Changement d'équilibre lorsqu'il est chauffé. Changement d'équilibre chimique. Le principe du Chatelier

Les réactions chimiques peuvent être réversibles ou irréversibles.

ceux. si une réaction A + B = C + D est irréversible, cela signifie que la réaction inverse C + D = A + B ne se produit pas.

c'est-à-dire, par exemple, si une certaine réaction A + B = C + D est réversible, cela signifie que la réaction A + B → C + D (directe) et la réaction C + D → A + B (inverse) se produisent simultanément ).

Essentiellement, parce que Des réactions directes et inverses se produisent ; dans le cas de réactions réversibles, les substances du côté gauche de l’équation et les substances du côté droit de l’équation peuvent être appelées réactifs (substances de départ). Il en va de même pour les produits.

Pour n'importe qui réaction réversible une situation est possible lorsque les taux de réactions directes et inverses sont égaux. Cette condition est appelée état d'équilibre.

À l'équilibre, les concentrations de tous les réactifs et de tous les produits sont constantes. Les concentrations de produits et de réactifs à l'équilibre sont appelées concentrations d'équilibre.

Modification de l'équilibre chimique sous l'influence de divers facteurs

En raison d'influences externes sur le système telles que des changements de température, de pression ou de concentration matières premières ou des produits, l’équilibre du système peut être perturbé. Cependant, après la cessation de cette influence externe, le système passera, après un certain temps, à un nouvel état d’équilibre. Une telle transition d'un système d'un état d'équilibre à un autre état d'équilibre est appelée déplacement (déplacement) de l'équilibre chimique .

Afin de pouvoir déterminer comment l’équilibre chimique se déplace sous un type d’influence particulier, il convient d’utiliser le principe de Le Chatelier :

Si une influence externe est exercée sur un système en état d'équilibre, alors la direction du changement d'équilibre chimique coïncidera avec la direction de la réaction qui affaiblit l'effet de l'influence.

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

Lorsque la température change, l'équilibre est quelconque réaction chimique changements. Cela est dû au fait que toute réaction a un effet thermique. De plus, les effets thermiques des réactions directe et inverse sont toujours directement opposés. Ceux. si la réaction directe est exothermique et se déroule avec un effet thermique égal à +Q, alors la réaction inverse est toujours endothermique et a un effet thermique égal à –Q.

Ainsi, conformément au principe de Le Chatelier, si nous augmentons la température d'un certain système qui est en état d'équilibre, alors l'équilibre se déplacera vers la réaction au cours de laquelle la température diminue, c'est-à-dire vers une réaction endothermique. Et de même, si nous abaissons la température du système en état d'équilibre, l'équilibre se déplacera vers la réaction, ce qui entraînera une augmentation de la température, c'est-à-dire vers une réaction exothermique.

Par exemple, considérons la réaction réversible suivante et indiquez où son équilibre se déplacera à mesure que la température diminue :

Comme le montre l’équation ci-dessus, la réaction directe est exothermique, c’est-à-dire En raison de son apparition, de la chaleur est libérée. Par conséquent, la réaction inverse sera endothermique, c’est-à-dire qu’elle se produit avec absorption de chaleur. Selon la condition, la température diminue, donc l'équilibre se déplacera vers la droite, c'est-à-dire vers une réaction directe.

Effet de la concentration sur l'équilibre chimique

Une augmentation de la concentration des réactifs conformément au principe de Le Chatelier devrait conduire à un déplacement de l'équilibre vers la réaction à la suite de laquelle les réactifs sont consommés, c'est-à-dire vers une réaction directe.

Et vice versa, si la concentration des réactifs diminue, alors l'équilibre se déplacera vers la réaction à la suite de laquelle les réactifs se forment, c'est-à-dire côté de la réaction inverse (←).

Un changement dans la concentration des produits de réaction a également un effet similaire. Si la concentration des produits augmente, l'équilibre se déplacera vers la réaction à la suite de laquelle les produits sont consommés, c'est-à-dire vers la réaction inverse (←). Si au contraire la concentration des produits diminue, alors l’équilibre se déplacera vers la réaction directe (→), de sorte que la concentration des produits augmentera.

Effet de la pression sur l'équilibre chimique

Contrairement à la température et à la concentration, les changements de pression n’affectent pas l’état d’équilibre de chaque réaction. Pour qu'un changement de pression entraîne un changement de l'équilibre chimique, les sommes des coefficients des substances gazeuses des côtés gauche et droit de l'équation doivent être différentes.

Ceux. de deux réactions :

un changement de pression ne peut affecter l'état d'équilibre que dans le cas de la deuxième réaction. Puisque la somme des coefficients devant les formules des substances gazeuses dans le cas de la première équation à gauche et à droite est la même (égale à 2), et dans le cas de la deuxième équation elle est différente (4 à droite). à gauche et 2 à droite).

De là, en particulier, il s'ensuit que s'il n'y a pas de substances gazeuses parmi les réactifs et les produits, un changement de pression n'affectera en rien l'état d'équilibre actuel. Par exemple, la pression n'affectera pas l'état d'équilibre de la réaction :

Si, à gauche et à droite, la quantité de substances gazeuses diffère, alors une augmentation de la pression entraînera un déplacement de l'équilibre vers la réaction au cours de laquelle le volume de gaz diminue, et une diminution de la pression entraînera un déplacement de la équilibre, ce qui entraîne une augmentation du volume des gaz.

Effet d'un catalyseur sur l'équilibre chimique

Puisqu'un catalyseur accélère également les réactions directes et inverses, sa présence ou son absence n'a aucun effetà un état d’équilibre.

La seule chose qu’un catalyseur peut affecter est la vitesse de transition du système d’un état de non-équilibre à un état d’équilibre.

L'impact de tous les facteurs ci-dessus sur l'équilibre chimique est résumé ci-dessous dans un aide-mémoire, que vous pouvez initialement consulter lors de l'exécution de tâches d'équilibre. Cependant, il ne sera pas possible de l'utiliser lors de l'examen, donc après avoir analysé plusieurs exemples avec son aide, vous devriez l'apprendre et vous entraîner à résoudre des problèmes d'équilibre sans le regarder :

Désignations : T - température, p - pression, Avec – concentration, – augmentation, ↓ – diminution

1. Parmi toutes les réactions connues, on distingue les réactions réversibles et irréversibles. Lors de l'étude des réactions d'échange d'ions, les conditions dans lesquelles elles se terminent ont été répertoriées. ().

Il existe également des réactions connues qui, dans des conditions données, ne parviennent pas à leur terme. Ainsi, par exemple, lorsque le dioxyde de soufre est dissous dans l'eau, la réaction se produit : SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Mais il s'avère que seule une certaine quantité d'acide sulfureux peut se former dans une solution aqueuse. Ceci s'explique par le fait que acide sulfureux fragile, et une réaction inverse se produit, c'est-à-dire décomposition en oxyde de soufre et eau. Par conséquent, cette réaction ne va pas jusqu'à son terme car deux réactions se produisent simultanément - droit(entre l'oxyde de soufre et l'eau) et inverse(décomposition de l'acide sulfureux). SO 2 +H 2 O↔ H 2 SO 3 .

Les réactions chimiques se produisant dans des conditions données dans des directions mutuellement opposées sont dites réversibles.

2. Puisque la vitesse des réactions chimiques dépend de la concentration des réactifs, d'abord la vitesse de la réaction directe ( υ pr) devrait être maximum et vitesse réaction inverse ( υ arr.) est égal à zéro. La concentration des réactifs diminue avec le temps et la concentration des produits de réaction augmente. Par conséquent, la vitesse de la réaction directe diminue et la vitesse de la réaction inverse augmente. À un certain moment, les taux de réactions directes et inverses deviennent égaux :

Dans toutes les réactions réversibles, la vitesse de la réaction directe diminue, la vitesse de la réaction inverse augmente jusqu'à ce que les deux vitesses deviennent égales et qu'un état d'équilibre soit établi :

υ pr =υ arr.

L’état du système dans lequel la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse est appelé équilibre chimique.

Dans un état d'équilibre chimique, le rapport quantitatif entre les réactifs et les produits de réaction reste constant : combien de molécules du produit de réaction sont formées par unité de temps, autant d'entre elles se décomposent. Cependant, l'état d'équilibre chimique est maintenu tant que les conditions de réaction restent inchangées : concentration, température et pression.

L'état d'équilibre chimique est décrit quantitativement loi de l’action de masse.

À l'équilibre, le rapport du produit des concentrations de produits de réaction (en puissances de leurs coefficients) au produit des concentrations de réactifs (également en puissances de leurs coefficients) est une valeur constante, indépendante des concentrations initiales de substances dans la réaction. mélange.

Cette constante est appelée constante d'équilibre - k

Donc pour la réaction : N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ la constante d'équilibre s'exprime comme suit :

υ 1 =υ 2

v1 (réaction directe) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , où– concentrations molaires d’équilibre, = mol/l

υ 2 (contrecoup) = k 2 [ N.H. 3 ] 2

k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ N.H. 3 ] 2

Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – constante d'équilibre.

L'équilibre chimique dépend de la concentration, de la pression et de la température.

Principedétermine la direction du mélange à l'équilibre :

Si une influence externe est exercée sur un système en équilibre, alors l’équilibre du système se déplacera dans la direction opposée à cette influence.

1) Effet de la concentration – si la concentration des substances de départ augmente, l'équilibre se déplace vers la formation de produits de réaction.

Par exemple,Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Lorsqu'il est ajouté au mélange réactionnel, par exemple azote, c'est-à-dire la concentration du réactif augmente, le dénominateur dans l'expression de K augmente, mais puisque K est une constante, alors pour remplir cette condition, le numérateur doit également augmenter. Ainsi, la quantité de produit de réaction dans le mélange réactionnel augmente. Dans ce cas, ils parlent d'un déplacement de l'équilibre chimique vers la droite, vers le produit.

Ainsi, une augmentation de la concentration des réactifs (liquides ou gazeux) se déplace vers les produits, c'est-à-dire vers une réaction directe. Une augmentation de la concentration des produits (liquides ou gazeux) déplace l'équilibre vers les réactifs, c'est-à-dire vers la réaction inverse.

Changer la masse d'un solide ne change pas la position d'équilibre.

2) Effet de la température – une augmentation de la température déplace l’équilibre vers une réaction endothermique.

UN)N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (exothermique - dégagement de chaleur)

À mesure que la température augmente, l'équilibre se déplacera vers la réaction de décomposition de l'ammoniac (←)

b)N 2 (G) +Ô 2 (D) ↔ 2NON(G) – 180,8 kJ (endothermique - absorption de chaleur)

À mesure que la température augmente, l'équilibre se déplacera vers la réaction de formation NON (→)

3) Influence de la pression (uniquement pour les substances gazeuses) – avec une pression croissante, l’équilibre se déplace vers la formationI substances occupant moins o Je mange.

N 2 (G) + 3H 2 (D) ↔ 2N.H. 3 (G)

1 V - N 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

Avec une pression croissante ( P.) : avant la réaction4 V substances gazeuses → après la réaction2 Vsubstances gazeuses, par conséquent, l'équilibre se déplace vers la droite ( → )

Lorsque la pression augmente, par exemple, de 2 fois, le volume de gaz diminue d'autant et, par conséquent, les concentrations de toutes les substances gazeuses augmenteront de 2 fois. Kp = k 1 / k 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3

Dans ce cas, le numérateur de l'expression de K augmentera de 4 fois, et le dénominateur est 16 fois, c'est-à-dire l’égalité sera violée. Pour le restaurer, la concentration doit augmenter ammoniacet les concentrations diminuent azoteEteaugentil. La balance se déplacera vers la droite.

Ainsi, lorsque la pression augmente, l’équilibre se déplace vers une diminution du volume, et lorsque la pression diminue, vers une augmentation du volume.

Un changement de pression n'a pratiquement aucun effet sur le volume des substances solides et liquides, c'est-à-dire ne change pas leur concentration. Par conséquent, l'équilibre des réactions auxquelles les gaz ne participent pas est pratiquement indépendant de la pression.

! Le déroulement d'une réaction chimique est influencé par des substances - catalyseurs. Mais lors de l'utilisation d'un catalyseur, l'énergie d'activation des réactions directe et inverse diminue du même montant et donc la balance ne change pas.

Résoudre les problèmes :

N°1. Concentrations initiales de CO et O 2 dans la réaction réversible

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Égal à 6 et 4 mol/l, respectivement. Calculez la constante d'équilibre si la concentration de CO 2 au moment de l'équilibre est de 2 mol/l.

N°2. La réaction se déroule selon l'équation

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q

Indiquez où l’équilibre se déplacera si

a) augmenter la pression

b) augmenter la température

c) augmenter la concentration en oxygène

d) introduction d'un catalyseur ?

L'état d'équilibre pour une réaction réversible peut durer indéfiniment (sans intervention extérieure). Mais si une influence externe est exercée sur un tel système (modification de la température, de la pression ou de la concentration des substances finales ou initiales), alors l'état d'équilibre sera perturbé. La vitesse de l’une des réactions deviendra supérieure à la vitesse de l’autre. Au fil du temps, le système occupera à nouveau un état d'équilibre, mais les nouvelles concentrations d'équilibre des substances initiales et finales différeront de celles d'origine. Dans ce cas, ils parlent d'un déplacement de l'équilibre chimique dans un sens ou dans l'autre.

Si, en raison d’une influence externe, la vitesse de la réaction directe devient supérieure à la vitesse de la réaction inverse, cela signifie que l’équilibre chimique s’est déplacé vers la droite. Si au contraire cela devient plus de vitesse réaction inverse, cela signifie que l’équilibre chimique s’est déplacé vers la gauche.

Lorsque l'équilibre se déplace vers la droite, les concentrations d'équilibre des substances de départ diminuent et les concentrations d'équilibre des substances finales augmentent par rapport aux concentrations d'équilibre initiales. En conséquence, le rendement en produits de réaction augmente également.

Un déplacement de l'équilibre chimique vers la gauche provoque une augmentation des concentrations d'équilibre des substances de départ et une diminution des concentrations d'équilibre des produits finaux, dont le rendement va diminuer.

Le sens du déplacement de l'équilibre chimique est déterminé à l'aide du principe de Le Chatelier : « Si une influence externe s'exerce sur un système en état d'équilibre chimique (changement de température, de pression, de concentration d'une ou plusieurs substances participant à la réaction), cela entraînera une augmentation de la vitesse de cette réaction, dont l’apparition compensera (réduira) l’impact. »

Par exemple, à mesure que la concentration des substances de départ augmente, la vitesse de la réaction directe augmente et l'équilibre se déplace vers la droite. Au contraire, lorsque la concentration des substances de départ diminue, la vitesse de la réaction inverse augmente et l'équilibre chimique se déplace vers la gauche.

Lorsque la température augmente (c'est-à-dire lorsque le système est chauffé), l'équilibre se déplace vers la réaction endothermique, et lorsqu'elle diminue (c'est-à-dire lorsque le système refroidit), vers la réaction exothermique. (Si la réaction directe est exothermique, alors la réaction inverse sera nécessairement endothermique, et vice versa).

Il convient de souligner qu'une augmentation de la température, en règle générale, augmente la vitesse des réactions directes et inverses, mais la vitesse d'une réaction endothermique augmente dans une plus grande mesure que la vitesse d'une réaction exothermique. En conséquence, lorsque le système est refroidi, les taux de réactions directes et inverses diminuent, mais pas non plus dans la même mesure : pour une réaction exothermique, elle est nettement inférieure à celle pour une réaction endothermique.

Un changement de pression n’affecte le changement de l’équilibre chimique que si deux conditions sont remplies :

il faut qu'au moins une des substances participant à la réaction soit à l'état gazeux, par exemple :

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - un changement de pression affecte le déplacement de l'équilibre.

CH 3 COOH (liquide) + C 2 H 5 OH (liquide) CH 3 COOC 2 H 5 (liquide) + H 2 O (liquide) – un changement de pression n'affecte pas le changement d'équilibre chimique, car aucune des substances initiales ou finales n'est à l'état gazeux ;

si plusieurs substances sont à l'état gazeux, il faut que le nombre de molécules de gaz du côté gauche de l'équation pour une telle réaction ne soit pas égal au nombre de molécules de gaz du côté droit de l'équation, par exemple :

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – les changements de pression affectent le changement d'équilibre

I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – le changement de pression n'affecte pas le changement d'équilibre

Lorsque ces deux conditions sont remplies, une augmentation de la pression entraîne un déplacement de l'équilibre vers une réaction dont l'apparition réduit le nombre de molécules de gaz dans le système. Dans notre exemple (combustion catalytique de SO 2) il s'agira d'une réaction directe.

Au contraire, une diminution de la pression déplace l'équilibre vers la réaction qui se produit avec la formation plus molécules de gaz. Dans notre exemple, ce sera la réaction inverse.

Une augmentation de pression entraîne une diminution du volume du système, et donc une augmentation des concentrations molaires en substances gazeuses. En conséquence, le taux de réactions directes et inverses augmente, mais pas dans la même mesure. Une diminution de la pression selon un schéma similaire entraîne une diminution des taux de réactions directes et inverses. Mais en même temps, la vitesse de réaction vers laquelle se déplace l'équilibre diminue dans une moindre mesure.

Le catalyseur n'affecte pas le changement d'équilibre, car il accélère (ou ralentit) les réactions directes et inverses dans la même mesure. En sa présence, l’équilibre chimique ne s’établit que plus rapidement (ou plus lentement).

Si un système est affecté simultanément par plusieurs facteurs, alors chacun d’eux agit indépendamment des autres. Par exemple, dans la synthèse de l'ammoniac

N 2(gaz) + 3H 2(gaz) 2NH 3(gaz)

la réaction s'effectue par chauffage et en présence d'un catalyseur pour augmenter sa vitesse. Mais l'effet de la température conduit au fait que l'équilibre de la réaction se déplace vers la gauche, vers la réaction endothermique inverse. Cela provoque une diminution de la production de NH 3. Pour compenser cet effet indésirable de la température et augmenter le rendement en ammoniac, la pression dans le système est simultanément augmentée, ce qui déplace l'équilibre de la réaction vers la droite, c'est-à-dire vers la formation de moins de molécules de gaz.

Dans ce cas, les conditions les plus optimales pour la réaction (température, pression) sont sélectionnées expérimentalement, dans lesquelles elle se déroulerait à une vitesse suffisamment élevée et donnerait un rendement économiquement viable du produit final.

Le principe de Le Chatelier est également utilisé dans l'industrie chimique pour la production de grand nombre diverses substances d'une grande importance pour l'économie nationale.

Le principe de Le Chatelier s'applique non seulement aux réactions chimiques réversibles, mais aussi à divers autres processus d'équilibre : physique, physico-chimique, biologique.

Le corps humain adulte se caractérise par la relative constance de nombreux paramètres, parmi lesquels divers indicateurs biochimiques, dont les concentrations de substances biologiquement actives. Cependant, un tel état ne peut pas être appelé équilibre, car il n'est pas applicable aux systèmes ouverts.

Le corps humain, comme tout système vivant, échange constamment diverses substances avec l'environnement : il consomme de la nourriture et libère les produits de leur oxydation et de leur décomposition. Il est donc typique pour un organisme état stable, défini comme la constance de ses paramètres à un taux d'échange constant de matière et d'énergie avec l'environnement. En première approximation, un état stationnaire peut être considéré comme une série d’états d’équilibre interconnectés par des processus de relaxation. En état d'équilibre, les concentrations de substances participant à la réaction sont maintenues grâce au réapprovisionnement des produits initiaux de l'extérieur et à l'évacuation des produits finaux vers l'extérieur. Une modification de leur contenu dans l’organisme ne conduit pas, contrairement aux systèmes fermés, à un nouvel équilibre thermodynamique. Le système revient à son état d'origine. Ainsi, la relative constance dynamique de la composition et des propriétés de l'environnement interne du corps est maintenue, ce qui détermine la stabilité de ses fonctions physiologiques. Cette propriété d'un système vivant s'appelle différemment homéostasie.

Au cours de la vie d'un organisme dans un état stationnaire, contrairement à un système d'équilibre fermé, une augmentation de l'entropie se produit. Cependant, parallèlement à cela, le processus inverse se produit également simultanément : une diminution de l'entropie due à la consommation de l'environnement. nutriments avec une faible valeur d'entropie (par exemple, des composés de haut poids moléculaire - protéines, polysaccharides, glucides, etc.) et la libération de produits de décomposition dans l'environnement. Selon la position d'I.R. Prigogine, la production totale d'entropie pour un organisme dans un état stationnaire tend vers un minimum.

Une contribution majeure au développement de la thermodynamique hors équilibre a été apportée par I. R. Prigoji, lauréat Prix ​​Nobel 1977, qui soutenait que « dans tout système hors équilibre, certaines zones locales sont dans un état d’équilibre. En thermodynamique classique, l’équilibre fait référence à l’ensemble du système, mais en cas de non-équilibre, uniquement à ses parties individuelles.

Il a été établi que l'entropie dans de tels systèmes augmente au cours de l'embryogenèse, des processus de régénération et de la croissance de néoplasmes malins.

Article principal : Principe du Chatelier-Brown

La position d'équilibre chimique dépend des paramètres de réaction suivants : température, pression et concentration. L'influence de ces facteurs sur une réaction chimique dépend du modèle exprimé dans vue générale en 1885 par le scientifique français Le Chatelier.

Facteurs influençant l'équilibre chimique :

1) température

À mesure que la température augmente, l’équilibre chimique se déplace vers la réaction endothermique (absorption), et lorsqu’elle diminue, vers la réaction exothermique (libération).

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) pression

À mesure que la pression augmente, l’équilibre chimique se déplace vers un volume de substances plus petit et, à mesure que la pression diminue, vers un volume plus grand. Ce principe s'applique uniquement aux gaz, c'est-à-dire Si des solides sont impliqués dans la réaction, ils ne sont pas pris en compte.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P←, P↓ →

1mole=1mole+1mole

3) concentration des substances de départ et des produits de réaction

Avec une augmentation de la concentration de l'une des substances de départ, l'équilibre chimique se déplace vers les produits de réaction, et avec une augmentation de la concentration des produits de réaction, vers les substances de départ.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Les catalyseurs n’affectent pas le changement de l’équilibre chimique !

Caractéristiques quantitatives de base de l'équilibre chimique : constante d'équilibre chimique, degré de conversion, degré de dissociation, rendement d'équilibre. Expliquez la signification de ces quantités à l’aide de l’exemple de réactions chimiques spécifiques.

En thermodynamique chimique, la loi de l'action de masse relie les activités d'équilibre des substances de départ et des produits de réaction, selon la relation :

Activité des substances. Au lieu de l'activité, la concentration (pour une réaction dans une solution idéale), les pressions partielles (une réaction dans un mélange de gaz parfaits), la fugacité (une réaction dans un mélange de gaz réels) peuvent être utilisées ;

Coefficient stœchiométrique (négatif pour les matières premières, positif pour les produits) ;

Constante d'équilibre chimique. L'indice « a » signifie ici l'utilisation de la valeur d'activité dans la formule.

L'efficacité d'une réaction est généralement évaluée en calculant le rendement du produit de réaction (section 5.11). Dans le même temps, l'efficacité de la réaction peut également être évaluée en déterminant quelle partie de la substance la plus importante (généralement la plus chère) a été convertie en produit de réaction cible, par exemple, quelle partie du SO 2 a été convertie en SO 3 lors de la production d'acide sulfurique, c'est-à-dire trouver degré de conversion substance originelle.

Laissez un bref diagramme de la réaction en cours

Ensuite, le degré de conversion de la substance A en substance B (A) est déterminé par l'équation suivante

Où n proréagir (A) – la quantité de substance du réactif A qui a réagi pour former le produit B, et n initiale (A) – quantité initiale de réactif A.

Naturellement, le degré de transformation peut être exprimé non seulement par la quantité d'une substance, mais aussi par toutes quantités qui lui sont proportionnelles : le nombre de molécules (unités de formule), la masse, le volume.

Si le réactif A est consommé en quantité limitée et que la perte du produit B peut être négligée, alors le degré de conversion du réactif A est généralement égal au rendement du produit B.

L'exception concerne les réactions dans lesquelles la substance de départ est évidemment consommée pour former plusieurs produits. Ainsi, par exemple, dans la réaction

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

le chlore (réactif) est converti à parts égales en chlorure de potassium et en hypochlorite de potassium. Dans cette réaction, même avec un rendement de 100 % en KClO, le degré de conversion du chlore en celui-ci est de 50 %.

La grandeur que vous connaissez - le degré de protolyse (section 12.4) - est un cas particulier du degré de conversion :

Dans le cadre de TED, des quantités similaires sont appelées degré de dissociation acides ou bases (également appelés degré de protolyse). Le degré de dissociation est lié à la constante de dissociation selon la loi de dilution d'Ostwald.

Dans le cadre de la même théorie, l'équilibre d'hydrolyse est caractérisé par degré d'hydrolyse (h), et les expressions suivantes sont utilisées pour le relier à la concentration initiale de la substance ( Avec) et les constantes de dissociation des acides faibles (K HA) et des bases faibles formées lors de l'hydrolyse ( K Ministère de la Santé) :

La première expression est valable pour l'hydrolyse d'un sel d'un acide faible, la seconde - les sels d'une base faible et la troisième - les sels d'un acide faible et d'une base faible. Toutes ces expressions ne peuvent être utilisées que pour des solutions diluées dont le degré d'hydrolyse ne dépasse pas 0,05 (5 %).

Habituellement, le rendement d'équilibre est déterminé par une constante d'équilibre connue, avec laquelle il est lié dans chaque cas spécifique par un certain rapport.

Le rendement du produit peut être modifié en modifiant l'équilibre de la réaction dans des processus réversibles, influencés par des facteurs tels que la température, la pression et la concentration.

Conformément au principe de Le Chatelier, le degré de conversion à l'équilibre augmente avec l'augmentation de la pression lors de réactions simples, et dans d'autres cas, le volume du mélange réactionnel ne change pas et le rendement du produit ne dépend pas de la pression.

L'effet de la température sur le rendement à l'équilibre, ainsi que sur la constante d'équilibre, est déterminé par le signe de l'effet thermique de la réaction.

Pour une évaluation plus complète des processus réversibles, on utilise ce qu'on appelle le rendement théorique (rendement de l'équilibre), égal au rapport du produit réellement obtenu à la quantité qui serait obtenue dans un état d'équilibre.

DISSOCIATION THERMIQUE chimique

une réaction de décomposition réversible d'une substance provoquée par une augmentation de la température.

Avec Etc., plusieurs (2H2H+ OCaO + CO) ou une substance plus simple sont formés à partir d'une substance

L'équilibre, etc., est établi selon la loi de l'action de masse. Il

peut être caractérisé soit par une constante d'équilibre, soit par le degré de dissociation

(le rapport entre le nombre de molécules décomposées et le nombre total de molécules). DANS

Dans la plupart des cas, etc. s'accompagne d'une absorption de chaleur (augmentation

enthalpie

DN>0); donc, conformément au principe de Le Chatelier-Brown

le chauffage l'améliore, le degré de déplacement, etc. avec la température est déterminé

valeur absolue du DN. La pression interfère avec etc., plus fortement, plus

changement (augmentation) du nombre de moles (Di) de substances gazeuses

le degré de dissociation ne dépend pas de la pression. Si les solides ne sont pas

former des solutions solides et ne sont pas dans un état très dispersé,

alors la pression, etc. est uniquement déterminée par la température. Pour implémenter T.

d. solides (oxydes, hydrates cristallins, etc.)

important de savoir

température à laquelle la pression de dissociation devient égale à la pression externe (en particulier,

pression atmosphérique. Puisque le gaz libéré peut vaincre

pression ambiante, puis en atteignant cette température le processus de décomposition

s'intensifie immédiatement.

Dépendance du degré de dissociation à la température: le degré de dissociation augmente avec l'augmentation de la température (l'augmentation de la température entraîne une augmentation de l'énergie cinétique des particules dissoutes, ce qui favorise la désintégration des molécules en ions)

Le degré de conversion des substances de départ et le rendement à l'équilibre du produit. Méthodes pour leur calcul à une température donnée.

Quelles données sont nécessaires pour cela ? Donnez un schéma pour calculer l'une de ces caractéristiques quantitatives de l'équilibre chimique à l'aide d'un exemple arbitraire. Le degré de conversion est la quantité de réactif ayant réagi divisée par sa quantité initiale. Pour la réaction la plus simple, où est la concentration à l'entrée du réacteur ou au début du processus périodique, est la concentration à la sortie du réacteur ou au moment actuel du processus périodique. Pour une réponse volontaire, par exemple, Fig. 1 Plus le taux de consommation de réactif, déterminé par la valeur de la constante de taux, est élevé, plus le degré de conversion augmente rapidement, comme le montre la figure. Si la réaction est réversible, alors à mesure que la réaction tend vers l'équilibre, le degré de conversion tend vers la valeur d'équilibre, dont la valeur dépend du rapport des constantes de vitesse des réactions directe et inverse (sur la constante d'équilibre) (Fig. .2). Fig. 2 Rendement du produit cible Le rendement du produit est la quantité de produit cible réellement obtenue, divisée par la quantité de ce produit qui aurait été obtenue si tout le réactif était passé dans ce produit (jusqu'à la quantité maximale possible de le produit résultant). Ou (via le réactif) : la quantité de réactif réellement convertie en produit cible, divisée par la quantité initiale de réactif. Pour la réaction la plus simple, le rendement est de , et en gardant à l'esprit que pour cette réaction, , c'est-à-dire Pour la réaction la plus simple, le rendement et le degré de conversion sont de même valeur. Si la transformation a lieu avec une modification de la quantité de substances, par exemple, alors, conformément à la définition, le coefficient stoechiométrique doit être inclus dans l'expression calculée. Conformément à la première définition, la quantité imaginaire de produit obtenue à partir de la totalité de la quantité initiale du réactif sera pour cette réaction deux fois inférieure à la quantité initiale du réactif, c'est-à-dire , et la formule de calcul. Conformément à la deuxième définition, la quantité de réactif réellement convertie en produit cible sera deux fois plus importante que ce produit a été formé, c'est-à-dire , alors la formule de calcul est . Naturellement, les deux expressions sont identiques. Pour une réaction plus complexe, les formules de calcul sont écrites exactement de la même manière conformément à la définition, mais dans ce cas le rendement n'est plus égal au degré de conversion. Par exemple, pour la réaction, . S'il y a plusieurs réactifs dans une réaction, le rendement peut être calculé pour chacun d'eux ; s'il y a également plusieurs produits cibles, alors le rendement peut être calculé pour n'importe quel produit cible pour n'importe quel réactif. Comme le montre la structure de la formule de calcul (le dénominateur contient une valeur constante), la dépendance du rendement sur le temps de réaction est déterminée par la dépendance temporelle de la concentration du produit cible. Ainsi, par exemple, pour la réaction cette dépendance ressemble à la figure 3. Figure 3

Le degré de conversion en tant que caractéristique quantitative de l'équilibre chimique. Comment une augmentation de la pression totale et de la température affectera-t-elle le degré de conversion du réactif... dans une réaction en phase gazeuse : () ?