Echilibrul chimic

Starea de echilibru este rezultatul a dou[ procese ce se desfăşoară cu viteze egale în sensuri opuse.

1) Legea acţiunii maselorLa echilibru, raportul între produsul concentraţiilor molare ale

produşilor de reacţie şi produsul concentraţiilor molare ale reactanţilor, toţi termenii fiind ridicaţi la puteri egale cu coeficienţii stoechiometrici, este o constantă.

Exemplu: aA + bB cC + dD; Kc= [C]^c*[D]^d / [A]^a*[B]^b.

unde: Kc=constanta de echilibru a substanţei [A] = concentraţia molară a subst. A [B] =…….B [C] =…….C [D] =…….D

2)Factorii care influenţează echilibrul chimicInfluenţa diferiţilor factori asupra stării de echilibru este

exprimată prin principiul lui De Chatelier.“Dacă un sistem aflat în echilibru suferă o constrângere, atunci

echilibrul se deplasează în sensul diminuării constrângerii”.

a) Influenţa temperaturii asupra echilibrului chimic

2A (2)(1) B+Q

La creşterea temperaturii echilibrul se deplasează în sensulreacţiei endoterme(2), astfel încât sistemul să absoarbă căldura primită.

La scăderea temperaturii echilibrul se deplasează în sensul reacţiei exoterme(1) astfel încât sistemul să compenseze scăderea temperaturii.

b) Influenţa concentraţiei asupra echilibrului chimicDacă într-un sistem aflat în echilibru concentraţia unui

component creşte, atunci echilibrul se deplasează în sensul consumării acelui component.

Dacă într-un sistem aflat în echilibru concentraţia unui component scade, echilibrul chimic se deplasează în sensul formării acelui component.

c) Influenţa presiunii asupra echilibrului chimic

2A(g) B(g)

La creşterea presiunii echilibrul se deplasează spre formarea compuşilor gazoşi ce ocupă un volum mai mic respectiv un număr mai mic de moli de gaz(1).

La scăderea presiunii echilibrul se deplasează spre formarea compuşilor gazoşi ce ocupă un volum mai mare respectiv un număr mai mare de moli(2).

Pentru reacţiile ce au loc fără variaţia nr de moli, presiunea nu influenţează echilibrul.

*Aplicaţie: pentru reacţia chimică:

N2(g) + 2H2(g) (2)(1) 2HN3(g) + 92Kj,Sensul de deplasare al echilibrului chimic este:

– creşterea temperaturii în sensul reacţiei endoterme(2)– scăderea presiunii în sensul formării unui nr mai mare de

moli(2)– creşterea concentraţiei azotului în sensul consumării azotului

(1)

3) Amfoliţi acido-baziciAmfoliţii acido-bazici sunt substanţe care pot atât să cedeze cât

şi să accepte protoni. Exemple: H2O, HSO4(-), HCO3(-), HPO4(2-), Al(OH)3, Zn(OH)2.

Reacţii care pun în evidenţă caracterul amfoter al hidroxidului de aluminiu:

Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O - clorură de aluminiu, apăAl(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4] tetrahidroxoaluminat de Na.

4) Produsul ionic al apei

Reacţia de autoprotoliză a apei: H2O + H2O H3O(+) + HO(-)

Kc = [H3O+][HO-] / [H2O]^2;Kw = Kc * [H2O]^2 = [H3O+][HO-].

Kw = produsul ionic al apei[H3O+] = concentraţia molară a ionilor hidroniu[HO-] = concentraţia molară a ionilor hidroxil

5) PH-ul soluţiilor apoase de acizi şi bazePH-ul este logaritmul zecimal cu semn schimbat din

concentraţia molară a ionilor hidroniu. pH = -lg[H3O+]

În apa pură: [H3O+] = [HO-] = 10^-7 moli/L => pH=7În soluţii acide: [H3O+] > 10^-7 > [HO-] => pH<7În soluţii bazice: [H3O+] < 10^-7 < [HO-] => pH>7

Caracterul acid sau bazic al unei soluţii poate fi apreciat prin valoarea pH-ului.

pOH = -lg[HO-]; pH + pOH=14, unde pOH este logaritmul zecimal cu semn schimbat din concentraţia molară a ionilor hidroxil.

6) Calcularea pH-ului în soluţii de acizi şi baze

a)Soluţie de acid tare monoprotic

[H3O+] = Cm, unde Cm = concentraţia molară a soluţiei de acidpH = -lg(Cm)

b)Soluţie de bază tare monoacidă

[HO-] = Cm, unde Cm = concentraţia molară a bazeipOH = -lg(Cm)pH = 14-pOH

7) Echilibre în soluţii apoase de acizi şi baze

a) La ionizarea unui acid slab în soluţie apoasă se stabileşte un echilibru pentru care se poate aplica legea acţiunii maselor.

HA + H2OH3O(+) + a(-)Kc = [H3O+][A-] / [HA][H2O]

Concentraţia apei poate fi considerată constantă deoarece ionizarea are loc în proporţie redusă.

Ka = Kc [H2O] = [H3O+][A-] / [HA]Ka = constantă de aciditate

Un acid este cu atât mai tare cu cât constanta de aciditate este mai mare.

Exemplu: HCN + H2O H3O(+) + CN(-);Ka = H3O+][CN-] / [HCN].

b) La ionizarea unei baze slabe în soluţie apoasă se stabileşte un echilibru care se poate exprima:

B + H2O BH(+) + HO(-)Kc = [BH+][HO-] / [B][H2O]Kb = Kc[H2O] = [BH+][HO-] / [B]Kb = constantă de bazicitate

Exemplu: NH3 + H2O NH4(+) + HO(-)Kb = [NH4+][HO-] / [NH3].

8) Reacţia de neutralizare

Reacţia de neutralizare este reacţia dintre un acid li o bază, cu formare de sare şi apă.

a)acid tare + bază tare:

HCl + NaOH NaCl + H2O, clorură de sodiu

b)acid tare + bază slabă:

HCl + NH3 NH4Cl, clorură de amoniu

c)acid slab + bază tare:

H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O sulfură de sodiu

d)acid slab + bază slabă:

H2S + 2NH3 (NH4)2S, sulfură de amoniu