs dans un système d'équilibre ne provoque pas de changement d'équilibre, puisque le catalyseur, tout en accélérant la réaction directe, accélère également la réaction inverse dans la même mesure. Mais l'introduction de catalyseurs permet d'atteindre l'équilibre en un temps plus court.

Références

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