Factorii care influenţează echilibrele chimice

Știm deja că multe dintre reacțiile chimice nu sunt un proces direct care duce doar la formarea produșilor de reacție,

ci sunt procese mai complexe în care, în același timp cu formarea produșilor, are loc și reacția inversă de descompunerea produșilor în reactanți.

În momentul în care vitezele reacției directe și a reacției inverse sunt egale, spunem că sistemul se află în stare de echilibru chimic.

Și am dat aici exemplul reacției prin care se formează amoniacul din azot și hidrogen.

Dar nu e neapărat să acceptăm ca reacțiile chimice să aibă loc după bunul lor plac.

Modificând condițiile de lucru, putem favoriza fie obtinerea produșilor de reacție, fie descompunerea produșilor în reactanți, în funcție de necesitățile noastre.

Factorii care influențează starea de echilibru chimic sunt următorii.

Concentrația, presiunea și temperatura.

Adică noi putem perturba echilibrul chimic prin modificarea concentrației unei substanțe sau a mai multor substanțe care iau parte la reacție,

sau prin modificarea temperaturii și a presiunii sistemului chimic.

Aceste modificări sunt descrise pe baza direcției în care forțează echilibrul reacției.

Spunem că o astfel de modificare deplasează echilibrul spre dreapta dacă tinde să formeze mai mulți produși,

sau spunem că deplasează echilibrul spre stânga dacă tinde să formeze mai mulți reactanți.

Toate acestea au fost exprimate mai pe scurt de chimistul francez Henri Le Chatelier în Principiul care poartă numele, adică Principiul lui Le Chatelier.

Principiul lui Le Chatelier se mai numește și Principiul Constrângerii Minime și este enunțat în felul următor.

Dacă un sistem aflat la echilibru este perturbat prin modificarea temperaturii, presiunii sau a concentrației unuia dintre componeni,

echilibrul se deplasează în direcția în care se minimizează constrângerea produsă.

Să începem cu influența concentrației asupra echilibrului.

Și vom reprezenta concentrația mulară prin paranteze pătrate.

Dacă modificăm concentrația unei substanțe sau a mai multor substanțe care iau parte la reacție,

rezultatul va fi că echilibrul se va deplasa în direcția în care echilibrul se poate atinge din nou.

Să luăm tot exemplul reacției care stă la baza procedeului Haber-Bosch de obținere a amoniacului la nivel industrial.

Dacă mărim în acest caz concentrația de azot împreună cu hidrogenul care deja se află în vasul de reacție,

se vor forma mai multe molecule de amoniac deplasând vizibil reacția spre dreapta până când sistemul chimic se va reechilibra.

Deci creșterea concentrației uneia dintre substanțele din amestecul aflat la echilibru

va determina deplasarea echilibrului în sensul în care se consumă mai mult din această substanță.

La fel, dacă micșorăm concentrația de amoniac, efectul va fi tot deplasarea echilibrului spre dreapta

pentru că ar fi mai puține molecule de amoniac gata să se descompună,

deci formarea de amoniac ar întrece temporar formarea moleculelor de azot și hidrogen

tot până când reacția s-ar reechilibra.

Una dintre realizările cele mai mari pe care le aduce procedeul Haber este că folosește o metodă

care elimină în mod continuu amoniac din reacție imediat ce este produs.

Astfel, reacția directă continuă să aibă loc cu viteză mai mare decât reacția indirectă,

practic împiedicând procesul să ajungă la starea de echilibru și ducând, bineînțeles, la o producție mai mare de amoniac.

Pe scurt, sistemul de reacție se deplasează spre dreapta în direcția formării produsilor de reacție

fie când se măresc concentrațiile reactivilor, fie când se micșorează concentrațiile produsilor.

Haideți să vedem și care este influența presiunii asupra echilibrului chimic.

Această influență se manifestă asupra echilibrelor în fază gazoasă.

Conform principiului lui Le Chatelier, un echilibru în fază gazoasă va reacționa la creșterea presiunii

prin deplasarea lui în sensul micșorării presiunii.

Aceasta se realizează prin micșorarea numărului de molecule aflate în volumul fix al basului de reacție,

adică prin scăderea concentrației emulare sau a presiunii parțiale.

Deci putem să ne gândim că dacă sunt mai multe molecule într-un vas,

cu atât mai multă presiune vor exercita aceste molecule asupra pereților vasului.

De aceea, la creșterea presiunii, consecința logică este micșorarea numărului de molecule pentru restabilirea echilibrului.

Dacă ne uităm mai atenți la reacția de obținere a amoniacului,

vedem că formarea amoniacului este însoțită de micșorarea numărului de moli de gaz din vasul de reacție.

Avem 1 mol de azot plus 3 mol de hidrogen, care formează 2 mol de amoniac.

Deci numărul de mol de reactiv este 1 plus 3, adică 4 mol.

În timp ce numărul de mol de produs este de 2 mol.

Deci reacția directă în acest caz micșorează volumul și numărul de molecule,

în timp ce reacția inversă mărește volumul.

Creșterea presiunii va constrânge mai mulți moleculele de reactanți,

care sunt mai multe decât moleculele mai puțin numeroase de produs.

Formarea amoniacului va duce la scăderea presiunii exercitate de amestecul de gaze asupra pereților vasului,

așadar, pentru restabilirea echilibrului se vor forma mai multe molecule de amoniac.

Astfel putem spune că o presiune crescută va favoriza deplasarea sistemului de reacție spre dreapta,

adică în direcția formării amoniacului.

Într-adevăr, în cazul procedeului Haber-Bosch se folosește o presiune foarte mare.

Scăderea presiunii are, bineînțeles, efectul opus.

Echilibrul se va deplasa în direcția care va crește presiunea la loc pentru restabilirea echilibrului,

adică în direcția formării unui număr mai mare de moli,

deci în direcția descompunerii moleculelor de amoniac spre stânga,

unde vor fi acum 4 moli de gaz, adică 4 moli de reactanți,

spre diferență de 2 moli de produs care ar fi dacă s-ar deplasa spre dreapta.

În marea majoritate a cazurilor, solidele și lichidele nu sunt afectate de schimbările de presiune.

Însă, cu cât e mai mare conținutul de gaz într-o soluție,

cu atât orice schimbare a presiunii va modifica echilibrul soluției.

Haideți să vedem dacă obținerea gazului de sinteză din gaz metan și vapor de apă

este favorizată de creșterea presiunii.

Monoxidul de carbon și hidrogenul împreună se numesc gaz de sinteză.

Numărul de moli de reactiv din această reacție este un mol de metan și un mol de apă,

deci avem 2 moli de reactiv,

iar numărul de moli de produs este un mol de monoxid de carbon și 3 moli de hidrogen,

deci avem 4 moli de produs.

Și observăm că numărul molilor de reactiv este mai mic decât numărul de moli de produs.

Așadar, în cazul obținerii gazului de sinteză, presiunea ridicată nu ne este de folos,

spre diferență de cazul obținerii de amonia.

Starea de echilibru a reacțiilor care au loc fără modificare a numărului de moli

nu este influențată de creșterea presiunii,

deci o reacție în care 2 moli de reactanți produc 2 moli de produs,

modificarea presiunii nu ar putea perturba echilibrul.

Să vedem acum și influența temperaturii asupra echilibrului chimic.

Mai întâi, trebuie să definim reacțiile endoterme și reacțiile exoterme.

E chiar foarte simplu. Reacțiile endoterme sunt reacțiile care consumă căldură,

în timp ce reacțiile exoterme sunt reacțiile care degajă căldură.

E foarte ușor de reținut pentru că, de fapt, prefixul endo înseamnă în interior,

iar exo înseamnă în exterior.

Așadar, conform principiului lui Le Chatelier, într-un sistem aflat în echilibru,

creșterea temperaturii favorizează reacția endotermă,

deci deplasarea echilibrului în sensul în care se consumă căldură,

iar scăderea temperaturii favorizează reacția exotermă,

deci deplasarea echilibrului în sensul în care se degajă căldură.

În general, creșterea temperaturii favorizează stabilirea echilibrilor chimice,

deoarece prin creșterea agitației termice se mărește probabilitatea ca moleculele să se ciocnească

și ca reacția să aibă loc.

Deoarece sinteza amoniacului este o reacție exotermă,

Creșterea temperaturii nu favorizează formarea amoniacului,

ci reacția inversă de descompunere în elemente.

Faptul că formarea amoniacului este defavorizată de creșterea temperaturii

se observă și din valorele constantelor de echilibru calculate la două temperaturi diferite.

La temperatura de 25 grade Celsius,

constantea de echilibru a reacției de formare amoniacului este 4.06 ori 10 la opta

moli la puterea minus 2 ori litru la puterea 2.

Dacă vă mai amintiți, am zis data trecută că o constantă de echilibru mai mare decât o mie,

decât 10 la treia, și aici avem 10 la opta,

înseamnă că practic reacția ar fi totală.

Deci, întreaga concentrație de reactanți este convertită în produs.

Iar la 450 grade Celsius,

constanta de echilibru este de 2.74 ori 10 la minus 1

moli la minus 2 ori litru la puterea 2.

Vedem că diferența este foarte mare.

Totuși, lucrurile sunt mai complicate aici,

deoarece temperatura are efect și asupra vitezelor reacției directe și a reacției inverse.

Sinteza amoniacului nu se poate face la temperatură de 25 grade Celsius,

deoarece viteza de combinare a azotului cu hidrogen este practic nulă,

nu e destul la agitație termică care să facă moleculele să se ciocnească.

Așa că trebuie să se lucreze la temperaturi și presiuni indicate,

care să asigure viteze de reacție satisfăcătoare.

Dar randamentul reacției ar fi mic.

Această problemă a sintezei industriale de amoniac cu randamente bune

a fost rezolvată de Fritz Haber împreună cu Karl Bosch,

prin procedeul Haber-Bosch.

Procedeul celor doi asigură și astăzi aproape în întregime

producția industrială de amoniac în toată lumea.

Și dacă am tot vorbit despre reacții care merg în două sensuri,

haideți să și definim ce sunt mai exact reacțiile reversibile

și să vedem și care sunt reacțiile irreversibile.

Deci, despre reacțiile reversibile am tot discutat până acum

și știm că sunt reacțiile chimice care, în anumite condiții,

pot decurge în ambele direcții.

În cazul acestor reacții se găsesc prezente în vasul de reacție

toate speciile chimice participante la echilibru.

După cum știm deja, reacțiile reversibile se desfășoară în cele două sensuri opuse

până când concentrațiile substanțelor ajung la anumite valori bine determinate

impuse de constanta de echilibru K,

constantă ce caracterizează starea de echilibru.

Dar există și cazuri în care cel puțin unul dintre produșii de reacție

părăsește vasul sau nu mai poate participa la reacție

în anumite condiții de lucru.

Astfel, reacția se va deplasa complet în direcția formării acelui produs

până când se consumă total unul dintre reactivi.

În astfel de cazuri, starea de echilibru nu se mai atinge

iar reacția se poate considera reacție irreversibilă.

Deci, reacțiile reversibile sunt reacții care în anumite condiții

se desfășoară numai într-o direcție.

Dacă se schimbă condițiile de lucru, reacția redevine reversibilă.

În cazul unei reacții considerate irreversibilă,

în mediul de reacție se vor găsi numai produși de reacție

și reactivul luat în exces.

Este chiar cazul procedeului Haber-Bosch.

Ammoniacul se elimină în mod continuu din vasul de reacție.

Dacă vasul nu s-ar alimenta la fel în mod continuu cu reactanți,

reacția s-ar deplasa complet în direcția formării de ammoniac

până când unul dintre reactanți s-ar consuma complet.

Așadar, am văzut în această lecție cum putem influența echilibrele chimice,

astfel încât reacțiile chimice să ne ofere cât mai multe beneficii.

De lecția viitoare vom vorbi despre acizi și baze.