Химично равновесие
Ако хвърлите парче цинк в епруветка, която е пълна с разредена солна киселина, се получава водород, който излиза от епруветката и може да бъде събран в измервателен цилиндър. Полученият продукт се губи за системата, така че е a отворена система. Тази реакция също би била обратима, ако продуктите водород и цинков хлорид бяха заключени в затворен съд при високи температури и под високо налягане. След това получавате a затворена система. В затворени системи след известно време се установява химическо равновесие.
Външна реакция: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) Δ HR = −10 kJ/mol
aA + bB cC + dD
Когато коефициентът на произведението на концентрациите на крайните вещества и произведението на концентрациите на изходните вещества достигне постоянна стойност, се достига равновесното състояние. Гулдбърг и Уаге се позовават на този закон през 1867 г. като Закон за масовите действия .
Пример за изчисление
Когато йодът и водородът реагират, образувайки водороден йодид, се получава концентрация от 3,531 mol/l водороден йодид при определена температура. В същото време изходните материали присъстват в концентрация от 0,4789 mol/l. Сега концентрациите се вмъкват в уравнението на закона за масовото действие:
Константата K = 54,36 се отнася за определена температура и се увеличава с намаляване на температурата.
Влияние върху химичното равновесие
Дали позицията на равновесие е повече от страната на продуктите или повече от суровините зависи от няколко фактора. При много големи стойности на равновесните константи, равновесието е предимно от страната на продуктите, с много малки стойности от страната на изходните материали.
1.) Промяната в температурата води до промяна в равновесието. Това трябва да се илюстрира от равновесната реакция на азотен диоксид до азотен тетроксид:
Повишаването на температурата благоприятства ендотермичната частична реакция, равновесието се измества наляво. Частичната реакция отдясно би била екзотермична реакция, частичната реакция отляво ще бъде ендотермична. Следователно при повишаване на температурата се образува повече кафяв азотен диоксид (NO2).
Намаляването на температурата благоприятства екзотермичната частична реакция. Когато температурата спадне, кафявият цвят отново намалява и се образува по-безцветен дитрогенен тетроксид, равновесието се измества надясно.
2.) Ако участват газове, промяната в налягането също измества химическото равновесие. Ако налягането се увеличи в затворена система от вещества, равновесието се измества в посоката, в която веществата заемат по-малък обем. Пример: При синтеза на амоняк обемна част от азота реагира с три обемни пропорции водород, образувайки две обемни пропорции на амонячен газ:
През 1884 г. френският химик Хенри Луи Льо Шателие (1850-1936) се опитва да формулира закон, който обикновено описва как се променя равновесието при промяна на външни условия като температура и налягане. Законът е такъв Принцип на Le Chatelier или като Принцип на бягство от принуда известни:
Ако се упражни принуда върху система, която е в равновесие поради промяна във външните условия, равновесието се измества по такъв начин, че да избегне принудата. Установява се ново равновесие с намалена принуда.
Въпреки че принципът не може да дава никакви количествени изявления, той прави съществени твърдения при производството на химически продукти в лаборатории и технологии.
В допълнение към промяната в температурата и налягането, промяната в концентрацията на участващите вещества също води до промяна в равновесието. Според коефициента
Обобщение
Ако искате да постигнете възможно най-висок добив в синтез, тогава
- човек променя температурата и налягането по такъв начин, че равновесната система да избягва налягането към продуктите,
- човек увеличава концентрацията на изходния материал,
- постоянно отнемате продукт или добавяте катализатор. Това обаче не променя константата на равновесие, но ускорява установяването на равновесието.
Синтез на амоняк
Създаване на книга поотделно: Основен текст Химически баланс