Faktori od kojih zavisi konstanta ravnoteže. Hemijska ravnoteža
Državna obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja "Uralski državni tehnički univerzitet - UPI"
Određivanje konstanti hemijske ravnoteže
reakcije i proračun hemijska ravnoteža
na kursu fizičke hemije
za redovne studente
Ekaterinburg 2007
UDK 544(076)S79
Sastavio
Naučni urednik, kandidat hemijskih nauka, vanredni profesor
Određivanje konstanti ravnoteže hemijskih reakcija i izračunavanje hemijske ravnoteže: metodološko uputstvo za laboratorijski rad br. 4 iz predmeta fizička hemija / komp. - Ekaterinburg: Državna obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja USTU-UPI, 20 str.
Smjernice su namijenjene dodatnom dubinskom proučavanju materijala o hemijskoj ravnoteži u okviru računskog i analitičkog laboratorijskog rada. Sadrži 15 opcija za pojedinačne zadatke, što doprinosi postizanju cilja.
Bibliografija: 5 naslova. Rice. Table
© Državna obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja „Uralska država
Tehnički univerzitet - UPI", 2007
Uvod
Ovaj rad, iako se izvodi u okviru laboratorijske radionice, odnosi se na računsko-analitički rad i sastoji se od savladavanja teorijskog materijala i rješavanja niza zadataka na temu predmeta fizičke hemije „Hemijska ravnoteža“.
Potreba za njim je uzrokovana kompleksnošću ove teme, s jedne strane, i nedovoljno obrazovnog vremena izdvojenog za njeno proučavanje, s druge strane.
Glavni dio teme “Hemijska ravnoteža”: izvođenje zakona kemijske ravnoteže, razmatranje jednadžbi izobare i izoterme hemijska reakcija itd. izlažu se na predavanjima i proučavaju na praktične vježbe(dakle, ovaj materijal nije predstavljen u ovom radu). Ovaj priručnik detaljno istražuje dio teme koji se odnosi na eksperimentalno određivanje konstanti ravnoteže i određivanje ravnotežnog sastava sistema u kojem se odvija hemijska reakcija.
Dakle, završetak ovog rada učenika će im omogućiti da riješe sljedeće probleme:
1) upoznaju se sa metodama za određivanje i izračunavanje konstanti ravnoteže hemijskih reakcija;
2) naučiti izračunati ravnotežni sastav mješavine na osnovu širokog spektra eksperimentalnih podataka.
1. TEORIJSKI PODACI O METODAMA
ODREĐIVANJE RAVNOTEŽNIH KONSTANTI HEMIJSKIH REAKCIJA
Hajde da se ukratko zadržimo na osnovnim konceptima koji se koriste u nastavku. Konstanta ravnoteže hemijske reakcije je količina
https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - standardna molarna Gibbsova energija reakcije r.
Jednačina (1) je definirajuća jednačina za konstantu ravnoteže kemijske reakcije. Treba napomenuti da je konstanta ravnoteže hemijske reakcije bezdimenzionalna veličina.
Zakon hemijske ravnoteže je zapisan na sledeći način
, (2)
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- aktivnost k- učesnik u reakciji; - dimenzija aktivnosti; stehiometrijski koeficijent k- učesnik u reakciji r.
Eksperimentalno određivanje konstanti ravnoteže je prilično težak zadatak. Prije svega, morate biti sigurni da je na datoj temperaturi postignuta ravnoteža, odnosno da sastav reakcione smjese odgovara ravnotežnom stanju - stanju s minimalnom Gibbsovom energijom, nultim afinitetom reakcije i jednakošću brzina naprijed i obrnuto. U ravnoteži, tlak, temperatura i sastav reakcione smjese će biti konstantni.
Na prvi pogled se čini da se sastav ravnotežne smjese može odrediti korištenjem metoda kvantitativne analize s karakterističnim kemijskim reakcijama. Međutim, uvođenje stranog reagensa koji vezuje jednu od komponenti hemijskog procesa pomera (tj. menja) ravnotežno stanje sistema. Ova metoda se može koristiti samo ako je brzina reakcije dovoljno spora. Zbog toga se vrlo često, prilikom proučavanja ravnoteže, koriste i različite fizičke metode za određivanje sastava sistema.
1.1 Hemijske metode
Postoje statične hemijske metode i dinamičke hemijske metode. Pogledajmo konkretne primjere navedene u.
1.1.1 Statičke metode.
Statičke metode uključuju stavljanje reakcione smjese u reaktor na konstantnoj temperaturi i zatim određivanje sastava sistema kada se postigne ravnoteža. Reakcija koja se proučava mora biti dovoljno spora da uvođenje stranog reagensa praktički ne poremeti stanje ravnoteže. Da biste usporili proces, možete prilično brzo ohladiti bocu za reakciju. Klasičan primjer takvog istraživanja je reakcija između joda i vodika
H2(g) + I2(g) = 2HI (g) (3)
Lemoyne je u staklene cilindre stavio ili mješavinu joda i vodonika ili vodonik jodida. Na 200 oC reakcija se praktično ne događa; na 265 °C, trajanje ravnoteže je nekoliko mjeseci; na 350 °C, ravnoteža se uspostavlja u roku od nekoliko dana; na 440 °C - nekoliko sati. S tim u vezi, za proučavanje ovog procesa odabran je temperaturni raspon od 300 – 400 oC. Sistem je analiziran na sljedeći način. Reakcioni balon je brzo hlađen spuštanjem u vodu, zatim je otvorena slavina i jodid vodonik je otopljen u vodi. Količina jodovodične kiseline određena je titracijom. Na svakoj temperaturi eksperiment se izvodio sve dok koncentracija nije dostigla konstantnu vrijednost, što ukazuje na uspostavljanje hemijske ravnoteže u sistemu.
1.1.2 Dinamičke metode.
Dinamičke metode se sastoje od kontinuiranog kruženja mješavine plina i zatim brzog hlađenja radi naknadne analize. Ove metode su najprikladnije za prilično brze reakcije. Reakcije se po pravilu ubrzavaju ili izvođenjem na povišenim temperaturama ili uvođenjem katalizatora u sistem. Dinamička metoda je posebno korištena u analizi sljedećih plinskih reakcija:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)
2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)
2SO2 + O2 ⇄ 2SO
3H2 + N2 ⇄ 2NH
1.2 Fizičke metode
Ove metode se prvenstveno zasnivaju na mjerenju pritiska ili masene gustine reakcione smjese, iako se mogu koristiti i druga svojstva sistema.
1.2.1 Merenje pritiska
Svaka reakcija koja je praćena promjenom broja molova plinovitih reaktanata je praćena promjenom tlaka pri konstantnoj zapremini. Ako su plinovi blizu idealnih, tada je tlak direktno proporcionalan ukupnom broju molova plinovitih reaktanata.
Kao ilustraciju, razmotrite sljedeću reakciju plina, napisanu po molekulu polazne tvari
Broj mladeža
u početnom trenutku 0 0
u ravnoteži
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" width="245" height="25 src=">, (9)
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width="20" height="21 src=">.gif" width="91" height="31">.
Postoje veze između ovih pritisaka:
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)
Konstanta ravnoteže, izražena u p-skali, biće
. (14)
Posljedično, mjerenjem ravnotežnog pritiska, stepen disocijacije se može odrediti pomoću formule (13), a zatim se pomoću formule (14) može izračunati konstanta ravnoteže.
1.2.2 Mjerenje masene gustine
Svaka reakcija, koja je praćena promjenom broja molova plinovitih sudionika u procesu, karakterizirana je promjenom masene gustine pri konstantnom pritisku.
Na primjer, za reakciju (8) je tačno
, (15)
gdje je https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> volumen sistema u stanju ravnoteže. Po pravilu, u stvarnom eksperimentima se ne meri zapremina, već masa gustine sistema, koja je obrnuto proporcionalna zapremini..gif" width="37 height=21" height="21"> - gustina mase sistema u početnom trenutku iu trenutku ravnoteže, respektivno. Mjerenjem masene gustine sistema možemo koristiti formulu (16) da izračunamo stepen disocijacije, a zatim i konstantu ravnoteže.
1.2.3 Direktno mjerenje parcijalnog pritiska
Najdirektniji način da se odredi konstanta ravnoteže hemijske reakcije je merenje parcijalnih pritisaka svakog učesnika u procesu. Općenito, ova metoda je vrlo teška za primjenu u praksi, najčešće se koristi samo kada se analiziraju mješavine plinova koje sadrže vodonik. U ovom slučaju se koristi svojstvo metala platinske grupe da budu propusni za vodonik na visokim temperaturama. Prethodno zagrijana plinska mješavina prolazi na konstantnoj temperaturi kroz cilindar 1, koji sadrži prazan iridijumski rezervoar 2 povezan sa manometrom 3 (slika 1). Vodonik je jedini gas koji može proći kroz zidove rezervoara iridijuma.
Dakle, ostaje da se izmeri ukupni pritisak gasne smjese i parcijalnog tlaka vodika za izračunavanje konstante ravnoteže reakcije. Ova metoda je omogućila Lowensteinu i Wartenbergu (1906) da proučavaju disocijaciju vode, HCl, HBr, HI i H2S, kao i reakcije kao što su:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)
1.2.4 Optičke metode
Postoje metode ispitivanja ravnoteže zasnovane na mjerenjima adsorpcije koje su posebno efikasne u slučaju obojenih plinova. Također je moguće odrediti sastav binarne mješavine plina mjerenjem indeksa prelamanja (refraktometrijski). Na primjer, Chadron (1921) je proučavao redukciju metalnih oksida ugljičnim monoksidom refraktometrijskim mjerenjem sastava plinske mješavine ugljičnog oksida i ugljičnog dioksida.
1.2.5 Mjerenje toplinske provodljivosti
Ova metoda je korištena za proučavanje reakcija disocijacije u gasnoj fazi, npr.
Pretpostavimo da je mješavina N2O4 i NO2 smještena u posudu čiji desni zid ima temperaturu T2, a lijevi T1, i T2>T1 (slika 2). Disocijacija N2O4 će biti veća u onom dijelu posude koji ima više visoke temperature. Posljedično, koncentracija NO2 u desnoj strani posude će biti veća nego u lijevoj, te će se uočiti difuzija molekula NO2 s desna na lijevo i N2O4 s lijeva na desno. Međutim, kada stignu na desnu stranu reakcione posude, molekuli N2O4 se ponovo disociraju, apsorbujući energiju u obliku toplote, a molekule NO2, dospevši do leve strane posude, dimerizuju se, oslobađajući energiju u obliku toplote. To jest, dolazi do superpozicije obične toplotne provodljivosti i toplotne provodljivosti povezane sa pojavom reakcije disocijacije. Ovaj problem se rješava kvantitativno i omogućava određivanje sastava ravnotežne smjese.
1.2.6 Mjerenje elektromotorne sile (EMF) galvanske ćelije
Mjerenje emf galvanskih ćelija je jednostavna i precizna metoda za izračunavanje termodinamičkih funkcija kemijskih reakcija. Potrebno je samo 1) konstruisati galvansku ćeliju tako da se konačna reakcija u njoj poklapa sa onom koja se proučava, čija se konstanta ravnoteže mora odrediti; 2) izmjeriti EMF galvanske ćelije u termodinamički ravnotežnom procesu. Da bi se to postiglo, potrebno je da se odgovarajući proces stvaranja struje odvija beskonačno sporo, odnosno da element radi na beskonačno maloj jakosti struje, zbog čega se za mjerenje EMF galvanske ćelije koristi metoda kompenzacije, koji se zasniva na činjenici da je ispitivana galvanska ćelija spojena serijski protiv vanjske potencijalne razlike, a potonja je odabrana na način da u kolu nije bilo struje. Veličina EMF-a izmjerena metodom kompenzacije odgovara termodinamički ravnotežnom procesu koji se odvija u elementu, a korisni rad procesa je maksimalan i jednak je gubitku Gibbsove energije
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width="181" height="29 src="> (20)
na p, T=const, gdje F–Faradayev broj = 96500 C/mol, n– najmanji zajednički višekratnik broja elektrona koji učestvuju u elektrodnim reakcijama, Eo– standardni EMF, V.
Vrijednost konstante ravnoteže može se naći iz relacije (21)
(21)
2. PRIMJER LABORATORIJSKOG RADA NA ODREĐIVANJU VRIJEDNOSTI RAVNOTEŽNE KONSTANTE
Laboratorijski rad na proučavanju reakcije disocijacije metalnih karbonata često se susreće u radionicama fizičke hemije. Hajde da damo sažetak sličan rad.
Cilj rada – određivanje konstante ravnoteže i izračunavanje glavnih termodinamičkih veličina reakcije razgradnje karbonata.
Kalcijum karbonat https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)
ovo proizvodi gasoviti ugljen monoksid (IV), čvrsti kalcijum oksid i neki deo nedisociranog kalcijum karbonata ostaje.
Konstanta ravnoteže reakcije (22) biće zapisana kao:
, (23)
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> općenito ili; aktivnosti čistih čvrstih ili tekućih faza jednake su https:/ /pandia. ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.
Ako se pritisak mjeri u atmosferama, onda = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">. (24)
Ravnotežni pritisak ugljičnog dioksida nad kalcijum karbonatom naziva se tlak disocijacije CaCO3.
To jest, konstanta ravnoteže reakcije disocijacije kalcijum karbonata će biti brojčano jednaka elastičnosti disocijacije karbonata, ako je potonja izražena u atmosferama. Tako je eksperimentalnim određivanjem elastičnosti disocijacije kalcijum karbonata moguće odrediti vrijednost konstante ravnoteže ove reakcije.
eksperimentalni dio
Za određivanje elastičnosti disocijacije kalcijum karbonata koristi se statička metoda. Njegova suština je direktno mjerenje tlaka ugljičnog dioksida u instalaciji na datoj temperaturi.
Oprema. Glavne komponente instalacije su: reakciona posuda (1), napravljena od materijala otpornog na toplotu i postavljena u električnu peć (2); živin manometar (3), hermetički spojen na reakcionu posudu i kroz slavinu (4) sa ručnom vakuum pumpom (5). Temperatura u peći se održava pomoću regulatora (6), a temperatura se kontroliše pomoću termoelementa (7) i voltmetra (8). Određena količina ispitivane praškaste supstance (9) (metalni karbonati) stavlja se u reakcionu posudu.
Radni nalog. Nakon provjere nepropusnosti sistema, uključite peć i pomoću regulatora postavite potrebnu početnu temperaturu reakcione posude. Zabilježite prva očitavanja termoelementa i manometra. Nakon toga, pomoću regulatora (6), povećajte temperaturu u peći za 10-20 stepeni, sačekajte da se uspostavi nova konstantna vrednost temperature i zabeležite vrednost pritiska koja odgovara ovoj temperaturi. Stoga, postepeno povećavajući temperaturu, napravite najmanje 4-5 mjerenja. Nakon završetka eksperimenta, peć se hladi i sistem se povezuje sa atmosferom preko ventila (4). Zatim isključite pećnicu i voltmetar. Nakon obrade dobijenih eksperimentalnih podataka, moguće je izračunati konstantu ravnoteže reakcije disocijacije.
Fig.3. Instalacija za određivanje elastičnosti disocijacije
metalni karbonati.
3. ODREĐIVANJE KONSTANTI RAVNOTEŽE
BEZ VOĐENJA EKSPERIMENTA
3.1 Izračunavanje konstante ravnoteže hemijske reakcije iz
vrijednost standardne molarne Gibbsove funkcije reakcije
Ova metoda uopće ne uključuje eksperimentiranje. Ako su poznate standardne molarne entalpije i entropije reakcije na datoj temperaturi, onda se pomoću odgovarajućih jednadžbi može izračunati standardna molarna Gibbsova funkcija ispitivane reakcije na željenoj temperaturi, a preko nje i vrijednost konstante ravnoteže.
Ako su vrijednosti standardne molarne entropije i entalpije na datoj temperaturi nepoznate, onda možete koristiti metodu Temkin i Shvartsman, odnosno od vrijednosti standardne molarne entalpije i entropije na temperaturi od 298 K i vrijednosti koeficijenata temperaturne zavisnosti molarnog toplotnog kapaciteta reakcije, izračunajte standardnu molarnu Gibbsovu energiju reakcije na bilo kojoj temperaturi.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - referentni koeficijenti koji ne ovise o prirodi reakcije i određuju se samo prema temperaturnim vrijednostima.
3.2 Metoda kombinovanja ravnoteža
Ova metoda se koristi u praktičnoj hemijskoj termodinamici. Na primjer, konstante ravnoteže dvije reakcije pronađene su eksperimentalno na istoj temperaturi
1. CH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
Konstanta ravnoteže za reakciju sinteze metanola
3..gif" width="31" height="32"> i :
. (29)
3.3 Izračunavanje konstante ravnoteže kemijske reakcije na određenoj temperaturi iz poznatih vrijednosti konstanti ravnoteže iste reakcije na dvije druge temperature
Ova metoda proračuna temelji se na rješavanju jednadžbe izobare kemijske reakcije (van't Hoffova izobara)
, (30)
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">i izgleda ovako:
. (31)
Koristeći ovu jednačinu, znajući konstante ravnoteže na dvije različite temperature, možete izračunati standardnu molarnu entalpiju reakcije, a znajući nju i konstantu ravnoteže na jednoj temperaturi, možete izračunati konstantu ravnoteže na bilo kojoj drugoj temperaturi.
4. PRIMJERI RJEŠAVANJA PROBLEMA
Nađite konstantu ravnoteže za sintezu amonijaka y N2 + H2 ⇄ NH3 ako je ravnotežni molni udio amonijaka 0,4 na 1 atm i 600K. Početna smjesa je stehiometrijska; u početnoj smjesi nema proizvoda.
Dato: Reakcija y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0,4 Naći: - ?
Rješenje
Iz uslova zadatka znamo stehiometrijsku jednačinu, kao i da je u početnom trenutku broj molova azota jednak stehiometrijskom, odnosno 0,5 mol (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">
Zapišimo reakciju, ispod simbola elemenata označavamo početnu i ravnotežnu količinu molova tvari
y N2 + H2 ⇄ NH3
0,5 - 0,5ξ 1,5 – 1,5 ξ ξ
Ukupan broj molova svih učesnika reakcije u sistemu u trenutku ravnoteže
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
Rješavanje direktnog problema kemijske ravnoteže je izračunavanje ravnotežnog sastava sistema u kojem se odvija određena reakcija (nekoliko reakcija). Očigledno, osnova rješenja je zakon hemijske ravnoteže. Potrebno je samo izraziti sve varijable uključene u ovaj zakon kroz jednu od njih: na primjer, kroz dubinu hemijske reakcije, kroz stepen disocijacije ili kroz neki ravnotežni molni udio. Bolje je izabrati koja je varijabla pogodna za korištenje na osnovu specifičnih uslova problema.
Problem 2
Konstanta ravnoteže gasne reakcije sinteze vodonik jodida
H2 + I2 ⇄ 2HI na temperaturi od 600 K i pritisku izraženom u atmosferama je jednak Kr= 45,7. Odredite ravnotežnu dubinu ove reakcije i ravnotežni prinos proizvoda pri datoj temperaturi i pritisku od 1 atm, ako u početnom trenutku količine polaznih tvari odgovaraju stehiometrijskim, a u početnom trenutku nema proizvoda reakcije momenat.
Dato Kr= 45.7. =1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> krtica. Pronađite: - ? - ?
Rješenje
Zapišimo samu reakciju, a ispod simbola elemenata broj molova svakog učesnika u početnom trenutku iu trenutku uspostavljene ravnoteže prema formuli (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Izrazimo ravnotežne molne frakcije i parcijalne pritiske svih učesnika u reakciji kroz jednu varijablu - dubinu hemijske reakcije
https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width="144" height="47 src=">.
Zakon djelovanja mase ili zakon kemijske ravnoteže
https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0,772.
Problem 3
Njegov uslov se razlikuje od problema 2 samo po tome što su početne količine molova vodonika i joda jednake 3 i 2 mola, respektivno. Izračunajte molarni sastav ravnotežne smjese.
Dato: Moguća reakcija: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. Kr = 45,7 .
3 mol; krtica; krtica. Pronađite: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
Ukupan broj molova svih učesnika u reakciji u trenutku ravnoteže jednak je
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Ravnotežni molni udjeli i parcijalni pritisci svih učesnika reakcije, izraženi kroz jednu varijablu - dubinu kemijske reakcije
Zamjena parcijalnih pritisaka u zakon hemijske ravnoteže daje:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> i izračunajte konstantu ravnoteže, a zatim napravite graf i iz njega odredite dubinu reakcije što odgovara pronađenoj vrijednosti konstante ravnoteže.
= 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
Za izvođenje radova potrebno je izvršiti sljedeće zadatke
Vježba 1
1. Opišite metodu za eksperimentalno određivanje elastičnosti ugljičnog dioksida pri proučavanju reakcije disocijacije CaCO3⇄CaO+CO2
(opcije 1 – 15, tabela 3);
2. Zapišite zakon hemijske ravnoteže za reakciju koja se proučava; odrediti vrijednosti konstanti ravnoteže reakcije disocijacije kalcijum karbonata prema eksperimentalnim podacima (tablica 3) na različitim temperaturama, ispuniti zadatke iz odjeljka B (prema naznačenoj opciji) ispuniti zadatke 1-3, str;
3. Zapišite definirajući izraz za konstantu ravnoteže i teoretski izračunajte konstantu ravnoteže reakcije koja se proučava na posljednjoj temperaturi naznačenoj u tabeli.
Zadatak 2
1. Pripremite odgovor na pitanje 1 (opcije 1-15, tabela 4)
2. Riješite zadatke 2 i 3.
Referentni podaci potrebni za završetak radova
Vrijednost za izračunavanje standardne molarne promjene Gibbsove energije korištenjem metode Temkin i Shvartsman
Tabela 1
Termodinamički podaci za izračunavanje standardne molarne Gibbsove energije
tabela 2
Eksperimentalni podaci za zadatak 1
Tabela 3
Opcija | Eksperimentalni podaci |
|||
t, oC | ||||
str, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg | ||||
p, mmHg |
Uslovi zadataka za izvršenje zadatka 2
Tabela 4
1 opcija | 1. Recite nam o hemijskim metodama za određivanje vrijednosti konstanti kemijske ravnoteže. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju da nastane produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5 A + 2B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistemu, a polazne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Na 1273 K i ukupnom pritisku od 30 atm, ravnotežna smjesa s pretpostavljenom reakcijom CO2 (g) + C (s) = 2CO (g) sadrži 17% (po zapremini) CO2. Koliki će postotak CO2 biti sadržan u plinu pri ukupnom pritisku od 20 atm?. Pri kom pritisku će gas sadržavati 25% CO2? |
Opcija 2 | 1 . Opišite fizičku metodu za određivanje vrijednosti konstante kemijske ravnoteže mjerenjem pritiska. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju i formirati proizvod reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + B = C. U početnom trenutku nema proizvoda reakcije u sistema, a polazne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Na 2000 °C i ukupnom pritisku od 1 atm, 2% vode disocira na vodonik i kisik prema reakciji H2O(g) = H2(g) + 0,5 O2(g). Izračunajte konstantu ravnoteže reakcije pod ovim uslovima. |
Opcija 3 | 1 . Opišite metodu za određivanje vrijednosti konstante ravnoteže iz mjerenja gustoće. Kojim metodama pripada ova metoda? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini A + 2B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistema, a polazne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,6, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Konstanta ravnoteže reakcije CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) na 500 oC je 5,5 ([p]=1 atm). Smjesa koja se sastoji od 1 mol CO i 5 mola H2O zagrijana je do ove temperature. Izračunajte molski udio vode u ravnotežnoj smjesi. |
Opcija 4 | 1 . Opisati metodu za određivanje vrijednosti konstante ravnoteže direktnim mjerenjem parcijalnog pritiska. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5 A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistemu, a polazne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,3, a ukupni pritisak je jednak 1,5 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 Konstanta ravnoteže reakcije N2O4(g) = 2NO2(g) na 25 o C jednaka je 0,143 ([p]=1 atm). Izračunajte pritisak koji će se razviti u posudi od 1 litra koja sadrži 1 g N2O4 na ovoj temperaturi. |
Opcija 5 | 1 . Kako možete odrediti vrijednost konstante ravnoteže reakcije bez pribjegavanja eksperimentu. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5 A + 3B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistema, a polazne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,3, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Posuda od 3 litre koja sadrži 1,79·10 -2 mol I2 zagrijana je na 973 K. Ispostavilo se da je pritisak u posudi u ravnoteži bio 0,49 atm. Uz pretpostavku da su gasovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže na 973 K za reakciju I2(g) = 2I(g). |
Opcija 6 | 1. Korištenje jednadžbe izobare reakcije za određivanje vrijednosti konstante kemijske ravnoteže na prethodno neistraženoj temperaturi. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju i formirati proizvod reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 3A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistema, a polazne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Za reakciju PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) na 250 °C, standardna molarna promjena Gibbsove energije = - 2508 J/mol. Pri kojem ukupnom pritisku će stepen konverzije PCl5 u PCl3 i Cl2 biti 30% na 250 °C? |
Opcija 7 | 1. Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija u gasnoj fazi, reakcija A+3B=2C, je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će onda dodavanje inertnog plina pri konstantnoj zapremini utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji mješavina plinovitih supstanci A i B, koja može kemijski reagirati i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + B = 2C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,3, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Za reakciju 2HI(g) = H2 +I2(g) konstanta ravnoteže Kp= 0,0183 ([p]=1 atm) na 698,6 K. Koliko grama HI nastaje kada se 10 g I2 i 0,2 g H2 zagreju na ovu temperaturu u posudi od tri litre? Koliki su parcijalni pritisci H2, I2 i HI? |
Opcija 8 | 1. Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija u gasnoj fazi, reakcija A+3B=2C, je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će onda povećanje temperature utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može hemijski reagovati da nastane proizvod reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5A + 2B = 2C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,3, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Posuda od 1 litra koja sadrži 0,341 mol PCl5 i 0,233 mol N2 zagrijana je na 250 °C. Ukupan pritisak u posudi u ravnoteži je bio 29,33 atm. Pod pretpostavkom da su svi gasovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže na 250 °C za reakciju PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) koja se odvija u posudi. |
Opcija 9 | 1 . Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija u gasnoj fazi, reakcija A+3B=2C, je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će onda povećanje tlaka utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može hemijski reagovati i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5A + B = 2C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Konstanta ravnoteže reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) na 500 K jednaka je Kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Izračunajte ukupan pritisak potreban za proizvodnju metanola u prinosu od 90% ako se CO i H2 uzimaju u omjeru 1:2. |
Opcija 10 | 1. Opišite metodu za određivanje konstanti ravnoteže mjerenjem parcijalnog pritiska. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može hemijski reagovati da nastane produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5A + 1,5B = 2C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Ravnoteža u reakciji 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2 (g) uspostavlja se na 227 °C i ukupnom pritisku od 1,0 bara, kada je parcijalni pritisak NOCl 0,64 bara (u početku je bio prisutan samo NOCl). Izračunajte ovu reakciju na datoj temperaturi. |
Opcija 11 | 1 . Opisati hemijske metode za određivanje konstanti ravnoteže. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može hemijski reagovati i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + 0,5B = 2C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,2, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Izračunajte ukupan pritisak koji se mora primeniti na mešavinu od 3 dela H2 i 1 dela N2 da bi se dobila ravnotežna smeša koja sadrži 10% zapremine NH3 na 400°C. Konstanta ravnoteže za reakciju N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) na 400 oC a izraženi pritisak u atm je jednak 1,6·10-4. |
Opcija 12 | 1 . Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija u gasnoj fazi, reakcija A+3B=2C, je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će onda smanjenje tlaka utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može hemijski reagovati da nastane proizvod reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + B = 0,5C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Na 250 °C i ukupnom pritisku od 1 atm, PCl5 se disocira za 80% prema reakciji PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). Koliki će biti stepen disocijacije PCl5 ako se sistemu doda azot tako da parcijalni pritisak azota bude jednak 0,9 atm? Ukupni pritisak se održava na 1 atm. |
Opcija 13 | 1 . Sistem u kojem se javlja egzotermna reakcija CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je u ravnoteži na 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni, kako će smanjenje tlaka utjecati na prinos metanola? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može hemijski reagovati i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 1.5A + 3B = 2C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 . Konstanta ravnoteže reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) na 500 K je 6,09 × 10 5 ([p] = 1 atm). Reakciona smjesa koja se sastoji od 1 mol CO, 2 mola H2 i 1 mol inertnog gasa (azota) se zagrevaju na 500 K i ukupni pritisak od 100 atm. Izračunajte sastav reakcione smjese. |
Opcija 14 | 1 . Opišite metodu za određivanje konstanti ravnoteže iz elektrohemijskih podataka. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju i formirati proizvod reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + 0,5B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistemu, a polazne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3. Za reakciju N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) na 298 K, konstanta ravnoteže pri izražavanju pritiska u atm je 6,0 × 10 5, a standardna molarna entalpija stvaranja amonijaka je = - 46,1 kJ /mol . Odrediti vrijednost konstante ravnoteže na 500 K. |
Opcija 15 | 1 . Sistem sa egzotermnom reakcijom CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je u ravnoteži na 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni, kako će onda smanjenje temperature utjecati na prinos metanola? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koje mogu hemijski reagovati i formirati proizvod reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + B = 1,5C. U početnom trenutku u sistemu nema produkta reakcije, a početne supstance se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova proizvoda C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3. Konstanta ravnoteže reakcije N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) na 400 °C i izražena tlakom u atm je 1,6·10-4. Koliki se ukupni pritisak mora primijeniti na ekvimolarnu smjesu dušika i vodonika da se 10% dušika pretvori u amonijak? Gasovi se smatraju idealnim. |
Čini se prikladnim uključiti sljedeće dijelove u laboratorijski izvještaj: uvod, dio 1, dio 2, zaključci.
1. U uvodu Možete ukratko iznijeti teorijske informacije o jednom od sljedećih pitanja: bilo o zakonu masovne akcije, historiji njegovog otkrića i njegovim autorima; ili o osnovnim konceptima i definisanju odnosa odeljka „Hemijska ravnoteža“; ili izvući zakon hemijske ravnoteže u njegovoj modernoj formulaciji; ili govoriti o faktorima koji utiču na vrijednost konstante ravnoteže, itd.
Odjeljak „Uvod“ treba završiti izjavom o ciljevima rada.
U dijelu 1 neophodno
2.1. Navesti dijagram instalacije za određivanje elastičnosti disocijacije metalnih karbonata i opisati tok eksperimenta.
2.2 . Navedite rezultate izračunavanja konstante ravnoteže na osnovu datih eksperimentalnih podataka
2.3. Izračunajte konstantu ravnoteže koristeći termodinamičke podatke
U dijelu 2 neophodno
3.1 . Dajte potpun, opravdan odgovor na pitanje 1 zadatka 2.
3.2 . Navedite rješenje zadataka 2 i 3 zadatka 2. Uslovi zadataka moraju biti napisani simbolično.
U zaključcima Preporučljivo je odraziti ispunjenje ciljeva postavljenih u radu, a također i uporediti vrijednosti konstante ravnoteže izračunate u 2.2 i 2.3.
Bibliografija
1. Karjakin hemijske termodinamike: Udžbenik. priručnik za univerzitete. M.: Akademija, 20 str.
2. Prigozhin I., Kondepudi D. Moderna termodinamika. Od toplotnih motora do disipativnih struktura. M.: Mir, 20 str.
3. , Čerepanov o fizičkoj hemiji. Toolkit. Ekaterinburg: Izdavačka kuća Uralskog državnog univerziteta, 2003.
4. Kratak priručnik fizičkih i hemijskih veličina / Ed. I. L.: Hemija, 20 str.
5. Zadaci iz fizičke hemije: udžbenik. priručnik za univerzitete / itd. M.: Ispit, 20 str.
Raspored računara
U nekim slučajevima potrebno je znati ne samo smjer redoks reakcije, već i koliko se ona u potpunosti odvija. Na primjer, u kvantitativnoj analizi možete se osloniti samo na one reakcije koje se praktično odvijaju 100% (ili su im blizu).
Stepen do kojeg se reakcija odvija s lijeva na desno određen je konstantom ravnoteže. Za reakciju
Prema zakonu masovne akcije možemo napisati:
gdje je K konstanta ravnoteže, koja pokazuje kakav je odnos između koncentracija jona i u ravnoteži.
Konstanta ravnoteže se određuje na sljedeći način. U jednačinu (3) (str. 152) zamijenite vrijednosti normalnih potencijala parova i pronađite:
U ravnoteži = ili
Konstanta ravnoteže pokazuje da cink istiskuje ione bakra iz otopine sve dok koncentracija iona u otopini ne postane jednostruko manja od koncentracije iona. To znači da je dotična reakcija skoro završena.
Ako je, na primjer, koncentracija na početku reakcije 0,1 m, tada će u ravnoteži biti 0,1 - x, dok će koncentracija biti x.
Rješavajući jednadžbu, koncentracija u ravnoteži je vrlo blizu 0,1 m.
Međutim, ako bismo mogli promijeniti omjer komponenti u interakciji tako da on postane , tj. ili bi tada reakcija išla s desna na lijevo (tj. u suprotnom smjeru).
Konstanta ravnoteže za bilo koji redoks proces može se izračunati ako su poznati redoks potencijali pojedinih reakcija.
Konstanta ravnoteže povezana je s redoks potencijalima općom formulom:
gdje je K konstanta ravnoteže reakcije; i normalni potencijali (oksidator i reduktor); n je naboj jona (broj elektrona koje je dalo redukciono sredstvo i koje je prihvatilo oksidaciono sredstvo).
Iz formule (4) nalazimo konstantu ravnoteže:
Poznavajući konstantu ravnoteže, moguće je, bez pribjegavanja eksperimentalnim podacima, izračunati koliko potpuno se reakcija odvija.
Tako, na primjer, u reakciji
za par = -0,126 V, za par = -0,136 V.
Zamjenom ovih podataka u jednačinu (4) nalazimo:
Broj 2,21 znači da ravnoteža u reakciji koja se razmatra nastaje kada koncentracija jona postane 2,21 puta manja od koncentracije jona.
Koncentracija jona u ravnoteži je 2,21 puta veća od koncentracije jona. Dakle, na svakih 2,21 gram jona dolazi 1 gram jona. Ukupno, rastvor sadrži 3,21 gram jona (2,21 + 1). Dakle, za svakih 3,21 gram jona u rastvoru ima 2,21 gram jona, a za 100 delova biće x delova.
Stoga se ova reakcija odvija reverzibilno. Izračunajmo konstantu ravnoteže za reakciju:
Potencijal za par = 1,51 V, potencijal za par = 0,77 V. Zamjenom ovih potencijalnih vrijednosti u jednačinu (4) nalazimo:
Ova konstanta pokazuje da ravnoteža nastaje kada proizvod koncentracija jona u brojiocu (nastalih tokom reakcije) postane nekoliko puta veći od proizvoda koncentracija jona nazivnika (reagujući).
Jasno je da se ova reakcija odvija gotovo nepovratno (tj. 100% s lijeva na desno).
Za reakciju
Proračun (sličan onom iznad) pokazuje da se ova reakcija događa na .
Ravnoteža se mijenja u zavisnosti od uslova reakcije.
Reakcija medijuma ima izuzetan uticaj na vrednost konstante. Na primjer, reakcija redukcije arsenske kiseline jodom joda u kiselom mediju odvija se prema jednadžbi:
Potencijal redukcije arsenske kiseline u alkalnoj sredini je mnogo manji. Stoga se u alkalnoj sredini odvija obrnuti proces:
U neutralnom okruženju oba procesa bi se mogla predstaviti na sljedeći način:
međutim, oni to neće učiniti.
Proces prema prvoj jednadžbi neće funkcionirati, jer je povezan sa akumulacijom jona, koji usmjeravaju proces u suprotnom smjeru; tek kada se stvori kisela sredina koja neutralizira hidroksidne ione, ona će se kretati s lijeva na desno.
Prema drugoj jednadžbi, proces neće funkcionirati, jer je povezan s akumulacijom jona, koji se moraju neutralizirati alkalijom ako se reakcija odvija s lijeva na desno.
Postoji sljedeće pravilo za stvaranje reakcionog okruženja potrebnog za optimalan tok procesa:
Ako se ioni vodika ili hidroksida akumuliraju kao rezultat redoks reakcije, tada je za željeni tok procesa potrebno stvoriti okruženje koje ima suprotna svojstva: u slučaju akumulacije jona, sredina mora biti alkalna, ali u u slučaju nakupljanja jona, okolina mora biti kisela.
Za reakciju morate uzeti komponente koje zahtijevaju isto okruženje (kiselo ili alkalno). Ako je u reakciji jedna supstanca redukciono sredstvo u kiseloj sredini, a druga je oksidaciono sredstvo u alkalnoj sredini, tada se proces može inhibirati; u ovom slučaju, proces će se završiti tek kada velika razlika potencijalima, tj. pri visokoj reakcionoj konstanti.
Konstanta ravnoteže omogućava da se predvidi mogućnost oksidacije, na primjer, dušičnom kiselinom.
Nađimo konstantu ravnoteže za reakciju rastvaranja u . dobro se rastvara u razblaženom. Konstanta ravnoteže za reakciju:
može se izračunati iz jednačine:
Ovako mala vrijednost konstante ukazuje na to da je ravnoteža ove reakcije gotovo potpuno pomaknuta s desna na lijevo, odnosno živin sulfid je, za razliku od bakrenog sulfida, praktički netopiv u razrijeđenoj otopini.
ZA NASTAVNIKE SREDNJE ŠKOLE, STUDENTE PEDAGOŠKIH UNIVERZITETA I ŠKOLARE 9-10 RAZREDA KOJI SU ODLUČILI DA SE POSVETE HEMIJI I PRIRODNIM NAUKAMA
UDŽBENIK · PROBLEMSKI RADNIK · LABORATORIJSKI PRAKTIKUM · NAUČNE PRIČE ZA ČITANJE
§ 3.2. Konstanta ravnoteže
i izobarni reakcijski potencijal
Konstanta ravnoteže se lako može naći iz vrijednosti izobarnog potencijala, koji se izračunava iz tabeliranih podataka o entalpiji formiranja i entropiji polaznih tvari i produkta reakcije
Ova formula će vam trebati kada trebate izračunati konstantu ravnoteže reakcije koja se proučava.
U ovom udžbeniku pokušavamo da ne dajemo gotove formule, već da ih izvedemo najjednostavnijim metodama matematičke logike, pa je izvođenje ove formule dato u nastavku. Nakon čitanja ovog materijala, upoznat ćete se s najjednostavnijim konceptima teorije vjerojatnosti, aktivacijske entropije itd.
Nije samo energija aktivacije ta koja određuje brzinu hemijske reakcije. Veličina i oblik reagujućih molekula i lokacija reaktivnih atoma ili njihovih grupa u njima igraju veliku ulogu. U tom smislu, kada se dvije čestice sudare, važna je njihova specifična orijentacija, odnosno kontakt upravo onih centara koji su reaktivni.
Označimo vjerovatnoću molekularne orijentacije potrebne za interakciju tokom sudara sa W:
Prirodni logaritam vrijednosti W pomnožen sa plinskom konstantom R naziva se aktivacijska entropija S a:
Iz ovog izraza proizilazi:
Odakle, po definiciji logaritma, dobijamo vjerovatnoću tražene orijentacije:
Što je veća vjerovatnoća tražene orijentacije da se reakcija dogodi, veća je njena brzina i, shodno tome, konstanta brzine, koja se može napisati:
Prethodno smo naučili da konstanta brzine ovisi o energiji aktivacije i temperaturi:
Dakle, konstanta brzine ovisi o energiji aktivacije, temperaturi i entropiji aktivacije:
Hajde da uvedemo koeficijent proporcionalnosti Z i stavimo znak jednakosti:
Rezultirajući izraz se zove osnovna jednačina hemijske kinetike.
Ova jednačina objašnjava neke aspekte katalize: katalizator smanjuje energiju aktivacije reakcije i povećava entropiju aktivacije, odnosno povećava vjerovatnoću odgovarajuće orijentacije reagujućih čestica za interakciju.
Zanimljivo je napomenuti da aktivaciona entropija uzima u obzir ne samo specifičnu orijentaciju čestica, već i trajanje kontakta u trenutku sudara. Ako je trajanje kontakta između čestica vrlo kratko, tada njihove elektronske gustoće nemaju vremena za preraspodjelu kako bi formirale nove kemijske veze, a čestice, odbijajući se, razilaze se u različitim smjerovima. Katalizator takođe značajno produžava trajanje kontakta reagujućih čestica.
Još jedna karakteristika katalitičkog djelovanja: katalizator uzima višak energije od novonastale čestice, a ona se zbog svoje visoke energetske aktivnosti ne raspada na originalne čestice.
Znate da je konstanta ravnoteže omjer konstanti brzine prednje i obrnute reakcije:
Zamenimo konstante brzine direktne i reverzne reakcije sa izrazima osnovne jednadžbe hemijske kinetike:
Odnos dva koeficijenta proporcionalnosti Z pr / Z arr je konstantna vrijednost koju ćemo dodati vrijednosti konstante ravnoteže, zbog čega će ona ostati konstantna, kao i do sada.
Ako se sjetite pravila za rad s eksponencijalnim funkcijama, razumjet ćete transformaciju formule:
U skladu s Hessovim zakonom, razlika između aktivacijskih energija reverzne i naprijed reakcije je promjena entalpije (u to se uvjerite crtanjem entalpijskog dijagrama reakcije koja se odvija oslobađanjem topline, a ne zaboravljajući da je u ovaj slučaj D N< 0 ):
Potpuno ista razlika 
označimo D S:
Objasnite zašto se ispred zagrada nalazi znak minus.
Dobijamo jednačinu:
Uzmimo logaritme obje strane ove jednadžbe:
gdje dobijamo:
Ova jednadžba je toliko važna za hemiju i druge nauke da mnogi studenti hemije u inostranstvu nose majice sa ovom formulom.
Ako D G se izražava u J/mol, tada formula ima oblik:
Ova formula ima jednu osobinu: ako je konstanta ravnoteže određena kroz pritiske gasovitih supstanci, tada se pritisci ovih supstanci u atmosferama zamenjuju u izraz konstante ravnoteže (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).
Ova formula omogućava, s obzirom na poznatu vrijednost, D G reakciju, izračunati konstantu ravnoteže i tako saznati sastav ravnotežnog sistema na datoj temperaturi. Formula pokazuje da što je veća konstanta ravnoteže i što je više produkta reakcije (supstanci na desnoj strani jednadžbe reakcije) sadržano u ravnotežnoj reakcijskoj smjesi, to je više negativno značenje ima promjenu izobarnog potencijala reakcije. I obrnuto, što je manja vrijednost konstante ravnoteže i što je manje produkta reakcije i više polaznih tvari u ravnotežnoj smjesi, to je manja negativna vrijednost D G.
Kada je konstanta ravnoteže veća od 1, a izobarični potencijal negativan, uobičajeno je reći da je ravnoteža pomjerena prema produktima reakcije, ili udesno. Kada je konstanta ravnoteže manja od 1, a izobarični potencijal pozitivan, uobičajeno je reći da je ravnoteža pomjerena prema polaznim supstancama, odnosno ulijevo.
Kada je konstanta ravnoteže jednaka 1, izobarični potencijal je jednak 0. Ovo stanje sistema se smatra granicom između pomaka ravnoteže udesno ili ulijevo. Kada je za datu reakciju promjena izobarnog potencijala negativna ( D G<0 ), uobičajeno je reći da se reakcija može odvijati u smjeru naprijed; Ako D G>0, kažu da reakcija ne nestaje.
dakle,
D G<0 – reakcija se može odvijati (termodinamički moguće);
D G<0 , To K>1– ravnoteža se pomera prema proizvodima, udesno;
D G>0, To TO<1 – ravnoteža se pomera prema polaznim supstancama, ulevo.
Ako trebate saznati da li je reakcija koja vas zanima moguća (na primjer, da li je moguća sinteza željene boje, da li će dati mineralni sastav sinterovati, utjecaj atmosferskog kisika na boju itd. ), dovoljno je izračunati za ovu reakciju D G. Ako se pokaže da je promjena izobarnog potencijala negativna, onda je reakcija moguća i možete miješati različite početne materijale kako biste dobili željeni proizvod.
Pročitajte što trebate učiniti da biste izračunali promjenu izobarnog potencijala i konstante ravnoteže na različitim temperaturama (algoritam proračuna).
1. Zapišite iz referentnih tablica vrijednosti (za temperaturu od 298 K) entalpija formiranja iz jednostavnih supstanci D N arr. i entropija S sve supstance zapisane u jednadžbi hemijske reakcije. Ako D N arr. su izražene u kJ/mol, onda ih treba pretvoriti u J/mol (zašto?).
2. Izračunajte promjenu entalpije u reakciji (298 K) kao razliku između zbira entalpija stvaranja proizvoda i zbira entalpija stvaranja polaznih supstanci, pamteći stehiometrijske koeficijente:
3. Izračunajte promjenu entropije u reakciji (298 K) kao razliku između zbira entropija proizvoda i zbira entropija polaznih supstanci, pamteći stehiometrijske koeficijente:
4. Napravite jednadžbu za ovisnost promjene izobarnog potencijala o promjenama entalpije reakcije, entropije i temperature, zamjenjujući upravo dobijene numeričke vrijednosti u jednačinu koju poznajete D N r-cija I D S okruzi:
5. Izračunajte promjenu izobarnog potencijala na standardnoj temperaturi od 298 K:
6. Po znaku D G okruzi, 298 izvući zaključak o mogućnosti da se reakcija odvija na standardnoj temperaturi: ako je znak „minus“, onda je reakcija termodinamički moguća; ako je znak "plus", onda je reakcija nemoguća.
7. Izračunajte D G okruzi na temperaturi T vas zanima:
i izvući zaključak o tome kako promjena temperature utječe na mogućnost reakcije. Ako se ispostavi da je na ovoj temperaturi promjena izobarnog potencijala postala manje pozitivna ili negativnija u odnosu na D G 298, dakle, na ovoj temperaturi reakcija postaje vjerovatnija.
8. Izračunajte konstantu ravnoteže K iz jednačine koju znate na temperaturi T koja vas zanima:
9. Izvedite zaključak o pomjeranju ravnoteže prema polaznim supstancama (K<1) или в сторону продуктов (К>1).
Da zaključimo o mogućnosti da se reakcija dogodi s negativnom promjenom izobarnog potencijala ( D G okruzi<0 ) sami termodinamički podaci često nisu dovoljni. Termodinamički moguća reakcija može se pokazati kao kinetički inhibirana i izvodljiva kada se promijene uvjeti (koncentracija tvari, tlak, temperatura), putem drugih puteva reakcije ili u prisustvu pravilno odabranog katalizatora.
Razmotrimo primjer reakcije kristalnog željeza s plinovitom vodom (vodena para):
Kako saznati o termodinamičkoj mogućnosti reakcije.
Ova reakcija je zanimljiva jer pokazuje razloge za smanjenje sjaja metalnog proizvoda i njegovo uništavanje od korozije.
Prije svega, biramo stehiometrijske koeficijente jednadžbe reakcije:
Zapišimo termodinamičke podatke (temperatura 298 K) za sve učesnike reakcije iz referentnih tabela:
Izračunajmo promjenu entalpije u ovoj reakciji, imajući na umu da su entalpije jednostavnih supstanci jednake nuli:
Izrazimo promjenu entalpije u J:
Reakcija je praćena oslobađanjem toplote, Q>0, Q=+50 300 J/mol, što omogućava pretpostavku da se odvija spontano. Međutim, može se sa sigurnošću reći da je reakcija spontana samo po znaku promjene izobarnog potencijala.
Izračunajmo promjenu entropije u ovoj reakciji, ne zaboravljajući na stehiometrijske koeficijente:
Entropija sistema se smanjuje kao rezultat reakcije, pa se može primetiti da se u sistemu dešava povećanje reda.
Sada napravimo jednadžbu za ovisnost promjena izobarnog potencijala o promjenama entalpije, entropije i temperature:
Izračunajmo promjenu izobarnog potencijala u reakciji na standardnoj temperaturi od 298 K:
Visoka negativna vrijednost promjene izobarnog potencijala ukazuje da na sobnoj temperaturi željezo može biti oksidirano kisikom. Kad biste mogli nabaviti najfiniji željezni prah, vidjeli biste kako željezo gori na zraku. Zašto proizvodi od gvožđa, figurice, ekseri itd. ne sagorevaju na vazduhu? Rezultati proračuna pokazuju da gvožđe korodira u vazduhu, odnosno uništava se, pretvarajući se u okside gvožđa.
Sada da vidimo kako povećanje temperature utiče na mogućnost ove reakcije. Izračunajmo promjenu izobarnog potencijala na temperaturi od 500 K:
Dobili smo rezultat koji pokazuje da kako temperatura raste, promjena izobarnog potencijala reakcije postaje manje negativna. To znači da s povećanjem temperature reakcija postaje termodinamički manje vjerojatna, odnosno ravnoteža reakcije se sve više pomiče prema polaznim supstancama.
Zanimljivo je znati na kojoj temperaturi se ravnoteža podjednako pomjera i prema produktima reakcije i prema polaznim materijalima. Ovo se dešava kada D G r-cija =0(konstanta ravnoteže je 1):
Odakle nam to:
T=150300/168.2=894K, ili 621°S.
Na ovoj temperaturi je jednaka vjerovatnoća da će se reakcija dogoditi i u naprijed i u obrnutom smjeru. Na temperaturama iznad 621°C počinje da prevladava obrnuta reakcija redukcije Fe 3 O 4 sa vodonikom. Ova reakcija je jedan od načina za dobivanje čistog željeza (u metalurgiji se oksidi željeza reduciraju ugljikom).
Na temperaturi od 298 K:
Dakle, kako temperatura raste, konstanta ravnoteže opada.
Oksid željeza Fe 3 O 4 naziva se magnetit (magnetna željezna ruda). Ovaj oksid željeza, za razliku od oksida FeO (wüstite) i Fe 2 O 3 (hematit), privlači magnet. Postoji legenda da je u davna vremena pastir po imenu Magnus pronašao vrlo mali duguljasti kamenčić, koji je svojim debelim (zašto je to važno?) rukama stavio na površinu vode u zdjelu. Šljunak se nije utopio i počeo je da pluta po vodi, a kako god pastir okrenuo zdjelu, kamenčić je uvijek bio usmjeren samo u jednom smjeru. Kao da je tako izmišljen kompas, a mineral je dobio ime po imenu ovog pastira. Iako je, možda, magnetit dobio ime po drevnom gradu Male Azije - Magneziji. Magnetit je glavna ruda iz koje se vadi željezo.
Ponekad se formula magnetita prikazuje na sljedeći način: FeO Fe 2 O 3, što implicira da se magnetit sastoji od dva oksida željeza. Ovo je pogrešno: magnetit je individualna supstanca.
Drugi oksid Fe 2 O 3 (hematit) - crvena željezna ruda - nazvan je tako zbog svoje crvene boje (u prijevodu s grčkog - krv). Gvožđe se dobija iz hematita.
FeO oksid se gotovo nikada ne nalazi u prirodi i nema industrijski značaj.
Većina hemijskih reakcija je reverzibilna, tj. teče istovremeno u suprotnim smjerovima. U slučajevima kada se prednja i obrnuta reakcija odvijaju istom brzinom, dolazi do hemijske ravnoteže. Na primjer, u reverzibilnoj homogenoj reakciji: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), omjer brzina naprijed i nazad reakcije prema zakonu djelovanja mase ovisi o omjeru koncentracija reaktanata, i to: brzina proslijeđene reakcije: υ 1 = k 1 [H 2 ]. Brzina obrnute reakcije: υ 2 = k 2 2.
Ako su H 2 i I 2 polazne tvari, tada je u prvom trenutku brzina proslijeđene reakcije određena njihovim početnim koncentracijama, a brzina obrnute reakcije je nula. Kako se H 2 i I 2 troše i HI se formira, brzina prednje reakcije se smanjuje, a brzina obrnute se povećava. Nakon nekog vremena, obje brzine se izjednače, a u sistemu se uspostavlja hemijska ravnoteža, tj. broj proizvedenih i potrošenih HI molekula u jedinici vremena postaje isti.
Pošto su u hemijskoj ravnoteži brzine napredne i reverzne reakcije jednake V 1 = V 2, onda je k 1 = k 2 2.
Kako su k 1 i k 2 konstantni na datoj temperaturi, njihov odnos će biti konstantan. Označavajući to sa K, dobijamo:
K se naziva konstanta kemijske ravnoteže, a gornja jednačina se naziva zakon djelovanja mase (Guldberg - Waale).
U opštem slučaju, za reakciju oblika aA+bB+…↔dD+eE+…, konstanta ravnoteže je jednaka 
. Za interakciju između gasovitih supstanci često se koristi izraz u kojem su reaktanti predstavljeni ravnotežnim parcijalnim pritiscima p. Za pomenutu reakciju 
.
Stanje ravnoteže karakteriše granicu do koje, pod datim uslovima, reakcija teče spontano (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Odnos između ravnotežnih koncentracija ne zavisi od toga koje su supstance uzete kao početne supstance (npr. H 2 i I 2 ili HI), tj. stanju ravnoteže se može pristupiti sa obe strane.
Konstanta hemijske ravnoteže zavisi od prirode reagensa i temperature; Konstanta ravnoteže ne zavisi od pritiska (ako je previsok) niti od koncentracije reagensa.
Utjecaj na konstantu ravnoteže faktora temperature, entalpije i entropije. Konstanta ravnoteže povezana je sa promjenom standardnog izobarično-izotermnog potencijala kemijske reakcije ∆G o jednostavnom jednadžbom ∆G o =-RT ln K.
Pokazuje da su velike negativne vrijednosti ∆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), tada u ravnotežnoj smjesi prevladavaju polazne tvari. Ova jednadžba omogućava da se iz vrijednosti ∆G o izračuna K, a zatim i ravnotežne koncentracije (parcijalni pritisci) reagensa. Ako uzmemo u obzir da je ∆G o =∆N o -T∆S o , onda nakon neke transformacije dobijamo 
. Iz ove jednačine je jasno da je konstanta ravnoteže vrlo osjetljiva na promjene temperature. Uticaj prirode reagensa na konstantu ravnoteže određuje njenu zavisnost od faktora entalpije i entropije.
Le Chatelierov princip
Stanje hemijske ravnoteže održava se pod datim konstantnim uslovima u bilo kom trenutku. Kada se uslovi promene, stanje ravnoteže se narušava, jer se u ovom slučaju brzine suprotnih procesa menjaju u različitom stepenu. Međutim, nakon nekog vremena sistem ponovo dostiže stanje ravnoteže, ali ovaj put u skladu sa novim promenjenim uslovima.
Pomicanje ravnoteže ovisno o promjenama uslova općenito je određeno Le Chatelierovim principom (ili principom pokretne ravnoteže): Ako se na sistem u ravnoteži utječe izvana promjenom bilo kojeg od uslova koji određuju položaj ravnoteže, onda se on pomjera u smjeru procesa, čiji tok slabi učinak proizvedenog efekta.
Dakle, povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru procesa čiji je tok praćen apsorpcijom topline, a smanjenje temperature djeluje u suprotnom smjeru. Slično, povećanje pritiska pomera ravnotežu u pravcu procesa praćenog smanjenjem zapremine, a smanjenje pritiska deluje u suprotnom smeru. Na primjer, u ravnotežnom sistemu 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, povećanje temperature pojačava razgradnju H 3 N na vodonik i dušik, budući da je ovaj proces endotermičan. Povećanje pritiska pomera ravnotežu ka stvaranju H 3 N, jer se istovremeno smanjuje zapremina.
Ako se određena količina bilo koje od supstanci koje sudjeluju u reakciji doda u sistem u stanju ravnoteže (ili, obrnuto, ukloni iz sistema), tada se brzine reakcije naprijed i nazad mijenjaju, ali se postupno ponovo izjednačavaju. Drugim riječima, sistem se vraća u stanje hemijske ravnoteže. U ovom novom stanju, ravnotežne koncentracije svih supstanci prisutnih u sistemu će se razlikovati od prvobitnih ravnotežnih koncentracija, ali će odnos između njih ostati isti. Dakle, u sistemu u ravnoteži, nemoguće je promijeniti koncentraciju jedne od supstanci, a da ne izazove promjenu koncentracija svih ostalih.
U skladu sa Le Chatelierovim principom, uvođenje dodatnih količina reagensa u ravnotežni sistem uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru smanjenja koncentracije ove tvari i, shodno tome, povećava se koncentracija proizvoda njene interakcije.
Proučavanje hemijske ravnoteže je od velikog značaja kako za teorijska istraživanja tako i za rešavanje praktičnih problema. Određivanjem ravnotežnog položaja za različite temperature i pritiske moguće je odabrati najpovoljnije uslove za hemijski proces. Pri konačnom izboru uslova procesa uzima se u obzir i njihov uticaj na brzinu procesa.
Primjer 1. Izračunavanje konstante ravnoteže reakcije iz ravnotežnih koncentracija reaktanata.
Izračunajte konstantu ravnoteže reakcije A + B 2C, ako su ravnotežne koncentracije [A] = 0,3 mol∙l -1; [V]=1,1mol∙l -1; [C]=2,1mol∙l -1.
Rješenje. Izraz za konstantu ravnoteže za ovu reakciju ima oblik: . Zamijenimo ovdje ravnotežne koncentracije navedene u iskazu problema: =5,79.
Primjer 2. Proračun ravnotežnih koncentracija reagujućih supstanci. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B C.
Odrediti ravnotežne koncentracije supstanci koje reaguju ako su početne koncentracije supstanci A i B 0,5 odnosno 0,7 mol∙l -1, a konstanta ravnoteže reakcije K p = 50.
Rješenje. Za svaki mol tvari A i B nastaju 2 mola tvari C. Ako se smanjenje koncentracije tvari A i B označi sa X mol, tada će porast koncentracije tvari biti jednak 2X mol. Ravnotežne koncentracije reaktanata će biti:
C A = (oko.5-x)mol∙l -1; C B = (0,7-x) mol∙l -1; C C =2x mol∙l -1
x 1 =0,86; x 2 =0,44
Prema uslovima zadatka vrijedi vrijednost x 2. Stoga su ravnotežne koncentracije reaktanata:
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.
Primjer 3. Određivanje promjene Gibbsove energije ∆G o reakcije vrijednošću konstante ravnoteže K r. Izračunajte Gibbsovu energiju i odredite mogućnost reakcije CO + Cl 2 = COCl 2 na 700 K ako je konstanta ravnoteže jednaka Kp = 1,0685∙10 -4. Parcijalni pritisak svih supstanci koje reaguju je isti i jednak je 101325 Pa.
Rješenje.∆G 700 =2,303∙RT 
.
Za ovaj proces:
Pošto ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Primjer 4. Promena hemijske ravnoteže. U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža u sistemu N 2 +3H 2 NH 3 -22 kcal:
a) sa povećanjem koncentracije N 2;
b) sa povećanjem koncentracije H2;
c) sa porastom temperature;
d) kada se pritisak smanji?
Rješenje. Povećanje koncentracije supstanci na lijevoj strani jednadžbe reakcije, prema Le Chatelierovom pravilu, treba izazvati proces koji ima tendenciju da oslabi učinak i dovede do smanjenja koncentracija, tj. ravnoteža će se pomeriti udesno (slučajevi a i b).
Reakcija sinteze amonijaka je egzotermna. Povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže ulijevo - prema endotermnoj reakciji, slabeći efekat (slučaj c).
Smanjenje pritiska (slučaj d) će pogodovati reakciji koja dovodi do povećanja zapremine sistema, tj. ka stvaranju N 2 i H 2.
Primjer 5. Koliko će se puta promijeniti brzina direktne i reverzne reakcije u sistemu 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) ako se zapremina gasne mešavine smanji za tri puta? U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža sistema?
Rješenje. Označimo koncentracije reaktanata: = A, =b,=With. Prema zakonu djelovanja mase, brzine naprijed i nazad reakcije prije promjene volumena su jednake
v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2
Nakon smanjenja volumena homogenog sistema za tri puta, koncentracija svakog od reaktanata će se povećati tri puta: = 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Pri novim koncentracijama, brzina v" np prednje i reverzne reakcije:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.
; 
Posljedično, brzina reakcije naprijed se povećala 27 puta, a povratne samo devet puta. Ravnoteža sistema se pomerila ka formiranju SO 3.
Primjer 6. Izračunajte koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija u gasnoj fazi kada temperatura poraste sa 30 na 70 0 C, ako je temperaturni koeficijent reakcije 2.
Rješenje. Ovisnost brzine kemijske reakcije od temperature određena je empirijskim Van't Hoffovim pravilom prema formuli
Posljedično, brzina reakcije na 70°C je 16 puta veća od brzine reakcije na 30°C.
Primjer 7. Konstanta ravnoteže homogenog sistema
CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) na 850°C je jednako 1. Izračunajte koncentracije svih supstanci u ravnoteži ako su početne koncentracije: [CO] ISH = 3 mol/l, [H 2 O] RI = 2 mol/l.
Rješenje. U ravnoteži, brzine prednje i reverzne reakcije su jednake, a odnos konstanti ovih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže datog sistema:
V np = K 1[CO][H2O]; V o b p = TO 2 [CO 2 ][H 2 ];
U iskazu problema su date početne koncentracije, au izrazu K r uključuje samo ravnotežne koncentracije svih supstanci u sistemu. Pretpostavimo da je u trenutku ravnoteže koncentracija [CO 2 ] P = X mol/l. Prema jednačini sistema, broj molova vodonika koji se formira takođe će biti X mol/l. Za isti broj mladeža (X mol/l) CO i H 2 O se troše na formiranje X molovi CO 2 i H 2. Dakle, ravnotežne koncentracije sve četiri supstance (mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO] P = (3 – x); P =(2x).
Poznavajući konstantu ravnoteže, nalazimo vrijednost X, a zatim početne koncentracije svih supstanci:
; x 2 =6-2x-3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l.
Zadatak 135.
Izračunajte konstantu ravnoteže za homogeni sistem
ako je ravnotežna koncentracija reaktanata (mol/l):
[SD] P = 0,004; [H 2 O] P = 0,064; [CO 2 ] P = 0,016; [H 2 ] p = 0,016,
Koje su početne koncentracije vode i CO? Odgovor: K = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO]ref=0,02 mol/l.
Rješenje:
Jednačina reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H2 (g)
Konstanta jednadžbe za ovu reakciju ima izraz:
Da bismo pronašli početne koncentracije supstanci H 2 O i CO, uzimamo u obzir da prema jednadžbi reakcije od 1 mol CO i 1 mol H 2 O nastaje 1 mol CO 2 i 1 mol H 2 . Pošto je prema uslovima zadatka u svakom litru sistema nastalo 0,016 mol CO 2 i 0,016 mol H 2, potrošeno je 0,016 mol CO i H 2 O. Dakle, potrebne početne koncentracije su jednake:
Out = [H 2 O] P + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 mol/l;
[CO] izlaz = [CO] P + 0,016 = 0,064 + 0,016 = 0,08 mol/l.
odgovor: Kp = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO] ref=0,02 mol/l.
Zadatak 136.
Konstanta ravnoteže homogenog sistema
na određenoj temperaturi jednaka je 1. Izračunajte ravnotežne koncentracije svih reagujućih supstanci ako su početne koncentracije jednake (mol/l): [CO] out = 0,10; [H 2 O] izlaz = 0,40.
Odgovor: [CO 2 ] P = [H 2 ] P = 0,08; [CO] P = 0,02; [H 2 O] P = 0,32.
Rješenje:
Jednačina reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g)
U ravnoteži, brzine prednje i reverzne reakcije su jednake, a odnos konstanti ovih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže datog sistema:
Označavamo sa x mol/l ravnotežnu koncentraciju jednog od reakcijskih proizvoda, tada će ravnotežna koncentracija drugog također biti x mol/l budući da su oba nastala u istoj količini. Ravnotežne koncentracije polaznih supstanci će biti:
[CO] ref = 0,10 – x mol/l; [H 2 O] ref = 0,40 - x mol/l. (budući da se za formiranje x mol/l produkta reakcije troši x mol/l CO i H 2 O. U trenutku ravnoteže koncentracija svih supstanci će biti (mol/l): [ CO 2 ] P = [H 2 ] P = x [CO] P = 0,10 - x [H 2 O] P = 0,4 - x.
Ove vrijednosti zamjenjujemo u izraz konstante ravnoteže:
Rješavajući jednačinu, nalazimo x = 0,08. Otuda ravnotežna koncentracija (mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = x = 0,08 mol/l;
[H 2 O] P = 0,4 – x = 0,4 – 0,08 = 0,32 mol/l;
[CO] P = 0,10 – x = 0,10 – 0,08 = 0,02 mol/l.
Zadatak 137.
Konstanta ravnoteže homogenog sistema N 2 + ZN 2 = 2NH 3 na određenoj temperaturi je 0,1. Ravnotežne koncentracije vodonika i amonijaka su 0,2 i 0,08 mol/l, respektivno. Izračunajte ravnotežnu i početnu koncentraciju dušika. Odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
Rješenje:
Jednačina reakcije je:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3
Označimo ravnotežnu koncentraciju N2 sa x mol/l. Izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije ima oblik:
Zamijenimo podatke problema u izraz konstante ravnoteže i nađemo koncentraciju N 2
Da bismo pronašli početnu koncentraciju N2, uzimamo u obzir da je, prema jednadžbi reakcije, za stvaranje 1 mola NH3 potrebno ½ mola N2. Pošto se, prema uslovima zadatka, u svakom litru sistema formiralo 0,08 mola NH 3, onda je 0,08 . 1/2 = 0,04 mol N 2. Dakle, željena početna koncentracija N 2 jednaka je:
Ref = P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 mol/l.
odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
Zadatak 138
Na određenoj temperaturi, ravnoteža homogenog sistema
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 utvrđen je pri sljedećim koncentracijama reaktanata (mol/l): p = 0,2; [O 2 ] p = 0,1; p = 0,1. Izračunajte konstantu ravnoteže i početnu koncentraciju NO i O 2. Odgovor: K = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O 2 ] je x = 0,15 mol/l.
Rješenje:
Jednačina reakcije:
2NO + O 2 ↔ 2NO 2
Da bismo pronašli početne koncentracije NO i O 2, uzimamo u obzir da se, prema jednadžbi reakcije, iz 2 mol NO i 1 mol O2 formira 2 mol NO 2, a zatim je utrošeno 0,1 mol NO i 0,05 mol O 2. Dakle, početne koncentracije NO i O 2 su jednake:
Izlaz = NE] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mola/l;
[O 2 ] out = [O 2 ] p + 0,05 = 0,1 + 0,05 = 0,15 mol/l.
odgovor: Kp = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O 2 ] ref = 0,15 mol/l.
Zadatak 139.
Zašto se ravnoteža sistema pomera kada se pritisak promeni?
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 i, da li se ravnoteža sistema N 2 + O 2 2NO mijenja? Motivirajte svoj odgovor na osnovu izračunavanja brzina naprijed i nazad reakcija u ovim sistemima prije i nakon promjene tlaka. Napišite izraze za konstante ravnoteže svakog od ovih sistema.
Rješenje:
a) Jednačina reakcije:
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.
Iz jednačine reakcije slijedi da se reakcija odvija smanjenjem volumena u sistemu (od 4 mola gasovitih supstanci nastaju 2 mola gasovitih materija). Stoga, kada se pritisak u sistemu promijeni, uočava se pomak u ravnoteži. Ako povećate pritisak u ovom sistemu, tada će se, prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža pomjeriti udesno, prema smanjenju volumena. Kada se ravnoteža u sistemu pomakne udesno, brzina reakcije naprijed bit će veća od brzine obrnute reakcije:
pr > arr ili pr = k 3 > o br = k 2 .
Ako se pritisak u sistemu smanji, tada će se ravnoteža sistema pomeriti ulevo, prema povećanju zapremine, a kada se ravnoteža pomeri ulevo, brzina prednje reakcije će biti manja od brzine naprijed reakcija:
itd< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).
b) Jednačina reakcije:
N2 + O2) ↔ 2NO. .
Iz jednadžbe reakcije slijedi da kada dođe do reakcije, ona nije praćena promjenom volumena; reakcija se odvija bez promjene broja molova plinovitih tvari. Prema tome, promjena tlaka u sistemu neće dovesti do pomaka u ravnoteži, pa će stope reakcije naprijed i nazad biti jednake:
pr = arr = ili (pr k [O 2 ]) = (arr = k 2) .
Zadatak 140.
Početne koncentracije out i [C1 2 ] out u homogenom sistemu
2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1 su 0,5 i 0,2 mol/l, respektivno. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je 20% NO reagiralo do trenutka kada je nastupila ravnoteža. Odgovor: 0,417.
Rješenje:
Jednačina reakcije je: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1
Prema uslovima zadatka u reakciju je ušlo 20% NO, što je 0,5 .
0,2 = 0,1 mol, a 0,5 – 0,1 = 0,4 mol NO nije reagovao. Iz jednadžbe reakcije slijedi da se na svaka 2 mola NO troši 1 mol Cl2, a stvaraju se 2 mola NOCl. Posljedično, sa 0,1 mol NO, 0,05 mol Cl 2 je reagiralo i nastalo je 0,1 mol NOCl. 0,15 mol Cl 2 je ostalo neiskorišćeno (0,2 – 0,05 = 0,15). Dakle, ravnotežne koncentracije supstanci koje učestvuju su jednake (mol/l):
P = 0,4; p = 0,15; p = 0,1.
Konstanta ravnoteže ove reakcije izražena je jednadžbom:
Zamjenom ravnotežnih koncentracija supstanci u ovaj izraz dobijamo.
