العوامل التي يعتمد عليها ثابت التوازن. التوازن الكيميائي

SEI VPO "Ural State Technical University - UPI"

تحديد ثوابت التوازن الكيميائي

ردود الفعل والحساب التوازن الكيميائي

في سياق الكيمياء الفيزيائية

للطلاب بدوام كامل

يكاترينبرج 2007

UDC 544 (076) С79

مترجم

محرر علمي ، دكتوراه ، أستاذ مشارك

تحديد ثوابت التوازن للتفاعلات الكيميائية وحساب التوازن الكيميائي:مبادئ توجيهية للعمل المخبري رقم 4 في مسار الكيمياء الفيزيائية / شركات. - يكاترينبورغ: GOU VPO USTU-UPI ، 20 ثانية.

تهدف المبادئ التوجيهية إلى إجراء دراسة متعمقة إضافية للمواد المتعلقة بالتوازن الكيميائي كجزء من الحساب وعمل المختبر التحليلي. تحتوي على 15 خيارًا للمهام الفردية ، مما يساهم في تحقيق الهدف.

ببليوغرافيا: 5 عناوين. أرز. فاتورة غير مدفوعة.

© GOU VPO "ولاية الأورال

الجامعة التقنية - UPI "، 2007

مقدمة

هذا العمل ، على الرغم من تنفيذه كجزء من ورشة عمل معملية ، يشير إلى الحساب والتحليل ويتكون من إتقان المادة النظرية وحل عدد من المشكلات حول موضوع دورة الكيمياء الفيزيائية "التوازن الكيميائي".

إن الحاجة إلى تنفيذه ناتجة عن تعقيد هذا الموضوع من جهة وعدم كفاية الوقت المخصص لدراسته من جهة أخرى.

الجزء الرئيسي من موضوع "التوازن الكيميائي": اشتقاق قانون التوازن الكيميائي ، والنظر في معادلة الأيزوبار والأيزوثرم تفاعل كيميائيوما إلى ذلك في محاضرات ودرس عليها تمارين عملية(لذلك ، لم يتم تقديم هذه المادة في هذه الورقة). يتناول هذا الدليل بالتفصيل قسم الموضوع المتعلق بالتحديد التجريبي لثوابت التوازن وتحديد تكوين التوازن لنظام مع حدوث تفاعل كيميائي فيه.

لذا فإن تنفيذ هذا العمل من قبل الطلاب سيحل المهام التالية:

1) التعرف على طرق تحديد وحساب ثوابت التوازن للتفاعلات الكيميائية ؛

2) تعلم كيفية حساب تركيبة التوازن للخليط ، بناءً على مجموعة متنوعة من البيانات التجريبية.

1. معلومات نظرية حول الطرق

تعاريف ثوابت التوازن للتفاعلات الكيميائية

دعونا نتناول بإيجاز المفاهيم الرئيسية المستخدمة أدناه. ثابت التوازن لتفاعل كيميائي 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 لتفاعل كيميائي. وتجدر الإشارة إلى أن ثابت التوازن لتفاعل كيميائي 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 رد الفعل. - أبعاد النشاط ؛ معامل متكافئ ك- مشارك في التفاعل ص.

يعد التحديد التجريبي لثوابت التوازن مهمة صعبة إلى حد ما. بادئ ذي بدء ، من الضروري التأكد من الوصول إلى التوازن عند درجة حرارة معينة ، أي أن تكوين خليط التفاعل يتوافق مع حالة توازن - حالة ذات طاقة جيبس ​​دنيا ، وتقارب تفاعل صفري ، ومعدلات متساوية للأمام وردود الفعل العكسية. عند التوازن ، يكون الضغط ودرجة الحرارة وتركيب خليط التفاعل ثابتًا.

للوهلة الأولى ، يبدو أنه يمكن تحديد تركيبة خليط التوازن باستخدام طرق التحليل الكمي ذات التفاعلات الكيميائية المميزة. ومع ذلك ، فإن إدخال كاشف أجنبي يربط أحد مكونات العملية الكيميائية (أي يغير) حالة توازن النظام. لا يمكن استخدام هذه الطريقة إلا إذا كان معدل التفاعل منخفضًا بدرجة كافية. هذا هو السبب في كثير من الأحيان ، عند دراسة التوازن ، تُستخدم أيضًا طرق فيزيائية مختلفة لتحديد تكوين النظام.

1.1 الطرق الكيميائية

هناك ثابت الطرق الكيميائيةوالطرق الكيميائية الديناميكية. ضع في اعتبارك الأمثلة المحددة الواردة في.

1.1.1 طرق ثابتة.

تتكون الطرق الساكنة من حقيقة أن خليط التفاعل يوضع في مفاعل عند درجة حرارة ثابتة ، وبعد ذلك ، عند الوصول إلى التوازن ، يتم تحديد تكوين النظام. يجب أن يكون التفاعل قيد الدراسة بطيئًا بدرجة كافية بحيث لا يؤدي إدخال كاشف أجنبي إلى تعكير صفو حالة التوازن. لإبطاء العملية ، من الممكن تبريد دورق التفاعل بسرعة كافية. المثال الكلاسيكي لهذه الدراسة هو التفاعل بين اليود والهيدروجين

H2 (g) + I2 (g) = 2HI (g) (3)

وضع Lemoyne إما خليطًا من اليود مع الهيدروجين أو يوديد الهيدروجين في أسطوانات زجاجية. عند 200 درجة مئوية ، لا يستمر التفاعل عمليًا ؛ عند 265 درجة مئوية ، تكون مدة التوازن عدة أشهر ؛ عند 350 درجة مئوية ، يتم تحقيق التوازن في غضون أيام قليلة ؛ عند 440 درجة مئوية - لعدة ساعات. في هذا الصدد ، لدراسة هذه العملية ، تم اختيار نطاق درجة حرارة 300-400 درجة مئوية. تم تحليل النظام على النحو التالي. تم تبريد وعاء التفاعل بسرعة عن طريق خفضه إلى الماء ، ثم تم فتح صنبور وإذابة يوديد الهيدروجين في الماء. تم تحديد كمية حمض الهيدرويوديك بالمعايرة. عند كل درجة حرارة ، تم إجراء التجربة حتى وصل التركيز إلى قيمة ثابتة ، مما يدل على إنشاء توازن كيميائي في النظام.

1.1.2 الطرق الديناميكية.

تتكون الطرق الديناميكية من حقيقة أن خليط الغازات يتم تدويره باستمرار ، ثم يتم تبريده بسرعة للتحليل اللاحق. هذه الأساليب هي الأكثر قابلية للتطبيق على ردود الفعل السريعة إلى حد ما. عادة ما يتم تسريع التفاعلات إما عن طريق تنفيذها في درجات حرارة مرتفعة أو عن طريق إدخال محفز في النظام. تم استخدام الطريقة الديناميكية ، على وجه الخصوص ، في تحليل تفاعلات الغاز التالية:

2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (أربعة)

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 مصحوب بتغيير في عدد مولات المواد المتفاعلة الغازية يكون مصحوبًا بتغيير في الضغط عند الحجم الثابت. إذا كانت الغازات قريبة من المستوى المثالي ، فإن الضغط يتناسب طرديًا مع إجمالي عدد مولات المواد المتفاعلة الغازية.

كتوضيح ، ضع في اعتبارك تفاعل الغاز التالي ، المكتوب على أساس جزيء واحد من مادة البداية

عدد الشامات

في اللحظة الأولى 0 0

في حالة توازن

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">.

هناك 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)

ثابت التوازن ، معبرًا عنه في مقياس p ، سيكون له الشكل

. (14)

لذلك ، من خلال قياس ضغط التوازن ، يمكن تحديد درجة التفكك باستخدام الصيغة (13) ، وبعد ذلك ، باستخدام الصيغة (14) ، يمكن أيضًا حساب ثابت التوازن.

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 ، لرد الفعل (8) هذا صحيح

, (15)

حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif "width =" 16 "height =" 19 "> - حجم النظام في حالة توازن. كقاعدة ، في التجارب الحقيقية ، لا يتم قياس الحجم ، ولكن كثافة كتلة النظام ، والتي تتناسب عكسياً مع الحجم..gif "العرض =" 37 الارتفاع = 21 "الارتفاع =" 21 "> - كثافة كتلة النظام في اللحظة الأولى وفي لحظة التوازن على التوالي. بقياس كثافة كتلة النظام ، يمكننا استخدام الصيغة (16) لحساب درجة التفكك ، ثم ثابت التوازن.

1.2.3 قياس الضغط الجزئي المباشر

الطريقة الأكثر مباشرة لتحديد ثابت التوازن لتفاعل كيميائي هي قياس الضغوط الجزئية لكل مشارك في العملية. في الحالة العامة ، يصعب تطبيق هذه الطريقة عمليًا ، وغالبًا ما يتم استخدامها فقط في تحليل مخاليط الغاز المحتوية على الهيدروجين. في هذه الحالة ، يتم استخدام خاصية معادن مجموعة البلاتين لتكون قابلة للاختراق للهيدروجين عند درجات حرارة عالية. يتم تمرير خليط الغاز المسخن بدرجة حرارة ثابتة من خلال أسطوانة 1 تحتوي على خزان إيريديوم فارغ 2 متصل بمقياس ضغط 3 (الشكل 1). الهيدروجين هو الغاز الوحيد القادر على المرور عبر جدران خزان الإيريديوم.

وبالتالي ، يبقى القياس الضغط الكليخليط الغازات والضغط الجزئي للهيدروجين لحساب ثابت التوازن للتفاعل. سمحت هذه الطريقة لـ Lowenstein و Wartenberg (1906) بدراسة تفكك الماء و HCl و HBr و HI و H2S ، بالإضافة إلى تفاعل 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 للتوازن تعتمد على قياسات الامتزاز وهي فعالة بشكل خاص للغازات الملونة. من الممكن أيضًا تحديد تكوين خليط غاز ثنائي عن طريق قياس معامل الانكسار (قياس الانكسار). على سبيل المثال ، درس شادرون (1921) اختزال أكاسيد المعادن بأول أكسيد الكربون عن طريق قياس تركيبة خليط غاز من أكسيد وثاني أكسيد الكربون انكسارًا.

1.2.5 قياس التوصيل الحراري

تم استخدام هذه الطريقة في دراسة تفاعلات التفكك في الطور الغازي ، على سبيل المثال

لنفترض أنه يتم وضع خليط من N2O4 و NO2 في وعاء ، يكون للجدار الأيمن درجة حرارة T2 والجدار الأيسر T1 مع T2> T1 (الشكل 2). سيكون تفكك N2O4 إلى حد أكبر في ذلك الجزء من الوعاء الذي يحتوي على المزيد درجة حرارة عالية. وبالتالي ، سيكون تركيز NO2 في الجانب الأيمن من الوعاء أكبر منه في الجانب الأيسر ، وسيتم ملاحظة انتشار جزيئات NO2 من اليمين إلى اليسار و N2O4 من اليسار إلى اليمين. ومع ذلك ، عند الوصول إلى الجانب الأيمن من وعاء التفاعل ، تنفصل جزيئات N2O4 مرة أخرى مع امتصاص الطاقة في شكل حرارة ، وتتضاءل جزيئات NO2 ، التي تصل إلى الجانب الأيسر من الوعاء ، مع إطلاق الطاقة في شكل الحرارة. أي أن هناك تراكبًا للموصلية الحرارية العادية والتوصيل الحراري المرتبط بمسار تفاعل التفكك. تم حل هذه المشكلة كميًا وتتيح تحديد تركيبة خليط التوازن.

1.2.6 قياس القوة الدافعة الكهربائية (EMF) لخلية كلفانية

يعد قياس المجالات الكهرومغناطيسية للخلايا الجلفانية طريقة بسيطة ودقيقة لحساب الوظائف الديناميكية الحرارية للتفاعلات الكيميائية. من الضروري فقط 1) تكوين مثل هذه الخلية الجلفانية بحيث يتطابق التفاعل النهائي فيها مع تلك قيد الدراسة ، والتي يجب تحديد ثابت التوازن لها ؛ 2) قم بقياس EMF لخلية جلفانية في عملية توازن ديناميكي حراري. للقيام بذلك ، من الضروري أن تحدث عملية توليد التيار المقابلة ببطء شديد ، أي أن العنصر يعمل بقوة تيار صغيرة بشكل لا نهائي ، وهذا هو السبب في استخدام طريقة التعويض لقياس EMF لخلية كلفانية ، والتي يعتمد على حقيقة أن الخلية الجلفانية التي تم فحصها يتم تشغيلها بالتسلسل مقابل فرق جهد خارجي ، وتم اختيار الأخير بطريقة لا يوجد بها تيار في الدائرة. تتوافق قيمة EMF المقاسة بواسطة طريقة التعويض مع عملية التوازن الديناميكي الحراري التي تحدث في العنصر ويكون العمل المفيد للعملية هو الحد الأقصى ويساوي فقدان طاقة جيبس

https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif "width =" 181 "height =" 29 src = "> (20)

ل p ، T = const ، أين F- رقم فاراداي = 96500 س / مول ، نهو أصغر مضاعف مشترك لعدد الإلكترونات المشاركة في تفاعلات الأقطاب الكهربائية ، إيو- معيار EMF ، V.

يمكن إيجاد قيمة ثابت التوازن من العلاقة (21)

(21)

2. مثال على العمل المختبري لتحديد قيمة ثابت التوازن

في ورش الكيمياء الفيزيائية ، غالبًا ما يواجه المرء أعمالًا مخبرية تتعلق بدراسة تفاعل تفكك الكربونات المعدنية. لنجلب ملخصعمل مماثل.

هدف – 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)

في هذه الحالة ، يتشكل أول أكسيد الكربون الغازي (IV) وأكسيد الكالسيوم الصلب ويتبقى جزء من كربونات الكالسيوم غير المنفصلة.

يتم كتابة ثابت التوازن للتفاعل (22) على النحو التالي:

, (23)

حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif "width =" 68 "height =" 51 "> بشكل عام أو ؛ أنشطة الأطوار 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 ، فعندئذٍ = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif "width =" 87 "height =" 53 ">. (24)

يسمى ضغط التوازن لثاني أكسيد الكربون على كربونات الكالسيوم بمرونة تفكك كربونات الكالسيوم.

أي أن ثابت التوازن لتفاعل تفكك كربونات الكالسيوم سيكون عدديايساوي مرونة تفكك الكربونات ، إذا تم التعبير عن الأخير في الغلاف الجوي. وبالتالي ، بعد تحديد مرونة تفكك كربونات الكالسيوم تجريبياً ، من الممكن تحديد قيمة ثابت التوازن لهذا التفاعل.

جزء تجريبي

لتحديد مرونة تفكك كربونات الكالسيوم المستخدمة طريقة ثابتة. يكمن جوهرها في القياس المباشر عند درجة حرارة معينة لضغط ثاني أكسيد الكربون في التركيب.

معدات.المكونات الرئيسية للتركيب هي: وعاء تفاعل (1) مصنوع من مادة مقاومة للحرارة ويوضع في فرن كهربائي (2) ؛ مقياس ضغط زئبقي (3) ، متصل بإحكام بوعاء التفاعل ومن خلال صنبور (4) بمضخة تفريغ يدوية (5). يتم الحفاظ على درجة الحرارة في الفرن بواسطة منظم (6) ، ويتم التحكم في درجة الحرارة بواسطة مزدوج حراري (7) ومقياس الفولتميتر (8). يتم وضع كمية معينة من مادة المسحوق التي تم فحصها (9) (كربونات معدنية) في وعاء التفاعل.

أمر العمل. بعد التحقق من إحكام النظام ، قم بتشغيل الفرن واضبط درجة الحرارة الأولية المطلوبة لوعاء التفاعل بمساعدة منظم. سجل القراءات الأولى للمزدوجة الحرارية ومقياس الضغط. بعد ذلك ، باستخدام المنظم (6) ، قم بزيادة درجة الحرارة في الفرن بمقدار 10-20 درجة ، وانتظر إنشاء قيمة درجة حرارة ثابتة جديدة وقم بتسجيل قيمة الضغط المقابلة لدرجة الحرارة هذه. وبالتالي ، مع زيادة درجة الحرارة تدريجيًا ، يتم إجراء 4-5 قياسات على الأقل. بعد انتهاء التجربة ، يتم تبريد الفرن ويتم توصيل النظام بالجو من خلال صمام (4). ثم أطفئ الفرن والفولتميتر. بعد معالجة البيانات التجريبية التي تم الحصول عليها ، من الممكن حساب ثابت التوازن لتفاعل التفكك.

تين. 3. تركيب لتحديد مرونة التفكك

كربونات معدنية.

3. تحديد ثوابت التوازن

بدون تجربة

3.1 حساب ثابت التوازن لتفاعل كيميائي من

قيمة دالة جيبس ​​المولية القياسية للتفاعل

هذه الطريقة لا تنطوي على التجريب على الإطلاق. إذا كان المحتوى الحراري المولي المعياري والإنتروبيا للتفاعل عند درجة حرارة معينة معروفين ، فيمكن استخدام المعادلات المقابلة لحساب دالة جيبس ​​المولية القياسية للتفاعل قيد الدراسة عند درجة الحرارة المرغوبة ، ومن خلالها قيمة ثابت التوازن .

إذا كانت قيم الانتروبيا المولية القياسية والمحتوى الحراري عند درجة حرارة معينة غير معروفة ، فيمكنك استخدام طريقة تيمكين وشوارتزمان ، أي بقيمة المحتوى الحراري المولي القياسي والنتروبيا عند درجة حرارة 298 كلفن و قيم معاملات الاعتماد على درجة الحرارة للسعة الحرارية المولية للتفاعل ، احسب طاقة جيبس ​​المولية المعيارية للتفاعل لأي 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 حسب قيم درجة الحرارة.

3.2 طريقة الجمع بين الاتزان

تستخدم هذه الطريقة في الديناميكا الحرارية الكيميائية العملية. على سبيل المثال ، تجريبيًا عند نفس درجة الحرارة ، تم العثور على ثوابت التوازن لتفاعلين

1. CH3OH (g) + CO ⇄ HCOOCH3 (g) . (26)

2. H2 + 0.5 HCOOCH3 (g) ⇄ CH3OH (g) . (27)

ثابت التوازن لتفاعل تخليق الميثانول

3..gif "width =" 31 "height =" 32 "> و:

. (29)

3.3 حساب ثابت التوازن لتفاعل كيميائي عند درجة حرارة معينة من القيم المعروفة لثوابت التوازن لنفس التفاعل عند درجتي حرارة أخريين

تعتمد طريقة الحساب هذه على حل معادلة الأيزوبار للتفاعل الكيميائي (فانت هوف متساوي الضغط)

, (30)

حيث https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif "width =" 64 "height =" 32 "> ويبدو مثل:

. (31)

باستخدام هذه المعادلة ، ومعرفة ثوابت التوازن عند درجتي حرارة مختلفتين ، يمكن للمرء حساب المحتوى الحراري المولاري القياسي للتفاعل ، ومعرفة ذلك وثابت التوازن عند درجة حرارة واحدة ، يمكن للمرء حساب ثابت التوازن عند أي درجة حرارة أخرى.

4. أمثلة على حل المشاكل

أوجد ثابت التوازن لتخليق الأمونيا y N2 + H2 ⇄ NH3 إذا كان جزء الخلد المتوازن للأمونيا يساوي 0.4 عند 1 ضغط جوي و 600 كلفن. الخليط الأولي هو مقياس التكافؤ ، ولا يوجد منتج في الخليط الأولي.

معطى:التفاعل y N2 + H2 ⇄ NH3 ، 1 atm ، 600 K. = 1.5 mol ؛ = 0.5 مول ؛ = 0 مول = 0.4 بحث: -؟

المحلول

من حالة المشكلة ، نعرف المعادلة المتكافئة ، وكذلك حقيقة أن عدد مولات النيتروجين في اللحظة الأولى يساوي مقياس العناصر المتكافئة ، أي 0.5 مول (https://pandia.ru /text/78/005/images/image069_3.gif "width =" 247 "height =" 57 src = ">

نكتب رد الفعل ، تحت رموز العناصر ، نشير إلى الأعداد الأولية والتوازن لمولات المواد

y N2 + H2 ⇄ NH3

0.5 - 0.5 1.5 - 1.5

العدد الإجمالي للمولات لجميع المشاركين في التفاعل في النظام في 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). من الواضح أن أساس الحل هو قانون التوازن الكيميائي. من الضروري فقط التعبير عن جميع المتغيرات المدرجة في هذا القانون من خلال أي متغير: على سبيل المثال ، من خلال عمق تفاعل كيميائي ، من خلال درجة التفكك ، أو من خلال بعض الكسر الجزيئي المتوازن. من الأفضل اختيار المتغير المناسب للاستخدام بناءً على الظروف المحددة للمشكلة.

المهمة 2

ثابت التوازن لتفاعل الغاز لتخليق يوديد الهيدروجين

H2 + I2 ⇄ 2HI عند 600 كلفن والضغط المعبر عنه في الغلاف الجوي هو كرونة= 45.7. أوجد عمق التوازن لهذا التفاعل وعائد التوازن للمنتج عند درجة حرارة وضغط معينين بمقدار 1 ضغط جوي ، إذا كانت كميات مواد البداية في اللحظة الأولى تتوافق مع المقاييس المتكافئة ، ولا توجد نواتج تفاعل عند لحظة أولية.

معطى كرونة= 45.7. = 1 مول https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif "width =" 68 "height =" 27 src = "> mol. البحث عن: -؟ -؟

المحلول

دعونا نكتب رد الفعل نفسه ، وتحت رموز عناصر عدد مولات كل مشارك في اللحظة الأولى وفي لحظة التوازن التي تحددها الصيغة (4)

1 - 1 - ξ 2ξ

1 - ξ + 1 - ξ + 2ξ = 2

الكسور الخلدية المتوازنة والضغوط الجزئية لجميع المشاركين في التفاعل ، نعبر عن طريق متغير واحد - عمق التفاعل الكيميائي

https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif "width =" 144 "height =" 47 src = ">.

قانون العمل الجماعي أو قانون التوازن الكيميائي

https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif "width =" 13 "height =" 23 src = "> = 0.772.

المهمة 3

تختلف حالته عن المشكلة 2 فقط من حيث أن الكميات الأولية من الهيدروجين واليود هي 3 و 2 مول ، على التوالي. احسب التركيب المولي لخليط التوازن.

معطى: رد الفعل المحتمل: H2 + I2 = 2HI. 600 كلفن ، 1 أجهزة الصراف الآلي. كرونة = 45,7 .

3 مول خلد؛ مول. ابحث عن: -؟ .gif "width =" 32 "height =" 27 "> 1 1 0

3 - 2 - ξ 2ξ

إجمالي عدد مولات جميع المشاركين في التفاعل في لحظة التوازن هو

3 - ξ + 2 - ξ + 2ξ = 5

الكسور الخلدية المتوازنة والضغوط الجزئية لجميع المشاركين في التفاعل ، معبرًا عنها من حيث متغير واحد - عمق التفاعل الكيميائي

يعطي استبدال الضغوط الجزئية في قانون التوازن الكيميائي:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif "width =" 13 "height =" 21 "> واحسب ثابت التوازن ، ثم أنشئ رسمًا بيانيًا وحدد منه عمق التفاعل المقابل لإيجاد 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

لإكمال المهمة ، تحتاج إلى إكمال المهام التالية

التمرين 1

1. وصف طريقة لتحديد مرونة ثاني أكسيد الكربون بشكل تجريبي عند دراسة تفاعل التفكك СaCO3⇄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 ؛ المهام من القسم B (وفقًا للخيار المشار إليه) والمهام 1-3 ، ص ؛

3. اكتب التعبير المحدد لثابت التوازن واحسب نظريًا ثابت التوازن للتفاعل قيد الدراسة عند درجة الحرارة الأخيرة الموضحة في الجدول.

المهمة 2

1. إعداد إجابة على السؤال 1 (الخيارات 1-15 ، الجدول 4)

2. حل المسائل 2 و 3.

البيانات المرجعية المطلوبة لإكمال الوظيفة

الكمية لحساب التغير المولي القياسي في طاقة جيبس ​​بطريقة تيمكين وشوارتزمان

الجدول 1

بيانات الديناميكا الحرارية لحساب الطاقة المولارية المعيارية لجيبس

الجدول 2

البيانات التجريبية للمهمة 1

الجدول 3

خيار	بيانات تجريبية
	ر, اج
ص, مم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق
صمم زئبق

شروط المهمة 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 ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج تفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5 A + 2B = C. في الوقت الأولي ، لا يوجد تفاعل المنتج في النظام ، والمواد الأولية تؤخذ بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن ، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4 ، والضغط الإجمالي هو 2 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . عند 1273 كلفن وضغط إجمالي 30 ضغط جوي ، يحتوي خليط التوازن مع التفاعل المفترض CO2 (جم) + C (s) = 2CO (جم) على 17 ٪ (بالحجم) CO2. ما هي نسبة ثاني أكسيد الكربون التي سيحتويها الغاز عند ضغط إجمالي قدره 20 ضغط جوي؟. في أي ضغط سيحتوي الغاز على 25٪ من ثاني أكسيد الكربون؟
الخيار 2	1 . أخبرنا عن 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 مع تكوين منتج تفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + B = C. في الوقت الأولي ، لا يوجد منتج تفاعل في النظام ، والمواد الأولية تؤخذ بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن ، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.5 ، والضغط الإجمالي هو 2 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . عند 2000 درجة مئوية وضغط إجمالي قدره 1 ضغط جوي ، ينفصل 2٪ من الماء إلى هيدروجين وأكسجين وفقًا للتفاعل H2O (g) = H2 (g) + 0.5 O2 (g). احسب ثابت التوازن للتفاعل في ظل هذه الظروف.
3 خيار	1 . صف طريقة تحديد قيمة ثابت التوازن عن طريق قياس الكثافة. ما هي الطرق التي تشير إليها هذه الطريقة؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج تفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة A + 2B = C. في الوقت الأولي ، لا يوجد منتج تفاعل في النظام ، والمواد الأولية تؤخذ بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن ، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.6 ، والضغط الإجمالي هو 2 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . ثابت التوازن لتفاعل CO (g) + H2O (g) = H2 (g) + CO2 (g) عند 500 درجة مئوية هو 5.5 ([p] = 1 atm). تم تسخين خليط يتكون من 1 جزيء جرامي من CO و 5 جزيء جرامي من H2O إلى درجة الحرارة هذه. احسب الكسر الجزيئي للماء في خليط التوازن.

4 خيار	1 . وصف طريقة لتحديد قيمة ثابت التوازن عن طريق القياس المباشر للضغط الجزئي. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج تفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5 A + B \ u003d C. في الوقت الأولي ، لا يوجد منتج التفاعل في النظام ، والمواد الأولية تؤخذ بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن ، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.3 ، والضغط الكلي 1.5 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 ثابت التوازن لتفاعل N2O4 (g) \ u003d 2NO2 (g) عند 25 درجة مئوية هو 0.143 ([p] \ u003d 1 atm). احسب الضغط الذي سيتم تحديده في وعاء سعة 1 لتر يحتوي على 1 جم من N2O4 عند درجة الحرارة هذه.
5 خيار	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 مع تكوين منتج تفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5 A + 3B = C. في الوقت الأولي ، لا يوجد تفاعل المنتج في النظام ، والمواد الأولية تؤخذ بكميات. بعد تحقيق التوازن ، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.3 ، والضغط الإجمالي هو 2 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . تم تسخين وعاء سعة 3 لتر يحتوي على 1.79 · 10-2 جزيء جرامي I2 إلى 973 كلفن ، وتبين أن الضغط في الوعاء عند التوازن يبلغ 0.49 ضغط جوي. بافتراض وجود غازات مثالية ، احسب ثابت التوازن عند 973 كلفن للتفاعل I2 (r) = 2I (r).
6 خيار	1. استخدام معادلة إيزوبار التفاعل لتحديد قيمة ثابت التوازن الكيميائي عند درجة حرارة غير مستكشفة من قبل. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج تفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 3A + B = C. في الوقت الأولي ، لا يوجد منتج تفاعل في النظام ، والمواد الأولية تؤخذ بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن ، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4 ، والضغط الإجمالي هو 2 ضغط جوي. 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 و Cl2 30٪ عند 250 درجة مئوية؟
7 خيار	1. يكون النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة A + 3B = 2C في حالة توازن عند 400 كلفن و 5 ضغط جوي. إذا كانت الغازات مثالية ، فكيف سيتأثر ناتج المنتج بإضافة غاز خامل بحجم ثابت؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + B = 2C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . بالنسبة للتفاعل 2HI (g) = H2 + I2 (g) ، يكون ثابت التوازن ك\ u003d 0.0183 ([p] \ u003d 1 atm) عند 698.6 ك. كم غرام من HI تتشكل عندما يتم تسخين 10 جم من I2 و 0.2 جم من H2 إلى درجة الحرارة هذه في وعاء سعة ثلاثة لترات؟ ما هي الضغوط الجزئية لـ H2 و I2 و HI؟
8 خيار	1. يكون النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة A + 3B = 2C في حالة توازن عند 400 كلفن و 5 ضغط جوي. إذا كانت الغازات مثالية ، فكيف سيتأثر إنتاج المنتج بزيادة درجة الحرارة؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5A + 2B = 2C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . تم تسخين وعاء سعة 1 لتر يحتوي على 0.341 مول من PCl5 و 0.233 مول من N2 إلى 250 درجة مئوية. تبين أن الضغط الكلي في الوعاء عند التوازن هو 29.33 ضغط جوي. بالنظر إلى أن جميع الغازات مثالية ، احسب ثابت التوازن عند 250 درجة مئوية للتفاعل PCl5 (g) = PCl3 (g) + Cl2 (g) الذي يحدث في الوعاء.
9 خيار	1 . النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة A + 3B = 2C في حالة توازن عند 400 كلفن و 5 ضغط جوي. إذا كانت الغازات مثالية ، فكيف ستؤثر زيادة الضغط على محصول المنتج؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5A + B = 2C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . ثابت التوازن لتفاعل CO (g) + 2H2 = CH3OH (g) عند 500 K هو كرونة= 0.00609 ([p] = 1 atm). احسب الضغط الإجمالي المطلوب لإنتاج ميثانول بنسبة 90٪ إذا تم أخذ ثاني أكسيد الكربون و H2 بنسبة 1: 2.
10 خيار	1. وصف طريقة تحديد ثوابت التوازن عن طريق قياس الضغط الجزئي. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 0.5A + 1.5B = 2C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . يتم إنشاء التوازن في التفاعل 2NOCl (g) = 2NO (g) + Cl2 (g) عند 227 درجة مئوية وضغط إجمالي 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.
11 خيار	1 . وصف الطرق الكيميائية لتحديد ثوابت التوازن. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + 0.5B = 2C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . احسب الضغط الإجمالي الذي يجب تطبيقه على خليط من 3 أجزاء H2 وجزء واحد N2 للحصول على خليط توازن يحتوي على 10٪ حجم NH3 عند 400 درجة مئوية. ثابت التوازن للتفاعل N2 (g) + 3 H2 (g) = 2NH3 (g) عند 400 درجة مئوية والتعبير عن الضغط في أجهزة الصراف الآلي هو 1.6 10-4.
12 خيار	1 . النظام الذي يحدث فيه تفاعل الطور الغازي الماص للحرارة A + 3B = 2C في حالة توازن عند 400 كلفن و 5 ضغط جوي. إذا كانت الغازات مثالية ، فكيف سيتأثر إنتاج المنتج بانخفاض الضغط؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + B = 0.5C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . عند 250 درجة مئوية وضغط إجمالي قدره 1 ضغط جوي ، يتم فصل PCl5 بنسبة 80٪ وفقًا لتفاعل PCl5 (g) = PCl3 (g) + Cl2 (g). ما هي درجة تفكك PCl5 إذا تمت إضافة النيتروجين إلى النظام بحيث يكون الضغط الجزئي للنيتروجين 0.9 ضغط جوي؟ يتم الحفاظ على الضغط الكلي عند 1 ضغط جوي.

13 خيار	1 . النظام الذي يحدث فيه تفاعل طارد للحرارة CO (g) + 2H2 = CH3OH (g) في حالة توازن عند 500 كلفن و 10 بار. إذا كانت الغازات مثالية ، فكيف سيتأثر مردود الميثانول بانخفاض الضغط؟ 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 1.5A + 3B = 2C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3 . ثابت التوازن لثابت التفاعل CO (g) + 2H2 = CH3OH (g) عند 500 K هو 6.09 × 10 5 ([p] = 1 atm). خليط التفاعل ، الذي يتكون من 1 مول من ثاني أكسيد الكربون ، يتم تسخين 2 مول من H2 و 1 مول من الغاز الخامل (النيتروجين) إلى 500 كلفن وضغط إجمالي 100 ضغط جوي. احسب تركيب خليط التفاعل.
14 خيار	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 مع تكوين منتج تفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + 0.5B = C. في الوقت الأولي ، لا يوجد تفاعل المنتج في النظام ، والمواد الأولية تؤخذ بكميات متكافئة. بعد تحقيق التوازن ، يحتوي خليط التوازن على عدد مولات المنتج C يساوي 0.4 ، والضغط الإجمالي هو 2 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3. بالنسبة للتفاعل N2 (g) + 3 H2 (g) \ u003d 2NH3 (g) عند 298 K ، يكون ثابت التوازن عند التعبير عنه بضغط atm 6.0 × 10 5 ، والمحتوى الحراري المولي القياسي لتكوين الأمونيا هو = - 46.1 kJ / مول. أوجد قيمة ثابت التوازن عند 500 ك.
15 خيار	1 . النظام مع التفاعل الطارد للحرارة CO (g) + 2H2 = СH3OH (g) في حالة توازن عند 500 كلفن و 10 بار. إذا كانت الغازات مثالية ، فكيف سيتأثر إنتاج الميثانول بخفض درجة الحرارة. 2. يوجد خليط من المواد الغازية A و B ، والتي يمكن أن تدخل في تفاعل كيميائي مع تكوين منتج التفاعل C ، وفقًا للمعادلة المتكافئة 2A + B = 1.5C. في اللحظة الأولى من الوقت ، 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 ضغط جوي. أوجد ثابت التوازن في المقياس p. 3. ثابت التوازن للتفاعل N2 (g) + 3 H2 (g) = 2NH3 (g) عند 400 درجة مئوية والمعبر عنه في أجهزة الصراف الآلي هو 1.6 10-4. ما هو الضغط الكلي الذي يجب تطبيقه على خليط متساوي المولي من النيتروجين والهيدروجين لتحويل 10٪ من النيتروجين إلى أمونيا؟ يفترض أن تكون الغازات مثالية.

يبدو من المناسب تضمين الأقسام التالية في تقرير العمل المخبري: المقدمة ، الجزء 1 ، الجزء 2 ، الاستنتاجات.

1 المقدمة يمكنك تقديم معلومات نظرية بإيجاز حول إحدى القضايا التالية: إما بشأن قانون العمل الجماهيري وتاريخ اكتشافه ومؤلفيه ؛ أو حول المفاهيم الأساسية وتعريف العلاقات في قسم "التوازن الكيميائي" ؛ أو لاشتقاق قانون التوازن الكيميائي في صيغته الحديثة ؛ أو تحدث عن العوامل التي تؤثر على قيمة ثابت التوازن ، إلخ.

يجب أن ينتهي قسم "المقدمة" ببيان بأهداف العمل.

الجزء الأول من الضروري

2.1. أعط رسمًا تخطيطيًا للتركيب لتحديد مرونة تفكك الكربونات المعدنية ووصف مسار التجربة.

2.2 . أعط نتائج حساب ثابت التوازن حسب المعطيات التجريبية

2.3. أعط حساب ثابت التوازن وفقًا للبيانات الديناميكية الحرارية

الجزء 2 من الضروري

3.1 . قدم إجابة كاملة ومبررة للسؤال 1 من المهمة 2.

3.2 . أعط الحل للمهمتين 2 و 3 للمهمة 2. يجب كتابة شرط المهام بتدوين رمزي.

في الاستنتاجات يُنصح بعكس تحقيق الأهداف المحددة في العمل ، وكذلك مقارنة قيم ثابت التوازن المحسوب في 2.2 و 2.3.

قائمة ببليوغرافية

1. Karjakin من الديناميكا الحرارية الكيميائية: Proc. بدل للجامعات. م: الأكاديمية. ، 20 ثانية.

2. Prigozhin I. ، Kondepudi D. الديناميكا الحرارية الحديثة. من المحركات الحرارية إلى الهياكل التبديدية. م: مير ، 20 ثانية.

3. Cherepanov في الكيمياء الفيزيائية. أدوات. يكاترينبورغ: دار نشر جامعة ولاية الأورال ، 2003.

4. كتاب مرجعي موجز للكميات الفيزيائية والكيميائية / إد. و. لام: الكيمياء ، 20 ثانية.

5. مهام في الكيمياء الفيزيائية: كتاب مدرسي. بدل للجامعات / ، إلخ م: امتحان ، 20 ثانية.

تخطيط الكمبيوتر

في بعض الحالات ، من الضروري معرفة ليس فقط اتجاه تفاعل الأكسدة والاختزال ، ولكن أيضًا معرفة كيفية سيره بشكل كامل. لذلك ، على سبيل المثال ، في التحليل الكمي ، يمكن للمرء أن يعتمد فقط على تلك التفاعلات التي تستمر عمليًا بنسبة 100٪ (أو تقترب منها).

يتم تحديد مدى استمرار التفاعل من اليسار إلى اليمين بواسطة ثابت التوازن. لرد الفعل

وفقًا لقانون العمل الجماهيري ، يمكننا أن نكتب:

حيث K هو ثابت التوازن ، يوضح النسبة بين تركيزات الأيونات وفي حالة التوازن.

يتم تحديد ثابت التوازن على النحو التالي. في المعادلة (3) (ص 152) ، استبدل قيم الإمكانات الطبيعية للأزواج ، وابحث عن:

عند التوازن = أو

يوضح ثابت التوازن أن الزنك يزيح أيونات النحاس من المحلول حتى يصبح تركيز الأيونات في المحلول أقل بعدة مرات من تركيز الأيونات. هذا يعني أن رد الفعل قيد النظر عمليا يذهب إلى النهاية.

على سبيل المثال ، إذا كان التركيز في بداية التفاعل 0.1 م ، فعند التوازن سيكون 0.1 - س بينما التركيز سيكون س.

عند حل المعادلة ، يكون التركيز عند التوازن قريبًا جدًا من 0.1 م.

ومع ذلك ، إذا تمكنا من تغيير نسبة المكونات المتفاعلة بحيث تصبح ، أي أو بعد ذلك ينتقل التفاعل 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 التوازن للتفاعل ؛ والإمكانات الطبيعية (مؤكسد ومختزل) ؛ n هي الشحنة الأيونية (عدد الإلكترونات التي يتم التبرع بها بواسطة عامل الاختزال والتي يتلقاها العامل المؤكسد).

من الصيغة (4) نجد ثابت التوازن:

بمعرفة ثابت التوازن ، من الممكن ، دون اللجوء إلى البيانات التجريبية ، حساب كيفية سير التفاعل بالكامل.

هكذا ، على سبيل المثال ، في رد الفعل

للزوج = -0.126 فولت ، للزوج = -0.136 فولت.

بالتعويض عن هذه البيانات في المعادلة (4) نجد:

الرقم 2.21 يعني أن التوازن في التفاعل قيد النظر يحدث عندما يصبح تركيز الأيونات 2.21 مرة أقل من تركيز الأيونات.

تركيز الأيونات في حالة التوازن 2.21 مرة أكبر من تركيز الأيونات. لذلك ، لكل 2.21 جرام أيون ، هناك 1 جرام أيون. في المجموع ، يحتوي المحلول على 3.21 جرام أيونات (2.21 + 1). وبالتالي ، يوجد 2.21 جرام أيون لكل 3.21 جرام أيون في المحلول ، وسيكون هناك x جزء لكل 100 جزء.

لذلك ، يمكن عكس هذا التفاعل. احسب ثابت التوازن للتفاعل:

احتمال الزوج = 1.51 فولت ، احتمال الزوج = 0.77 فولت. بالتعويض عن هذه القيم المحتملة في المعادلة (4) ، نجد:

يوضح هذا الثابت أن التوازن يحدث عندما يصبح ناتج تركيزات الأيونات في البسط (المتكون أثناء التفاعل) أكبر بمرات من ناتج تركيزات أيونات المقام (المتفاعلة).

من الواضح أن هذا التفاعل يحدث تقريبًا بشكل لا رجوع فيه (أي 100٪ من اليسار إلى اليمين).

لرد الفعل

يظهر الحساب (مشابه للحساب أعلاه) أن هذا التفاعل يستمر.

يتغير التوازن حسب ظروف التفاعل.

رد فعل الوسط له تأثير استثنائي على قيمة الثابت. لذلك ، على سبيل المثال ، يستمر تفاعل الاختزال لحمض الزرنيخ مع أيون اليود في وسط حمضي وفقًا للمعادلة:

احتمال اختزال حمض الزرنيخ في وسط قلوي أقل بكثير. لذلك ، في وسط قلوي ، تحدث العملية العكسية:

في بيئة محايدة ، يمكن تمثيل كلا العمليتين على النحو التالي:

ومع ذلك ، لن يفعلوا ذلك.

لن تنجح العملية وفقًا للمعادلة الأولى ، لأنها مرتبطة بتراكم الأيونات التي توجه العملية في الاتجاه المعاكس ؛ فقط عند إنشاء بيئة حمضية تحيد أيونات الهيدروكسيد ، فإنها تنتقل من اليسار إلى اليمين.

وفقًا للمعادلة الثانية ، لن تنجح العملية ، لأنها مرتبطة بتراكم الأيونات ، والتي يجب تحييدها بالقلويات إذا كان من الضروري أن ينتقل التفاعل من اليسار إلى اليمين.

توجد القاعدة التالية لإنشاء وسيط التفاعل اللازم للتدفق الأمثل للعملية:

إذا تراكمت أيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيد نتيجة لتفاعل الأكسدة والاختزال ، فمن الضروري بالنسبة للمسار المطلوب للعملية إنشاء بيئة لها خصائص معاكسة: في حالة تراكم الأيونات ، يجب أن تكون البيئة قلوية ، في في حالة تراكم الأيونات ، يجب أن تكون البيئة حمضية.

للتفاعل ، يجب أن تأخذ مثل هذه المكونات التي تتطلب نفس البيئة (الحمضية أو القلوية). إذا كانت إحدى المواد في التفاعل عبارة عن عامل مختزل في بيئة حمضية ، وكانت الأخرى عامل مؤكسد في مادة قلوية ، فقد يتم إعاقة العملية ؛ في هذه الحالة ، ستصل العملية إلى النهاية فقط عندما فرق كبيرالإمكانات ، أي عند ثابت التفاعل العالي.

يجعل ثابت التوازن من الممكن التنبؤ بإمكانية الأكسدة ، على سبيل المثال ، مع حمض النيتريك.

أوجد ثابت التوازن لتفاعل الانحلال في. يذوب جيدًا في المخفف. ثابت التوازن للتفاعل:

يمكن حسابها من المعادلة:

تشير هذه القيمة الصغيرة للثابت إلى أن توازن هذا التفاعل قد تم تحويله بالكامل تقريبًا من اليمين إلى اليسار ، أي أن كبريتيد الزئبق ، على عكس كبريتيد النحاس ، غير قابل للذوبان عمليًا في المخفف.

لمعلمي المدارس الثانوية وطلاب الجامعات التربوية وأطفال المدارس من الصفوف 9-10 الذين قرروا تكريس أنفسهم للكيمياء والعلوم الطبيعية

الكتاب المدرسي · مشكلة · الورشة المعملية · قصص علمية للقراءة

§ 3.2. توازن ثابت
والإمكانات متساوية الضغط للتفاعل

يمكن العثور بسهولة على ثابت التوازن من قيمة الجهد المتساوي الضغط ، والذي يتم حسابه من البيانات المجدولة حول المحتوى الحراري للتكوين والنتروبيا لمواد البداية ونواتج التفاعل

ستحتاج إلى هذه الصيغة عندما تحتاج إلى حساب ثابت التوازن للتفاعل قيد الدراسة.

في هذا البرنامج التعليمي ، نحاول ألا نعطي الصيغ الجاهزة ، بل نحاول اشتقاقها باستخدام أبسط طرق المنطق الرياضي ، لذلك نورد أدناه اشتقاق هذه الصيغة. بعد قراءة هذه المادة ، ستتعرف على أبسط تمثيلات لنظرية الاحتمالات ، مع إنتروبيا التنشيط ، إلخ.

ليس فقط طاقة التنشيط هي التي تحدد معدل التفاعل الكيميائي. يلعب حجم وشكل الجزيئات المتفاعلة دورًا كبيرًا وترتيب الذرات التفاعلية أو مجموعاتها فيها. في هذا الصدد ، عندما يصطدم جسيمان ، يكون اتجاههما المحدد مهمًا ، أي الاتصال بالضبط بتلك المراكز التفاعلية.

دعونا نشير إلى احتمال اتجاه الجزيئات اللازمة للتفاعل في تصادم مثل W:

يسمى اللوغاريتم الطبيعي لـ W مضروبًا في ثابت الغاز R بانتروبيا التنشيط S a:

من هذا التعبير يلي:

من أين ، من خلال تعريف اللوغاريتم ، نحصل على احتمال الاتجاه المطلوب:

كلما زاد احتمال الاتجاه الضروري لرد الفعل ، زاد معدله ، وبالتالي ، ثابت المعدل ، والذي يمكن كتابته:

علمنا سابقًا أن ثابت المعدل يعتمد على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة:

وبالتالي ، يعتمد ثابت المعدل على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة وانتروبيا التنشيط:

نقدم معامل التناسب Z ونضع علامة التساوي:

يتم استدعاء التعبير الناتج المعادلة الأساسية للخواص الحركية الكيميائية.

تشرح هذه المعادلة بعض جوانب التحفيز: يخفض المحفز طاقة التنشيط للتفاعل ويزيد من إنتروبيا التنشيط ، أي يزيد من احتمال اتجاه جسيمات التفاعل المناسبة للتفاعل.

من المثير للاهتمام أن نلاحظ أن إنتروبيا التنشيط لا تأخذ في الاعتبار فقط اتجاهًا معينًا للجسيمات ، ولكن أيضًا مدة الاتصال في لحظة الاصطدام. إذا كانت مدة ملامسة الجسيمات قصيرة جدًا ، فلن يكون لكثافة إلكتروناتها وقت لإعادة التوزيع لتشكيل روابط كيميائية جديدة ، وتتباعد الجسيمات في اتجاهات مختلفة. كما يزيد المحفز بشكل كبير من وقت التلامس للجسيمات المتفاعلة.

ميزة أخرى للعمل التحفيزي هي أن المحفز يأخذ طاقة زائدة من الجسيم المتشكل حديثًا ، ولا يتحلل إلى الجسيمات الأصلية بسبب نشاطه العالي الطاقة.

أنت تعلم أن ثابت التوازن هو نسبة ثوابت المعدل للتفاعلات الأمامية والعكسية:

دعونا نستبدل ثوابت المعدل للتفاعلات الأمامية والعكسية بتعبيرات المعادلة الأساسية للحركية الكيميائية:

نسبة معاملي التناسب Z pr / Z arr هي قيمة ثابتة سنقدمها في قيمة ثابت التوازن ، وهذا هو السبب في أنها ستبقى ، كما كان من قبل ، ثابتة.

إذا كنت تتذكر قواعد العمل ذات الدوال الأسية ، فستفهم تحول الصيغة:

وفقًا لقانون هيس ، فإن الاختلاف بين طاقات تنشيط التفاعلات العكسية والمباشرة هو تغيير في المحتوى الحراري (تحقق من ذلك عن طريق رسم مخطط المحتوى الحراري للتفاعل الذي يبدأ مع إطلاق الحرارة ، ولا ننسى ذلك في هذه الحالة د ن< 0 ):

وبالمثل ، فإن الاختلاف دل د س:

اشرح سبب وجود علامة الطرح قبل القوسين.

نحصل على المعادلة:

لنأخذ لوغاريتم طرفي هذه المعادلة:

من أين نحصل:

هذه المعادلة مهمة جدًا للكيمياء والعلوم الطبيعية الأخرى لدرجة أن العديد من طلاب الكيمياء الأجانب يرتدون قمصانًا تحتوي على هذه الصيغة.

اذا كان د زمعبراً عنه بـ J / mol ، ثم تأخذ الصيغة الشكل:

تتميز هذه الصيغة بخصوصية واحدة: إذا تم تحديد ثابت التوازن من خلال ضغوط المواد الغازية ، فسيتم استبدال ضغوط هذه المواد في الغلاف الجوي (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg) في التعبير عن ثابت التوازن.

تسمح هذه الصيغة بقيمة معروفة د زالتفاعل ، وحساب ثابت التوازن ، وبالتالي معرفة تكوين نظام التوازن عند درجة حرارة معينة. توضح الصيغة أنه كلما زاد ثابت التوازن وكلما زاد احتواء خليط تفاعل التوازن على منتجات تفاعل (مواد على الجانب الأيمن من معادلة التفاعل) ، زاد عدد معنى سلبيله تغيير في إمكانات متساوية الضغط للتفاعل. والعكس صحيح ، فكلما انخفضت قيمة ثابت التوازن وكلما قل خليط التوازن الذي يحتوي على نواتج تفاعل وكلما زاد عدد المواد الأولية ، قلت القيمة السالبة د ز.

عندما يكون ثابت التوازن أكبر من 1 والجهد المتساوي الضغط سالبًا ، فمن المعتاد أن نقول إن التوازن يتحول نحو نواتج التفاعل ، أو إلى اليمين. عندما يكون ثابت التوازن أقل من 1 والجهد المتساوي الضغط موجبًا ، فمن المعتاد أن نقول إن التوازن يتحول نحو المواد الأولية ، أو إلى اليسار.

عندما يكون ثابت التوازن يساوي 1 ، فإن الجهد المتساوي الضغط يساوي 0. تعتبر حالة النظام هذه هي الحد الفاصل بين تحول التوازن إلى اليمين أو اليسار. عندما يكون التغيير في الجهد متساوي الضغط سالبًا في رد فعل معين ( د ز<0 ) ، من المعتاد أن نقول إن رد الفعل يمكن أن يستمر في الاتجاه الأمامي ؛ إذا DG> 0، قل أن رد الفعل لا يمر.

في هذا الطريق،

د ز<0 - يمكن أن يحدث التفاعل (ممكن من الناحية الديناميكية الحرارية) ؛

د ز<0 ، ومن بعد ك> 1- يتحول التوازن نحو المنتجات إلى اليمين ؛

DG> 0، ومن بعد إلى<1 - يتحول التوازن نحو مواد البداية ، 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 التركيبة المعدنية المعينة ستتلبد ، وتأثير أكسجين الهواء على اللون ، إلخ. .) ، يكفي حساب رد الفعل هذا د ز. إذا اتضح أن التغيير في الجهد متساوي الضغط سلبيًا ، فعندئذ يكون التفاعل ممكنًا ، ويمكنك خلط مواد بدء مختلفة للحصول على المنتج المطلوب.

اقرأ ما يجب القيام به لحساب التغيير في الجهد متساوي الضغط وثابت التوازن عند درجات حرارة مختلفة (خوارزمية الحساب).

1. اكتب من الجداول المرجعية قيم المحتوى الحراري للتكوين من مواد بسيطة (لدرجة حرارة 298 كلفن) D H arrوالإنتروبيا سجميع المواد المكتوبة في معادلة تفاعل كيميائي. اذا كان D H arrمعبراً عنها بالكيلوجول / مول ، يجب تحويلها إلى J / مول (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 مراعاة معاملات القياس المتكافئ:

3. احسب التغير في الانتروبيا في التفاعل (298 كلفن) على أنه الفرق بين مجموع إنتروبيا المنتجات ومجموع إنتروبيا مواد البداية ، مع الأخذ في الاعتبار المعاملات المتكافئة:

4. قم بعمل معادلة لاعتماد التغيير في الجهد المتساوي الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري للتفاعل والنتروبيا ودرجة الحرارة ، واستبدل القيم العددية التي تم الحصول عليها للتو في المعادلة المعروفة لك د - نشوئهاو د س:

5. احسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة قياسية 298 كلفن:

6. بالتوقيع د ز, 298 توصل إلى استنتاج حول إمكانية اجتياز التفاعل عند درجة حرارة قياسية: إذا كانت العلامة "ناقص" ، يكون التفاعل ممكنًا ديناميكيًا حراريًا ؛ إذا كانت العلامة "زائد" ، يكون رد الفعل مستحيلًا.

7. العد د زعند درجة الحرارة التي تهتم بها:

واستنتج كيف أن التغير في درجة الحرارة يؤثر على إمكانية تمرير التفاعل. إذا اتضح أنه عند درجة الحرارة هذه ، أصبح التغيير في الجهد المتساوي الضغط أقل إيجابية أو أكثر سلبية مقارنةً به د ج 298وبالتالي ، عند درجة الحرارة هذه ، يصبح التفاعل أكثر احتمالًا.

8. احسب ثابت التوازن K من المعادلة المعروفة لك عند درجة الحرارة T التي تهمك:

9. توصل إلى استنتاج حول تحول التوازن نحو المواد الأولية (K.<1) или в сторону продуктов (К>1).

لاستنتاج أن التفاعل يمكن أن يستمر عند قيمة سالبة للتغير في الجهد المتساوي الضغط ( د ز<0 ) غالبًا ما تكون البيانات الديناميكية الحرارية وحدها غير كافية. قد يتضح أن التفاعل المحتمل بالديناميكا الحرارية معطل حركيًا ويكون ممكنًا في ظل الظروف المتغيرة (تركيز المواد ، الضغط ، درجة الحرارة) ، من خلال مسارات تفاعل أخرى ، أو في وجود محفز مختار بشكل صحيح.

ضع في اعتبارك مثال تفاعل الحديد البلوري مع الماء الغازي (بخار الماء):

كيفية معرفة إمكانية الديناميكا الحرارية للتفاعل.

هذا التفاعل مثير للاهتمام لأنه يوضح أسباب انخفاض لمعان المنتج المعدني وتلفه من التآكل.

بادئ ذي بدء ، نختار معاملات القياس المتكافئ لمعادلة التفاعل:

دعونا نكتب من الجداول المرجعية البيانات الديناميكية الحرارية (درجة الحرارة 298 كلفن) لجميع المشاركين في التفاعل:

احسب التغير في المحتوى الحراري في هذا التفاعل ، وتذكر أن المحتوى الحراري للمواد البسيطة يساوي صفرًا:

نعبر عن التغيير في المحتوى الحراري في J:

يكون التفاعل مصحوبًا بإطلاق حرارة ، Q> 0 ، Q = + 50300 J / mol ، وهذا يجعل من الممكن افتراض حدوثه تلقائيًا. ومع ذلك ، من الممكن أن نقول بثقة أن رد الفعل يكون تلقائيًا فقط من خلال علامة التغيير في الجهد المتساوي الضغط.

دعونا نحسب التغيير في الانتروبيا في هذا التفاعل ، دون أن ننسى المعاملات المتكافئة:

تتناقص إنتروبيا النظام نتيجة التفاعل ، لذلك يمكن ملاحظة حدوث زيادة في الترتيب في النظام.

الآن سنقوم بتكوين معادلة اعتماد التغيير في الجهد المتساوي الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري والنتروبيا ودرجة الحرارة:

دعونا نحسب التغيير في الجهد متساوي الضغط في التفاعل عند درجة حرارة قياسية تبلغ 298 كلفن:

تشير القيمة السلبية العالية للتغير في الجهد المتساوي الضغط إلى أن الحديد يمكن أن يتأكسد بالأكسجين في درجة حرارة الغرفة. إذا تمكنت من الحصول على أفضل مسحوق من الحديد ، فسترى كيف يحترق الحديد في الهواء. لماذا لا تحترق في الهواء المنتجات المصنوعة من الحديد والتماثيل والأظافر وما إلى ذلك؟ وأظهرت نتائج الحساب أن الحديد يتآكل في الهواء أي يتلف ويتحول إلى أكاسيد الحديد.

لنرى الآن كيف تؤثر الزيادة في درجة الحرارة على إمكانية اجتياز هذا التفاعل. دعونا نحسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة 500 كلفن:

تم الحصول على نتيجة توضح أنه مع زيادة درجة الحرارة ، يصبح التغير في الجهد متساوي الضغط للتفاعل أقل سلبية. هذا يعني أنه مع زيادة درجة الحرارة ، يصبح التفاعل أقل احتمالية من الناحية الديناميكية الحرارية ، أي أن توازن التفاعل يتحول أكثر فأكثر نحو المواد الأولية.

من المثير للاهتمام معرفة درجة الحرارة التي يتحول فيها التوازن بالتساوي نحو منتجات التفاعل ونحو المواد الأولية. يحدث هذا عندما D G r نشوئ \ u003d 0(ثابت التوازن هو 1):

من أين نحصل:

T = 150300 / 168.2 = 894 ك، أو 621 درجة مئوية.

عند درجة الحرارة هذه ، من المرجح أن يستمر التفاعل في الاتجاهين الأمامي والخلفي. عند درجات حرارة أعلى من 621 درجة مئوية ، يبدأ التفاعل العكسي لاختزال Fe 3 O 4 مع الهيدروجين في السيادة. هذا التفاعل هو أحد طرق الحصول على الحديد النقي (في علم المعادن ، يتم تقليل أكاسيد الحديد بالكربون).

عند درجة حرارة 298 كلفن:

وهكذا ، مع ارتفاع درجة الحرارة ، ينخفض ​​ثابت التوازن.

أكسيد الحديد Fe 3 O 4 يسمى المغنتيت (خام الحديد المغناطيسي). أكسيد الحديد هذا ، على عكس أكاسيد FeO (wustite) و Fe 2 O 3 (الهيماتيت) ، ينجذب بواسطة المغناطيس. هناك أسطورة أنه في العصور القديمة وجد الراعي ماغنوس حصاة صغيرة مستطيلة الشكل وضعها مع يديه الدهنية (لماذا هذا مهم؟) على سطح الماء في وعاء. لم تغرق الحصاة وبدأت تطفو على الماء ، وبغض النظر عن كيفية قلب الراعي للوعاء ، كانت الحصاة تشير دائمًا في اتجاه واحد فقط. وكأن البوصلة اخترعت بهذه الطريقة ، واستمد المعدن اسمه من اسم هذا الراعي. على الرغم من أن أكسيد الحديد الأسود ربما سمي بهذا الاسم على اسم مدينة آسيا الصغرى القديمة - مغنيسيا. المغنتيت هو الخام الرئيسي الذي يستخرج منه الحديد.

في بعض الأحيان يتم وصف صيغة المغنتيت على النحو التالي: FeO Fe 2 O 3 ، مما يعني أن أكسيد الحديد الأسود يتكون من أكاسيد الحديد. هذا خطأ: أكسيد الحديد الأسود مادة فردية.

آخر أكسيد 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 يوجد أكسيد الحديد O في الطبيعة وليس له قيمة صناعية.

معظم التفاعلات الكيميائية قابلة للعكس ، أي تتدفق في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين. في الحالات التي تستمر فيها التفاعلات الأمامية والعكسية بنفس المعدل ، يحدث التوازن الكيميائي. على سبيل المثال ، في تفاعل متجانس قابل للانعكاس: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) ، تعتمد نسبة معدلات التفاعلات المباشرة والعكسية وفقًا لقانون التأثير الجماعي على نسبة التركيزات من المواد المتفاعلة وهي: معدل التفاعل المباشر: υ 1 = ك 1 [2]. معدل رد الفعل العكسي: υ 2 \ u003d ك 2 2.

إذا كانت H 2 و I 2 هي المواد الأولية ، فعندئذ في اللحظة الأولى يتم تحديد معدل التفاعل الأمامي بتركيزاتها الأولية ، ومعدل التفاعل العكسي هو صفر. عندما يتم استهلاك H 2 و I 2 ويتم تكوين HI ، ينخفض ​​معدل التفاعل الأمامي ويزداد معدل التفاعل العكسي. بعد مرور بعض الوقت ، يتم معادلة كلتا السرعتين ، ويتم إنشاء التوازن الكيميائي في النظام ، أي يصبح عدد جزيئات HI المشكلة والمستهلكة لكل وحدة زمنية هو نفسه.

بما أن معدلات التفاعلات المباشرة والعكسية عند التوازن الكيميائي تساوي V 1 \ u003d V 2 ، ثم k 1 \ u003d k 2 2.

نظرًا لأن k 1 و k 2 ثابتان عند درجة حرارة معينة ، فإن نسبتهما ستكون ثابتة. بدلالة K ، نحصل على:

K - يسمى ثابت التوازن الكيميائي ، والمعادلة أعلاه تسمى قانون العمل الجماعي (Guldberg - Vaale).

في الحالة العامة ، للتفاعل بالصيغة aA + bB + ... ↔dD + eE + ... ، ثابت التوازن يساوي . للتفاعل بين المواد الغازية ، غالبًا ما يتم استخدام التعبير ، حيث يتم تمثيل المواد المتفاعلة بضغوط جزئية للتوازن ص. لرد الفعل المذكور .

تميز حالة التوازن الحد الذي ، في ظل ظروف معينة ، يستمر التفاعل تلقائيًا (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

لا تعتمد النسبة بين تركيزات التوازن على المواد التي يتم أخذها كمواد أولية (على سبيل المثال ، H 2 و I 2 أو HI) ، أي يمكن الاقتراب من التوازن من كلا الجانبين.

يعتمد ثابت التوازن الكيميائي على طبيعة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة ؛ لا يعتمد ثابت التوازن على الضغط (إذا كان مرتفعًا جدًا) وعلى تركيز الكواشف.

التأثير على ثابت التوازن لعوامل درجة الحرارة ، المحتوى الحراري ، والإنتروبيا. يرتبط ثابت التوازن بالتغير في الجهد المتساوي الضغط القياسي لتفاعل كيميائي ∆G o بواسطة معادلة بسيطة ∆G o = -RT ln K.

يظهر أن القيم السالبة 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) ، ثم تسود المواد الأولية في خليط التوازن. تسمح لنا هذه المعادلة بحساب K من قيمة ∆G o ثم تركيزات التوازن (الضغوط الجزئية) للكواشف. إذا أخذنا في الاعتبار أن ∆G o = ∆Н o -S o ، فبعد بعض التحول نحصل عليه . يمكن أن نرى من هذه المعادلة أن ثابت التوازن حساس للغاية للتغيرات في درجة الحرارة. يحدد تأثير طبيعة الكواشف على ثابت التوازن اعتمادها على عوامل المحتوى الحراري والإنتروبيا.

مبدأ لو شاتيلير

يتم الحفاظ على حالة التوازن الكيميائي في ظل هذه الظروف الثابتة في أي وقت. عندما تتغير الظروف ، تتعطل حالة التوازن ، لأنه في هذه الحالة تتغير معدلات العمليات المعاكسة إلى درجات مختلفة. ومع ذلك ، بعد مرور بعض الوقت ، يعود النظام مرة أخرى إلى حالة توازن ، ولكنه يتوافق بالفعل مع الظروف الجديدة المتغيرة.

يتم تحديد تحول التوازن اعتمادًا على التغيرات في الظروف بشكل عام من خلال مبدأ Le Chatelier (أو مبدأ التوازن المتحرك): إذا كان النظام في حالة توازن يتأثر من الخارج عن طريق تغيير أي من الشروط التي تحدد موضع التوازن ، فإنه يتم إزاحته في اتجاه العملية ، مما يؤدي إلى إضعاف تأثير التأثير الناتج.

وبالتالي ، تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى حدوث تحول في التوازن في اتجاه تلك العمليات ، والتي يترافق مسارها مع امتصاص الحرارة ، ويؤدي انخفاض درجة الحرارة في الاتجاه المعاكس. وبالمثل ، تؤدي الزيادة في الضغط إلى تغيير 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 ، تعزز الزيادة في درجة الحرارة تحلل H 3 N إلى هيدروجين ونيتروجين ، لأن هذه العملية ماصة للحرارة. تؤدي الزيادة في الضغط إلى تحريك التوازن نحو تكوين H 3 N ، لأن الحجم يتناقص.

إذا تمت إضافة كمية معينة من أي من المواد المشاركة في التفاعل إلى نظام في حالة توازن (أو العكس ، تمت إزالته من النظام) ، فإن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية تتغير ، ولكنها تصبح متساوية مرة أخرى تدريجيًا. بمعنى آخر ، يصل النظام مرة أخرى إلى حالة توازن كيميائي. في هذه الحالة الجديدة ، ستختلف تركيزات التوازن لجميع المواد الموجودة في النظام عن تركيزات التوازن الأولية ، لكن النسبة بينهما ستبقى كما هي. وبالتالي ، في نظام في حالة توازن ، من المستحيل تغيير تركيز إحدى المواد دون التسبب في تغيير تركيزات جميع المواد الأخرى.

وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، يؤدي إدخال كميات إضافية من الكاشف في نظام التوازن إلى حدوث تحول في التوازن في الاتجاه الذي ينخفض ​​فيه تركيز هذه المادة ، وبالتالي يزيد تركيز نواتج تفاعلها .

تعتبر دراسة التوازن الكيميائي ذات أهمية كبيرة لكل من البحث النظري ولحل المشكلات العملية. من خلال تحديد موضع التوازن لدرجات حرارة وضغوط مختلفة ، يمكن للمرء أن يختار أفضل الظروف لإجراء عملية كيميائية. في الاختيار النهائي لظروف العملية ، يتم أيضًا أخذ تأثيرها على معدل العملية في الاعتبار.

مثال 1حساب ثابت التوازن للتفاعل من تركيزات توازن المواد المتفاعلة.

احسب ثابت التوازن للتفاعل A + B 2C ، إذا كانت تركيزات التوازن [A] = 0.3 مول لتر -1 ؛ [B] = 1.1 مول لتر -1 ؛ [C] \ u003d 2.1 مول لتر -1.

المحلول.التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل هو:. دعونا نستبدل هنا تركيزات التوازن المشار إليها في حالة المشكلة: = 5.79.

مثال 2. حساب تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة. يستمر التفاعل وفقًا للمعادلة A + 2B C.

حدد تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة إذا كانت التركيزات الأولية للمواد A و B على التوالي 0.5 و 0.7 مول لتر -1 ، وثابت التوازن للتفاعل K p = 50.

المحلول.لكل مول من المادتين A و B ، يتم تكوين 2 مول من المادة C. إذا تم الإشارة إلى الانخفاض في تركيز المادتين A و B بواسطة X mol ، فإن الزيادة في تركيز المادة ستكون مساوية لـ 2X mol. ستكون تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة:

C A \ u003d (o.5-x) مول ∙ لتر -1 ؛ C B \ u003d (0.7-x) مول ∙ لتر -1 ؛ C C \ u003d 2x مول ∙ لتر -1

× 1 \ u003d 0.86 ؛ × 2 \ u003d 0.44

وفقًا لشرط المشكلة ، تكون القيمة x 2 صالحة. ومن ثم ، فإن تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة هي:

C A = 0.5-0.44 = 0.06 مول ∙ لتر -1 ؛ C B \ u003d 0.7-0.44 \ u003d 0.26 مول ∙ لتر -1 ؛ C C \ u003d 0.44 ∙ 2 \ u003d 0.88 مول ∙ لتر -1.

مثال 3تحديد التغير في طاقة جيبس ​​∆G o للتفاعل بقيمة ثابت التوازن K p. احسب طاقة جيبس ​​وحدد إمكانية التفاعل CO + Cl 2 = COCl 2 عند 700K ، إذا كان ثابت التوازن Kp = 1.0685 ∙ 10-4. الضغط الجزئي لجميع المواد المتفاعلة هو نفسه ويساوي 101325 باسكال.

المحلول.∆ 700 جرام = 2.303 ∙ RT .

لهذه العملية:

منذ ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

مثال 4. التحول في التوازن الكيميائي. في أي اتجاه سوف يتحول التوازن في نظام N 2 + 3H 2 2NH 3 -22 kcal:

أ) مع زيادة تركيز النيتروجين ؛

ب) مع زيادة تركيز H 2 ؛

ج) عندما ترتفع درجة الحرارة ؛

د) عندما ينخفض ​​الضغط؟

المحلول.يجب أن تؤدي زيادة تركيز المواد على الجانب الأيسر من معادلة التفاعل ، وفقًا لقاعدة Le Chatelier ، إلى عملية تميل إلى إضعاف التأثير ، وتؤدي إلى انخفاض في التركيزات ، أي سوف يتحول التوازن إلى اليمين (الحالات أ و ب).

تفاعل تخليق الأمونيا طارد للحرارة. تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى حدوث تحول في التوازن إلى اليسار - نحو تفاعل ماص للحرارة يضعف التأثير (الحالة ج).

سيؤدي انخفاض الضغط (الحالة د) إلى تحسين التفاعل الذي يؤدي إلى زيادة حجم النظام ، أي نحو تكوين N 2 و H 2.

مثال 5كم مرة سيتغير معدل التفاعلات الأمامية والعكسية في النظام 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) إذا انخفض حجم خليط الغاز ثلاث مرات؟ في أي اتجاه سيتحول توازن النظام؟

المحلول.دعونا نشير إلى تركيزات المواد المتفاعلة: = أ، =ب،=مع.وفقًا لقانون الحركة الجماعية ، تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية قبل حدوث تغيير في الحجم

v pr \ u003d Ka 2 b ، v arr \ u003d K 1 s 2

بعد تقليل حجم النظام المتجانس بمقدار ثلاثة أضعاف ، سيزداد تركيز كل من المواد المتفاعلة بمعامل ثلاثة: 3 أ ،[س 2] = 3 ب ؛ = 3 ثانية.عند التركيزات الجديدة للمعدل v "np للتفاعلات المباشرة والعكسية:

v "np = K (3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b ؛ v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.

;

وبالتالي ، زاد معدل رد الفعل الأمامي 27 مرة ، والعكس - تسع مرات فقط. تحول توازن النظام نحو تشكيل SO 3.

مثال 6احسب عدد المرات التي سيزداد فيها معدل التفاعل في الطور الغازي بزيادة درجة الحرارة من 30 إلى 70 درجة مئوية ، إذا كان معامل درجة حرارة التفاعل 2.

المحلول.يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة بواسطة قاعدة Van't Hoff التجريبية وفقًا للصيغة

لذلك ، يكون معدل التفاعل عند 70 درجة مئوية أكبر 16 مرة من معدل التفاعل عند 30 درجة مئوية.

مثال 7ثابت التوازن لنظام متجانس

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) عند 850 درجة مئوية هو 1. احسب تركيزات جميع المواد عند التوازن إذا كانت التركيزات الأولية: [CO] ISC = 3 مول / لتر ، [H 2 O] ISH \ u003d 2 مول / لتر.

المحلول.عند التوازن ، تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية ، وتكون نسبة ثوابت هذه المعدلات ثابتة وتسمى ثابت التوازن للنظام المعطى:

الخامس np = ك 1[CO] [H 2 O] ؛ الخامسس ب ع = إلى 2 [ثاني أكسيد الكربون] [H 2] ؛

في حالة المشكلة ، يتم إعطاء التركيزات الأولية ، بينما في التعبير ك صيشمل فقط تركيزات التوازن لجميع المواد في النظام. لنفترض أنه بحلول لحظة التوازن يكون التركيز [СО 2] Р = Xمول / لتر. وفقًا لمعادلة النظام ، سيكون عدد مولات الهيدروجين المتكون في هذه الحالة أيضًا Xمول / لتر. نفس عدد الصلوات (X mol / l) CO و H 2 O لتشكيل Xمولات CO 2 و H 2. لذلك ، تركيزات التوازن لجميع المواد الأربعة (مول / لتر):

[CO 2] P \ u003d [H 2] ص \ u003d X ؛[أول أكسيد الكربون] P = (3 –x) ؛ P = (2-س).

بمعرفة ثابت التوازن ، نجد القيمة X ،ثم التركيزات الأولية لجميع المواد:

; × 2 \ u003d 6-2x-3x + × 2؛ 5x \ u003d 6 ، لتر \ u003d 1.2 مول / لتر.

المهمة 135.
حساب ثابت التوازن للنظام المتجانس

إذا كان تركيز توازن المواد المتفاعلة (عدد المولات / لتر):
[أول أكسيد الكربون] P = 0.004 ؛ [H 2 O] P = 0.064 ؛ [ثاني أكسيد الكربون] P = 0.016 ؛ [H 2] ص \ u003d 0.016 ،
ما هي التركيزات الأولية للماء وثاني أكسيد الكربون؟ الجواب: K = 1 ؛ المرجع = 0.08 مول / لتر ؛ [CO] المرجع = 0.02 مول / لتر.
المحلول:
معادلة التفاعل هي:

أول أكسيد الكربون (ز) + H 2 O (g)  CO 2 (g) + H2 (g)

ثابت المعادلة لهذا التفاعل له التعبير:

لإيجاد التركيزات الأولية للمواد H 2 O و CO ، نأخذ في الاعتبار أنه وفقًا لمعادلة التفاعل ، من 1 مول من CO و 1 مول من H 2 O ، 1 مول من CO 2 و 1 مول من H 2 هي شكلت. حيث أنه وفقًا لظروف المشكلة ، تم تكوين 0.016 مول من ثاني أكسيد الكربون و 0.016 مول H 2 في كل لتر من النظام ، ثم تم استهلاك 0.016 مول من ثاني أكسيد الكربون و H 2 O ، وبالتالي فإن التركيزات الأولية المرغوبة هي:

المرجع \ u003d [H 2 O] P + 0.016 \ u003d 0.004 + 0.016 \ u003d 0.02 مول / لتر ؛
[CO] المرجع \ u003d [CO] P + 0.016 \ u003d 0.064 + 0.016 \ u003d 0.08 مول / لتر.

إجابه: Kp = 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 (عدد المولات / لتر): [CO] المرجع = 0.10 ؛ [H 2 O] المرجع = 0.40.
الجواب: [CO 2] P \ u003d [H 2] P \ u003d 0.08 ؛ [أول أكسيد الكربون] P = 0.02 ؛ [H 2 O] P = 0.32.
المحلول:
معادلة التفاعل هي:

أول أكسيد الكربون (ز) + H 2 O (g)  CO 2 (g) + H 2 (g)

عند التوازن ، تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية ، وتكون نسبة ثوابت هذه المعدلات ثابتة وتسمى ثابت التوازن للنظام المعطى:

نشير بواسطة x mol / l إلى تركيز التوازن لأحد نواتج التفاعل ، ثم يكون تركيز توازن الآخر أيضًا x mol / l ، حيث يتم تكوين كلاهما بنفس المقدار. ستكون تركيزات التوازن للمواد الأولية هي:
[CO] المرجع = 0.10 - x مول / لتر ؛ [H 2 O] المرجع = 0.40 - x مول / لتر. (نظرًا لأن تكوين x مول / لتر من منتج التفاعل يستهلك ، على التوالي ، x مول / لتر من CO و H 2 O. في لحظة التوازن ، سيكون تركيز جميع المواد (mol / l): [CO 2 ] P \ u003d [H 2] P \ u003d x ؛ [CO] P \ u003d 0.10 - x ؛ [H 2 O] P \ u003d 0.4 - x.

نستبدل هذه القيم في التعبير عن ثابت التوازن:

لحل المعادلة ، نجد x = 0.08. ومن هنا توازن التركيز (مول / لتر):

[CO 2] P = [H 2] P = x = 0.08 مول / لتر ؛
[H 2 O] P \ u003d 0.4 - x \ u003d 0.4 - 0.08 \ u003d 0.32 mol / l ؛
[CO] P \ u003d 0.10 - x \ u003d 0.10 - 0.08 \ u003d 0.02 مول / لتر.

المهمة 137.

ثابت التوازن لنظام متجانس N 2 + 3H 2 \ u003d 2NH 3 عند درجة حرارة معينة هو 0.1. تركيزات التوازن للهيدروجين والأمونيا هي 0.2 و 0.08 مول / لتر على التوالي. احسب التوازن والتركيزات الأولية للنيتروجين. الجواب: P = 8 مول / لتر ؛ المرجع = 8.04 مول / لتر.
المحلول:
معادلة التفاعل هي:

N 2 + ZN 2 \ u003d 2NH 3

دعونا نشير إلى تركيز التوازن لـ N2 كـ x mol / l. التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل هو:

دعونا نستبدل بيانات المشكلة في التعبير عن ثابت التوازن ونجد التركيز N 2

لإيجاد التركيز الأولي لـ N 2 ، نأخذ في الاعتبار أنه وفقًا لمعادلة التفاعل لتكوين 1 مول من NH 3 ، يتم إنفاق ½ مول من N 2. نظرًا لأنه وفقًا لظروف المشكلة ، تم تكوين 0.08 مول من NH 3 في كل لتر من النظام ، 0.08 . 1/2 \ u003d 0.04 مول N 2. وبالتالي ، فإن التركيز الأولي المطلوب لـ N 2 يساوي:

المرجع \ u003d P + 0.04 = 8 + 0.04 = 8.04 مول / لتر.

إجابه: P = 8 مولات / لتر ؛ المرجع = 8.04 مول / لتر.

المهمة 138
في بعض درجات الحرارة ، توازن نظام متجانس
تم إنشاء 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 بتركيزات المواد المتفاعلة التالية (عدد المولات / لتر): p = 0.2 ؛ [س 2] ع = 0.1 ؛ ص = 0.1. احسب ثابت التوازن والتركيز الأولي لـ NO و O 2. الجواب: K = 2.5 ؛ المرجع = 0.3 مول / لتر ؛ [O 2] مثال x = 0.15 مول / لتر.
المحلول:
معادلة التفاعل:

2NO + O 2 ↔ 2NO 2

لإيجاد التركيزات الأولية لـ NO و O 2 ، نأخذ في الاعتبار أنه وفقًا لمعادلة التفاعل ، يتم تكوين 2 مول NO 2 من 2 جزيء جرامي NO و 1 جزيء جرامي O2 ، ثم تم إنفاق 0.1 جزيء جرامي NO و 0.05 جزيء جرامي O 2. وبالتالي ، فإن التركيزات الأولية لـ NO و O 2 متساوية:

المرجع = NO] p + 0.1 = 0.2 + 0.1 = 0.3 مول / لتر ؛
[O 2] المرجع \ u003d [O 2] p + 0.05 \ u003d 0.1 + 0.05 \ u003d 0.15 مول / لتر.

إجابه: Kp = 2.5 ؛ المرجع = 0.3 مول / لتر ؛ [O 2] المرجع = 0.15 مول / لتر.

المهمة 139.
لماذا يتغير توازن النظام عندما يتغير الضغط؟
N 2 + 3Н 2 ↔ 2NH 3 وتوازن نظام N 2 + O 2  2NO لا يتحول؟ قم بتبرير إجابتك بناءً على حساب معدل التفاعلات الأمامية والعكسية في هذه الأنظمة قبل تغيير الضغط وبعده. اكتب تعابير لثوابت التوازن لكل من هذه الأنظمة.
المحلول:
أ) معادلة التفاعل:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.

ويترتب على معادلة التفاعل أن التفاعل يستمر مع انخفاض في الحجم في النظام (من 4 مولات من المواد الغازية ، يتم تكوين 2 مول من مادة غازية). لذلك ، مع تغيير الضغط في النظام ، سيتم ملاحظة تحول في التوازن. إذا زاد الضغط في هذا النظام ، فوفقًا لمبدأ Le Chatelier ، سيتحول التوازن إلى اليمين ، باتجاه انخفاض في الحجم. عندما يتحول التوازن في النظام إلى اليمين ، فإن معدل التفاعل الأمامي سيكون أكبر من معدل التفاعل العكسي:

pr> arr أو pr \ u003d k 3 \ u003e o br \ u003d k 2.

إذا تم تقليل الضغط في النظام ، فسوف يتحول توازن النظام إلى اليسار ، في اتجاه زيادة الحجم ، ثم عندما ينتقل التوازن إلى اليسار ، فإن معدل التفاعل المباشر سيكون أقل من معدل المباشر:

إلخ< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).

ب) معادلة التفاعل:

N2 + O2) ↔ 2NO. .

ويترتب على معادلة التفاعل أنه عندما لا يكون التفاعل مصحوبًا بتغيير في الحجم ، يستمر التفاعل دون تغيير عدد مولات المواد الغازية. لذلك ، لن يؤدي التغيير في الضغط في النظام إلى حدوث تحول في التوازن ، وبالتالي فإن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية ستكون متساوية:

pr \ u003d arr \ u003d أو (pr k [O 2]) \ u003d (arr \ u003d k 2).

المهمة 140.
التركيزات الأولية المرجع و [С1 2] المرجع في نظام متجانس
2NO + Cl 2 2NOС1 هي 0.5 و 0.2 مول / لتر ، على التوالي. احسب ثابت التوازن إذا تفاعل 20٪ NO بحلول الوقت الذي يتم فيه الوصول إلى التوازن. الجواب: 0.417.
المحلول:
معادلة التفاعل هي: 2NO + Cl 2 2NOС1
وفقًا لظروف المشكلة ، دخل 20٪ NO التفاعل ، وهو 0.5 . 0.2 = 0.1 مول ، لكن 0.5 - 0.1 = 0.4 مول NO لم يتفاعل. ويترتب على معادلة التفاعل أنه لكل 2 مول من NO ، يتم استهلاك 1 مول من Cl2 ، ويتم تكوين 2 مول من NOCl. لذلك ، تفاعل 0.05 مول كل 2 مع 0.1 جزيء جرامي NO و 0.1 جزيء جرامي من NOCl. بقي 0.15 مول Cl 2 غير مستخدم (0.2 - 0.05 = 0.15). وبالتالي ، فإن تركيزات التوازن للمواد المعنية متساوية (مول / لتر):

P = 0.4 ؛ ع = 0.15 ؛ ص = 0.1.

يتم التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل بالمعادلة:

باستبدال هذا التعبير بتركيزات توازن المواد ، نحصل عليها.