ما هو الاتزان الكيميائي – 2026

Wat Het is balans Chemicus Deze vraag is een van de vragen waarmee scheikundigen en studenten op dit gebied worden geconfronteerd in onderzoeksartikelen of leerboeken. Het begrijpen van deze evenwichtsreacties is altijd afhankelijk geweest van het kijken naar enkele experimenten, wat de benadering is die werd gevolgd door vroege scheikundigen zoals Jabir bin Hayyan, de meesten. beroemde Arabische scheikundige ter wereld en hun professor Dit artikel is via Referentiesite We zullen meer leren over chemisch evenwicht met behulp van vergelijkingen en laboratoriumexperimenten, waarbij we de omstandigheden, typen, eigenschappen en alles wat met dit onderwerp te maken heeft vermelden, afhankelijk van wat van belang is voor de beste lezers van onze website.

Wat is chemisch evenwicht?

Chemische verbindingen bestaan ​​over het algemeen uit twee elementen: de stoffen die bij de reactie betrokken zijn enerzijds en de stoffen die uit de reactie voortkomen anderzijds in het geval van additie en ontleding. Wanneer de reactanten en producten in het voorwaartse additieproces exact gelijk zijn afhankelijk van de snelheid van de reactanten en producten in het omgekeerde ontledingsproces heeft de reactie de evenwichtstoestand bereikt, dit betekent dat Chemisch evenwicht is de toestand van een systeem waarin de snelheid van de voorwaartse reactie gelijk is aan de snelheid van de omgekeerde reactie, waarbij de concentratie van reactanten en producten in de loop van de tijd constant en onveranderd blijft. Ter verduidelijking: wie Het is gemakkelijk om reacties in de gasfase te bestuderen, vooral als voorbeelden van evenwicht. Als we de reactie van waterstof en jodiumgassen nemen om waterstofjodide te vormen, volgens de volgende reactie:

H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)

• De voorwaartse reactie, de additiereactie, zal plaatsvinden volgens de volgende vergelijking:

(H2(g)+I2(g) →2HI(g

• Terwijl de omgekeerde reactie, dat wil zeggen de ontledingsreactie, plaatsvindt volgens de volgende vergelijking:

(2HI(g) →H2(g)+I2(g

In beide gevallen zijn de snelheden van voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk aan elkaar, dat wil zeggen dat ze chemisch in evenwicht zijn. In eenvoudiger bewoordingen wordt een chemisch evenwicht bereikt, ongeacht of de reactie begint met alle reactanten en zij combineren om de producten te vormen, of dat alle producten ontleden om de reactanten te vormen. De evenwichtspositie is een eigenschap van de reactie in beide richtingen en is niet afhankelijk over hoe het evenwicht tot stand komt.(1)

Lezen Ook: Wanneer twee elementen worden gecombineerd, wordt een verbinding gevormd waarvan de eigenschappen verschillen van de eigenschappen van de samenstellende elementen

Soorten chemisch evenwicht

De meeste regels met betrekking tot chemisch evenwicht zijn van toepassing op elke situatie waarin dit proces plaatsvindt in de omgekeerde vorm, die we eerder noemden. Daarom zijn deze regels van toepassing op andere soorten evenwicht, waaronder homogeen evenwicht en heterogeen evenwicht:(1)

Harmonisch evenwicht

Dit wordt ook fase-evenwicht genoemd en treedt op wanneer het product en de behandeling zich in een evenwichtstoestand bevinden tussen twee stoffen die qua fysieke toestand vergelijkbaar zijn. In een eenvoudiger vorm zijn er evenwichtsreacties waarbij alle reactanten en producten zich in dezelfde fase bevinden bekend als homogene evenwichtsreacties en ze zijn onderverdeeld in twee categorieën:

• Het aantal moleculen van het product is gelijk aan het aantal moleculen van de reactant. Bijvoorbeeld:

H2(g) + I2(g)⇌2HI(g)

• Het aantal moleculen van de resulterende materialen is niet gelijk aan het aantal moleculen van de materialen die bij de reactie betrokken zijn, zoals:

(2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇌ 2SO 3 (g)

Heterogene evenwicht

EnHet wordt ook oplossingsevenwicht genoemd en treedt op wanneer de reactant en het product in evenwicht zijn tussen twee verschillende toestanden, zoals de reactie van een vaste stof in een verzadigde oplossing. In eenvoudiger bewoordingen zijn evenwichtsreacties waarbij de reactanten en producten in verschillende fasen bestaan bekend als heterogene evenwichtsreacties, bijvoorbeeld de dissociatie van calciumcarbonaat vast om vast calciumoxide en gasvormig kooldioxide te geven volgens de volgende vergelijking:

CaCO 3 (S) ⇌ CaO (s) + CO 2 (g

Wet van chemisch evenwicht

De evenwichtsconstante wordt gedefinieerd als het product van de molaire concentraties van de producten, elk verhoogd tot een macht gelijk aan hun stoichiometrische coëfficiënten, gedeeld door het product van de molaire concentraties van de reactanten, elk verhoogd tot een macht gelijk aan hun stoichiometrische coëfficiënten. Het is een constante bij een constante temperatuur, en kan eenvoudigweg worden uitgedrukt als een constante. Het evenwicht is in termen van partiële druk van reactanten en producten en indien uitgedrukt in termen van partiële druk wordt het aangegeven met Kp,Als K c de evenwichtsconstante is, uitgedrukt in molaire concentraties, dan is de vergelijking:(2)

K c = (C) c · (D) d / (A) een · (B) b

Dit is de wet van het chemisch evenwicht.

De evenwichtsconstante Kp

De wet van massa-actie vormt ook de basis dat de snelheid van een chemische reactie direct evenredig is met het product van de concentraties van de reactanten verhoogd tot hun stoichiometrische coëfficiënten volgens de volgende wet:(2)

(aA (g) + bB (g) ⇔ cC (g) + dD (g

• De voorwaartse reactiesnelheid is dus:

k + (A) een (B) b

• En de snelheid van de vertraagde of omgekeerde reactie:

k (C) c (D) d

• Daarom zijn de vaste eenheden en formules voor evenwicht:
  • (A), (B), (C) en (D) zijn de actieve blokken.
  • k + en k zijn snelheidsconstanten voor de voorwaartse en achterwaartse reacties.
  • a, b, c, d zijn de equivalente coëfficiënten gerelateerd aan respectievelijk A, B, C en D.

Dit geeft aan dat de voorwaartse en achterwaartse koersen gelijk zijn

Le Chatelier-principe

Dit principe is gebaseerd op een observatie gerelateerd aan chemische evenwichtsreacties die stelt dat variabelen onder temperatuur, druk, enz. zullen leiden tot voorspelbare en tegengestelde veranderingen in het systeem om een ​​nieuwe evenwichtstoestand te bereiken. Dit principe kan in de praktijk worden gebruikt de reactieomstandigheden begrijpen die een verhoogde productvorming bevorderen, dit idee werd onafhankelijk ontdekt en geformuleerd door zowel wetenschappers als Lu Chatelier en Henri Louis en Karl Ferdinand Braun gebruiken de volgende termen:(3)

• Botsingstheorie: Botsingen tussen deeltjes hebben betrekking op de reactiesnelheid, terwijl de reactiesnelheid afhangt van factoren zoals concentratie, oppervlak, temperatuur, roeren en de aanwezigheid van een katalysator of remmer.
• Evenwicht: Het is een reactietoestand waarin de snelheden van voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk zijn.

Lees ook: Een teken van een chemische verandering is een kleurverandering

Factoren die het chemische evenwicht beïnvloeden

Volgens het principe van Le Chatelier, dat stelt dat als een systeem in evenwicht wordt onderworpen aan een verandering in druk, temperatuur of concentratie, het evenwicht verschuift naar een verdere reductie, en om het effect van de verandering tegen te gaan die het evenwicht beïnvloeden, en hieronder zullen we deze factoren individueel noemen. We zullen onze uitleg uitbreiden om het begrip te vereenvoudigen.(3)

Effect van veranderende druk

Over het algemeen is er geen effect van druk als het aantal mol gasvormige reactanten en producten gelijk is, maar het verschilt voor het totale aantal mol gasvormige reactanten en het totale aantal mol gasvormige producten. Daarom, als het totale aantal Als het aantal mol reactanten groter is dan het totale aantal mol reactanten, zal de lagere druk ook de voorwaartse reactie bevorderen. Terwijl als het aantal mol reactanten groter is dan het aantal producten, een hogere druk geschikter zal zijn voor de voorwaartse reactie reactie.

Effect van veranderende focus

Het toevoegen van een extra reactant aan het systeem zal het evenwicht naar de productzijde verschuiven. Op dezelfde manier zal, als de concentratie van een product wordt verlaagd, het evenwicht ook naar de productzijde verschuiven. Dit geeft aan dat omkeerbare reacties zichzelf corrigeren wanneer ze uit evenwicht worden gebracht als gevolg van een verandering in concentratie, temperatuur of druk, zal het systeem na de verandering op natuurlijke wijze naar een nieuw evenwicht verschuiven.

Effect van temperatuurverandering

Het evenwicht verschuift in de tegenovergestelde richting wanneer er een verandering is in de stijging of daling van het temperatuurregime. Dit is meestal van toepassing om de verandering in een exotherme reactie daadwerkelijk te neutraliseren, waarbij een lagere temperatuur de reactie vertraagt ​​waarvoor we de reactie gebruiken. katalysator, terwijl in het geval van een endotherme reactie een temperatuurstijging het evenwicht in de richting van de endotherme reactie zal verschuiven.

Effect van katalysator of toevoeging van inert gas

Over het algemeen heeft de katalysator geen effect op de evenwichtssamenstelling van het reactiemengsel, omdat de katalysator de snelheid van de voorwaartse en achterwaartse reacties in dezelfde mate verhoogt bij een omkeerbare reactie, en het toevoegen van een inert gas terwijl het volume constant blijft geen effect heeft. hebben geen invloed op het evenwicht, omdat het toevoegen van een inert gas. Bij constant volume verandert de partiële druk of molaire concentratie niet.

Factoren die het chemische evenwicht niet beïnvloeden

Hier zijn enkele factoren die het evenwicht niet beïnvloeden:(4)

• Concentraties van vaste stoffen omdat deze constant zijn.
• De concentratie van H2O wanneer verdunde oplossingen aanwezig zijn, omdat deze in feite een constante is voor alle doeleinden.
• De aanwezigheid van een stimulerende factor kan ervoor zorgen dat u sneller toegang krijgt tot uw evenwicht, maar heeft geen invloed op uw evenwichtspositie.
• Door een inert gas toe te voegen aan een gasvormig evenwichtsmengsel, op voorwaarde dat het volume constant wordt gehouden, kan de totale druk stijgen terwijl de partiële druk van elk gas constant blijft.
• In evenwicht van een fase zoals de damp van een vloeistof verandert het oppervlak van de vloeistof de dampdruk niet, terwijl dit wel de snelheid waarmee het evenwicht wordt bereikt kan beïnvloeden.
• Bij vloeistofdampevenwicht doet de grootte van de container er ook niet toe, zolang je maar voldoende vloeistof hebt om een ​​evenwicht te bereiken.

Chemische evenwichtseigenschappen

In het licht van onze studie van de wet van chemisch evenwicht en de definitie ervan, zullen we enkele kenmerken van chemisch evenwicht eruit halen, namelijk de volgende:(5)

• Een chemische evenwichtsreactie zal onvermijdelijk omkeerbaar zijn.
• Evenwicht kan alleen worden bereikt als het systeem gesloten is en de reactie plaatsvindt in een vat.
• Voorwaartse en achterwaartse tegengestelde processen vinden in hetzelfde tempo plaats binnen een stabiele dynamische toestand.
• Chemisch evenwicht wordt als constant gekarakteriseerd. Dit betekent dat de waarneembare eigenschappen van het systeem, zoals concentratie, druk, kleur, enz., niet veranderen in de loop van de tijd.
• In het licht van een verandering in de omstandigheden van externe factoren zoals temperatuur en andere, kan het evenwichtspunt indien nodig naar rechts of links worden verschoven, en dit maakt het mogelijk de reactie te controleren om een ​​grotere opbrengst aan producten te verkrijgen.
• Het evenwicht kan vanuit elke richting worden benaderd.
• De katalysator verhoogt alleen de reactiesnelheid zonder het evenwichtspunt te veranderen en met de mogelijkheid om een ​​evenwicht te bereiken.

Lees ook: Wat is het chemische symbool voor water, wat zijn de chemische eigenschappen ervan en wat zijn de componenten ervan?

Problemen met het chemisch evenwicht

Er zijn gewoonlijk twee basistypes van evenwichtsproblemen: die waarin we de concentraties van de reactanten en producten in evenwicht krijgen en ons wordt gevraagd de evenwichtsconstante voor de reactie te berekenen, of die waarin we de evenwichtsconstante en de evenwichtsconstante krijgen. initiële concentraties van de reactanten en ons wordt gevraagd de concentratie van een of meer stoffen in evenwicht te berekenen. Hieronder presenteren we u enkele problemen, waarbij we ze in detail uitleggen volgens de wetten van het chemisch evenwicht en de evenwichtsconstante berekenen.(6)

Eerste probleem

Tekst van het probleem: De reactie tussen gasvormig zwaveldioxide en zuurstof is een essentiële stap in de industriële synthese van zwavelzuur volgens de volgende vergelijking:

(2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g.)

Het mengsel van SO2 en O2 werd op een constante temperatuur van 800 K gehouden totdat het systeem een ​​evenwicht bereikte. Het evenwichtsmengsel bevat:

• 5,0 × 10−2MSO3
• 3,5 × 10−3MO2
• 3,0 × 10−3MSO2

Gegeven: Evenwichtsvergelijking en samenstelling van het evenwichtsmengsel

vraag: Bereken de evenwichtsconstante of K bij deze temperatuur.

Strategie: Schrijf de constante uitdrukking voor het reactie-evenwicht en vervang vervolgens de juiste evenwichtsconcentraties in deze vergelijking om K te verkrijgen.

de oplossing: De juiste evenwichtsconcentraties worden vervangen door de evenwichtsconstante-uitdrukking en worden:

• K = (SO3) 2 (SO2) 2 (O2) = (5,0 × 10−2) 2 (3,0 × 10−3) 2 (3,5 × 10−3) = 7,9 × (10×4

De tweede kwestie

Tekst van het probleem: Waterstofgas en jodium reageren om waterstofjodide te vormen via de volgende reactie:

(H2(g)+I2(g)⇌2HI(g

Een mengsel van H2 en I2 werd op een temperatuur van 740 K gehouden totdat het systeem een ​​evenwicht bereikte. Het evenwichtsmengsel bevat:

• 1,37 × 10−2MHI
• 6,47 × 10−3MH2
• 5,94 × 10−4 m2

vraag: Bereken K en vermeld daarbij de voorwaartse en de achterwaartse reactie voor deze reactie.

de oplossing: Net als in het vorige voorbeeld worden de juiste evenwichtsconcentraties vervangen in de evenwichtsconstante-uitdrukking volgens de hierboven genoemde vergelijking, zodat het resultaat het volgende is:

De voorwaartse reactie, de additiereactie, vindt plaats volgens de volgende vergelijking:

Terwijl de omgekeerde reactie, dat wil zeggen de ontledingsreactie, plaatsvindt volgens de volgende vergelijking:

Hiermee zijn we aan het einde gekomen van ons artikel, getiteld Wat is chemisch evenwicht? Waardoor we leerden over de typen, kenmerken, wet en evenwichtsconstante, naast het noemen van het principe van Le Chatelier, en in het licht daarvan leerden we over de factoren die wel en niet van invloed zijn op het chemische evenwicht, terwijl we illustratieve voorbeelden noemden om het evenwicht te verbeteren. het begrip van onze gewaardeerde lezers van dit materiaal.