Echilibre chimice – legea acţiunii maselor

Cu toții ne străduim să ajungem la un echilibru între muncă sau școală, teme și proiecte pe de o parte și timp liber care înseamnă prieteni, sport și filme sau alte hobby-uri pe de altă parte.

Avem nevoie de amândouă, așa că zi de zi încercăm să echilibrăm balanța între viața academică sau profesională și viața personală.

La fel se întâmplă și în natură cu reacțiile chimice. Ne-am obișnuit să ne gândim la reacțiile chimice ca având un început și un final.

Începem cu niște reactanți, se întâmplă ceva chimie pe acolo, adică reactanții noștri reacționează și apoi obținem un produs. Și gata, asta e tot, asta e reacția chimică.

Ei bine, nu e deloc așa. În cele mai multe cazuri nu obținem produsi puri, rezultatul fiind un amestec de reactanți și produs.

La fel cum și pentru noi fiecare zi e o încercare constantă de a găsi echilibrul între cele două tipuri de activități, nici reacțiile chimice nu se termine niciodată.

Ceea ce se întâmplă, de exemplu, în cazul acestei reacții este că cei doi reactanți formează produsii de reacție, în acest caz e un singur produs de reacție, iar aceasta se numește reacție directă.

În același timp, are loc și o reacție de descompunere a produsilor în reactanțe inițiali prin ceea ce se numește reacție inversă.

Aceste două reacții au loc într-una până când se atinge echilibrul chimic. Și când se atinge echilibrul chimic nu înseamnă că s-au oprit cele două reacții, ci doar că nu se mai înregistrează schimbări în concentrațiile reactanților și concentrația produsului.

Haideți să luăm un exemplu concret pentru a exemplifica toate aceste noțiuni.

Reacția de obținere a amoniacului

G în paranteză înseamnă că vorbim despre compuș în stare gazoasă.

Amoniacul se obține la nivel industrial prin combinarea elementelor azot și hidrogen în anumite condiții de lucru de temperatură, presiune și catalizatori.

Condiții determinate de oamenii de știință pentru a maximiza producția.

Acest proces industrial se numește procedeul Haber.

Și este extrem de important pentru noi toți.

Chimistul german Fritz Haber este cel care a făcut posibile obținerea amoniacului din azotul care se găsește din plin în atmosferă.

Ca o mică paranteză o să vă spun că povestea acestui chimist este chiar controversată și vă sfătuiesc să o căutați pentru că ridică niște probleme foarte interesante în ceea ce privește responsabilitatea civilă a chimiștilor și inginerilor chimiști.

Fritz Haber a primit premiul Nobel în 1918 pentru descoperirea lui, dar peste numai câțiva ani a fost considerat criminal de război pentru că procedeul lui a făcut posibilă obținerea explozibilului folosit în cele două războaie mondiale.

Iar pe de altă parte, același procedeu este responsabil pentru susținerea milioane de vieți omenești pentru că a dus la obținerea îngroșămintelor chimice, practic revoluționând agricultura modernă.

Amoniacul este o substanță gazoasă stabilă în condiții obișnuite de temperatură și presiune.

Deci, într-o instalație de obținere amoniacului se introduc elementele azot și hidrogen în stare gazoasă.

Sinteza are loc la temperaturi și presiuni ridicate.

După analiza gazelor care părăsesc instalația, s-a constatat că din instalație nu este numai amoniac, ci și azot și hidrogen, adică materiile prime.

La 500 de grade Celsius și la presiunea de 600 de atmosfere, amestecul final de gaze conține 42% amoniac și 58% azot și hidrogen.

Asta datorită reacției inverse, prin care amoniacul format se descompune în elemente.

Reacția directă și reacția inversă se produc în același timp.

Imediat ce s-a format amoniacul, o parte din el se descompune în azot și hidrogen și tot așa până când concentrațiile gazelor participante la reacție ajung în valori bine determinate, adică se atinge starea de echilibru.

Să vedem ce se întâmplă, de fapt, în instalația de sinteză.

Pentru asta, ne vom folosi de două grafice.

Primul arată evoluția în timp a concentrațiilor gazelor din instalație, iar al doilea arată evoluția în timp a vitezei reacției directe de formare amoniacului și a vitezei reacției inverse de descompunere a amoniacului.

Când hidrogenul și azotul reacționează pentru a forma amoniac, concentrațiile celor două gaze scad, deci scade concentrația hidrogenului și scade și concentrația azotului, ceea ce micșorează și probabilitatea particulelor de a se ciocni unele de altele și de a reacționa.

Așa că și viteza reacției directe scade.

În același timp, concentrația de amoniac crește.

Mai multe molecule de amoniac abia formate sunt gata să se descompună în elementele din care sunt formate.

Ca și consecință, viteza reacției inverse se mărește.

Într-un final, cele două reacții ating un punct din care vor avea loc la aceeași viteză.

De la acel punct, nu mai există variații vizibile în concentrația niciunui gaz.

Azotul și hidrogenul vor reacționa în continuare pentru a forma amoniac, iar amoniacul va continua să se descompună în azot și hidrogen în același timp.

Ați observat, deci, că nu am zis că reacția se oprește.

Practic, reacția nu se oprește niciodată, doar că de la atingerea stării de echilibru chimic nu mai observăm în noi diferențe vizibile în concentrații

pentru că tot ceea ce se întâmplă într-o direcție este perfect echilibrat de ceea ce se întâmplă în cealaltă direcție.

Și de aceea, astfel de reacții care se numesc reacții reversibile

sunt scrise cu două săgeți.

Așadar, am atins starea de echilibru, care înseamnă că procesul de formare al produșilor unei reacții,

deci progresul reacției spre dreapta, pentru că dreapta este sensul de formare al produșilor,

este în echilibru perfect cu procesul invers de descompunere al produșilor în reactanți,

deci cu progresul reacției spre stânga, pentru că stânga este sensul de descompunere al produșilor în reactanți.

Ceea ce fac majoritatea chimiștilor și inginerilor chimiști este de a se lupta cu echilibrul chimic

pentru a obține cât mai mult produs dintr-un proces.

Pentru asta ei folosesc tot felul de trucuri, variază temperatura, presiunea sau chiar concentrațiile reactanților.

Vom discuta mai multe într-o lecție viitoare și despre acești factori care influenzează echilibrul chimic.

Pentru a putea prevedea randamentul reacțiilor chimice în funcție de condițiile de temperatură sau presiune,

vom studia echilibrul chimic și din punct de vedere cantitativ.

Putem face acest lucru foarte ușor folosindu-ne de legea acțiunii maselor și de constanta de echilibru.

Vom considera această reacție generală.

Literele mici reprezintă coeficienții stoichiometrice ai reacției, iar literele mari sunt reactanții respectiv produșii.

Între concentrațiile componentelor sistemului aflat de echilibru există această relație,

ca fiind chiar constanta de echilibru.

E foarte important să înțelegem semnificația termenilor.

Coeficienții stoichiometrici sunt exponenții în această relație pentru că întrevaloarea concentrațiilor este mulțire.

Parantezele pătreate din formulă sunt utilizate de chimici pentru a exprima molaritatea sau concentrația molară,

adică mol de solut pe litru de soluție.

Constanta de echilibru are o valoare constantă și este valabilă numai pentru o temperatură specifică care este de obicei precizată de datele problemei.

Din fericire, chimiștii au calculat deja constantele de echilibru pentru majoritatea celor mai des întâlnite reacții.

Această relație a constantei de echilibru exprimă, de fapt, legea acțiunii maselor.

Așadar, această lege ne arată că raportul dintre produsul concentrațiilor produșilor de reacție și produsul concentrațiilor reactanților,

ridicate la o putere egală cu valoarea coeficienților stoichiometrici, este constant la atingerea stării de echilibru la o anumită temperatură.

Haideți să vedem care este expresia constantei de echilibru pentru două echilibre.

Primul, chiar reacția de obținere a amoniacului. Avem o moleculă de azot gazos și trei molecule de hidrogen gazos și obținem două molecule de amoniac.

Valoarea constantei de echilibru va fi dată de produsul dintre concentrațiile produșilor de reacție, în acest caz avem doar concentrația amoniacului,

la puterea a doua, două fiind coeficientul stoichiometric, supra produsul dintre concentrațiile reactanților, deci concentrația azotului înmulțită cu concentrația hidrogenului.

Azotul are coeficientul stoichiometric 1, deci nu are rost să scriem că e la puterea 1, iar concentrația hidrogenului la puterea 3 pentru că hidrogenul are coeficientul stoichiometric egal cu 3.

Al doilea echilibru pe care îl luăm ca exemplu este chiar reacția de obținere a acidului iod hidric din hidrogen și iod și vedem că dintr-o moleculă de hidrogen și de iod obținem două molecule de acid iod hidric.

Expresia constantei de echilibru va fi, deci, concentrația acidului iod hidric la puterea a doua, supra produsul dintre concentrațiile hidrogenului și iodului.

Unitățile de măsură folosite pentru constanta de echilibru sunt cele folosite și pentru concentrația molară, dar ridicate la putere egale cu coeficienții stoichiometrici din ecuația de echilibru chimic.

Haideți să stabilim unitățile de măsură pentru constantele de echilibru ale celor două echilibre de mai înainte.

Înainte, o să fac o mică precizare. Vă reamintesc de la matematică că mol supra litru se mai poate scrie și mol ori litru la puterea minus 1.

Deci, ca să nu avem fracții supra etajate, ne va fi mai ușor să folosim mol ori litru la minus 1 ca unitate de măsură pentru concentrația molară.

Din punct de vedere matematic, este exact același lucru.

Deci, constanta echilibrului de obținere a amoniacului este egală cu mol ori litru la minus 1 totul la puterea a doua, pentru că acesta este coeficientul stoichiometric al amoniacului în ecuație,

supra mol ori litru la minus 1 ori mol ori litru la minus 1 totul la puterea a treia.

Simplificăm 2 cu 3 și vedem că unitățile de măsură ale constantei noastre de echilibru vor fi 1 supra mol ori litru la minus 1 ori mol ori litru la minus 1,

deci 1 supra mol la 2 ori litru la minus 2 și, ca să scriem și mai elegant de atât, unitatea de măsură a constantei de echilibru va fi egală cu mol la minus 2 ori litru la puterea a doua.

În cel de-al doilea caz, constanta de echilibru este egală cu mol ori litru la minus 1 la puterea a doua supra mol ori litru la minus 1 ori mol ori litru la minus 1.

Ceea ce avem la numitor este egal cu ceea ce avem la numărător, deci rezultă că în acest caz, constanta de echilibru nu are dimensiuni.

Constanta de echilibru nu are dimensiuni, deci este adimensională în cazurile în care suma puterilor la care sunt ridicate concentrațiile este aceeași la numărător și la numitor.

Dar chimiștii nu cunosc doar constantele de echilibru, ci ei cunosc și cât anume dintr-o substanță este disponibil.

Și singurul lucru pe care mai trebuie să-l afle este cantitatea exactă de substanță prezentă la echilibru.

Asta se poate afla printr-un calcul destul de simplu despre care vom vorbi chiar lecția viitoare.