화학 반응의 가장 중요한 특징 중 하나는 출발 물질이 반응 생성물로 얼마나 전환되는지를 나타내는 변형 깊이(정도)입니다. 크기가 클수록 경제적으로 공정을 수행할 수 있습니다. 다른 요인들 중에서도 변환의 깊이는 반응의 가역성에 따라 달라집니다.
거꾸로 할 수 있는반응 , 같지 않은 뒤집을 수 없는, 끝까지 진행하지 마십시오. 반응 물질 중 어느 것도 완전히 소비되지 않습니다. 동시에, 반응 생성물은 출발 물질의 형성과 상호작용합니다.
예를 살펴보겠습니다:
1) 특정 온도에서 동일한 양의 기체 요오드와 수소가 밀폐 용기에 도입됩니다. 이러한 물질의 분자 충돌이 필요한 방향과 충분한 에너지로 발생하면 화학 결합재배열되어 중간체 화합물(활성화된 복합체, 섹션 1.3.1 참조)을 형성할 수 있습니다. 결합이 더 재배열되면 중간체 화합물이 두 분자의 요오드화수소로 분해될 수 있습니다. 반응 방정식:
H 2 + I 2 ® 2HI
그러나 요오드화수소 분자는 또한 수소 분자, 요오드 분자 및 서로 무작위로 충돌합니다. HI 분자가 충돌할 때, 요오드와 수소로 분해될 수 있는 중간 화합물의 형성을 막을 수 있는 것은 아무것도 없습니다. 이 과정은 다음 방정식으로 표현됩니다.
2HI® H 2 + I 2
따라서 이 시스템에서는 요오드화수소의 형성과 분해라는 두 가지 반응이 동시에 발생합니다. 그것들은 하나의 일반 방정식으로 표현될 수 있습니다
H 2 + I 2 « 2HI
프로세스의 가역성은 기호로 표시됩니다.
을 겨냥한 반응 이 경우요오드화수소가 생성되는 방향을 직접이라고 하고 반대 방향을 역방향이라고 합니다.
2) 2몰의 이산화황과 1몰의 산소를 혼합하면 반응이 일어나기에 유리한 시스템 조건을 만들고 일정 시간 후에 가스 혼합물을 분석하면 결과는 SO 3 - 반응 생성물과 초기 생성물은 시스템 물질(SO 2 및 O 2)에 존재합니다. 동일한 조건에서 황산화물(+6)을 출발 물질로 놓으면 그 일부가 산소와 황산화물(+4)로 분해되고 전체 양 사이의 최종 비율이 결정됩니다. 세 가지 물질은 이산화황과 산소의 혼합물에서 시작된 경우와 동일합니다.
따라서 이산화황과 산소의 상호 작용은 가역적 화학 반응의 예 중 하나이며 다음 방정식으로 표현됩니다.
2SO 2 + O 2 « 2SO 3
3) 철분과의 상호 작용 염산다음 방정식에 따라 진행됩니다.
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
염산이 충분하면 반응은 다음과 같이 종료됩니다.
모든 철이 소모됩니다. 또한 이 반응을 반대 방향으로 수행하려고 하면(염화제이철 용액에 수소를 통과시키면 금속 철과 염산이 작동하지 않습니다.) 이 반응은 반대 방향으로 진행될 수 없습니다. 따라서 철과 염산의 상호 작용은 되돌릴 수 없는 반응입니다.
그러나 이론적으로 모든 비가역적 과정은 특정 조건에서 가역적으로 발생하는 것으로 표현될 수 있다는 점을 명심해야 합니다. 원칙적으로 모든 반응은 가역적인 것으로 간주될 수 있습니다. 그러나 매우 자주 반응 중 하나가 분명히 우세합니다. 이는 상호 작용 생성물이 반응 영역에서 제거되는 경우에 발생합니다. 이온 교환 반응 중에 침전물이 형성되고 가스가 방출되며 실질적으로 해리되지 않는 생성물이 형성됩니다. 또는 출발 물질의 과잉으로 인해 반대 과정이 실질적으로 억제되는 경우. 따라서 역반응의 가능성을 자연적으로 또는 인위적으로 배제하면 공정이 거의 완료될 수 있습니다.
이러한 반응의 예로는 용액 내 염화나트륨과 질산은의 상호작용이 있습니다.
NaCL + AgNO 3 ® AgCl̅ + NaNO 3 ,
암모니아가 함유된 브롬화 구리
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
수산화나트륨 용액으로 염산을 중화
HCl + NaOH® NaCl + H2O.
이는 모두 예시일 뿐입니다. 거의염화은은 어느 정도 용해되고 복합 양이온 2+는 절대적으로 안정하지 않으며 물은 극히 미미하지만 해리되기 때문에 되돌릴 수 없는 과정입니다.
모든 화학 반응은 비가역 반응과 가역 반응이라는 두 그룹으로 나눌 수 있습니다. 비가역적 반응은 반응물 중 하나가 완전히 소비될 때까지 완료됩니다. 가역적 반응은 완료될 때까지 진행되지 않습니다. 가역적 반응에서는 어떤 반응물도 완전히 소모되지 않습니다. 이러한 차이는 비가역 반응이 한 방향으로만 발생할 수 있다는 사실에 기인합니다. 가역반응은 정방향과 역방향 모두에서 일어날 수 있다.
두 가지 예를 살펴보겠습니다.
실시예 1. 아연과 농축물의 상호작용 질산다음 방정식에 따라 진행됩니다.
충분한 양의 질산을 사용하면 모든 아연이 용해된 후에만 반응이 종료됩니다. 또한 이 반응을 반대 방향으로 수행하려고 하면(질산 아연 용액에 이산화질소를 통과시키면 금속 아연과 질산이 작동하지 않습니다.) 이 반응은 반대 방향으로 진행될 수 없습니다. 따라서 아연과 질산의 상호작용은 비가역적인 반응입니다.
실시예 2. 암모니아 합성은 다음 방정식에 따라 진행됩니다.
1몰의 질소와 3몰의 수소를 혼합하면 반응이 일어나기에 유리한 시스템 조건을 만들고 충분한 시간 후에 가스 혼합물을 분석하면 분석 결과는 반응뿐만 아니라 생성물(암모니아)이 시스템에 존재할 뿐만 아니라 초기 물질(질소 및 수소)도 존재합니다. 이제 동일한 조건에서 질소-수소 혼합물이 아닌 암모니아가 출발 물질로 배치되면 암모니아의 일부가 질소와 수소로 분해되고 양 사이의 최종 비율을 찾을 수 있습니다. 세 가지 물질 모두 질소와 수소의 혼합물에서 출발하는 경우와 동일합니다. 따라서 암모니아 합성은 가역반응이다.
가역 반응 방정식에서는 등호 대신 화살표를 사용할 수 있습니다. 이는 정방향과 역방향 모두에서 발생하는 반응을 상징합니다.
그림에서. 그림 68은 시간에 따른 순방향 및 역방향 반응 속도의 변화를 보여줍니다. 처음에는 출발물질을 혼합할 때 정반응의 속도가 빠르고, 역반응의 속도는 0이다. 반응이 진행됨에 따라 출발물질이 소모되어 그 농도가 떨어진다.
쌀. 63. 시간이 지남에 따라 순방향 및 역방향 반응 속도가 변경됩니다.
결과적으로 순방향 반응 속도가 감소합니다. 동시에 반응 생성물이 나타나고 농도가 증가합니다. 결과적으로 역반응이 일어나기 시작하고 그 속도는 점차 증가한다. 순방향 반응과 역방향 반응의 속도가 동일해지면 화학 평형이 발생합니다. 따라서 마지막 예에서는 질소, 수소 및 암모니아 사이에 평형이 설정됩니다.
화학 평형동적 평형이라고 합니다. 이는 평형 상태에서 순방향 반응과 역방향 반응이 모두 발생하지만 그 속도는 동일하므로 시스템의 변화가 눈에 띄지 않는다는 점을 강조합니다.
화학 평형의 정량적 특성은 화학 평형 상수라고 불리는 값입니다. 요오드화물-수소 합성 반응의 예를 사용하여 이를 고려해 보겠습니다.
대중 행동의 법칙에 따르면 순방향 및 역방향 반응 속도는 다음 방정식으로 표현됩니다.
평형 상태에서는 순방향 반응과 역방향 반응의 속도가 서로 동일하므로
정반응과 역반응의 속도 상수의 비율도 일정합니다. 이 반응의 평형 상수(K)라고 합니다.
드디어 여기서부터
이 방정식의 왼쪽에는 평형-평형 농도에서 확립되는 상호 작용 물질의 농도가 있습니다. 방정식의 우변은 일정한(일정한 온도에서) 양입니다.
일반적인 가역반응의 경우를 볼 수 있다.
평형 상수는 다음 방정식으로 표현됩니다.
여기서 큰 글자는 물질의 화학식을 나타내고, 작은 글자는 반응식의 계수를 나타낸다.
따라서 일정한 온도에서 가역 반응의 평형 상수는 평형 상태에서 설정된 반응 생성물(분자)과 출발 물질(분모)의 농도 사이의 비율을 나타내는 상수 값입니다.
평형 상수 방정식은 평형 조건에서 반응에 참여하는 모든 물질의 농도가 서로 관련되어 있음을 보여줍니다. 이러한 물질의 농도 변화는 다른 모든 물질의 농도 변화를 수반합니다. 결과적으로 새로운 농도가 설정되지만 이들 사이의 비율은 다시 평형 상수에 해당합니다.
첫 번째 근사치에 대한 평형 상수의 수치는 주어진 반응의 수율을 나타냅니다. 예를 들어, 반응 수율이 높은 경우, 이 경우에는
즉, 반응 생성물의 평형 농도에서는 많은 양의 생성물이 존재한다. 더 많은 농도이는 반응 수율이 높다는 것을 의미합니다. (비슷한 이유로) 반응 수율이 낮은 경우.
이종 반응의 경우 평형 상수의 표현과 질량 작용 법칙의 표현(§ 58 참조)에는 기체 또는 액체 상에 있는 물질의 농도만 포함됩니다. 예를 들어, 반응에 대해
평형 상수의 형식은 다음과 같습니다.
평형 상수의 값은 반응 물질의 성질과 온도에 따라 달라집니다. 촉매의 존재 여부에 의존하지 않습니다. 이미 언급했듯이 평형 상수는 정반응과 역반응의 속도 상수의 비율과 같습니다. 촉매는 정반응과 역반응의 활성화 에너지를 동일한 양만큼 변경하므로(60절 참조) 속도 상수의 비율에는 영향을 미치지 않습니다.
따라서 촉매는 평형상수 값에 영향을 미치지 않으므로 반응 수율을 높이거나 낮출 수 없습니다. 평형의 시작 속도를 높이거나 늦출 수만 있습니다.
코드화 주제: 가역적 및 비가역적 반응. 화학적 균형. 다양한 요인의 영향으로 화학 평형이 이동합니다.
역반응이 가능하다면 화학반응은 가역반응과 비가역반응으로 나누어진다.
가역적 화학 반응 주어진 조건에서 생성물이 서로 상호작용할 수 있는 반응입니다.
되돌릴 수 없는 반응 주어진 조건에서 생성물이 서로 상호작용할 수 없는 반응입니다.
에 대한 자세한 내용 화학 반응의 분류읽을 수 있습니다.
제품 상호 작용 가능성은 공정 조건에 따라 다릅니다.
그렇다면 시스템은 열려 있는, 즉. 와 교류하다 환경물질과 에너지 모두, 예를 들어 가스가 형성되는 화학 반응은 되돌릴 수 없습니다. 예를 들어 , 고체 중탄산나트륨을 하소하는 경우:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
이산화탄소 가스가 방출되어 반응 구역에서 증발합니다. 그러므로 이 반응은 다음과 같을 것이다. 뒤집을 수 없는이러한 조건에서. 우리가 고려한다면 폐쇄형 시스템 , 어느 캔트물질을 환경(예: 반응이 일어나는 닫힌 상자)과 교환하면 이산화탄소는 반응 구역에서 빠져나올 수 없고 물 및 탄산나트륨과 상호 작용합니다. 그러면 반응은 다음에서 가역적으로 일어날 것입니다. 다음 조건:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
고려해 봅시다 가역적 반응. 다음 계획에 따라 가역반응이 진행되도록 하세요.
aA + bB = cC + dD
질량 작용의 법칙에 따른 정반응 속도는 다음 식으로 결정됩니다. v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, 역반응 속도: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . 반응 초기에 시스템에 물질 C와 D가 없으면 입자 A와 B는 주로 충돌하고 상호 작용하며 주로 직접적인 반응이 발생합니다. 점차적으로 입자 C와 D의 농도도 증가하기 시작하므로 역반응 속도가 증가합니다. 어느 시점에서 순방향 반응의 속도는 역반응의 속도와 같다. 이 상태를 화학 평형 .
따라서, 화학 평형 시스템의 상태이다. 순방향 반응과 역방향 반응의 속도는 동일하다 .
왜냐하면 순방향 반응과 역방향 반응의 속도는 동일하고, 물질의 생성 속도는 소비 속도와 동일하며, 현재 물질의 농도는 변하지 않는다 . 이러한 농도를 평형 .
평형상태에서 참고해주세요 직접반응과 역반응이 있다즉, 반응물은 서로 상호작용하지만 생성물도 같은 속도로 상호작용합니다. 동시에 외부 요인도 영향을 미칠 수 있습니다. 대신 들어서다한 방향 또는 다른 방향으로의 화학 평형. 따라서 화학 평형을 이동성 또는 동적 평형이라고 합니다.
이동 평형 분야의 연구는 19세기에 시작되었습니다. Henri Le Chatelier의 작업은 이론의 기초를 마련했으며 나중에 과학자 Karl Brown에 의해 일반화되었습니다. 이동 평형의 원리 또는 Le Chatelier-Brown 원리는 다음과 같이 설명합니다.
평형상태의 시스템이 영향을 받는 경우 외부 요인, 평형 조건 중 하나를 변경하면 시스템에서 외부 영향을 보상하기 위한 프로세스가 강화됩니다.
즉, 시스템에 외부 영향이 있을 때 평형은 이러한 외부 영향을 보상하기 위해 이동합니다.
매우 중요한 이 원리는 모든 평형 현상(단지 화학 반응뿐만 아니라)에도 적용됩니다. 그러나 이제 화학적 상호작용과 관련하여 이를 고려해 보겠습니다. 화학 반응의 경우 외부 영향으로 인해 물질의 평형 농도가 변경됩니다.
평형 상태에서의 화학 반응은 온도, 압력, 반응물이나 생성물의 농도 등 세 가지 주요 요인의 영향을 받을 수 있습니다.
1. 알려진 바와 같이, 화학 반응에는 열 효과가 수반됩니다. 열 방출(발열 또는 +Q)과 함께 직접 반응이 발생하면 열 흡수(흡열 또는 -Q)와 함께 역반응이 발생하고 그 반대의 경우도 마찬가지입니다. 인상하면 온도 시스템에서는 이러한 증가를 보상하기 위해 균형이 이동합니다. 발열 반응에서는 온도 상승이 보상될 수 없다는 것이 논리적입니다. 따라서 온도가 증가함에 따라 시스템의 평형은 열 흡수 방향으로 이동합니다. 흡열 반응(-Q) 쪽으로; 온도가 감소함에 따라 발열 반응(+Q) 방향으로 진행됩니다.
2. 평형 반응의 경우, 물질 중 적어도 하나가 기체상에 있을 때 평형은 변화에 의해 크게 영향을 받습니다. 압력시스템에서. 압력이 증가함에 따라 화학 시스템은 이 효과를 보상하려고 시도하고 반응 속도를 증가시켜 기체 물질의 양이 감소합니다. 압력이 감소함에 따라 시스템은 반응 속도를 증가시켜 더 많은 기체 물질 분자를 생성합니다. 따라서 압력이 증가하면 평형은 가스 분자 수가 감소하는 방향으로 이동하고 압력이 감소하면 가스 분자 수가 증가하는 방향으로 이동합니다.
주의하세요! 반응가스와 생성물의 분자수가 동일한 시스템은 압력의 영향을 받지 않습니다! 또한 압력의 변화는 용액의 평형에 사실상 영향을 미치지 않습니다. 기체가 없는 반응에서.
3. 또한 화학 시스템의 평형은 변화에 의해 영향을 받습니다. 농도반응물과 생성물. 반응물의 농도가 증가함에 따라 시스템은 이를 모두 사용하려고 시도하고 순방향 반응의 속도를 증가시킵니다. 시약의 농도가 감소함에 따라 시스템은 시약을 생산하려고 시도하고 역반응의 속도는 증가합니다. 생성물의 농도가 증가함에 따라 시스템은 생성물을 소비하려고 시도하고 역반응 속도도 증가합니다. 생성물의 농도가 감소하면 화학 시스템은 생성 속도를 증가시킵니다. 순방향 반응 속도.
만약에 화학 시스템 순방향 반응 속도가 증가합니다. 오른쪽 , 제품 형성 쪽으로 그리고 시약 소비 . 만약에 역반응 속도가 증가한다, 우리는 균형이 바뀌었다고 말합니다. 왼쪽 , 식품 소비 쪽으로 그리고 시약의 농도 증가 .
예를 들어, 암모니아 합성 반응에서:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
압력이 증가하면 반응 속도가 증가하여 더 적은 수의 가스 분자가 형성됩니다. 직접 반응 (반응 가스의 분자 수는 4, 생성물의 가스 분자 수는 2). 압력이 증가함에 따라 평형은 생성물 쪽으로 오른쪽으로 이동합니다. ~에 온도 상승균형이 바뀔 것이다 흡열반응의 반대방향으로, 즉. 왼쪽, 시약쪽으로. 질소 또는 수소 농도가 증가하면 평형이 소비쪽으로 이동합니다. 오른쪽, 제품쪽으로.
촉매 밸런스에 영향을 주지 않기 때문에 순방향 및 역방향 반응을 모두 가속화합니다.
가역반응이란 무엇입니까? 이것은 서로 반대되는 두 방향으로 발생하는 화학적 과정입니다. 이러한 변환의 주요 특징과 고유한 매개변수를 고려해 보겠습니다.
균형의 본질은 무엇인가?
가역적 화학 반응은 특정 생성물을 생성하지 않습니다. 예를 들어, 황산화물(6)의 생성과 동시에 황산화물(4)이 산화되면 원래의 성분이 다시 형성된다.
비가역적 과정에는 상호작용하는 물질의 완전한 변형이 포함되며, 이러한 반응에는 하나 이상의 반응 생성물이 생성됩니다.
비가역적 상호작용의 예로는 분해 반응이 있습니다. 예를 들어, 과망간산칼륨을 가열하면 금속 망간산염인 산화망간(4)이 형성되고 산소 기체도 방출됩니다.
가역적 반응에는 침전 형성이나 가스 방출이 포함되지 않습니다. 이것이 바로 비가역적 상호작용과의 주요 차이점이 있는 부분입니다.
화학 평형은 공정 속도가 동일할 경우 하나 이상의 화학 반응이 가역적으로 발생할 수 있는 상호 작용 시스템의 상태입니다.
시스템이 동적 평형 상태에 있으면 주어진 시간 동안 온도, 시약 농도 또는 기타 매개변수에 변화가 없습니다.
평형 이동 조건
가역 반응의 평형은 르 샤틀리에의 법칙을 사용하여 설명할 수 있습니다. 그 본질은 처음에 동적 평형 상태에 있는 시스템에 외부 영향이 가해질 때 영향의 반대 방향으로 반응의 변화가 관찰된다는 사실에 있습니다. 이 원리를 사용하는 모든 가역적 반응은 온도, 압력 및 상호작용하는 물질의 농도가 변화하는 경우 원하는 방향으로 이동할 수 있습니다.
Le Chatelier의 원리는 기체 시약에만 "작동"하며 고체 및 액체 물질은 고려되지 않습니다. 압력과 부피 사이에는 상호 관계가 있습니다. 역관계, Mendeleev-Clapeyron 방정식으로 정의됩니다. 초기 기체 성분의 부피가 반응 생성물보다 큰 경우 평형을 오른쪽으로 변경하려면 혼합물의 압력을 높이는 것이 중요합니다.
예를 들어, 일산화탄소(2)가 이산화탄소로 변환되면 일산화탄소 2몰과 산소 1몰이 반응에 참여합니다. 이는 2몰의 일산화탄소(4)를 생성합니다.
문제의 조건에 따라 이 가역적 반응이 오른쪽으로 이동해야 한다면 압력을 높일 필요가 있습니다.
반응 물질의 농도도 공정 과정에 중요한 영향을 미칩니다. Le Chatelier의 원리에 따르면 초기 구성 요소의 농도가 증가하면 공정의 평형이 상호 작용의 결과로 이동합니다.
이 경우 생성된 생성물의 감소(반응 혼합물로부터의 제거)는 직접 공정의 발생을 촉진합니다.
압력 및 농도 외에도 온도 변화도 역반응 또는 직접 반응 발생에 중요한 영향을 미칩니다. 초기 혼합물이 가열되면 흡열 과정을 향한 평형 이동이 관찰됩니다.
가역반응의 예
특정 공정을 사용하여 반응 생성물 형성 방향으로 평형을 전환하는 방법을 고려해 보겠습니다.
2СО+О 2 -2СО 2
이 반응은 모든 물질이 동일한(기체) 상태에 있기 때문에 균질한 과정입니다.
방정식의 왼쪽에는 3개의 구성 요소 볼륨이 있으며, 상호 작용 후 이 표시기가 감소하고 2개의 볼륨이 형성됩니다. 직접적인 공정이 일어나기 위해서는 반응 혼합물의 압력을 높이는 것이 필요합니다.
반응이 발열 반응이라는 점을 고려하면 온도가 낮아져 이산화탄소가 생성됩니다.
공정의 평형은 출발 물질 중 하나인 산소 또는 일산화탄소의 농도가 증가함에 따라 반응 생성물이 형성되는 방향으로 이동합니다.
결론
가역적, 비가역적 반응은 인간의 삶에서 중요한 역할을 합니다. 우리 몸에서 일어나는 대사 과정은 화학 평형의 체계적인 변화와 관련이 있습니다. 화학 생산에서는 반응을 올바른 방향으로 유도하기 위해 최적의 조건이 사용됩니다.
가역적 반응- 주어진 조건에서 두 개의 반대 방향(정방향 및 역방향)으로 동시에 발생하는 화학 반응은 초기 물질이 생성물로 완전히 변환되지 않습니다. 예: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
가역반응의 방향은 반응에 참여하는 물질의 농도에 따라 달라집니다. 가역적 반응이 완료되면, 즉 화학 평형, 시스템에는 출발 물질과 반응 생성물이 모두 포함되어 있습니다.
간단한(1단계) 가역 반응은 동시에 발생하는 두 가지 기본 반응으로 구성되며, 화학 변환 방향만 서로 다릅니다. 직접적인 관찰이 가능한 최종 반응의 방향은 이러한 상호 역반응 중 어느 쪽이 더 빠른 속도를 갖는지에 따라 결정됩니다. 예를 들어, 간단한 반응
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2
기본적인 반응들로 구성되어 있다
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 및 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
복잡한(다단계) 반응의 가역성을 위해서는 모든 구성 단계가 가역적이어야 합니다.
을 위한 가역적 반응방정식은 일반적으로 다음과 같이 작성됩니다: A + B AB.
반대 방향의 두 화살표는 동일한 조건에서 정반응과 역반응이 동시에 발생함을 나타냅니다.
뒤집을 수 없는이는 제품이 서로 반응하여 출발 물질을 형성할 수 없는 화학 공정입니다. 관점에서 열역학 - 초기의 것들이 완전히 제품으로 변환됩니다. 예 되돌릴 수 없는 반응 2КlО3 > 2Кl + 3О2 가열 시 베르톨레 염의 분해 역할을 할 수 있습니다.
비가역적 반응은 발생하는 반응입니다.
1) 결과 생성물이 반응 영역을 떠납니다. 침전되어 가스로 방출됩니다(예: BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O)
2) 약간 해리된 화합물이 형성됩니다(예: 물: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl).
3) 반응에는 마그네슘의 연소와 같은 대규모 에너지 방출이 수반됩니다.
Mg + 1/2O 2 = MgO, ΔH = -602.5 kJ/mol
화학 평형은 정반응과 역반응의 속도가 동일한 반응 시스템의 상태입니다.
물질의 평형 농도화학 평형 상태에 있는 반응 혼합물의 물질 농도입니다. 평형 농도는 대괄호 안에 있는 물질의 화학식으로 표시됩니다.
예를 들어, 다음 항목은 평형 시스템에서 수소의 평형 농도가 1mol/L임을 나타냅니다.
화학 평형'균형'이라는 친숙한 개념과 다릅니다. 화학 평형은 역동적입니다. 화학 평형 상태의 시스템에서는 정반응과 역반응이 모두 발생하지만 그 속도는 동일하므로 관련 물질의 농도는 변하지 않습니다. 화학 평형은 정반응과 역반응의 속도 상수의 비율과 동일한 평형 상수를 특징으로 합니다.
정반응과 역반응의 속도 상수는 각 반응에 대한 출발 물질의 농도가 동일한 단위로 주어진 반응의 속도입니다. 또한, 평형 상수는 반응물의 평형 농도의 곱에 대한 화학량론적 계수의 거듭제곱으로 나타낸 직접 반응 생성물의 평형 농도의 비율과 같습니다.
Н2+I2 = 2НI
만약에 
, 그러면 시스템에 더 많은 출발 물질이 있습니다. 만약에 
, 그러면 시스템에 더 많은 반응 생성물이 있습니다. 평형상수가 1보다 상당히 크면 그 반응을 비가역적 반응이라고 합니다.
화학 평형 위치는 온도, 압력 및 물질 농도와 같은 반응 매개변수에 따라 달라집니다. 이러한 요인들이 화학 반응에 미치는 영향은 다음과 같은 패턴에 따라 달라집니다. 일반적인 견해 1884년 프랑스 물리화학자 르 샤틀리에(Le Chatelier)가 표현했고, 같은 해 네덜란드 물리화학자 반트 호프(Van't Hoff)가 확인했습니다. 르 샤틀리에 원리의 현대적 공식은 다음과 같습니다. : 시스템이 평형 상태에 있는 경우 평형을 결정하는 요소 중 하나의 변화로 표현되는 모든 영향은 이 영향을 약화시키는 경향이 있는 변화를 유발합니다.
원칙적으로 르 샤틀리에 우리 얘기 중이야동적 화학 평형 상태의 변위에 대해 이 원리는 이동 평형 원리 또는 평형 이동 원리라고도 합니다.
다양한 경우에 이 원칙을 적용해 보겠습니다.
온도의 영향.온도가 변하면 화학 평형의 변화는 부호에 의해 결정됩니다. 열 효과화학 반응. 흡열 반응, 즉 열을 흡수하여 발생하는 반응의 경우, 반응 중에 온도가 감소하기 때문에 온도가 증가하면 발생이 촉진됩니다. 결과적으로 평형이 오른쪽으로 이동하고 생성물의 농도가 증가하며 수율이 증가합니다. 온도가 감소하면 반대 그림이 관찰됩니다. 평형이 왼쪽으로 이동하고(열 방출과 함께 발생하는 역반응 방향) 제품의 농도와 수율이 감소합니다.
발열 반응에서는 반대로 온도가 증가하면 평형이 왼쪽으로 이동하고, 온도가 감소하면 평형이 오른쪽으로 이동합니다.
생성물과 시약의 농도 변화는 온도가 변하면 반응의 평형 상수도 변하기 때문입니다. 평형 상수가 증가하면 제품 수율이 증가하고 감소하면 감소합니다.
예를 들어, 탄산칼슘 분해의 흡열 과정의 경우 온도가 상승합니다. CaCO 3 (t) Û CaO (t)+ CO 2 (g) − Q평형을 오른쪽으로 이동시키고 일산화질소가 단순 물질로 분해되는 발열 반응의 경우
2NO Û N 2 + O 2 +Q온도가 증가하면 평형이 왼쪽으로 이동합니다. 즉, NO의 형성이 촉진됩니다.
압력의 영향.압력은 화학 반응 참가자 중 적어도 하나가 가스인 경우에만 화학 평형 상태에 눈에 띄는 영향을 미칩니다. 이러한 시스템의 압력이 증가하면 부피가 감소하고 반응에 참여하는 모든 기체 참가자의 농도가 증가합니다.
정반응 중에 기체 물질의 양이 증가하면 압력의 증가로 인해 평형이 왼쪽으로 이동합니다(역반응 중에 기체의 양이 감소함). 반응 중에 기체 물질의 양이 감소하면 압력이 증가함에 따라 평형이 오른쪽으로 이동합니다. 기체 반응물과 생성물의 양이 같으면 압력 변화가 화학 평형의 변화로 이어지지 않습니다.
압력의 변화는 평형 상수에 영향을 미치지 않는다는 점에 유의해야 합니다.
집중의 효과. Le Chatelier의 원리에 따르면 반응 참가자 중 하나의 농도가 증가하면 소비로 이어져야 합니다. 따라서 시약이 V = const에서 시스템에 추가되면 평형이 오른쪽으로 이동하고 반응 생성물이 왼쪽으로 이동합니다. 시스템에서 물질을 제거(농도 감소)하면 반대 효과가 나타납니다.
위의 모든 사항은 액체 및 기체 용액(기체 혼합물) 모두에 적용됩니다.