Chimie anorganică
Viteza reacțiilor și echilibru chimic
Viteza de reacție, factori de influență, echilibru chimic, constanta K, principiul Le Chatelier.
Viteza reacției chimice
Definiție: variația concentrației unui reactant sau produs în unitatea de timp.
$$v = \frac{\Delta C}{\Delta t} \quad \text{[mol·L⁻¹·s⁻¹]}$$
La reactanți: v = −ΔC/Δt (concentrația scade) La produși: v = +ΔC/Δt (concentrația crește)
Factorii care influențează viteza
1. Concentrația (sau presiunea pentru gaze)
↑ concentrație → ↑ frecvența ciocnirilor → ↑ viteză
Legea vitezei: v = k · [A]ᵐ · [B]ⁿ
- k = constanta de viteză (depinde de T)
- m, n = ordine parțiale (determinate experimental)
2. Temperatura
↑ T → ↑ energie cinetică → mai multe ciocniri eficiente → ↑ viteză
Regula lui van ‘t Hoff: la creșterea T cu 10°C, viteza crește de 2–4 ori.
Ecuația Arrhenius: k = A · e^(−Ea/RT)
- Ea = energia de activare [J/mol]
3. Suprafața de contact
Granulație fină (pulbere) > granulație grosieră → ↑ viteză
4. Catalizatorul
Catalizator: substanță care crește viteza fără a se consuma net.
Mecanism: oferă o cale de reacție cu energie de activare mai mică.
Cataliză omogenă: catalizator în aceeași fază cu reactanții. Cataliză eterogenă: faze diferite (ex: Pt solid în reacții gazoase).
Inhibitor (catalizator negativ): scade viteza reacției.
5. Natura reactanților
Reacțiile ionice (în soluție) sunt mult mai rapide decât cele moleculare.
Echilibrul chimic
O reacție reversibilă atinge echilibrul când viteza directă = viteza inversă.
$$aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$$
La echilibru: concentrațiile rămân constante (NU zero!), reacția continuă în ambele sensuri.
Constanta de echilibru (Kc)
$$K_c = \frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot [B]^b}$$
Nu se includ solidele și lichidele pure în expresia Kc.
Kc mare (>>1) → echilibrul favorizează produșii (reacția directă dominantă).
Kc mic (<<1) → echilibrul favorizează reactanții.
Kp (pentru gaze)
$$K_p = K_c \cdot (RT)^{\Delta n}$$
unde Δn = moli gaz produși − moli gaz reactanți.
Principiul Le Chatelier
Dacă echilibrul este perturbat, sistemul se deplasează în sensul care reduce perturbarea.
| Perturbație | Deplasare |
|---|---|
| ↑ concentrație reactant | → spre produși (→) |
| ↑ concentrație produs | ← spre reactanți (←) |
| ↓ concentrație produs (ex: precipitare) | → spre produși |
| ↑ temperatură | → spre reacția endotermă |
| ↓ temperatură | → spre reacția exotermă |
| ↑ presiune (pentru gaze) | → spre mai puțini moli de gaz |
| ↓ presiune | → spre mai mulți moli de gaz |
| Catalizator | NU deplasează echilibrul (accelerează ambele sensuri egal) |
Exemple industriale importante
Sinteza amoniacului (procesul Haber)
N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH = −92 kJ/mol
- Presiune mare (200 atm) → mai puțini moli gaz → favorizează NH₃
- T mică favorizează termodinamic, dar viteza e prea mică → compromis ~450°C
- Catalizator: Fe
Sinteza acidului sulfuric (procesul de contact)
2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g) ΔH < 0
- Catalizator: V₂O₅
- Presiune medie, T ~450°C
La examen
- Kc se scrie cu concentrațiile la echilibru, ridicate la puterea coeficienților stoechiometrici
- Solidele și lichidele pure NU apar în Kc
- Le Chatelier: ↑T favorizează endoterma; ↑p favorizează sensul cu mai puțini moli de gaz
- Catalizatorul nu modifică Kc, nu deplasează echilibrul — doar grăbește atingerea lui
- Dacă Δn(gaz) = 0, presiunea NU afectează echilibrul