Rezultatele învățării
- Explicați echilibrul chimic.
- Scrieți expresia pentru calculul \(K\).
- Calculați și comparați valorile Q și K.
- Prevedeți cantitățile relative de reactanți și produși pe baza constantei de echilibru \(K\).
Gazele de hidrogen și iod reacționează pentru a forma iodură de hidrogen conform următoarei reacții:
\
\
Înțial, are loc doar reacția directă deoarece nu este prezent \(\ce{HI}\). Imediat ce s-a format puțin \(\ce{HI}\), acesta începe să se descompună înapoi în \(\ce{H_2}\) și \(\ce{I_2}\). Treptat, viteza reacției directe scade, în timp ce viteza reacției inverse crește. În cele din urmă, viteza de combinare a \(\ce{H_2}\) și \(\ce{I_2}\) pentru a produce \(\ce{HI}\) devine egală cu viteza de descompunere a \(\ce{HI}\ în \(\ce{H_2}\ și \(\ce{I_2}\). Atunci când vitezele reacțiilor directă și inversă devin egale între ele, reacția a atins o stare de echilibru. Echilibrul chimic este starea unui sistem în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse.
Equilibrul chimic poate fi atins indiferent dacă reacția începe cu toți reactanții și niciun produs, cu toți produsele și niciun reactant sau cu o parte din ambele. Figura de mai jos prezintă schimbările de concentrație ale \(\ce{H_2}\), \(\ce{I_2}\) și \(\ce{HI}\) pentru două reacții diferite. În reacția reprezentată de graficul din stânga (A), reacția începe cu doar \(\ce{H_2}\) și \(\ce{I_2}\) prezente. Inițial nu există \(\ce{HI}\. Pe măsură ce reacția avansează spre echilibru, concentrațiile de \(\ce{H_2}\) și \(\ce{I_2}\) scad treptat, în timp ce concentrația de \(\ce{HI}\) crește treptat. Când curba se stabilizează și toate concentrațiile devin constante, s-a atins echilibrul. La echilibru, concentrațiile tuturor substanțelor sunt constante.
În reacția B, procesul începe doar cu \(\ce{HI}\ și fără \(\ce{H_2}\) sau \(\ce{I_2}\). În acest caz, concentrația de \(\ce{HI}\) scade treptat, în timp ce concentrațiile de \(\ce{H_2}\) și \(\ce{I_2}\) cresc treptat până când se atinge din nou echilibrul. Observați că, în ambele cazuri, poziția relativă a echilibrului este aceeași, așa cum reiese din concentrațiile relative ale reactanților și produselor. Concentrația de \(\ce{HI}\) la echilibru este semnificativ mai mare decât concentrațiile de \(\ce{H_2}\) și \(\ce{I_2}\). Acest lucru este valabil indiferent dacă reacția a început cu toți reactanții sau cu toți produșii. Poziția de echilibru este o proprietate a reacției reversibile particulare și nu depinde de modul în care a fost atins echilibrul.
Condiții pentru echilibru și tipuri de echilibru
Puteți fi tentați să credeți că odată ce s-a atins echilibrul, reacția se oprește. Echilibrul chimic este un proces dinamic. Reacțiile directe și inverse continuă să aibă loc chiar și după ce a fost atins echilibrul. Cu toate acestea, deoarece vitezele reacțiilor sunt aceleași, nu există nicio modificare a concentrațiilor relative ale reactanților și produselor pentru o reacție care se află în echilibru. Condițiile și proprietățile unui sistem aflat în echilibru sunt rezumate mai jos.
- Sistemul trebuie să fie închis, ceea ce înseamnă că nicio substanță nu poate intra sau ieși din sistem.
- Equilibrul este un proces dinamic. Chiar dacă nu vedem neapărat reacțiile, au loc atât reacții directe cât și inverse.
- Ratele reacțiilor directe și inverse trebuie să fie egale.
- Cantitatea de reactanți și de produși nu trebuie să fie egale. Cu toate acestea, după atingerea echilibrului, cantitățile de reactanți și de produși vor fi constante.
Descrierea echilibrului în acest concept se referă în primul rând la echilibrul dintre reactanți și produși într-o reacție chimică. Alte tipuri de echilibru includ echilibrul de fază și echilibrul de soluție. Un echilibru de fază are loc atunci când o substanță se află în echilibru între două stări. De exemplu, un balon cu dop de apă atinge echilibrul atunci când rata de evaporare este egală cu rata de condensare. Un echilibru de soluție apare atunci când o substanță solidă se află într-o soluție saturată. În acest punct, rata de dizolvare este egală cu rata de recristalizare. Deși toate acestea sunt tipuri diferite de transformări, majoritatea regulilor privind echilibrul se aplică oricărei situații în care un proces are loc în mod reversibil.
Celeulele roșii transportă oxigenul către țesuturi pentru ca acestea să poată funcționa. În absența oxigenului, celulele nu-și pot îndeplini responsabilitățile biochimice. Oxigenul se deplasează către celule atașat de hemoglobină, o proteină care se găsește în celulele roșii. În cazurile de otrăvire cu monoxid de carbon, \(\ce{CO}\) se leagă mult mai puternic de hemoglobină, blocând atașarea oxigenului și reducând cantitatea de oxigen care ajunge la celule. Tratamentul presupune ca pacientul să respire oxigen pur pentru a disloca monoxidul de carbon. Reacția de echilibru prezentată mai jos ilustrează deplasarea spre dreapta atunci când se adaugă oxigen în exces în sistem:
\
Constanta de echilibru
Considerați reacția reversibilă ipotetică în care reactanții \(\ce{A}\) și \(\ce{B}\) reacționează pentru a forma produșii \(\ce{C}\) și \(\ce{D}\). Acest echilibru poate fi ilustrat mai jos, unde literele minuscule reprezintă coeficienții fiecărei substanțe.
\
După cum am stabilit, vitezele reacțiilor directe și inverse sunt aceleași la echilibru, și astfel concentrațiile tuturor substanțelor sunt constante. Având în vedere că așa stau lucrurile, este de la sine înțeles că un raport al concentrației pentru orice reacție dată la echilibru menține o valoare constantă. Constanta de echilibru \(\left( K_\text{eq} \right)\) este raportul dintre produsul matematic al produșilor unei reacții și produsul matematic al concentrațiilor reactanților reacției. Fiecare concentrație este ridicată la puterea coeficientului său în ecuația chimică echilibrată. Pentru reacția generală de mai sus, expresia constantei de echilibru se scrie după cum urmează:
\^c \left^d}{\left^a \left^b}\]
Concentrațiile fiecărei substanțe, indicate prin parantezele pătrate din jurul formulei, sunt măsurate în unități de molaritate \(\left( \text{mol/L} \right)\).
Valoarea constantei de echilibru pentru orice reacție se determină numai prin experiment. După cum s-a detaliat în secțiunea de mai sus, poziția de echilibru pentru o anumită reacție nu depinde de concentrațiile inițiale și, prin urmare, valoarea constantei de echilibru este cu adevărat constantă. Totuși, aceasta depinde de temperatura reacției. Acest lucru se datorează faptului că echilibrul este definit ca o condiție care rezultă din faptul că vitezele reacțiilor înainte și înapoi sunt egale. Dacă temperatura se modifică, modificarea corespunzătoare a vitezelor de reacție va modifica constanta de echilibru. Pentru orice reacție în care este dată o \(K_\text{eq}\), trebuie specificată temperatura.
Când \(K_\text{eq}\) este mai mare decât 1, numitorul este mai mare decât numitorul, astfel încât produșii sunt favorizați, ceea ce înseamnă că concentrația produselor sale este mai mare decât cea a reactanților.
Dacă \(K_\text{eq}\) este mai mic decât 1, atunci sunt favorizați reactanții, deoarece numitorul (reactanți) este mai mare decât numărătorul (produse).
Când \(K_\text{eq}\) este egal cu 1, atunci concentrația reactanților și a produselor este aproximativ egală.
Cuantitativul de reacție
Cuantitativul de reacție, \(Q\), este utilizat atunci când se pune întrebarea dacă ne aflăm în echilibru. Calculul pentru \(Q\) este exact același ca și pentru \(K\), dar putem folosi \(K\) doar atunci când știm că ne aflăm în echilibru. Comparând \(Q\) și \(K\) se poate prezice direcția reacției.
- \(Q\) = \(K\) echilibru
- \(Q\) < \(K\) reacția avansează spre dreapta pentru a forma mai mulți produși și a scădea cantitatea de reactanți, astfel încât valoarea lui \(Q\) va crește
- \(Q\) >. Reacția \(K\) se îndreaptă spre stânga pentru a forma mai mulți reactanți și scade cantitatea de produși, astfel încât valoarea lui \(Q\) va scădea
Contribuții și atribuții
-
CK-12 Foundation de Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson și Jean Dupon.
-
Allison Soult, Ph.D. (Departamentul de Chimie, Universitatea din Kentucky)
.