العوامل التي يعتمد عليها ثابت التوازن التوازن الكيميائي
المؤسسة التعليمية الحكومية للتعليم المهني العالي "جامعة ولاية الأورال التقنية - UPI"
تحديد ثوابت التوازن الكيميائي
ردود الفعل والحساب التوازن الكيميائي
في دورة الكيمياء الفيزيائية
للطلاب بدوام كامل
ايكاترينبرج 2007
يو دي سي 544(076)S79
جمعتها
محرر علمي، مرشح للعلوم الكيميائية، أستاذ مشارك
تحديد ثوابت التوازن للتفاعلات الكيميائية وحساب التوازن الكيميائي:تعليمات منهجية للعمل المخبري رقم 4 في مقرر الكيمياء الفيزيائية / شركات. - ييكاتيرينبرج: المؤسسة التعليمية الحكومية للتعليم المهني العالي USTU-UPI، 20 ص.
تهدف المبادئ التوجيهية إلى إجراء دراسة متعمقة إضافية للمواد المتعلقة بالتوازن الكيميائي في إطار العمل الحسابي والتحليلي في المختبر. يحتوي على 15 خيارًا للمهام الفردية مما يساهم في تحقيق الهدف.
قائمة المراجع: 5 عناوين. أرز. طاولة
© المؤسسة التعليمية الحكومية للتعليم المهني العالي "ولاية الأورال
الجامعة التقنية - يو بي آي"، 2007
مقدمة
هذا العمل، على الرغم من أنه تم تنفيذه في إطار ورشة عمل معملية، إلا أنه يتعلق بالحساب والعمل التحليلي ويتكون من إتقان المادة النظريةوحل عدد من المسائل المتعلقة بموضوع مقرر الكيمياء الفيزيائية "التوازن الكيميائي".
وتعود الحاجة إليه إلى تعقيد هذا الموضوع من جهة، وعدم كفاية الوقت التعليمي المخصص لدراسته من جهة أخرى.
الجزء الرئيسي من موضوع "التوازن الكيميائي": اشتقاق قانون التوازن الكيميائي، والنظر في معادلات الأيزوبار والأيسوثرم تفاعل كيميائيإلخ يتم تقديمها في المحاضرات ودراستها تمارين عملية(لذلك لم يتم تقديم هذه المادة في هذا العمل). يتناول هذا الدليل بالتفصيل قسم الموضوع المتعلق بالتحديد التجريبي لثوابت التوازن وتحديد تركيبة التوازن لنظام يحدث فيه تفاعل كيميائي.
لذلك، فإن إكمال الطلاب لهذا العمل سيسمح لهم بحل المهام التالية:
1) التعرف على طرق تحديد وحساب ثوابت التوازن للتفاعلات الكيميائية؛
2) تعلم كيفية حساب تركيبة التوازن للخليط بناءً على مجموعة واسعة من البيانات التجريبية.
1. معلومات نظرية حول الطرق
تحديد ثوابت التوازن للتفاعلات الكيميائية
دعونا نتناول بإيجاز المفاهيم الأساسية المستخدمة أدناه. ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي هو الكمية
https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - طاقة جيبس المولية القياسية للتفاعل ص.
المعادلة (1) هي المعادلة المحددة لثابت التوازن للتفاعل الكيميائي. وتجدر الإشارة إلى أن ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي هو كمية بلا أبعاد.
قانون التوازن الكيميائي مكتوب على النحو التالي
, (2)
حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- النشاط ك- مشارك في رد الفعل؛ - بُعد النشاط؛ معامل العناصر المتكافئة ك- مشارك رد الفعل ص.
يعد التحديد التجريبي لثوابت التوازن مهمة صعبة إلى حد ما. بادئ ذي بدء، عليك التأكد من تحقيق التوازن عند درجة حرارة معينة، أي أن تكوين خليط التفاعل يتوافق مع حالة التوازن - وهي حالة ذات حد أدنى من طاقة جيبس، وألفة تفاعل صفرية ومساواة في معدلات ردود الفعل الأمامية والعكسية. في حالة التوازن، سيكون الضغط ودرجة الحرارة وتكوين خليط التفاعل ثابتًا.
للوهلة الأولى، يبدو أنه يمكن تحديد تكوين خليط التوازن باستخدام طرق التحليل الكمي مع التفاعلات الكيميائية المميزة. ومع ذلك، فإن إدخال كاشف أجنبي يربط أحد مكونات العملية الكيميائية يغير (أي يغير) حالة توازن النظام. لا يمكن استخدام هذه الطريقة إلا إذا كان معدل التفاعل بطيئًا بدرجة كافية. ولهذا السبب، في كثير من الأحيان، عند دراسة التوازن، يتم أيضًا استخدام طرق فيزيائية مختلفة لتحديد تكوين النظام.
1.1 الطرق الكيميائية
هناك ثابتة الطرق الكيميائيةوالطرق الكيميائية الديناميكية. دعونا نلقي نظرة على الأمثلة المحددة الواردة في.
1.1.1 الطرق الثابتة.
تتضمن الطرق الثابتة وضع خليط التفاعل في مفاعل عند درجة حرارة ثابتة ثم تحديد تركيبة النظام بمجرد الوصول إلى التوازن. يجب أن يكون التفاعل قيد الدراسة بطيئًا بدرجة كافية بحيث لا يؤدي إدخال كاشف غريب إلى الإخلال بحالة التوازن عمليًا. لإبطاء العملية، يمكنك تبريد دورق التفاعل بسرعة كبيرة. والمثال الكلاسيكي لمثل هذا البحث هو التفاعل بين اليود والهيدروجين
H2(ز) + I2(ز) = 2HI (ز) (3)
قام ليموين بوضع خليط من اليود والهيدروجين أو يوديد الهيدروجين في أسطوانات زجاجية. عند 200 درجة مئوية، لا يحدث التفاعل عمليا؛ عند 265 درجة مئوية، تكون مدة التوازن عدة أشهر؛ عند 350 درجة مئوية، يتم إنشاء التوازن في غضون عدة أيام؛ عند 440 درجة مئوية - لعدة ساعات. وفي هذا الصدد، تم اختيار نطاق درجة حرارة يتراوح بين 300 – 400 درجة مئوية لدراسة هذه العملية. تم تحليل النظام على النحو التالي. تم تبريد بالون التفاعل بسرعة عن طريق إنزاله في الماء، ثم فتح الصنبور وتم إذابة يوديد الهيدروجين في الماء. تم تحديد كمية حمض الهيدروديك عن طريق المعايرة. عند كل درجة حرارة، يتم تنفيذ التجربة حتى يصل التركيز إلى قيمة ثابتة، مما يدل على حدوث التوازن الكيميائي في النظام.
1.1.2 الأساليب الديناميكية.
تتكون الطرق الديناميكية من التدوير المستمر لخليط الغاز ثم تبريده بسرعة لتحليله لاحقًا. تنطبق هذه الطرق بشكل أكبر على ردود الفعل السريعة إلى حد ما. يتم تسريع التفاعلات، كقاعدة عامة، إما عن طريق تنفيذها عند درجات حرارة مرتفعة أو عن طريق إدخال محفز في النظام. تم استخدام الطريقة الديناميكية بشكل خاص في تحليل التفاعلات الغازية التالية:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)
2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)
2SO2 + O2 ⇄ 2SO
3H2 + N2 ⇄ 2NH
1.2 الطرق الفيزيائية
تعتمد هذه الطرق بشكل أساسي على قياس الضغط أو كثافة الكتلة لخليط التفاعل، على الرغم من إمكانية استخدام خصائص أخرى للنظام.
1.2.1 قياس الضغط
كل تفاعل يصاحبه تغير في عدد مولات المواد المتفاعلة الغازية يصاحبه تغير في الضغط عند حجم ثابت. إذا كانت الغازات قريبة من المثالية، فإن الضغط يتناسب طرديًا مع إجمالي عدد مولات المواد المتفاعلة الغازية.
كمثال توضيحي، فكر في تفاعل الغاز التالي، المكتوب لكل جزيء من المادة البادئة
عدد الشامات
في اللحظة الأولى 0 0
في التوازن
حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" width = "245" height = "25 src = ">، (9)
حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width = "20" height = "21 src = ">.gif" width = "91" height = "31">.
وهناك علاقات بين هذه الضغوط:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image022_24.gif" width = "132" height = "52 src = ">. (11)
https://pandia.ru/text/78/005/images/image024_21.gif" width="108" height="52 src="> . (13)
سيكون ثابت التوازن، معبرًا عنه بمقياس p
. (14)
وبالتالي، وبقياس ضغط التوازن، يمكن تحديد درجة التفكك باستخدام الصيغة (13)، ومن ثم يمكن حساب ثابت التوازن باستخدام الصيغة (14).
1.2.2 قياس كثافة الكتلة
يتميز كل تفاعل، مصحوبًا بتغيير في عدد مولات المشاركين الغازيين في العملية، بتغير في كثافة الكتلة عند ضغط ثابت.
على سبيل المثال، رد الفعل (8) صحيح
, (15)
حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> هو حجم النظام في حالة التوازن. كقاعدة عامة، في الواقع في التجارب، ليس الحجم هو الذي يتم قياسه، بل كتلة كثافة النظام، والتي تتناسب عكسيًا مع الحجم..gif" width='37 height=21' height='21"> - كثافة كتلة النظام في اللحظة الأولية وفي لحظة التوازن، على التوالي. ومن خلال قياس الكثافة الكتلية للنظام، يمكننا استخدام الصيغة (16) لحساب درجة التفكك، ومن ثم ثابت التوازن.
1.2.3 قياس الضغط الجزئي المباشر
الطريقة الأكثر مباشرة لتحديد ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي هي قياس الضغوط الجزئية لكل مشارك في العملية. بشكل عام، من الصعب جدًا تطبيق هذه الطريقة عمليًا، وغالبًا ما يتم استخدامها فقط عند تحليل مخاليط الغاز التي تحتوي على الهيدروجين. في هذه الحالة، يتم استخدام خاصية معادن مجموعة البلاتين لتكون نفاذية للهيدروجين عند درجات حرارة عالية. يتم تمرير خليط الغاز المسخن عند درجة حرارة ثابتة من خلال الأسطوانة 1، التي تحتوي على خزان إيريديوم فارغ 2 متصل بمقياس الضغط 3 (الشكل 1). الهيدروجين هو الغاز الوحيد الذي يمكنه المرور عبر جدران خزان الإيريديوم.
وهكذا يبقى القياس الضغط الكليخليط الغاز والضغط الجزئي للهيدروجين لحساب ثابت التوازن للتفاعل. سمحت هذه الطريقة للوينشتاين ووارتنبرج (1906) بدراسة تفكك الماء وحمض الهيدروكلوريك وHBr وHI وH2S، بالإضافة إلى تفاعلات مثل:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)
1.2.4 الطرق البصرية
هناك طرق اختبار التوازن تعتمد على قياسات الامتزاز والتي تكون فعالة بشكل خاص في حالة الغازات الملونة. من الممكن أيضًا تحديد تركيبة خليط الغاز الثنائي عن طريق قياس معامل الانكسار (قياس الانكسار). على سبيل المثال، درس تشادرون (1921) اختزال أكاسيد المعادن بواسطة أول أكسيد الكربون عن طريق قياس تركيبة خليط الغاز من أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكربون بطريقة قياس الانكسار.
1.2.5 قياس التوصيل الحراري
تم استخدام هذه الطريقة لدراسة تفاعلات التفكك في الطور الغازي، على سبيل المثال.
لنفترض أنه تم وضع خليط من N2O4 وNO2 في وعاء، جداره الأيمن له درجة حرارة T2، والجدار الأيسر T1، وT2>T1 (الشكل 2). سيكون تفكك N2O4 أكبر في ذلك الجزء من الوعاء الذي يحتوي على المزيد درجة حرارة عالية. وبالتالي فإن تركيز NO2 في الجانب الأيمن من الوعاء سيكون أكبر منه في الجانب الأيسر، وسيتم ملاحظة انتشار جزيئات NO2 من اليمين إلى اليسار وN2O4 من اليسار إلى اليمين. ومع ذلك، عند الوصول إلى الجانب الأيمن من وعاء التفاعل، تنفصل جزيئات N2O4 مرة أخرى، وتمتص الطاقة على شكل حرارة، وجزيئات NO2، التي تصل إلى الجانب الأيسر من الوعاء، تتضاءل، وتطلق الطاقة على شكل حرارة. وهذا يعني أن تراكب التوصيل الحراري العادي والتوصيل الحراري المرتبط بحدوث تفاعل التفكك يحدث. يتم حل هذه المشكلة كميًا وتجعل من الممكن تحديد تركيبة خليط التوازن.
1.2.6 قياس القوة الدافعة الكهربائية (EMF) للخلية الجلفانية
يعد قياس القوة الدافعة الكهربية للخلايا الكلفانية طريقة بسيطة ودقيقة لحساب الوظائف الديناميكية الحرارية للتفاعلات الكيميائية. من الضروري فقط 1) بناء خلية كلفانية بحيث يتزامن التفاعل النهائي فيها مع التفاعل قيد الدراسة، والذي يجب تحديد ثابت توازنه؛ 2) قياس المجال الكهرومغناطيسي لخلية كلفانية في عملية توازن ديناميكي حراري. للقيام بذلك، من الضروري أن تحدث عملية توليد التيار المقابلة ببطء لا نهائي، أي أن العنصر يعمل بقوة تيار صغيرة بلا حدود، ولهذا السبب يتم استخدام طريقة التعويض لقياس المجال الكهرومغناطيسي لخلية كلفانية، والذي يعتمد على حقيقة أن الخلية الجلفانية قيد الدراسة متصلة على التوالي ضد فرق جهد خارجي، وقد تم اختيار الأخير بحيث لا يوجد تيار في الدائرة. إن حجم المجال الكهرومغناطيسي، المقاس بطريقة التعويض، يتوافق مع عملية توازن ديناميكي حراري تحدث في العنصر ويكون العمل المفيد للعملية أقصى ما يكون ويساوي فقدان طاقة جيبس
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width = "181" height = "29 src = "> (20)
في ص، T = ثابت، حيث F– رقم فاراداي = 96500 سي/مول، ن- أصغر مضاعف مشترك لعدد الإلكترونات المشاركة في تفاعلات الأقطاب الكهربائية، إيو- EMF القياسي، V.
يمكن إيجاد قيمة ثابت التوازن من العلاقة (21)
(21)
2. مثال على العمل المخبري لتحديد قيمة ثابت التوازن
غالبًا ما يتم العثور على العمل المختبري لدراسة تفاعل تفكك كربونات المعادن في ورش الكيمياء الفيزيائية. هيا نعطي ملخصعمل مماثل.
الهدف من العمل – تحديد ثابت التوازن وحساب الكميات الديناميكية الحرارية الرئيسية لتفاعل تحلل الكربونات.
كربونات الكالسيوم https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)
وينتج عن ذلك أول أكسيد الكربون الغازي (IV)، وأكسيد الكالسيوم الصلب، وجزء من بقايا كربونات الكالسيوم غير المنفصلة.
سيتم كتابة ثابت توازن التفاعل (22) على النحو التالي:
, (23)
حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> في منظر عامأو ؛ أنشطة المراحل الصلبة أو السائلة النقية تساوي https://pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.
إذا تم قياس الضغط في الأجواء، فإن = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">.(24)
ويسمى ضغط التوازن لثاني أكسيد الكربون على كربونات الكالسيوم ضغط تفكك CaCO3.
وهذا يعني أن ثابت التوازن لتفاعل تفكك كربونات الكالسيوم سيكون عددياتساوي مرونة تفكك الكربونات إذا تم التعبير عن الأخيرة في الأجواء. وبالتالي، من خلال التحديد التجريبي لمرونة تفكك كربونات الكالسيوم، من الممكن تحديد قيمة ثابت التوازن لهذا التفاعل.
الجزء التجريبي
لتحديد مرونة تفكك كربونات الكالسيوم يتم استخدامه طريقة ثابتة. جوهرها هو قياس ضغط ثاني أكسيد الكربون مباشرة في التثبيت عند درجة حرارة معينة.
معدات.المكونات الرئيسية للتركيب هي: وعاء التفاعل (1)، مصنوع من مادة مقاومة للحرارة وموضع في فرن كهربائي (2)؛ مقياس الضغط الزئبقي (3)، متصل بإحكام بوعاء التفاعل ومن خلال صنبور (4) مع مضخة تفريغ يدوية (5). يتم الحفاظ على درجة الحرارة في الفرن باستخدام منظم (6)، ويتم التحكم في درجة الحرارة باستخدام المزدوج الحراري (7) وفولتميتر (8). يتم وضع كمية معينة من المادة المسحوقة محل الدراسة (9) (كربونات المعدن) في وعاء التفاعل.
أمر العمل. بعد التحقق من ضيق النظام، قم بتشغيل الفرن واستخدم المنظم لضبط درجة الحرارة الأولية المطلوبة لأوعية التفاعل. سجل القراءات الأولى للمزدوجة الحرارية ومقياس الضغط. بعد ذلك، باستخدام المنظم (6)، قم بزيادة درجة الحرارة في الفرن بمقدار 10-20 درجة، وانتظر حتى يتم تحديد قيمة درجة حرارة ثابتة جديدة وتسجيل قيمة الضغط المقابلة لدرجة الحرارة هذه. وبالتالي، زيادة درجة الحرارة تدريجيا، واتخاذ ما لا يقل عن 4-5 قياسات. وبعد انتهاء التجربة يتم تبريد الفرن ويتم توصيل النظام بالجو من خلال صمام (4). ثم أطفئ الفرن وجهاز الفولتميتر. بعد معالجة البيانات التجريبية التي تم الحصول عليها، من الممكن حساب ثابت التوازن لتفاعل التفكك.
تين. 3. التثبيت لتحديد مرونة التفكك
كربونات معدنية.
3. تحديد ثوابت التوازن
دون إجراء تجربة
3.1 حساب ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي من
قيمة دالة جيبس المولية القياسية للتفاعل
هذه الطريقة لا تنطوي على التجريب على الإطلاق. إذا كان المحتوى الحراري المولي القياسي والإنتروبيا للتفاعل عند درجة حرارة معينة معروفين، فيمكن باستخدام المعادلات المقابلة حساب دالة جيبس المولية القياسية للتفاعل قيد الدراسة عند درجة الحرارة المطلوبة، ومن خلالها قيمة ثابت التوازن.
إذا كانت قيم الإنتروبيا المولية القياسية والإنثالبي عند درجة حرارة معينة غير معروفة، فيمكنك استخدام طريقة تيمكين وشفارتسمان، أي من قيمة الإنتروبيا المولية القياسية والإنثالبي عند درجة حرارة 298 كلفن والقيم لمعاملات الاعتماد على درجة الحرارة للسعة الحرارية المولية للتفاعل، احسب طاقة جيبس المولية القياسية للتفاعل عند أي درجة حرارة.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - المعاملات المرجعية التي لا تعتمد على طبيعة التفاعل ويتم تحديدها فقط بواسطة قيم درجة الحرارة.
3.2 طريقة الجمع بين التوازنات
تستخدم هذه الطريقة في الديناميكا الحرارية الكيميائية العملية. على سبيل المثال، تم العثور على ثوابت التوازن لتفاعلين تجريبيا عند نفس درجة الحرارة
1. СH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0.5 HCOOCH3(ز) ⇄ CH3OH(ز) 
. (27)
ثابت التوازن لتفاعل تخليق الميثانول
3..gif" width="31" height="32"> و:
. (29)
3.3 حساب ثابت توازن التفاعل الكيميائي عند درجة حرارة معينة من القيم المعروفة لثوابت التوازن لنفس التفاعل عند درجتي حرارة أخريين
تعتمد طريقة الحساب هذه على حل معادلة إيزوبار التفاعل الكيميائي (فانت هوف إيزوبار)
, (30)
حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">ويبدو كالتالي:
. (31)
باستخدام هذه المعادلة، بمعرفة ثوابت التوازن عند درجتي حرارة مختلفتين، يمكنك حساب المحتوى الحراري المولي القياسي للتفاعل، وبمعرفته وثابت التوازن عند درجة حرارة واحدة، يمكنك حساب ثابت التوازن عند أي درجة حرارة أخرى.
4. أمثلة على حل المشكلات
أوجد ثابت التوازن لتخليق الأمونيا y N2 + H2 ⇄ NH3 إذا كان الكسر المولي المتوازن للأمونيا هو 0.4 عند 1 atm و600K. الخليط الأولي هو متكافئ؛ لا يوجد أي منتج في الخليط الأولي.
منح:التفاعل y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1.5 mol; = 0.5 مول؛ = 0 مول = 0.4 أوجد: - ؟
حل
من شروط المشكلة نعرف المعادلة المتكافئة وأيضا أنه في اللحظة الأولى من الزمن يكون عدد مولات النيتروجين يساوي المعادلة المتكافئة أي 0.5 مول (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">
دعنا نكتب التفاعل، تحت رموز العناصر نشير إلى الكميات الأولية والتوازنية لشامات المواد
ص N2 + H2 ⇄ NH3
0.5 - 0.5ξ 1.5 - 1.5 ξξ
إجمالي عدد مولات جميع المشاركين في التفاعل في النظام عند لحظة التوازن
https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif" width = "197" height = "56 src = ">.gif" width = "76" height = "48 src = ">
https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif" width="120" height="47">
= 3,42
حل المشكلة المباشرة للتوازن الكيميائي هو حساب تركيبة التوازن للنظام الذي يحدث فيه تفاعل معين (عدة تفاعلات). ومن الواضح أن أساس الحل هو قانون التوازن الكيميائي. ولا يلزم إلا التعبير عن جميع المتغيرات التي يتضمنها هذا القانون من خلال أحدها: على سبيل المثال، من خلال عمق التفاعل الكيميائي، أو من خلال درجة التفكك، أو من خلال جزء مولي من التوازن. من الأفضل اختيار المتغير المناسب للاستخدام بناءً على الظروف المحددة للمشكلة.
المشكلة 2
ثابت التوازن للتفاعل الغازي لتخليق يوديد الهيدروجين
H2 + I2 ⇄ 2HI عند درجة حرارة 600 كلفن والضغط المعبر عنه في الأجواء يساوي كر= 45.7. أوجد عمق التوازن لهذا التفاعل ومردود التوازن للمنتج عند درجة حرارة وضغط معينين قدره 1 atm، إذا كانت كميات المواد الأولية في اللحظة الأولية تتوافق مع المواد المتكافئة، ولم تكن هناك منتجات تفاعل في البداية لحظة.
منح كر= 45.7. = 1 مول؛ https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width = "68" height = "27 src = "> mole. ابحث عن: - ? - ?
حل
ولنكتب التفاعل نفسه، وتحت رموز العناصر عدد مولات كل مشارك في اللحظة الأولية وفي لحظة تحقيق التوازن حسب الصيغة (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
دعونا نعبر عن الكسور المولية المتوازنة والضغوط الجزئية لجميع المشاركين في التفاعل من خلال متغير واحد - عمق التفاعل الكيميائي
https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width = "144" height = "47 src = ">.
قانون فعل الكتلة أو قانون التوازن الكيميائي
https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0.772.
المشكلة 3
وتختلف حالتها عن المشكلة 2 فقط في أن الكميات الأولية من مولات الهيدروجين واليود تساوي 3 و2 مول على التوالي. احسب التركيب المولي لخليط التوازن.
منح: التفاعل المحتمل: H2+I2= 2HI. 600 ك، 1 صراف آلي. كر = 45,7 .
3 مول؛ خلد؛ خلد. ابحث عن: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
إجمالي عدد مولات جميع المشاركين في التفاعل في لحظة التوازن يساوي
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
الكسور المولية المتوازنة والضغوط الجزئية لجميع المشاركين في التفاعل، معبرًا عنها من خلال متغير واحد - عمق التفاعل الكيميائي
استبدال الضغوط الجزئية في قانون التوازن الكيميائي يعطي:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> وحساب ثابت التوازن ثم بناء رسم بياني وتحديد منه عمق التفاعل الذي يتوافق مع العثور على قيمة ثابت التوازن.
= 1,5 =
12
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width = "29" height = "29 src = "> =29,7
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width = "29" height = "29 src = "> = 54
https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" width="35 height=25" height="25">= 0.712
لتنفيذ العمل تحتاج إلى إكمال المهام التالية
التمرين 1
1. صف طريقة لتحديد مرونة ثاني أكسيد الكربون تجريبيًا عند دراسة تفاعل التفكك CaCO3⇄CaO+CO2
(الخيارات 1 – 15، الجدول 3)؛
2. اكتب قانون التوازن الكيميائي للتفاعل قيد الدراسة. تحديد قيم ثوابت التوازن لتفاعل تفكك كربونات الكالسيوم وفقًا للبيانات التجريبية (الجدول 3) عند درجات حرارة مختلفة، أكمل المهام من القسم ب (حسب الخيار المحدد) أكمل المهام 1-3، ص؛
3. اكتب تعبيرًا محددًا لثابت التوازن واحسب نظريًا ثابت التوازن للتفاعل محل الدراسة عند آخر درجة حرارة موضحة في الجدول.
المهمة 2
1- قم بإعداد إجابة السؤال 1 (الخيارات من 1 إلى 15، الجدول 4)
2. حل المشاكل 2 و 3.
البيانات المرجعية المطلوبة لإكمال العمل
قيمة حساب التغير المولي القياسي في طاقة جيبس باستخدام طريقة تيمكين وشفارتسمان
الجدول 1
البيانات الديناميكية الحرارية لحساب طاقة جيبس المولية القياسية
الجدول 2
البيانات التجريبية للمهمة 1
الجدول 3
خيار | بيانات تجريبية |
|||
ر, سج | ||||
ص, ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق | ||||
ص،ملم زئبق |
شروط المهام لإكمال المهمة 2
الجدول 4
1 خيار | 1. أخبرنا عن الطرق الكيميائية لتحديد قيم ثوابت التوازن الكيميائي. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، يمكن أن يدخل في تفاعل كيميائي لتكوين منتج التفاعل C، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5 A + 2B = C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . عند 1273 كلفن وضغط إجمالي قدره 30 ضغطًا جويًا، يحتوي خليط التوازن مع التفاعل المفترض CO2 (g) + C (s) = 2CO (g) على 17% (من حيث الحجم) CO2. ما هي نسبة ثاني أكسيد الكربون التي سيحتويها الغاز عند ضغط إجمالي قدره 20 atm؟. عند أي ضغط سيحتوي الغاز على 25% ثاني أكسيد الكربون؟ |
الخيار 2 | 1 . وصف الطريقة الفيزيائية لتحديد قيمة ثابت التوازن الكيميائي عن طريق قياس الضغط. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي لتكوين منتج التفاعل C، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + B = C. في اللحظة الأولية من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في يتم أخذ النظام والمواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.5، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . عند درجة حرارة 2000 درجة مئوية وضغط إجمالي قدره 1 ضغط جوي، يتفكك 2% من الماء إلى هيدروجين وأكسجين وفقًا للتفاعل H2O(g) = H2(g) + 0.5 O2(g). احسب ثابت توازن التفاعل في ظل هذه الظروف. |
الخيار 3 | 1 . وصف طريقة لتحديد قيمة ثابت التوازن من قياسات الكثافة. ما هي الأساليب التي تنتمي إليها هذه الطريقة؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي لتكوين منتج التفاعل C، وفقًا للمعادلة المتكافئة A + 2B = C. في اللحظة الأولية من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في يتم أخذ النظام والمواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.6، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . ثابت التوازن للتفاعل CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) عند 500 درجة مئوية هو 5.5 ([p]=1 atm). تم تسخين خليط يتكون من 1 mol CO و 5 mol H2O إلى درجة الحرارة هذه. احسب الكسر المولي للماء في خليط التوازن. |
الخيار 4 | 1 . وصف طريقة لتحديد قيمة ثابت التوازن عن طريق القياس المباشر للضغط الجزئي. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، يمكن أن يدخل في تفاعل كيميائي لتكوين منتج التفاعل C، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5 A + B = C. في اللحظة الأولية من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.3، والضغط الإجمالي يساوي 1.5 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 ثابت التوازن للتفاعل N2O4(g) = 2NO2(g) عند 25 درجة مئوية يساوي 0.143 ([p]=1 atm). احسب الضغط الذي سينشأ في وعاء سعة 1 لتر يحتوي على 1 جم من N2O4 عند درجة الحرارة هذه. |
الخيار 5 | 1 . كيف يمكنك تحديد قيمة ثابت التوازن للتفاعل دون اللجوء إلى التجربة؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي لتكوين منتج التفاعل C، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5 A + 3B = C. في اللحظة الأولية من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في يتم أخذ النظام والمواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.3، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . تم تسخين وعاء سعة 3 لتر يحتوي على 1.79·10 -2 مول I2 إلى درجة حرارة 973 K. وتبين أن الضغط في الوعاء عند التوازن يساوي 0.49 atm. بافتراض أن الغازات مثالية، احسب ثابت التوازن عند 973 K للتفاعل I2(ز) = 2أنا(ز). |
الخيار 6 | 1. استخدام معادلة إيزوبار التفاعل لتحديد قيمة ثابت التوازن الكيميائي عند درجة حرارة غير مدروسة من قبل. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي لتكوين منتج التفاعل C، وفقًا للمعادلة المتكافئة 3A + B = C. في اللحظة الأولى من الزمن، لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . بالنسبة للتفاعل PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) عند 250 درجة مئوية، فإن التغير المولي القياسي في طاقة جيبس = - 2508 جول/مول. عند أي ضغط إجمالي ستكون درجة تحويل PCl5 إلى PCl3 وCl2 30% عند 250 درجة مئوية؟ |
الخيار 7 | 1. النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة، التفاعل A+3B=2C، يكون في حالة توازن عند 400 K و5 atm. إذا كانت الغازات مثالية، فكيف ستؤثر إضافة غاز خامل بحجم ثابت على إنتاجية المنتج؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A وB، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 2A + B = 2C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.3، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . بالنسبة للتفاعل 2HI(g) = H2 +I2(g) ثابت التوازن كيلو بايت= 0.0183 ([p]=1 atm) عند 698.6 K. ما عدد جرامات HI التي تتكون عند تسخين 10 جم من I2 و0.2 جم من H2 إلى درجة الحرارة هذه في وعاء سعة ثلاثة لترات؟ ما هي الضغوط الجزئية لـ H2 وI2 وHI؟ |
الخيار 8 | 1. النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة، التفاعل A+3B=2C، يكون في حالة توازن عند 400 K و5 atm. إذا كانت الغازات مثالية، فكيف ستؤثر الزيادة في درجة الحرارة على إنتاجية المنتج؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A وB، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 0.5A + 2B = 2C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.3، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . تم تسخين وعاء سعة 1 لتر يحتوي على 0.341 مول PCl5 و0.233 مول N2 إلى 250 درجة مئوية. وتبين أن الضغط الكلي في الوعاء عند التوازن هو 29.33 ضغط جوي. بافتراض أن جميع الغازات مثالية، احسب ثابت التوازن عند 250 درجة مئوية للتفاعل PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) الذي يحدث في الوعاء. |
الخيار 9 | 1 . النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة، التفاعل A+3B=2C، يكون في حالة توازن عند 400 K و5 atm. إذا كانت الغازات مثالية، فكيف سيؤثر زيادة الضغط على إنتاجية المنتج؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A وB، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 0.5A + B = 2C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.5، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . ثابت التوازن للتفاعل CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) عند 500 K يساوي كر= 0.00609 ([ع]=1 أجهزة الصراف الآلي). احسب الضغط الإجمالي المطلوب لإنتاج الميثانول بإنتاجية 90% إذا تم أخذ CO وH2 بنسبة 1:2. |
الخيار 10 | 1. وصف طريقة لتحديد ثوابت التوازن عن طريق قياس الضغط الجزئي. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 0.5A + 1.5B = 2C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . يتم تحقيق التوازن في التفاعل 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2 (g) عند 227 درجة مئوية وضغط إجمالي قدره 1.0 بار، عندما يكون الضغط الجزئي لـ NOCl 0.64 بار (في البداية كان NOCl فقط موجودًا). احسب هذا التفاعل عند درجة حرارة معينة. |
الخيار 11 | 1 . وصف الطرق الكيميائية لتحديد ثوابت التوازن. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A وB، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 2A + 0.5B = 2C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.2، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . احسب الضغط الكلي الذي يجب تطبيقه على خليط مكون من 3 أجزاء H2 وجزء واحد N2 للحصول على خليط متوازن يحتوي على 10% NH3 من حيث الحجم عند 400 درجة مئوية. ثابت التوازن للتفاعل N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) عند 400 درجة مئوية والتعبير عن الضغط بوحدة الصراف الآلي يساوي 1.6·10-4. |
الخيار 12 | 1 . النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة، التفاعل A+3B=2C، يكون في حالة توازن عند 400 K و5 atm. إذا كانت الغازات مثالية، فكيف سيؤثر انخفاض الضغط على إنتاجية المنتج؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 2A + B = 0.5C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . عند 250 درجة مئوية وضغط إجمالي قدره 1 atm، يتم فصل PCl5 بنسبة 80% طبقًا للتفاعل PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). ما هي درجة تفكك PCl5 إذا تمت إضافة النيتروجين إلى النظام بحيث يكون الضغط الجزئي للنيتروجين يساوي 0.9 atm؟ يتم الحفاظ على الضغط الكلي عند 1 ATM. |
الخيار 13 | 1 . النظام الذي يحدث فيه تفاعل طارد للحرارة CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) في حالة توازن عند 500 K و10 بار. إذا كانت الغازات مثالية، فكيف سيؤثر انخفاض الضغط على إنتاج الميثانول؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A وB، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 1.5A + 3B = 2C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.5، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . ثابت التوازن للتفاعل CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) عند 500 K هو 6.09 × 10 5 ([p] = 1 atm). خليط تفاعل يتكون من 1 مول من ثاني أكسيد الكربون، تم تسخين 2 مول من H2 و1 مول من الغاز الخامل (النيتروجين) إلى درجة حرارة 500 كلفن وضغط إجمالي قدره 100 atm. احسب تكوين خليط التفاعل. |
الخيار 14 | 1 . وصف طريقة لتحديد ثوابت التوازن من البيانات الكهروكيميائية. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي لتكوين منتج التفاعل C، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + 0.5B = C. في اللحظة الأولية من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، وتؤخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3. بالنسبة للتفاعل N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) عند 298 K، يكون ثابت التوازن عند التعبير عن الضغط في أجهزة الصراف الآلي هو 6.0 × 10 5، ويكون المحتوى الحراري المولي القياسي لتكوين الأمونيا = - 46.1 كيلوجول / مول . أوجد قيمة ثابت التوازن عند 500 K. |
الخيار 15 | 1 . النظام ذو التفاعل الطارد للحرارة CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) يكون في حالة توازن عند 500 K و10 بار. إذا كانت الغازات مثالية، فكيف سيؤثر انخفاض درجة الحرارة على إنتاج الميثانول؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A وB، والتي يمكن أن تتفاعل كيميائيا لتكوين منتج التفاعل C، وفقا للمعادلة المتكافئة 2A + B = 1.5C. في اللحظة الأولى من الزمن لا يوجد منتج تفاعل في النظام، ويتم أخذ المواد الأولية بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.5، والضغط الإجمالي هو 2 atm. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3. ثابت التوازن للتفاعل N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) عند 400 درجة مئوية ويتم التعبير عنه بالضغط في أجهزة الصراف الآلي هو 1.6·10-4. ما الضغط الكلي الذي يجب تطبيقه على خليط متساوي الأقطاب من النيتروجين والهيدروجين لتحويل 10% من النيتروجين إلى أمونيا؟ تعتبر الغازات مثالية. |
يبدو من المناسب تضمين الأقسام التالية في تقرير المختبر: المقدمة، الجزء الأول، الجزء الثاني، الاستنتاجات.
1. في المقدمة يمكنك تقديم معلومات نظرية بشكل مختصر حول إحدى القضايا التالية: إما عن قانون الفعل الجماعي وتاريخ اكتشافه ومؤلفيه؛ أو عن المفاهيم الأساسية والعلاقات المحددة لقسم "التوازن الكيميائي"؛ أو استنباط قانون التوازن الكيميائي بصيغته الحديثة؛ أو الحديث عن العوامل المؤثرة في قيمة ثابت التوازن، الخ.
يجب أن ينتهي قسم "المقدمة" ببيان أهداف العمل.
في الجزء 1 ضروري
2.1. قدم رسمًا تخطيطيًا للتركيب لتحديد مرونة تفكك كربونات المعدن ووصف مسار التجربة.
2.2 . قدم نتائج حساب ثابت التوازن بناءً على البيانات التجريبية المعطاة
2.3. حساب ثابت التوازن باستخدام البيانات الديناميكية الحرارية
في الجزء 2 ضروري
3.1 . أعط إجابة كاملة ومبررة للسؤال 1 من المهمة 2.
3.2 . أعط حلاً للمشكلتين 2 و 3 من المهمة 2. يجب كتابة شروط المشكلات بتدوين رمزي.
في الاستنتاجات من المستحسن أن تعكس تحقيق الأهداف المحددة في العمل، وكذلك مقارنة قيم ثابت التوازن المحسوب في 2.2 و 2.3.
فهرس
1. كارياكين الديناميكا الحرارية الكيميائية: كتاب مدرسي. دليل للجامعات. م: الأكاديمية، 20 ص.
2. بريغوجين آي، كونديبودي د. الديناميكا الحرارية الحديثة. من المحركات الحرارية إلى الهياكل المبددة. م: مير، 20 ص.
3. تشيريبانوف في الكيمياء الفيزيائية. أدوات. ييكاتيرينبرج: دار النشر بجامعة ولاية الأورال، 2003.
4. كتاب مرجعي موجز للكميات الفيزيائية والكيميائية / إد. و. ل.: الكيمياء، 20 ص.
5. مشاكل في الكيمياء الفيزيائية: كتاب مدرسي. دليل للجامعات / الخ. م.: الامتحان 20 ص.
تخطيط الكمبيوتر
في بعض الحالات، من الضروري معرفة ليس فقط اتجاه تفاعل الأكسدة والاختزال، ولكن أيضًا مدى تقدمه بشكل كامل. على سبيل المثال، في التحليل الكمي، يمكنك الاعتماد فقط على تلك التفاعلات التي تتم عمليًا بنسبة 100٪ (أو قريبة منها).
يتم تحديد الدرجة التي يبدأ بها التفاعل من اليسار إلى اليمين بواسطة ثابت التوازن. لرد الفعل
وفقا لقانون العمل الجماعي يمكننا أن نكتب:
حيث K هو ثابت التوازن، مما يوضح العلاقة بين تركيزات الأيونات وفي حالة التوازن.
يتم تحديد ثابت التوازن على النحو التالي. في المعادلة (3) (ص 152) نعوض بقيم الجهود العادية للأزواج ونجد:
عند التوازن = أو
يوضح ثابت التوازن أن الزنك يزيح أيونات النحاس من المحلول حتى يصبح تركيز الأيونات في المحلول أقل من تركيز الأيونات مرة واحدة. وهذا يعني أن رد الفعل المعني قد اكتمل تقريبًا.
على سبيل المثال، إذا كان التركيز في بداية التفاعل 0.1 م، فإنه في حالة التوازن سيكون 0.1 - x بينما التركيز سيكون x.
ولحل المعادلة، يكون التركيز عند الاتزان قريبًا جدًا من 0.1 m.
ومع ذلك، إذا تمكنا من تغيير نسبة المكونات المتفاعلة بحيث تصبح، أي. أو بعد ذلك سينتقل رد الفعل من اليمين إلى اليسار (أي في الاتجاه المعاكس).
يمكن حساب ثابت التوازن لأي عمليات الأكسدة والاختزال إذا كانت إمكانات الأكسدة والاختزال لتفاعلات معينة معروفة.
يرتبط ثابت التوازن بإمكانيات الأكسدة والاختزال بالصيغة العامة:
حيث K هو ثابت توازن التفاعل؛ والإمكانات العادية (المؤكسد والمخفض)؛ n هي شحنة الأيونات (عدد الإلكترونات التي يتخلى عنها عامل الاختزال ويقبلها عامل الأكسدة).
من الصيغة (4) نجد ثابت التوازن:
بمعرفة ثابت التوازن، من الممكن، دون اللجوء إلى البيانات التجريبية، حساب مدى استمرار التفاعل.
لذلك، على سبيل المثال، في رد الفعل
للزوج = -0.126 فولت، للزوج = -0.136 فولت.
وبالتعويض بهذه البيانات في المعادلة (4) نجد:
الرقم 2.21 يعني أن التوازن في التفاعل قيد النظر يحدث عندما يصبح تركيز الأيون أقل بمقدار 2.21 مرة من تركيز الأيون.
تركيز الأيونات في حالة التوازن هو 2.21 مرة تركيز الأيونات. لذلك، لكل 2.21 جرام أيون يوجد 1 جرام أيون. في المجموع، يحتوي المحلول على 3.21 جرام من الأيونات (2.21 + 1). وبالتالي، لكل 3.21 جرام من الأيونات في المحلول هناك 2.21 جرام من الأيونات، ولكل 100 جزء سيكون هناك x أجزاء.
ولذلك، فإن رد الفعل هذا يستمر بشكل عكسي. دعونا نحسب ثابت التوازن للتفاعل:
الجهد للزوج = 1.51 فولت، الجهد للزوج = 0.77 فولت. وبالتعويض بهذه القيم المحتملة في المعادلة (4) نجد:
يوضح هذا الثابت أن التوازن يحدث عندما يصبح منتج تركيزات الأيونات في البسط (المتكون أثناء التفاعل) أكبر بعدة مرات من منتج تركيزات الأيونات المقامة (التفاعل).
ومن الواضح أن رد الفعل هذا يحدث بشكل لا رجعة فيه تقريبًا (أي بنسبة 100% من اليسار إلى اليمين).
لرد الفعل
تُظهر عملية حسابية (مماثلة لتلك المذكورة أعلاه) أن هذا التفاعل يحدث عند .
يتغير التوازن تبعا لظروف التفاعل.
رد فعل الوسط له تأثير استثنائي على قيمة الثابت. على سبيل المثال، يتم تفاعل اختزال حمض الزرنيخ مع أيون اليود في وسط حمضي وفقًا للمعادلة:
إن إمكانية تقليل حمض الزرنيخ في بيئة قلوية أقل بكثير. لذلك، في البيئة القلوية تحدث العملية العكسية:
وفي بيئة محايدة، يمكن تمثيل كلتا العمليتين على النحو التالي:
ومع ذلك، فإنهم لن يفعلوا ذلك.
العملية حسب المعادلة الأولى لن تنجح، لأنها مرتبطة بتراكم الأيونات التي توجه العملية في الاتجاه المعاكس؛ فقط عندما يتم إنشاء بيئة حمضية تعمل على تحييد أيونات الهيدروكسيد، فإنها ستتحرك من اليسار إلى اليمين.
وبحسب المعادلة الثانية فإن العملية لن تنجح، لأنها مرتبطة بتراكم الأيونات التي يجب تحييدها بالقلويات إذا كان التفاعل سيسير من اليسار إلى اليمين.
هناك القاعدة التالية لإنشاء بيئة التفاعل اللازمة للتدفق الأمثل للعملية:
إذا تراكمت أيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيد نتيجة تفاعل الأكسدة والاختزال، فمن أجل المسار المطلوب للعملية، من الضروري إنشاء بيئة لها خصائص معاكسة: في حالة تراكم الأيونات، يجب أن تكون البيئة قلوية، ولكن في وفي حالة تراكم الأيونات، يجب أن تكون البيئة حمضية.
للتفاعل، تحتاج إلى تناول المكونات التي تتطلب نفس البيئة (الحمضية أو القلوية). إذا كانت إحدى المواد في التفاعل عامل اختزال في بيئة حمضية، والأخرى عامل مؤكسد في بيئة قلوية، فقد يتم تثبيط العملية؛ وفي هذه الحالة، لن تصل العملية إلى الاكتمال إلا عندما فرق كبيرالإمكانات، أي عند ثابت رد فعل مرتفع.
يسمح ثابت التوازن بالتنبؤ بإمكانية الأكسدة، على سبيل المثال، مع حمض النيتريك.
دعونا نجد ثابت التوازن لتفاعل الذوبان في . يذوب جيدا في المخفف . ثابت التوازن للتفاعل:
يمكن حسابها من المعادلة:
تشير هذه القيمة الصغيرة للثابت إلى أن توازن هذا التفاعل قد تحول بالكامل تقريبًا من اليمين إلى اليسار، أي أن كبريتيد الزئبق، على عكس كبريتيد النحاس، غير قابل للذوبان عمليا في محلول مخفف.
لمعلمي المدارس الثانوية وطلاب الجامعات التربوية وأطفال المدارس من الصفوف 9 إلى 10 الذين قرروا تكريس أنفسهم للكيمياء والعلوم الطبيعية
كتاب مدرسي · عامل المشكلة · التدريب العملي في المختبر · قصص علمية للقراءة
§ 3.2. توازن ثابت
وإمكانية رد الفعل متساوي الضغط
يمكن بسهولة العثور على ثابت التوازن من قيمة الجهد متساوي الضغط، والذي يتم حسابه من البيانات المجدولة حول المحتوى الحراري للتكوين والانتروبيا للمواد الأولية ومنتجات التفاعل
ستحتاج إلى هذه الصيغة عندما تحتاج إلى حساب ثابت التوازن للتفاعل قيد الدراسة.
في هذا الكتاب، نحاول ألا نعطي صيغًا جاهزة، بل نحاول اشتقاقها باستخدام أبسط طرق المنطق الرياضي، لذا فإن اشتقاق هذه الصيغة موضح أدناه. بعد قراءة هذه المادة، سوف تصبح على دراية بأبسط مفاهيم نظرية الاحتمالات، وانتروبيا التنشيط، وما إلى ذلك.
ليست طاقة التنشيط فقط هي التي تحدد معدل التفاعل الكيميائي. يلعب حجم وشكل الجزيئات المتفاعلة وموقع الذرات المتفاعلة أو مجموعاتها فيها دورًا كبيرًا. في هذا الصدد، عندما يتصادم جسيمان، يكون اتجاههما المحدد مهمًا، أي الاتصال بالمراكز التفاعلية على وجه التحديد.
دعونا نشير إلى احتمال الاتجاه الجزيئي المطلوب للتفاعل أثناء الاصطدام بواسطة W:
يُطلق على اللوغاريتم الطبيعي للقيمة W مضروبًا في ثابت الغاز R اسم إنتروبيا التنشيط S a:
ويترتب على هذا التعبير:
من حيث، من خلال تعريف اللوغاريتم، نحصل على احتمال الاتجاه المطلوب:
كلما زاد احتمال الاتجاه المطلوب لحدوث التفاعل، زادت سرعته، وبالتالي ثابت المعدل، والذي يمكن كتابته:
علمنا سابقًا أن ثابت المعدل يعتمد على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة:
وبالتالي فإن ثابت المعدل يعتمد على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة وانتروبيا التنشيط:
لنقدم معامل التناسب Z ونضع علامة المساواة:
يسمى التعبير الناتج المعادلة الأساسية للحركية الكيميائية.
تشرح هذه المعادلة بعض جوانب الحفز: يخفض المحفز طاقة التنشيط للتفاعل ويزيد من إنتروبيا التنشيط، أي أنه يزيد من احتمالية التوجه المناسب للجزيئات المتفاعلة للتفاعل.
ومن المثير للاهتمام أن نلاحظ أن إنتروبيا التنشيط لا تأخذ في الاعتبار الاتجاه المحدد للجسيمات فحسب، بل أيضًا مدة الاتصال في لحظة الاصطدام. إذا كانت مدة التلامس بين الجزيئات قصيرة جدًا، فلن يكون لدى كثافاتها الإلكترونية الوقت الكافي لإعادة التوزيع لتكوين روابط كيميائية جديدة، وتتباعد الجزيئات، التي تتنافر، في اتجاهات مختلفة. يزيد المحفز أيضًا بشكل كبير من مدة تلامس الجزيئات المتفاعلة.
ميزة أخرى للعمل التحفيزي: يأخذ المحفز الطاقة الزائدة من الجسيم المتكون حديثًا، ولا يتحلل إلى الجزيئات الأصلية بسبب نشاطه العالي الطاقة.
تعلم أن ثابت التوازن هو نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية:
دعونا نستبدل ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية بعبارات المعادلة الأساسية للحركية الكيميائية:
النسبة بين معاملي التناسب Z pr / Z arr هي قيمة ثابتة، سنضيفها إلى قيمة ثابت التوازن، ولهذا ستبقى ثابتة، كما كان من قبل.
إذا كنت تتذكر قواعد العمل مع الدوال الأسية، فسوف تفهم تحويل الصيغة:
وفقا لقانون هيس، فإن الفرق بين طاقات التنشيط للتفاعلات العكسية والأمامية هو التغير في الإنثالبي (تأكد من ذلك من خلال رسم مخطط أنتلبي للتفاعل الذي يحدث مع إطلاق الحرارة، ولا ننسى ذلك في هذه القضية د ن< 0 ):
بالضبط نفس الفرق 
دعونا نشير د س:
اشرح سبب وجود علامة الطرح أمام القوسين.
نحصل على المعادلة:
لنأخذ لوغاريتمات طرفي هذه المعادلة:
أين نحصل على:
هذه المعادلة مهمة جدًا للكيمياء والعلوم الأخرى لدرجة أن العديد من طلاب الكيمياء في الخارج يرتدون قمصانًا عليها هذه الصيغة.
لو د جييتم التعبير عنها بـ J/mol، ثم تأخذ الصيغة الشكل:
تتميز هذه الصيغة بخاصية واحدة: إذا تم تحديد ثابت التوازن من خلال ضغوط المواد الغازية، فسيتم استبدال ضغوط هذه المواد في الأجواء بالتعبير عن ثابت التوازن (1 atm = 101325 Pa = 760 مم زئبق).
تسمح هذه الصيغة، نظرا لقيمة معروفة، د جيرد الفعل، وحساب ثابت التوازن، وبالتالي معرفة تكوين نظام التوازن عند درجة حرارة معينة. توضح الصيغة أنه كلما زاد ثابت التوازن وزاد عدد منتجات التفاعل (المواد الموجودة على الجانب الأيمن من معادلة التفاعل) في خليط تفاعل التوازن، زاد عدد منتجات التفاعل معنى سلبيلديه تغيير في الإمكانات isobaric للتفاعل. والعكس صحيح، فكلما انخفضت قيمة ثابت التوازن وقل عدد نواتج التفاعل وزادت المواد البادئة في خليط التوازن، قلت القيمة السالبة د جي.
عندما يكون ثابت التوازن أكبر من 1 وتكون الإمكانات متساوية الضغط سالبة، فمن المعتاد القول بأن التوازن ينزاح نحو منتجات التفاعل، أو إلى اليمين. عندما يكون ثابت التوازن أقل من 1 ويكون الجهد متساوي الضغط موجبًا، فمن المعتاد أن نقول إن التوازن ينزاح نحو المواد الأولية، أو إلى اليسار.
عندما يكون ثابت التوازن يساوي 1، فإن الإمكانات متساوية الضغط تساوي 0. وتعتبر حالة النظام هذه هي الحد الفاصل بين تحول التوازن إلى اليمين أو إلى اليسار. عندما يكون التغير في الجهد متساوي الضغط في تفاعل معين سالبًا ( د جي<0 )، من المعتاد أن نقول أن التفاعل يمكن أن يستمر في الاتجاه الأمامي؛ لو د ز > 0يقولون أن رد الفعل لا يختفي.
هكذا،
د جي<0 - يمكن أن يحدث التفاعل (ممكن من الناحية الديناميكية الحرارية)؛
د جي<0 ، الذي - التي ك>1- يتم تحويل التوازن نحو المنتجات، إلى اليمين؛
د ز > 0، الذي - التي ل<1 – ينزاح التوازن نحو المواد الأولية إلى اليسار.
إذا كنت بحاجة إلى معرفة ما إذا كان التفاعل الذي تهتم به ممكنًا (على سبيل المثال، لمعرفة ما إذا كان تركيب الصبغة المرغوبة ممكنًا، وما إذا كانت تركيبة معدنية معينة سوف تلبد، وتأثير الأكسجين الجوي على اللون، وما إلى ذلك. )، يكفي حساب رد الفعل هذا د جي. إذا تبين أن التغيير في الإمكانات متساوية الضغط سلبي، فسيكون التفاعل ممكنًا ويمكنك مزج مواد أولية مختلفة للحصول على المنتج المطلوب.
اقرأ ما عليك القيام به لحساب التغير في الجهد متساوي الضغط وثابت التوازن عند درجات حرارة مختلفة (خوارزمية الحساب).
1. أكتب من الجداول المرجعية القيم (عند درجة حرارة 298 كلفن) لمحتوى المحتوى الحراري للتكوين من المواد البسيطة د ن آر.والانتروبيا سجميع المواد المكتوبة في معادلة التفاعل الكيميائي. لو د ن آر.يتم التعبير عنها بـ kJ/mol، فيجب تحويلها إلى J/mol (لماذا؟).
2. احسب التغير في المحتوى الحراري في التفاعل (298 كلفن) باعتباره الفرق بين مجموع المحتوى الحراري لتكوين المنتجات ومجموع المحتوى الحراري لتكوين المواد الأولية، مع تذكر المعاملات المتكافئة:
3. احسب التغير في الإنتروبيا في التفاعل (298 كلفن) كالفرق بين مجموع إنتروبيا النواتج ومجموع إنتروبيا المواد الأولية، مع تذكر المعاملات المتكافئة:
4. قم بتكوين معادلة لاعتماد التغير في الجهد متساوي الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري للتفاعل والانتروبيا ودرجة الحرارة، مع استبدال القيم العددية التي تم الحصول عليها للتو في المعادلة التي تعرفها د ن ص نشوئهاو مناطق د.س:
5. احسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة قياسية تبلغ 298 كلفن:
6. بالتوقيع مناطق DG, 298 استخلاص استنتاج حول إمكانية حدوث التفاعل عند درجة حرارة قياسية: إذا كانت العلامة "ناقص"، فإن التفاعل ممكن من الناحية الديناميكية الحرارية؛ إذا كانت العلامة "زائد"، فإن رد الفعل مستحيل.
7. قم بالحسابات مناطق DGعند درجة الحرارة T التي تهمك:
واستخلاص استنتاج حول كيفية تأثير التغير في درجة الحرارة على إمكانية حدوث تفاعل. إذا اتضح أنه عند درجة الحرارة هذه أصبح التغير في الجهد متساوي الضغط أقل إيجابية أو أكثر سلبية مقارنة بـ د ج 298وبالتالي، عند درجة الحرارة هذه، يصبح التفاعل أكثر احتمالا.
8. احسب ثابت التوازن K من المعادلة التي تعرفها عند درجة الحرارة T التي تهمك:
9. استخلص استنتاجًا حول تحول التوازن نحو المواد الأولية (K<1) или в сторону продуктов (К>1).
للاستنتاج حول إمكانية حدوث تفاعل مع تغير سلبي في الإمكانات متساوية الضغط ( مناطق DG<0 ) غالبًا ما تكون البيانات الديناميكية الحرارية وحدها غير كافية. قد يتبين أن التفاعل المحتمل من الناحية الديناميكية الحرارية يمكن تثبيطه حركيًا ويكون ممكنًا عندما تتغير الظروف (تركيز المواد، الضغط، درجة الحرارة)، من خلال مسارات تفاعل أخرى أو في وجود محفز محدد بشكل صحيح.
لنأخذ مثال تفاعل الحديد البلوري مع الماء الغازي (بخار الماء):
كيفية معرفة الإمكانية الديناميكية الحرارية للتفاعل.
يعد هذا التفاعل مثيرًا للاهتمام لأنه يوضح أسباب انخفاض لمعان المنتج المعدني وتدميره من التآكل.
أولاً، نختار المعاملات المتكافئة لمعادلة التفاعل:
دعونا نكتب البيانات الديناميكية الحرارية (درجة الحرارة 298 كلفن) لجميع المشاركين في التفاعل من الجداول المرجعية:
دعونا نحسب التغير في المحتوى الحراري في هذا التفاعل، مع الأخذ في الاعتبار أن المحتوى الحراري للمواد البسيطة يساوي الصفر:
دعونا نعبر عن التغير في المحتوى الحراري في J:
يصاحب التفاعل إطلاق حرارة، Q>0، Q=+50300 J/mol، وهذا يجعل من الممكن افتراض حدوثه تلقائيًا. ومع ذلك، يمكن للمرء أن يقول بثقة أن رد الفعل يحدث تلقائيًا فقط من خلال إشارة التغيير في الإمكانات متساوية الضغط.
دعونا نحسب التغير في الإنتروبيا في هذا التفاعل، دون أن ننسى المعاملات المتكافئة:
تتناقص إنتروبيا النظام نتيجة التفاعل، لذلك يمكن ملاحظة حدوث زيادة في الترتيب في النظام.
لنقم الآن بإنشاء معادلة لاعتماد التغيرات في الإمكانات متساوية الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري والانتروبيا ودرجة الحرارة:
دعونا نحسب التغير في الجهد متساوي الضغط في التفاعل عند درجة حرارة قياسية تبلغ 298 كلفن:
تشير القيمة السلبية العالية للتغير في الجهد متساوي الضغط إلى أنه في درجة حرارة الغرفة يمكن أكسدة الحديد بواسطة الأكسجين. لو تمكنت من الحصول على أجود أنواع مسحوق الحديد، لرأيت كيف يحترق الحديد في الهواء. لماذا لا تحترق المنتجات الحديدية والتماثيل والأظافر وما إلى ذلك في الهواء؟ وتظهر نتائج الحساب أن الحديد يتآكل في الهواء، أي أنه يتدمر ويتحول إلى أكاسيد الحديد.
الآن دعونا نرى كيف تؤثر زيادة درجة الحرارة على إمكانية حدوث هذا التفاعل. دعونا نحسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة 500 كلفن:
لقد حصلنا على نتيجة توضح أنه مع زيادة درجة الحرارة، يصبح التغير في الجهد متساوي الضغط للتفاعل أقل سلبية. وهذا يعني أنه مع زيادة درجة الحرارة يصبح التفاعل أقل احتمالا من الناحية الديناميكية الحرارية، أي أن توازن التفاعل ينحرف أكثر فأكثر نحو المواد الأولية.
ومن المثير للاهتمام معرفة درجة الحرارة التي يتحول فيها التوازن بالتساوي نحو كل من منتجات التفاعل والمواد الأولية. يحدث هذا عندما DG r-tion = 0(ثابت التوازن هو 1):
ومن أين نحصل عليه:
T=150300/168.2=894K، أو 621 درجة مئوية.
عند درجة الحرارة هذه، من المرجح أن يحدث التفاعل في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. عند درجات حرارة أعلى من 621 درجة مئوية، يبدأ التفاعل العكسي لاختزال Fe 3 O 4 مع الهيدروجين في السيطرة. يعد هذا التفاعل أحد طرق الحصول على الحديد النقي (في علم المعادن، يتم اختزال أكاسيد الحديد بالكربون).
عند درجة حرارة 298 كلفن:
وبالتالي، كلما زادت درجة الحرارة، انخفض ثابت التوازن.
يسمى أكسيد الحديد Fe 3 O 4 بالماجنتيت (خام الحديد المغناطيسي). أكسيد الحديد هذا، على عكس أكاسيد FeO (wüstite) وFe 2 O 3 (الهيماتيت)، ينجذب بواسطة المغناطيس. هناك أسطورة مفادها أنه في العصور القديمة عثر راعي غنم يُدعى ماغنوس على حصاة صغيرة مستطيلة الشكل، فوضعها على سطح الماء في وعاء بيديه السمينتين (لماذا هذا مهم؟). لم تغرق الحصاة وبدأت تطفو على الماء، ومهما أدار الراعي الوعاء، كانت الحصاة تشير دائمًا إلى اتجاه واحد فقط. وكأن هذه هي الطريقة التي اخترعت بها البوصلة، وقد سمي المعدن باسم هذا الراعي. على الرغم من أنه ربما تم تسمية المغنتيت على اسم مدينة آسيا الصغرى القديمة - مغنيسيا. المغنتيت هو الخام الرئيسي الذي يستخرج منه الحديد.
في بعض الأحيان يتم تصوير صيغة المغنتيت على النحو التالي: FeO Fe 2 O 3، مما يعني أن المغنتيت يتكون من اثنين من أكاسيد الحديد. هذا خطأ: المغنتيت مادة فردية.
أكسيد آخر من Fe 2 O 3 (الهيماتيت) - خام الحديد الأحمر - سمي بهذا الاسم بسبب لونه الأحمر (مترجم من اليونانية - الدم). يتم الحصول على الحديد من الهيماتيت.
يكاد لا يتم العثور على أكسيد FeO في الطبيعة وليس له أي أهمية صناعية.
معظم التفاعلات الكيميائية قابلة للعكس، أي. تتدفق في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين. وفي الحالات التي تحدث فيها التفاعلات الأمامية والعكسية بنفس المعدل، يحدث التوازن الكيميائي. على سبيل المثال، في التفاعل المتجانس القابل للعكس: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g)، تعتمد نسبة معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية وفقًا لقانون عمل الكتلة على نسبة التركيزات من المواد المتفاعلة وهي: سرعة التفاعل الأمامي: υ 1 = k 1 [H 2 ]. معدل التفاعل العكسي: υ 2 = k 2 2.
إذا كانت H 2 و I 2 مواد أولية، ففي اللحظة الأولى يتم تحديد معدل التفاعل الأمامي من خلال تركيزاتها الأولية، ويكون معدل التفاعل العكسي صفرًا. ومع استهلاك H 2 وI 2 وتكوين HI، يقل معدل التفاعل الأمامي ويزداد معدل التفاعل العكسي. وبعد مرور بعض الوقت، يتم تعادل كلا المعدلين، ويتم إنشاء التوازن الكيميائي في النظام، أي. يصبح عدد جزيئات HI المنتجة والمستهلكة لكل وحدة زمنية هو نفسه.
بما أنه في حالة التوازن الكيميائي تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية مساوية لـ V 1 = V 2، إذن k 1 = k 2 2.
وبما أن k 1 وk 2 ثابتان عند درجة حرارة معينة، فإن النسبة بينهما ستكون ثابتة. وبالرمز K نحصل على:
يُطلق على K ثابت التوازن الكيميائي، وتسمى المعادلة أعلاه قانون فعل الكتلة (Guldberg - Waale).
في الحالة العامة، بالنسبة لتفاعل بالشكل aA+bB+…↔dD+eE+…، فإن ثابت التوازن يساوي 
. بالنسبة للتفاعل بين المواد الغازية، غالبا ما يستخدم التعبير، حيث يتم تمثيل المواد المتفاعلة بالضغوط الجزئية المتوازنة ص. للتفاعل المذكور 
.
تحدد حالة التوازن الحد الذي يستمر عنده التفاعل تلقائيًا في ظل ظروف معينة (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
العلاقة بين تركيزات التوازن لا تعتمد على المواد التي يتم أخذها كمواد أولية (على سبيل المثال، H 2 و I 2 أو HI)، أي. يمكن الاقتراب من حالة التوازن من كلا الجانبين.
يعتمد ثابت التوازن الكيميائي على طبيعة الكواشف وعلى درجة الحرارة؛ لا يعتمد ثابت التوازن على الضغط (إذا كان مرتفعًا جدًا) أو على تركيز الكواشف.
التأثير على ثابت التوازن لعوامل درجة الحرارة والإنثالبي والإنتروبيا. يرتبط ثابت التوازن بالتغير في الجهد متساوي الضغط القياسي للتفاعل الكيميائي ∆G o بواسطة المعادلة البسيطة ∆G o =-RT ln K.
يوضح أن القيم السلبية الكبيرة لـ ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0)، فإن المواد الأولية هي التي تسود في خليط التوازن. تتيح هذه المعادلة حساب K من قيمة ∆G o، ومن ثم تركيزات التوازن (الضغوط الجزئية) للكواشف. إذا أخذنا في الاعتبار أن ∆G o =∆Н o -Т∆S o ، فبعد بعض التحولات نحصل عليها 
. يتضح من هذه المعادلة أن ثابت التوازن حساس جداً للتغيرات في درجات الحرارة. إن تأثير طبيعة الكواشف على ثابت التوازن يحدد اعتمادها على عوامل المحتوى الحراري والإنتروبيا.
مبدأ لو شاتيليه
يتم الحفاظ على حالة التوازن الكيميائي في ظل ظروف ثابتة معينة في أي وقت. عندما تتغير الظروف، تنتهك حالة التوازن، لأنه في هذه الحالة تتغير معدلات العمليات المعاكسة بدرجات متفاوتة. ومع ذلك، بعد مرور بعض الوقت، يصل النظام مرة أخرى إلى حالة التوازن، ولكن هذه المرة تتوافق مع الظروف الجديدة المتغيرة.
يتم تحديد إزاحة التوازن اعتمادًا على التغيرات في الظروف بشكل عام من خلال مبدأ لو شاتيليه (أو مبدأ تحريك التوازن): إذا تأثر نظام في حالة توازن من الخارج بتغيير أي من الشروط التي تحدد موضع التوازن، فإنه ينحرف في اتجاه العملية، مما يؤدي إلى إضعاف تأثير التأثير الناتج.
وبالتالي فإن ارتفاع درجة الحرارة يؤدي إلى تحول في التوازن في اتجاه العمليات التي يصاحب سيرها امتصاص الحرارة، وانخفاض درجة الحرارة يعمل في الاتجاه المعاكس. وبالمثل، فإن زيادة الضغط تؤدي إلى إزاحة التوازن في اتجاه العملية مصحوبًا بانخفاض في الحجم، ويعمل انخفاض الضغط في الاتجاه المعاكس. على سبيل المثال، في نظام التوازن 3H 2 + N 2 2H 3 N، ∆H o = -46.2 kJ، تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تعزيز تحلل H 3 N إلى هيدروجين ونيتروجين، نظرًا لأن هذه العملية ماصة للحرارة. تؤدي زيادة الضغط إلى إزاحة التوازن نحو تكوين H 3 N، بسبب انخفاض الحجم.
إذا تمت إضافة كمية معينة من أي من المواد المشاركة في التفاعل إلى نظام في حالة توازن (أو على العكس من ذلك، تمت إزالتها من النظام)، فإن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية تتغير، ولكنها تتساوى تدريجيًا مرة أخرى. وبعبارة أخرى، يعود النظام إلى حالة التوازن الكيميائي. في هذه الحالة الجديدة، ستختلف تركيزات التوازن لجميع المواد الموجودة في النظام عن تركيزات التوازن الأصلية، ولكن النسبة بينهما ستبقى كما هي. وبالتالي، في نظام في حالة توازن، من المستحيل تغيير تركيز إحدى المواد دون التسبب في تغيير في تركيزات جميع المواد الأخرى.
وفقًا لمبدأ Le Chatelier، فإن إدخال كميات إضافية من الكاشف في نظام التوازن يؤدي إلى تحول في التوازن في الاتجاه الذي يتناقص فيه تركيز هذه المادة، وبالتالي يزيد تركيز منتجات تفاعلها.
تعتبر دراسة التوازن الكيميائي ذات أهمية كبيرة سواء للبحث النظري أو لحل المشكلات العملية. ومن خلال تحديد موضع التوازن لدرجات الحرارة والضغوط المختلفة، من الممكن اختيار الظروف الأكثر ملاءمة للعملية الكيميائية. عند الاختيار النهائي لظروف العملية، يتم أيضًا أخذ تأثيرها على سرعة العملية في الاعتبار.
مثال 1.حساب ثابت التوازن للتفاعل من تركيزات التوازن من المواد المتفاعلة.
احسب ثابت التوازن للتفاعل A + B 2C، إذا كانت تركيزات التوازن [A] = 0.3 mol∙l -1؛ [V]=1.1mol∙l -1; [C]=2.1mol∙l -1.
حل.التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل له الصيغة: . دعونا نستبدل هنا تركيزات التوازن المشار إليها في بيان المشكلة: =5.79.
مثال 2. حساب تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة. يتم التفاعل وفقًا للمعادلة A + 2B C.
حدد تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة إذا كانت التركيزات الأولية للمواد A وB هي على التوالي 0.5 و0.7 موللتر -1، وثابت توازن التفاعل K p = 50.
حل.لكل مول من المادتين A و B، يتم تشكيل 2 مول من المادة C. إذا كان النقصان في تركيز المادتين A و B يُشار إليه بـ X مول، فإن الزيادة في تركيز المادة ستكون مساوية 2X مول. التركيزات التوازنية للمواد المتفاعلة ستكون:
C A = (about.5-x)mol∙l -1; C B = (0.7-x) مول∙لتر -1؛ C C = 2x مول∙لتر -1
س 1 =0.86; × 2 = 0.44
وفقا لشروط المشكلة، فإن القيمة × 2 صالحة. ومن ثم فإن التركيزات التوازنية للمواد المتفاعلة هي:
C A =0.5-0.44=0.06mol∙l -1؛ C B = 0.7-0.44=0.26mol∙l -1؛ C C =0.44∙2=0.88mol∙l -1.
مثال 3.تحديد التغير في طاقة جيبس ∆G o للتفاعل بقيمة ثابت التوازن K r. احسب طاقة جيبس وحدد إمكانية حدوث التفاعل CO + Cl 2 = COCl 2 عند 700 K إذا كان ثابت التوازن يساوي Kp = 1.0685∙10 -4. الضغط الجزئي لجميع المواد المتفاعلة هو نفسه ويساوي 101325 Pa.
حل.∆G 700 = 2.303∙RT 
.
لهذه العملية:
منذ ∆اذهب<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
مثال 4. التحول في التوازن الكيميائي. في أي اتجاه سوف يتحول التوازن في النظام N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal:
أ) مع زيادة تركيز N 2؛
ب) مع زيادة تركيز H 2؛
ج) مع زيادة درجة الحرارة.
د) متى ينخفض الضغط؟
حل.إن زيادة تركيز المواد على الجانب الأيسر من معادلة التفاعل، حسب قاعدة لوشاتيلييه، يجب أن تسبب عملية تميل إلى إضعاف التأثير وتؤدي إلى انخفاض التركيزات، أي. سوف ينتقل التوازن إلى اليمين (الحالتان أ و ب).
رد فعل تخليق الأمونيا هو طارد للحرارة. تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تحول في التوازن إلى اليسار - نحو تفاعل ماص للحرارة، مما يضعف التأثير (الحالة ج).
إن انخفاض الضغط (الحالة د) سوف يؤدي إلى تفاعل يؤدي إلى زيادة في حجم النظام، أي. نحو تكوين N 2 و H 2.
مثال 5.كم مرة سيتغير معدل التفاعل الأمامي والخلفي في النظام 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) إذا انخفض حجم خليط الغاز بمقدار ثلاث مرات؟ في أي اتجاه سيتحول توازن النظام؟
حل.دعونا نشير إلى تركيزات المواد المتفاعلة: = أ، =ب،=مع.وفقا لقانون عمل الكتلة، فإن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية قبل التغير في الحجم متساوية
v pr = Ka 2 b، v arr = K 1 s 2
بعد تقليل حجم النظام المتجانس ثلاث مرات، يزداد تركيز كل من المواد المتفاعلة ثلاث مرات: = 3 أ,[يا2]= 3 ب؛ = 3ث.عند التركيزات الجديدة، تكون السرعة v"np للتفاعلات الأمامية والعكسية:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.
; 
ونتيجة لذلك، زادت سرعة التفاعل الأمامي 27 مرة، والتفاعل العكسي تسع مرات فقط. تحول توازن النظام نحو تكوين SO 3.
مثال 6.احسب عدد المرات التي سيزداد فيها معدل التفاعل الذي يحدث في الطور الغازي عندما تزيد درجة الحرارة من 30 إلى 70 درجة مئوية، إذا كان معامل درجة حرارة التفاعل 2.
حل.يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة بواسطة قاعدة فانت هوف التجريبية وفقًا للصيغة
وبالتالي، فإن معدل التفاعل عند 70 درجة مئوية أكبر 16 مرة من معدل التفاعل عند 30 درجة مئوية.
مثال 7.ثابت التوازن لنظام متجانس
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) عند 850 درجة مئوية يساوي 1. احسب تركيزات جميع المواد في حالة التوازن إذا كانت التركيزات الأولية هي: [CO] ISH = 3 مول/لتر، [H 2 O] RI = 2 مول/لتر.
حل.في حالة الاتزان تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية، وتكون نسبة ثوابت هذه المعدلات ثابتة ويسمى ثابت التوازن للنظام المعطى:
الخامسنب = ك 1[CO] [H 2 O]؛ الخامسس ب ع = ل 2 [CO 2] [H 2]؛
في بيان المشكلة يتم إعطاء التركيزات الأولية، بينما في التعبير ك صيشمل فقط تركيزات التوازن لجميع المواد في النظام. لنفترض أنه في لحظة التوازن التركيز [CO 2 ] P = Xمول/لتر. ووفقا لمعادلة النظام، فإن عدد مولات الهيدروجين المتكونة سيكون أيضا Xمول/لتر. لنفس العدد من الشامات (xمول/لتر) يتم استهلاك CO وH2O لتكوينهما Xمولات ثاني أكسيد الكربون و H2. وبالتالي فإن التركيزات التوازنية لجميع المواد الأربع (مول/لتر):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = العاشر؛[CO] P = (3 - س)؛ ف = (2x).
وبمعرفة ثابت التوازن، نوجد قيمته X،ثم التركيزات الأولية لجميع المواد:
; س 2 = 6-2س-3س + س 2; 5س = 6، ل = 1.2 مول/لتر.
المهمة 135.
احسب ثابت التوازن لنظام متجانس
إذا كان تركيز التوازن للمواد المتفاعلة (مول/لتر):
[SD] ف = 0.004؛ [ح2س] ف = 0.064؛ [CO 2 ] P = 0.016؛ [ح 2 ] ع = 0.016،
ما هي التركيزات الأولية للماء وثاني أكسيد الكربون؟ الجواب: ك = 1؛ المرجع = 0.08 مول/لتر؛ [CO]المرجع=0.02 مول/لتر.
حل:
معادلة التفاعل هي :
CO (ز) + H2O (جم) CO 2 (جم) + H2 (جم)
ثابت المعادلة لهذا التفاعل له التعبير:
للعثور على التركيزات الأولية للمواد H 2 O و CO، نأخذ في الاعتبار أنه وفقًا لمعادلة التفاعل، من 1 mol CO و 1 mol H 2 O، يتم تشكيل 1 mol CO 2 و 1 mol H 2. نظرًا لأنه وفقًا لشروط المشكلة، تم تكوين 0.016 مول CO 2 و0.016 mol H 2 في كل لتر من النظام، وتم استهلاك 0.016 mol CO وH 2 O. وبالتالي، فإن التركيزات الأولية المطلوبة تساوي:
الخارج = [H 2 O] P + 0.016 = 0.004 + 0.016 = 0.02 مول/لتر؛
[CO] خارج = [CO] P + 0.016 = 0.064 + 0.016 = 0.08 مول/لتر.
إجابة:كب = 1؛ المرجع = 0.08 مول/لتر؛ [CO] المرجع=0.02 مول/لتر.
المهمة 136.
ثابت التوازن لنظام متجانس
عند درجة حرارة معينة تساوي 1. احسب تركيزات التوازن لجميع المواد المتفاعلة إذا كانت التركيزات الأولية متساوية (مول/لتر): [CO] out = 0.10؛ [H 2 O] خارج = 0.40.
الجواب: [CO 2 ] P = [H 2 ] P = 0.08؛ [CO] ف = 0.02؛ [ح2س] ف = 0.32.
حل:
معادلة التفاعل هي :
CO (ز) + H2O (جم) CO2 (جم) + H2 (جم)
في حالة الاتزان تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية، وتكون نسبة ثوابت هذه المعدلات ثابتة ويسمى ثابت التوازن للنظام المعطى:
نشير بـ x mol/l إلى تركيز التوازن لأحد نواتج التفاعل، ثم سيكون تركيز التوازن للآخر أيضًا x mol/l حيث أنهما يتكونان بنفس الكمية. التركيزات التوازنية للمواد الأولية ستكون:
[CO] المرجع = 0.10 – × مول/لتر؛ [H 2 O] المرجع = 0.40 - x مول/لتر. (نظرًا لأنه لتكوين x mol/l من منتج التفاعل، يتم استهلاك x mol/l من CO وH 2 O، على التوالي. وفي لحظة التوازن، سيكون تركيز جميع المواد (mol/l): [ CO 2 ] P = [H 2 ] P = x ; [CO] P = 0.10 - x؛ [H 2 O] P = 0.4 - x.
نعوض بهذه القيم في التعبير عن ثابت التوازن:
وبحل المعادلة نجد x = 0.08. ومن ثم تركيز التوازن (مول/لتر):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = x = 0.08 مول/لتر؛
[H 2 O] P = 0.4 – x = 0.4 – 0.08 = 0.32 مول/لتر؛
[CO] P = 0.10 – x = 0.10 – 0.08 = 0.02 مول/لتر.
المهمة 137.
ثابت التوازن للنظام المتجانس N 2 + ZN 2 = 2NH 3 عند درجة حرارة معينة هو 0.1. تركيزات التوازن من الهيدروجين والأمونيا هي 0.2 و 0.08 مول / لتر، على التوالي. حساب التوازن وتركيزات النيتروجين الأولية. الجواب: P = 8 مولات/لتر؛ المرجع = 8.04 مول/لتر.
حل:
معادلة التفاعل هي :
ن2 + زنك 2 = 2NH3
دعونا نشير إلى تركيز التوازن لـ N2 بواسطة x mol/l. التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل له الشكل:
دعونا نعوض ببيانات المشكلة في التعبير عن ثابت التوازن ونجد التركيز N 2
للعثور على التركيز الأولي لـ N2، نأخذ في الاعتبار أنه وفقًا لمعادلة التفاعل، يتطلب تكوين 1 مول من NH3 ½ مول من N2. نظرًا لأنه وفقًا لشروط المشكلة، تم تكوين 0.08 mol من NH 3 في كل لتر من النظام، ثم 0.08 . 1/2 = 0.04 مول ن2. وبالتالي، فإن التركيز الأولي المطلوب لـ N 2 يساوي:
المرجع = P + 0.04 = 8 + 0.04 = 8.04 مول/لتر.
إجابة:ف = 8 مولات / لتر؛ المرجع = 8.04 مول/لتر.
المهمة 138
عند درجة حرارة معينة، توازن نظام متجانس
تم إنشاء 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 عند التركيزات التالية من المواد المتفاعلة (مول/لتر): p = 0.2؛ [يا 2 ] ع = 0.1; ع = 0.1. احسب ثابت التوازن والتركيز الأولي لـ NO وO 2. الجواب: ك = 2.5؛ المرجع = 0.3 مولات/لتر؛ [O 2 ] هو x = 0.15 مول/لتر.
حل:
معادلة التفاعل:
2NO + يا 2 ↔ 2NO 2
للعثور على التركيزات الأولية لـ NO وO 2، نأخذ في الاعتبار أنه وفقًا لمعادلة التفاعل، يتم تكوين 2 مول NO 2 من 2 مول NO و1 مول O2، ثم يتم استهلاك 0.1 مول NO و0.05 مول O 2. وبالتالي، فإن التركيزات الأولية لـ NO وO 2 متساوية:
خارج = NO] ع + 0.1 = 0.2 + 0.1 = 0.3 مول / لتر؛
[O 2 ] خارج = [O 2 ] p + 0.05 = 0.1 + 0.05 = 0.15 مول/لتر.
إجابة:كب = 2.5؛ المرجع = 0.3 مولات/لتر؛ [O 2 ] المرجع = 0.15 مول/لتر.
المهمة 139.
لماذا يتغير توازن النظام عندما يتغير الضغط؟
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 وهل يتغير توازن النظام N 2 + O 2 2NO؟ وعلل إجابتك بالاعتماد على حساب معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية في هذه الأنظمة قبل وبعد تغيير الضغط. اكتب تعبيرات عن ثوابت التوازن لكل من هذه الأنظمة.
حل:
أ) معادلة التفاعل:
ن 2 + 3 ح 2 ↔ 2 نه 3.
ويترتب على معادلة التفاعل أن التفاعل يستمر بانخفاض الحجم في النظام (من 4 مولات من المواد الغازية يتم تشكيل 2 مول من المواد الغازية). ولذلك، عندما يتغير الضغط في النظام، سيتم ملاحظة تحول في التوازن. إذا قمت بزيادة الضغط في هذا النظام، وفقًا لمبدأ لو شاتيليه، فإن التوازن سوف يتحول إلى اليمين، نحو انخفاض الحجم. عندما ينزاح التوازن في النظام نحو اليمين فإن سرعة التفاعل الأمامي تكون أكبر من سرعة التفاعل العكسي:
العلاقات العامة > arr أو العلاقات العامة = ك 3 > o br = ك 2 .
إذا انخفض الضغط في النظام فإن توازن النظام سينزاح إلى اليسار نحو زيادة الحجم، ثم عندما ينتقل التوازن إلى اليسار فإن معدل التفاعل الأمامي سيكون أقل من معدل التفاعل الأمامي. رد الفعل الأمامي:
إلخ< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).
ب) معادلة التفاعل:
N2 + O2) ↔ 2NO. .
ويترتب على معادلة التفاعل أنه عند حدوث التفاعل لا يصاحبه تغير في الحجم، بل يتم التفاعل دون تغيير في عدد مولات المواد الغازية. ولذلك فإن تغير الضغط في النظام لن يؤدي إلى تحول في التوازن، وبالتالي فإن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية ستكون متساوية:
pr = arr = أو (pr k [O 2 ]) = (arr = k 2) .
المهمة 140.
التركيزات الأولية للخارج و [C1 2 ] للخارج في نظام متجانس
2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1 هي 0.5 و0.2 مول/لتر على التوالي. احسب ثابت التوازن إذا تفاعل 20% NO في وقت حدوث التوازن. الجواب: 0.417.
حل:
معادلة التفاعل هي: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1
وفقا لشروط المشكلة، دخل التفاعل 20% NO، وهو 0.5 .
0.2 = 0.1 مول، و0.5 – 0.1 = 0.4 مول NO لم يتفاعل. ويترتب على معادلة التفاعل أنه مقابل كل 2 مول من NO، يتم استهلاك 1 مول من Cl2، ويتكون 2 مول من NOCl. وبالتالي، مع 0.1 جزيء جرامي NO، يتفاعل 0.05 جزيء جرامي Cl2 ويتكون 0.1 جزيء جرامي NOCl. بقي 0.15 مول من Cl2 غير مستخدم (0.2 – 0.05 = 0.15). وبالتالي، فإن تركيزات التوازن للمواد المشاركة متساوية (مول/لتر):
ف = 0.4؛ ع = 0.15؛ ع = 0.1.
يتم التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل بالمعادلة:
باستبدال تركيزات التوازن للمواد في هذا التعبير، نحصل على.
