Faktori od kojih zavisi konstanta ravnoteže. Hemijska ravnoteža
SEI VPO "Uralski državni tehnički univerzitet - UPI"
Određivanje konstanti hemijske ravnoteže
reakcije i proračun hemijska ravnoteža
u toku fizičke hemije
za redovne studente
Jekaterinburg 2007
UDK 544(076)S79
Kompajler
Naučni urednik, dr, vanredni profesor
Određivanje konstanti ravnoteže hemijskih reakcija i izračunavanje hemijske ravnoteže: smjernice za laboratorijski rad br. 4 na predmetu fizička hemija / komp. - Jekaterinburg: GOU VPO USTU-UPI, 20s.
Smjernice su namijenjene dodatnom dubinskom proučavanju materijala o kemijskoj ravnoteži u sklopu računskog i analitičkog laboratorijskog rada. Sadrže 15 opcija za pojedinačne zadatke, što doprinosi postizanju cilja.
Bibliografija: 5 naslova. Rice. Tab.
© GOU VPO "Uralska država
Tehnički univerzitet - UPI", 2007
Uvod
Ovaj rad, iako se izvodi u okviru laboratorijske radionice, spada u računsko-analitički i sastoji se u savladavanju teorijskog materijala i rješavanju niza zadataka na temu predmeta fizičke kemije "Hemijska ravnoteža".
Potreba za njenom implementacijom uzrokovana je kompleksnošću ove teme, s jedne strane, i nedostatkom studijskog vremena izdvojenog za njeno proučavanje, s druge strane.
Glavni dio teme "Kemijska ravnoteža": izvođenje zakona kemijske ravnoteže, razmatranje jednadžbe izobare i izoterme hemijska reakcija itd. izlažu se na predavanjima i proučavaju praktične vježbe(Stoga ovaj materijal nije predstavljen u ovom radu). Ovaj priručnik detaljno razmatra dio teme koji se odnosi na eksperimentalno određivanje konstanti ravnoteže i određivanje ravnotežnog sastava sistema u kojem se odvija hemijska reakcija.
Dakle, realizacija ovog rada od strane učenika će riješiti sljedeće zadatke:
1) upoznaju se sa metodama za određivanje i izračunavanje konstanti ravnoteže hemijskih reakcija;
2) naučiti kako izračunati ravnotežni sastav mješavine, na osnovu raznih eksperimentalnih podataka.
1. TEORIJSKI PODACI O METODAMA
DEFINICIJE RAVNOTEŽNIH KONSTANTI ZA HEMIJSKE REAKCIJE
Hajde da se ukratko zadržimo na glavnim 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 Gibbsova molarna 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, potrebno je biti siguran da je ravnoteža postignuta na datoj temperaturi, tj. da sastav reakcione smjese odgovara ravnotežnom stanju - stanju s minimalnom Gibbsovom energijom, nultim afinitetom reakcije i jednakim brzinama naprijed i obrnute reakcije. U ravnoteži, tlak, temperatura i sastav reakcione smjese bit će 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 niska. 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. Razmotrite konkretne primjere date u .
1.1.1 Statičke metode.
Statičke metode se sastoje u tome da se reaktorska smjesa stavi u reaktor na konstantnoj temperaturi i zatim se, nakon postizanja ravnoteže, odredi sastav sistema. Reakcija koja se proučava mora biti dovoljno spora da uvođenje stranog reagensa praktično ne naruši stanje ravnoteže. Da bi se usporio proces, moguće je dovoljno brzo ohladiti reakcionu tikvicu. Klasičan primjer takve studije je reakcija između joda i vodika
H2(g) + I2(g) = 2HI(g) (3)
Lemoyne je u staklene cilindre stavio ili mješavinu joda s vodonikom ili vodonik jodida. Na 200 °C, reakcija se praktično ne odvija; na 265 °C, trajanje ravnoteže je nekoliko mjeseci; na 350 °C, ravnoteža se uspostavlja u roku od nekoliko dana; na 440 °C - nekoliko sati. U tom smislu, za proučavanje ovog procesa odabran je temperaturni raspon od 300 - 400 °C. Analiza sistema je izvršena na sljedeći način. Reakciona posuda je brzo ohlađena 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 dok koncentracija nije dostigla konstantnu vrijednost, što ukazuje na uspostavljanje hemijske ravnoteže u sistemu.
1.1.2 Dinamičke metode.
Dinamičke metode se sastoje u činjenici da plinska mješavina kontinuirano cirkulira, a zatim se brzo hladi za naknadnu analizu. Ove metode su najprikladnije za prilično brze reakcije. Reakcije se obično ubrzavaju ili izvođenjem na povišenim temperaturama ili uvođenjem katalizatora u sistem. Dinamička metoda je posebno korištena u analizi sljedećih plinskih reakcija:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (četiri)
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 na bazi jedne molekule polaznog materijala
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, imaće oblik
. (14)
Stoga se mjerenjem ravnotežnog tlaka može odrediti stupanj disocijacije pomoću formule (13), a zatim se pomoću formule (14) može izračunati i 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 https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19">- zapremina sistema u ravnoteži. Po pravilu, u stvarnim eksperimentima, ne meri se zapremina, ali gustina masa 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. U opštem slučaju, ovu metodu je veoma teško primeniti u praksi, najčešće se koristi samo u analizi gasnih smeša koje sadrže vodonik. U ovom slučaju se koristi svojstvo metala platinske grupe da budu propusni za vodonik na visokim temperaturama. Prethodno zagrejana gasna mešavina prolazi na konstantnoj temperaturi kroz cilindar 1, koji sadrži prazan rezervoar iridijuma 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 reakciju poput:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)
1.2.4 Optičke metode
Postoje ravnotežne metode zasnovane na mjerenju adsorpcije koje su posebno efikasne za obojene plinove. 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 oksida i ugljičnog dioksida.
1.2.5 Mjerenje toplotne provodljivosti
Ova metoda je korištena u proučavanju reakcija disocijacije u plinskoj fazi, na primjer
Pretpostavimo da je mješavina N2O4 i NO2 smještena u posudu čiji desni zid ima temperaturu T2, a lijevi T1, sa T2>T1 (slika 2). Disocijacija N2O4 bit će u većoj mjeri 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, došavši do desne strane reakcione posude, molekule N2O4 se ponovo disociraju sa apsorpcijom energije u obliku toplote, a molekule NO2, dospevši do leve strane posude, dimerizuju oslobađanjem energije u obliku toplota. To jest, postoji superpozicija obične toplotne provodljivosti i toplotne provodljivosti povezane sa tokom 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) sastaviti takvu 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. Za to je potrebno da se odgovarajući proces generiranja struje izvodi beskonačno sporo, odnosno da element radi na beskonačno maloj jakosti struje, zbog čega se metoda kompenzacije koristi za mjerenje EMF-a galvanske ćelije, koji se zasniva na činjenici da se ispitivana galvanska ćelija uključuje serijski protiv vanjske potencijalne razlike, a potonja je odabrana na način da u kolu nije bilo struje. Vrijednost EMF-a mjerena metodom kompenzacije odgovara termodinamički ravnotežnom procesu koji se odvija u elementu i 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)
za p, T=const, gdje F– Faradejev broj = 96500 C/mol, n je najmanji zajednički višekratnik broja elektrona uključenih u elektrodne reakcije, Eo- standardni EMF, V.
Vrijednost konstante ravnoteže može se naći iz relacije (21)
(21)
2. PRIMJER LABORATORIJSKOG RADA NA ODREĐIVANJU VRIJEDNOSTI RAVNOTEŽNE KONSTANTE
U radionicama fizičke hemije često se susreće i laboratorijski rad koji se odnosi na proučavanje reakcije disocijacije metalnih karbonata. Hajde da donesemo sažetak sličan rad.
Cilj – 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)
u ovom slučaju nastaje gasoviti ugljen monoksid (IV), čvrsti kalcijum oksid i ostaje deo nedisociranog kalcijum karbonata.
Konstanta ravnoteže reakcije (22) je 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 elastičnost disocijacije CaCO3.
To jest, konstanta ravnoteže reakcije disocijacije kalcijum karbonata će biti brojčano jednaka elastičnosti disocijacije karbonata, ako je potonja izražena u atmosferama. Dakle, nakon eksperimentalnog određivanja elastičnosti disocijacije kalcijum karbonata, moguće je odrediti vrijednost konstante ravnoteže ove reakcije.
eksperimentalni dio
Za određivanje elastičnosti disocijacije koristi se kalcijum karbonat statička metoda. Njegova suština je u direktnom mjerenju pri datoj temperaturi tlaka ugljičnog dioksida u instalaciji.
Oprema. Glavne komponente instalacije su: reakciona posuda (1) od materijala otpornog na toplotu i postavljena u električnu peć (2); živin manometar (3), hermetički spojen na reakcionu posudu i kroz slavinu (4) na ručnu vakuum pumpu (5). Temperaturu u peći održava regulator (6), temperaturu kontroliše termoelement (7) i voltmetar (8). U reakcionu posudu se stavlja određena količina ispitivane praškaste supstance (9) (metalni karbonati).
Radni nalog. Nakon provjere nepropusnosti sistema, uključite pećnicu i podesite potrebnu početnu temperaturu reakcione posude uz pomoć regulatora. 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. Dakle, postepeno povećavajući temperaturu, vrši se 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 EKSPERIMENTA
3.1 Izračunavanje konstante ravnoteže hemijske reakcije iz
vrijednost standardne Gibbsove molarne funkcije reakcije
Ova metoda uopće ne uključuje eksperimentiranje. Ako su poznate standardne molarne entalpije i entropije reakcije na datoj temperaturi, onda je pomoću odgovarajućih jednadžbi moguće izračunati standardnu Gibbsovu molarnu funkciju ispitivane reakcije na željenoj temperaturi, a preko nje vrijednost konstanta ravnoteže.
Ako su vrijednosti standardnih molarnih entropija i entalpija na datoj temperaturi nepoznate, onda možete koristiti metodu Temkin i Schwartzman, odnosno vrijednosti standardnih molarnih entalpija i entropija na temperaturi od 298 K i vrijednosti koeficijenata temperaturne ovisnosti molarnog toplinskog kapaciteta reakcije, izračunajte standardnu molarnu Gibbsovu energiju reakcije za bilo koju temperaturu.
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, eksperimentalno na istoj temperaturi pronađene su konstante ravnoteže dvije reakcije
1. CH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
Konstanta ravnoteže reakcije 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 zasniva 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, može se izračunati standardna molarna entalpija reakcije, a znajući nju i konstantu ravnoteže na jednoj temperaturi, može se izračunati konstanta 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 činjenicu da je u početnom trenutku broj molova dušika jednak stehiometrijskom, odnosno 0,5 mol (https://pandia.ru /text/78/005/images/image069_3.gif " width="247" height="57 src=">
Zapisujemo reakciju, ispod simbola elemenata označavamo početni i ravnotežni broj molova tvari
y N2 + H2 ⇄ NH3
0,5 - 0,5ξ 1,5 - 1,5 ξ ξ
Ukupan broj molova svih učesnika u reakciji 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
Rješenje direktnog problema kemijske ravnoteže je proračun 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 bilo koju: 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.
Zadatak 2
Konstanta ravnoteže gasne reakcije za sintezu vodonik jodida
H2 + I2 ⇄ 2HI na 600 K i pritisku izraženom u atmosferama je kr= 45,7. Odrediti dubinu ravnoteže ove reakcije i ravnotežni prinos proizvoda pri datoj temperaturi i pritisku od 1 atm, ako u početnom trenutku količine polaznih supstanci odgovaraju stehiometrijskim, a nema proizvoda reakcije na početni trenutak.
Dato kr= 45.7. =1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> mol. Pronađite: - ? - ?
Rješenje
Zapišimo samu reakciju, a ispod simbola elemenata broj molova svakog učesnika u početnom trenutku iu trenutku ravnoteže uspostavljene formulom (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Ravnotežne molne frakcije i parcijalne pritiske svih učesnika u reakciji izražavamo 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.
Zadatak 3
Njegovo stanje razlikuje se od problema 2 samo po tome što su početne količine vodonika i joda 3 mola, odnosno 2 mola. Izračunajte molarni sastav ravnotežne smjese.
Dato: Moguća reakcija: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. kr = 45,7 .
3 mol; krtica; mol. Pronađite: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
Ukupan broj molova svih učesnika u reakciji u trenutku ravnoteže je
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Ravnotežni molni udjeli i parcijalni pritisci svih učesnika u reakciji, izraženi u vidu jedne varijable - dubine hemijske 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 koja odgovara do pronađene 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
Da biste završili posao, potrebno je izvršiti sljedeće zadatke
Vježba 1
1. Opišite metodu za eksperimentalno određivanje elastičnosti ugljičnog dioksida pri proučavanju reakcije disocijacije SaCO3⇄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, zadaci iz odjeljka B (prema naznačenoj opciji) i zadaci 1-3, str;
3. Zapišite definirajući izraz za konstantu ravnoteže i teoretski izračunajte konstantu ravnoteže ispitivane reakcije 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 posla
Količina za izračunavanje standardne molarne promjene Gibbsove energije metodom Temkin i Schwartzman
Tabela 1
Termodinamički podaci za izračunavanje Gibbsove standardne molarne 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 zadatka za izvršenje zadatka 2
Tabela 4
1 opcija | 1. Recite nam o hemijskim metodama za određivanje vrijednosti konstanti kemijske ravnoteže. 2. Postoji mješavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5 A + 2B = C. U početnom trenutku reakcije nema proizvoda u sistemu, 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 1273 K i ukupnom pritisku od 30 atm, ravnotežna smjesa s pretpostavljenom reakcijom CO2(g) + C(s) = 2CO(g) sadrži 17% (volumenski) 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 . Recite nam o fizičkoj metodi za određivanje vrijednosti konstante kemijske ravnoteže mjerenjem pritiska. 2. Postoji mješavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistemu, 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 . 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. |
3 opcija | 1 . Opisati metodu za određivanje vrijednosti konstante ravnoteže mjerenjem gustine. Na koje se metode odnosi ova metoda? 2. Postoji mješavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini A + 2B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistemu, a početne 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 °C je 5,5 ([p]=1 atm). Smjesa koja se sastoji od 1 mol CO i 5 mola H2O zagrijana je na ovu temperaturu. Izračunajte molski udio vode u ravnotežnoj smjesi. |
4 opcija | 1 . Opisati metodu za određivanje vrijednosti konstante ravnoteže direktnim mjerenjem parcijalnog pritiska. 2. Postoji mješavina plinovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5 A + B \u003d C. U početnom trenutku nema produkt reakcije u sistemu, 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 1,5 atm. Pronađite konstantu ravnoteže na p-skali. 3 .Konstanta ravnoteže reakcije N2O4 (g) \u003d 2NO2 (g) na 25 ° C je 0,143 ([p] = 1 atm). Izračunajte pritisak koji će se uspostaviti u posudi od 1 litre koja sadrži 1 g N2O4 na ovoj temperaturi. |
5 opcija | 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 sa formiranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 0,5 A + 3B = C. U početnom trenutku reakcije nema proizvoda u sistemu, a polazni materijali 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 idealnih gasova, izračunajte konstantu ravnoteže na 973 K za reakciju I2(r) = 2I(r). |
6 opcija | 1. Korištenje jednadžbe izobare reakcije za određivanje vrijednosti konstante kemijske ravnoteže na prethodno neistraženoj temperaturi. 2. Postoji mješavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 3A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sistemu, 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 . 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? |
7 opcija | 1. Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija u gasnoj fazi A + 3B = 2C je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će na prinos proizvoda utjecati dodavanje inertnog plina pri konstantnoj zapremini? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može stupiti u hemijsku reakciju sa formiranjem produkta 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 je Kp\u003d 0,0183 ([p] \u003d 1 atm) na 698,6 K. Koliko grama HI nastaje kada se 10 g I2 i 0,2 g H2 zagrije na ovu temperaturu u posudi od tri litre? Koliki su parcijalni pritisci H2, I2 i HI? |
8 opcija | 1. Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija u gasnoj fazi A + 3B = 2C je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će povećanje temperature utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa formiranjem produkta 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 mola N2 zagrijana je na 250°C. Ukupan pritisak u posudi u ravnoteži je bio 29,33 atm. Smatrajući da su svi plinovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže na 250 °C za reakciju PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) koja se odvija u posudi. |
9 opcija | 1 . Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija gasne faze A+3B=2C je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će porast tlaka utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može stupiti u hemijsku reakciju sa formiranjem produkta 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 je kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Izračunajte ukupan pritisak potreban za proizvodnju metanola sa 90% prinosa ako se CO i H2 uzimaju u omjeru 1:2. |
10 opcija | 1. Opišite metodu za određivanje konstanti ravnoteže mjerenjem parcijalnog pritiska. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može stupiti u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta 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. |
11 opcija | 1 . Opisati hemijske metode za određivanje konstanti ravnoteže. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa formiranjem produkta 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 primijeniti na mješavinu od 3 dijela H2 i 1 dijela N2 da bi se dobila ravnotežna smjesa koja sadrži 10 vol% NH3 na 400°C. Konstanta ravnoteže za reakciju N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) na 400°C a izraz pritiska u atm je 1,6 10-4. |
12 opcija | 1 . Sistem u kojem se odvija endotermna reakcija gasne faze A+3B=2C je u ravnoteži na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će smanjenje tlaka utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može stupiti u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta 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 0,9 atm? Ukupni pritisak se održava na 1 atm. |
13 opcija | 1 . Sistem u kojem dolazi do egzotermne reakcije 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 stupiti u hemijsku reakciju sa formiranjem produkta 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 do 500 K i ukupnog pritiska od 100 atm. Izračunajte sastav reakcione smjese. |
14 opcija | 1 . Opišite metodu za određivanje konstanti ravnoteže iz elektrohemijskih podataka. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može ući u hemijsku reakciju sa formiranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednačini 2A + 0,5B = C. U početnom trenutku reakcije nema proizvoda u sistemu, 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. Za reakciju N2 (g) + 3 H2 (g) \u003d 2NH3 (g) na 298 K, konstanta ravnoteže izražena u atmskom pritisku je 6,0 × 10 5, a standardna molarna entalpija formiranja amonijaka je = - 46,1 kJ / mol . Odrediti vrijednost konstante ravnoteže na 500 K. |
15 opcija | 1 . Sistem sa egzotermnom reakcijom CO(g) + 2H2 = SH3OH(g) je u ravnoteži na 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni, kako će snižavanje temperature utjecati na prinos metanola. 2. Postoji mešavina gasovitih supstanci A i B, koja može stupiti u hemijsku reakciju sa stvaranjem produkta 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 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? Pretpostavlja se da su plinovi idealni. |
Čini se prikladnim uključiti sljedeće dijelove u izvještaj o laboratorijskom radu: uvod, dio 1, dio 2, zaključci.
1. Uvod 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 definirajućim odnosima odjeljka "Hemijska ravnoteža"; ili da izvede 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.
Dio 1 neophodno
2.1. Dajte dijagram instalacije za određivanje elastičnosti disocijacije metalnih karbonata i opišite tok eksperimenta.
2.2 . Navedite rezultate proračuna konstante ravnoteže prema eksperimentalnim podacima
2.3. Dajte proračun konstante ravnoteže prema termodinamičkim podacima
Dio 2 neophodno
3.1 . Dajte potpun opravdan odgovor na pitanje 1 zadatka 2.
3.2 . Navedite rješenje zadataka 2 i 3 zadatka 2. Uvjet zadataka mora biti napisan simboličkim zapisom.
U zaključcima preporučljivo je odraziti ispunjenje ciljeva postavljenih u radu, kao i uporediti vrijednosti konstante ravnoteže izračunate u 2.2 i 2.3.
Bibliografska lista
1. Karjakin hemijske termodinamike: Proc. dodatak za univerzitete. M.: Akademija, 20-te.
2. Prigozhin I., Kondepudi D. Moderna termodinamika. Od toplotnih motora do disipativnih struktura. M.: Mir, 20-te.
3., Čerepanov o fizičkoj hemiji. Toolkit. Jekaterinburg: izdavačka kuća Uralskog državnog univerziteta, 2003.
4. Kratak priručnik fizičkih i hemijskih veličina / Ed. i. L.: Hemija, 20s.
5. Zadaci iz fizičke hemije: udžbenik. dodatak za univerzitete / itd. M.: Ispit, 20s.
Raspored računara
U nekim slučajevima potrebno je znati ne samo smjer redoks reakcije, već i koliko se ona u potpunosti odvija. Tako se, na primjer, u kvantitativnoj analizi može osloniti samo na one reakcije koje se praktično odvijaju na 100% (ili im se približavaju).
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 koliki je omjer 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 nekoliko puta manja od koncentracije iona. To znači da se reakcija koja se razmatra praktično završava.
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 (oksidant i reduktor); n je naboj jona (broj elektrona koje je donirao redukcijski agens i primio oksidacijski agens).
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 svaki 2,21 gram jona dolazi 1 gram jona. Ukupno, rastvor sadrži 3,21 gram jona (2,21 + 1). Dakle, u rastvoru ima 2,21 gram jona na 3,21 gram jona, a na 100 delova biće x delova.
Stoga je ova reakcija reverzibilna. Izračunajte 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 puta veći od proizvoda koncentracija jona nazivnika (reagirajući).
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 odvija za .
Ravnoteža se mijenja u zavisnosti od uslova reakcije.
Reakcija medijuma ima izuzetan uticaj na vrednost konstante. Tako, na primjer, reakcija redukcije arsenske kiseline s jodnim ionom u kiselom mediju odvija se prema jednadžbi:
Potencijal redukcije arsenske kiseline u alkalnom mediju je mnogo manji. Stoga se u alkalnom mediju 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; samo pri stvaranju kiselog okruženja koje neutralizira hidroksidne ione ići će slijeva na desno.
Prema drugoj jednačini, proces neće funkcionirati, jer je povezan s nakupljanjem jona, koji se moraju neutralizirati alkalijom ako je potrebno da reakcija teče s lijeva na desno.
Postoji sljedeće pravilo za stvaranje reakcionog medija potrebnog za optimalan tok procesa:
Ako se kao rezultat redoks reakcije akumuliraju ioni vodika ili hidroksida, tada je za željeni tok procesa potrebno stvoriti takvo okruženje koje ima suprotna svojstva: u slučaju akumulacije jona, sredina mora biti alkalna, tj. u slučaju nakupljanja jona, okolina mora biti kisela.
Za reakciju morate uzeti takve 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, tada se proces može inhibirati; U ovom slučaju, proces će doći do kraja tek kada velika razlika potencijala, tj. pri visokoj reakcijskoj konstanti.
Konstanta ravnoteže omogućava predviđanje mogućnosti oksidacije, na primjer, dušičnom kiselinom.
Naći konstantu ravnoteže za reakciju rastvaranja u . dobro se rastvara u razblaženom. Konstanta ravnoteže za reakciju:
može se izračunati iz jednačine:
Tako mala vrijednost konstante ukazuje na to da je ravnoteža ove reakcije gotovo potpuno pomaknuta s desna na lijevo, odnosno da je živin sulfid, za razliku od bakrenog sulfida, praktički nerastvorljiv u razrijeđenom stanju.
ZA NASTAVNIKE SREDNJE ŠKOLE, STUDENTE PEDAGOŠKIH UNIVERZITETA I ŠKOLARE 9-10. RAZREDA KOJI SU ODLUČILI DA SE POSVETE HEMIJI I PRIRODNIM NAUKAMA
UDŽBENIK · PROBLEM · LABORATORIJSKA RADIONICA · NAUČNE PRIČE ZA ČITANJE
§ 3.2. Konstanta ravnoteže
i izobarni potencijal reakcije
Konstanta ravnoteže se lako može naći iz vrijednosti izobarnog potencijala, koji se izračunava iz tabelarnih podataka o entalpiji formiranja i entropiji polaznih materijala i produkta reakcije
Ova formula će vam trebati kada trebate izračunati konstantu ravnoteže reakcije koja se proučava.
U ovom tutorijalu pokušavamo da ne dajemo gotove formule, već da ih izvedemo koristeći najjednostavnije metode matematičke logike, pa je izvođenje ove formule dato u nastavku. Nakon čitanja ovog materijala, upoznat ćete se s najjednostavnijim prikazima teorije vjerojatnosti, sa entropijom aktivacije itd.
Ne samo da energija aktivacije određuje brzinu hemijske reakcije. Veliku ulogu igraju veličina i oblik reagujućih molekula i raspored reaktivnih atoma ili njihovih grupa u njima. U tom smislu, kada se dvije čestice sudare, važna je njihova specifična orijentacija, odnosno kontakt upravo onih centara koji su reaktivni.
Označimo vjerovatnoću orijentacije molekula neophodne za interakciju u sudaru kao W:
Prirodni logaritam W pomnožen plinskom konstantom R naziva se aktivacijska entropija S a:
Iz ovog izraza slijedi:
Odakle, po definiciji logaritma, dobijamo vjerovatnoću tražene orijentacije:
Što je veća vjerovatnoća potrebne orijentacije da se reakcija odvija, to je veća njena brzina i, shodno tome, konstanta brzine, koja se može napisati:
Ranije smo naučili da konstanta brzine ovisi o energiji aktivacije i temperaturi:
Dakle, konstanta brzine ovisi o energiji aktivacije, temperaturi i entropiji aktivacije:
Uvodimo koeficijent proporcionalnosti Z i stavljamo znak jednakosti:
Rezultirajući izraz se zove osnovna jednačina hemijske kinetike.
Ova jednadžba objašnjava neke aspekte katalize: katalizator smanjuje energiju aktivacije reakcije i povećava entropiju aktivacije, odnosno povećava vjerovatnoću orijentacije reagujućih čestica prikladne za interakciju.
Zanimljivo je napomenuti da entropija aktivacije uzima u obzir ne samo određenu orijentaciju čestica, već i trajanje kontakta u trenutku sudara. Ako je trajanje kontakta čestica vrlo kratko, tada njihove elektronske gustoće nemaju vremena da se preraspodijele za stvaranje novih kemijskih veza, a čestice, odbijajući se, divergiraju u različitim smjerovima. Katalizator također značajno povećava vrijeme kontakta reagujućih čestica.
Još jedna karakteristika katalitičkog djelovanja je da 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 uvesti u vrijednost konstante ravnoteže, zbog čega će ona ostati, kao i do sada, konstanta.
Ako se sjetite pravila djelovanja s eksponencijalnim funkcijama, razumjet ćete transformaciju formule:
U skladu s Hessovim zakonom, razlika između energije aktivacije reverzne i direktne reakcije je promjena entalpije (provjerite to crtanjem entalpijskog dijagrama reakcije koja se odvija oslobađanjem topline, a ne zaboravljajući da je u ovom slučaju D N< 0 ):
Slično, razlika 
označiti D S:
Objasnite zašto se ispred zagrada nalazi znak minus.
Dobijamo jednačinu:
Uzmimo logaritam obe strane ove jednačine:
gdje dobijamo:
Ova jednadžba je toliko važna za hemiju i druge nauke da mnogi strani studenti hemije nose majice sa ovom formulom na sebi.
Ako a D G izraženo u J/mol, tada formula ima oblik:
Ova formula ima jednu osobinu: ako se konstanta ravnoteže određuje kroz tlakove plinovitih tvari, tada se pritisci ovih tvari u atmosferama zamjenjuju u izraz konstante ravnoteže (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).
Ova formula dozvoljava 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 više ravnotežna reakcijska smjesa sadrži produkte reakcije (supstanci na desnoj strani jednadžbe reakcije), to više negativno značenje ima promjenu izobarnog potencijala reakcije. I obrnuto, što je manja vrijednost konstante ravnoteže i što manje ravnotežna smjesa sadrži produkte reakcije i što je više polaznih tvari, manja je 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 DG>0, kažu da reakcija ne prolazi.
Na ovaj način,
D G<0 – reakcija se može odvijati (termodinamički moguće);
D G<0 , onda K>1- ravnoteža se pomera prema proizvodima, udesno;
DG>0, onda 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 se 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 šta treba učiniti da se izračuna promjena izobarnog potencijala i konstante ravnoteže na različitim temperaturama (algoritam proračuna).
1. Napišite iz referentnih tablica vrijednosti (za temperaturu od 298 K) entalpija formiranja iz jednostavnih supstanci D H arr i entropija S sve supstance zapisane u jednadžbi hemijske reakcije. Ako a D H arr izraženo u kJ/mol, treba ih pretvoriti u J/mol (zašto?).
2. Izračunajte promjenu entalpije u reakciji (298 K) kao razliku između zbira entalpija stvaranja proizvoda i zbira entalpija formiranja polaznih materijala, imajući na umu stehiometrijske koeficijente:
3. Izračunajte promjenu entropije u reakciji (298 K) kao razliku između zbira entropija proizvoda i zbira entropija polaznih materijala, imajući na umu stehiometrijske koeficijente:
4. Napravite jednadžbu za ovisnost promjene izobarnog potencijala o promjenama entalpije reakcije, entropije i temperature, zamjenjujući upravo dobijene numeričke vrijednosti u vama poznatu jednačinu D N r-cija i D S:
5. Izračunajte promjenu izobarnog potencijala na standardnoj temperaturi od 298 K:
6. Po znaku D G, 298 donijeti zaključak o mogućnosti prolaska reakcije na standardnoj temperaturi: ako je predznak "minus", onda je reakcija termodinamički moguća; ako je znak "plus", onda je reakcija nemoguća.
7. Count D G na temperaturi T vas zanima:
i zaključiti kako promjena temperature utiče na mogućnost prolaska 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 koja vam je poznata na temperaturi T koja vas zanima:
9. Donesite zaključak o pomeranju ravnoteže prema polaznim supstancama (K<1) или в сторону продуктов (К>1).
Zaključiti da se reakcija može odvijati pri negativnoj vrijednosti promjene izobarnog potencijala ( D G<0 ) sami termodinamički podaci često nisu dovoljni. Termodinamički moguća reakcija može se pokazati kinetički retardiranom i izvodljivom u promjenjivim uvjetima (koncentracija tvari, tlak, temperatura), drugim putevima 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 po tome što pokazuje razloge za smanjenje sjaja metalnog proizvoda i njegovo uništenje od korozije.
Prije svega, biramo stehiometrijske koeficijente jednadžbe reakcije:
Ispišimo iz referentnih tabela termodinamičke podatke (temperatura 298 K) za sve učesnike u reakciji:
Izračunajte promjenu entalpije u ovoj reakciji, imajući na umu da su entalpije jednostavnih supstanci jednake nuli:
Promjenu entalpije izražavamo u J:
Reakcija je praćena oslobađanjem toplote, Q>0, Q=+50 300 J/mol, što omogućava pretpostavku da se odvija spontano. Međutim, samo po predznaku promjene izobarnog potencijala moguće je sa sigurnošću reći da je reakcija spontana.
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 ćemo sastaviti jednadžbu ovisnosti promjene 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 se željezo može oksidirati kisikom na sobnoj temperaturi. Kada biste mogli da dobijete najfiniji prah gvožđa, videli biste kako gvožđe sagoreva na vazduhu. Zašto proizvodi od peglanja, figurice, ekseri itd. ne sagorevaju u 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 prolaska ove reakcije. Izračunajmo promjenu izobarnog potencijala na temperaturi od 500 K:
Dobijen je rezultat koji pokazuje da s povećanjem temperature promjena izobarnog potencijala reakcije postaje manje negativna. To znači da s povećanjem temperature reakcija postaje termodinamički manje vjerovatna, odnosno ravnoteža reakcije se sve više pomiče prema polaznim materijalima.
Zanimljivo je znati na kojoj se temperaturi ravnoteža podjednako pomjera prema produktima reakcije i prema polaznim materijalima. Ovo se dešava kada D G r-cija \u003d 0(konstanta ravnoteže je 1):
gdje dobijamo:
T=150300/168.2=894K, ili 621°C.
Na ovoj temperaturi, jednako je vjerovatno da će se reakcija odvijati 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 (vustit) 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 kompas izmišljen na ovaj način, a mineral je dobio ime po imenu ovog pastira. Iako je, možda, magnetit tako nazvan po drevnom gradu Male Azije - Magneziji. Magnetit je glavna ruda iz koje se kopa 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 Fe 2 O 3 oksid (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 industrijsku vrijednost.
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 direktne i reverzne reakcije prema zakonu djelovanja mase ovisi o omjeru koncentracija reaktanata, i to: brzina direktne reakcije: υ 1 = k 1 [N 2 ]. Brzina obrnute reakcije: υ 2 \u003d k 2 2.
Ako su H 2 i I 2 početne 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 formiranih i potrošenih HI molekula u jedinici vremena postaje isti.
Budući da su u kemijskoj ravnoteži brzine izravne i reverzne reakcije jednake V 1 = V 2, tada 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 hemijske ravnoteže, a gornja jednačina se zove zakon djelovanja mase (Guldberg - Vaale).
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 se supstance uzimaju kao polazni materijali (npr. H 2 i I 2 ili HI), tj. ravnoteži se može pristupiti sa obe strane.
Konstanta hemijske ravnoteže zavisi od prirode reaktanata i temperature; konstanta ravnoteže ne zavisi od pritiska (ako je previsok) i 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 početne tvari. Ova jednadžba nam omogućava da izračunamo K iz vrijednosti ∆G o, a zatim i ravnotežnih koncentracija (parcijalnih pritisaka) reagenasa. Ako uzmemo u obzir da je ∆G o =∆N o -T∆S o , onda nakon neke transformacije dobijamo 
. Iz ove jednačine se može vidjeti 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 ovim konstantnim uslovima u bilo kom trenutku. Kada se uslovi promene, stanje ravnoteže se narušava, jer se u ovom slučaju brzine suprotnih procesa menjaju u različitim stepenima. Međutim, nakon nekog vremena sistem ponovo dolazi u stanje ravnoteže, ali već u skladu sa novim promenjenim uslovima.
Pomeranje ravnoteže u zavisnosti od promena uslova generalno je određeno Le Chatelierovim principom (ili principom pokretne ravnoteže): ako se na sistem u ravnoteži utiče spolja promjenom bilo kojeg od uslova koji određuju položaj ravnoteže, tada 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 prema formiranju H 3 N, jer se zapremina smanjuje.
Ako se određena količina bilo koje od supstanci koje sudjeluju u reakciji doda sistemu u ravnoteži (ili obrnuto, ukloni iz sistema), tada se brzine direktne i reverzne reakcije mijenjaju, ali postupno ponovo postaju jednake. Drugim rečima, sistem ponovo dolazi u stanje hemijske ravnoteže. U ovom novom stanju, ravnotežne koncentracije svih supstanci prisutnih u sistemu će se razlikovati od početnih 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 s Le Chatelierovim principom, uvođenje dodatnih količina reagensa u ravnotežni sistem uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru u kojem se koncentracija ove tvari smanjuje 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, mogu se izabrati najpovoljniji uslovi za vođenje hemijskog procesa. U 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; [B]=1,1 mol∙l -1; [C] \u003d 2,1 mol ∙ l -1.
Rješenje. Izraz za konstantu ravnoteže za ovu reakciju je: . Zamenimo ovde ravnotežne koncentracije naznačene u uslovu zadatka: =5,79.
Primjer 2. Proračun ravnotežnih koncentracija reaktanata. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B C.
Odrediti ravnotežne koncentracije reaktanata ako su početne koncentracije tvari 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 \u003d (o.5-x) mol ∙ l -1; C B \u003d (0,7-x) mol ∙ l -1; C C \u003d 2x mol ∙ l -1
x 1 = 0,86; x 2 = 0,44
Prema uslovu zadatka vrijedi vrijednost x 2. Dakle, ravnotežne koncentracije reaktanata su:
C A = 0,5-0,44 = 0,06 mol ∙ l -1; C B = 0,7-0,44 = 0,26 mol ∙ l -1; C C \u003d 0,44 ∙ 2 = 0,88 mol ∙ l -1.
Primjer 3 Određivanje promjene Gibbsove energije ∆G o reakcije vrijednošću konstante ravnoteže K p. Izračunajte Gibbsovu energiju i odredite mogućnost reakcije CO+Cl 2 =COCl 2 na 700K, ako je konstanta ravnoteže 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 2NH 3 -22 kcal:
a) sa povećanjem koncentracije N 2;
b) sa povećanjem koncentracije H2;
c) kada temperatura poraste;
d) kada se pritisak smanji?
Rješenje. Povećanje koncentracije supstanci na lijevoj strani jednadžbe reakcije, prema Le Chatelierovom pravilu, treba izazvati proces koji teži da oslabi učinak, da 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 koja slabi udar (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 prednjih i reverznih reakcija u sistemu 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) ako se zapremina gasne mešavine smanji tri puta? U kom pravcu će se pomeriti ravnoteža sistema?
Rješenje. Označimo koncentracije reagujućih supstanci: = a, =b,=With. Prema zakonu djelovanja mase, brzine reakcije naprijed i nazad prije promjene volumena su
v pr \u003d Ka 2 b, v arr \u003d K 1 s 2
Nakon smanjenja volumena homogenog sistema za faktor tri, koncentracija svakog od reaktanata će se povećati za faktor tri: 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Pri novim koncentracijama brzine v "np direktne 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 porasla je 27 puta, a obrnuto - 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 plinovitoj fazi s porastom temperature od 30 do 70 0 C, ako je temperaturni koeficijent reakcije 2.
Rješenje. Ovisnost brzine kemijske reakcije od temperature određena je Van't Hoffovim empirijskim pravilom prema formuli
Stoga je brzina reakcije na 70°C 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 1. Izračunajte koncentracije svih supstanci u ravnoteži ako su početne koncentracije: [CO] ISC = 3 mola / l, [H 2 O] ISH \u003d 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 uslovu zadatka date su početne koncentracije, au izrazu K r uključuje samo ravnotežne koncentracije svih supstanci u sistemu. Pretpostavimo da je do trenutka ravnoteže koncentracija [SO 2 ] R = X mol/l. Prema jednačini sistema, broj molova vodonika koji nastaje u ovom slučaju će takođe biti X mol/l. Isti broj namaza (X mol / l) CO i H 2 O se troše za stvaranje X molovi CO 2 i H 2. Dakle, ravnotežne koncentracije sve četiri supstance (mol/l):
[CO 2] P = [H 2] p \u003d X;[CO] P = (3 –x); P =(2-x).
Poznavajući konstantu ravnoteže, nalazimo vrijednost X, a zatim početne koncentracije svih supstanci:
; x 2 = 6-2x-3x + x 2; 5x \u003d 6, l = 1,2 mol / l.
Zadatak 135.
Izračunajte konstantu ravnoteže za homogeni sistem
ako je ravnotežna koncentracija reaktanata (mol/l):
[CO] 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 tvari H 2 O i CO, uzimamo u obzir da, prema jednadžbi reakcije, od 1 mol CO i 1 mol H 2 O, 1 mol CO 2 i 1 mol H 2 su formirana. Pošto je prema uslovu zadatka u svakom litru sistema nastalo 0,016 mol CO 2 i 0,016 mol H 2, tada je potrošeno 0,016 mol CO i H 2 O. Dakle, željene početne koncentracije su:
Ref \u003d [H 2 O] P + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 mol / l;
[CO] ref = [CO] P + 0,016 = 0,064 + 0,016 \u003d 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] ref = 0,10; [H 2 O] ref = 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 formirana 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 na formiranje x mol/l produkta reakcije troši, respektivno, 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 za konstantu ravnoteže:
Rješavajući jednačinu, nalazimo x = 0,08. Otuda ravnoteža koncentracije (mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = x = 0,08 mol/l;
[H 2 O] P = 0,4 - x = 0,4 - 0,08 \u003d 0,32 mol / l;
[CO] P = 0,10 - x = 0,10 - 0,08 \u003d 0,02 mol / l.
Zadatak 137.
Konstanta ravnoteže homogenog sistema N 2 + 3H 2 \u003d 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 \u003d 2NH 3
Označimo ravnotežnu koncentraciju N2 kao x mol/l. Izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije je:
Zamijenimo podatke problema u izraz konstante ravnoteže i nađemo koncentraciju N 2
Da bismo pronašli početnu koncentraciju N 2, uzimamo u obzir da se, prema jednadžbi reakcije za stvaranje 1 mola NH 3, troši ½ mola N 2. Pošto se, prema uslovu zadatka, u svakom litru sistema formiralo 0,08 mola NH 3, 0,08 . 1/2 \u003d 0,04 mol N 2. Dakle, željena početna koncentracija N 2 jednaka je:
Ref \u003d P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 mol / l.
odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
Zadatak 138
Na nekoj temperaturi, ravnoteža homogenog sistema
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 utvrđeno 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 mol/l; [O 2 ] ex 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, zatim je utrošeno 0,1 mol NO i 0,05 mol O 2. Dakle, početne koncentracije NO i O 2 su jednake:
Ref = NO] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mol/l;
[O 2] ref = [O 2] p + 0,05 = 0,1 + 0,05 \u003d 0,15 mol / l.
odgovor: Kp = 2,5; ref = 0,3 mol/l; [O 2] ref = 0,15 mol/l.
Zadatak 139.
Zašto se ravnoteža sistema pomera kada se pritisak promeni?
N 2 + 3N 2 ↔ 2NH 3 i, ravnoteža sistema N 2 + O 2 2NO se ne pomera? Obrazložite svoj odgovor na osnovu izračunavanja brzine prednjih i reverznih reakcija u ovim sistemima prije i poslije 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 plinovitih tvari nastaju 2 mola plinovite tvari). Stoga će se s promjenom pritiska u sistemu uočiti pomak u ravnoteži. Ako se pritisak u ovom sistemu poveća, onda će se, prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža pomeriti udesno, prema smanjenju zapremine. Kada se ravnoteža u sistemu pomakne udesno, brzina reakcije naprijed bit će veća od brzine obrnute reakcije:
pr>arr ili pr \u003d k 3\u003e o br \u003d k 2.
Ako se pritisak u sistemu smanji, tada će se ravnoteža sistema pomeriti ulevo, u pravcu povećanja zapremine, a kada se ravnoteža pomeri ulevo, brzina direktne reakcije će biti manja od brzine onaj direktni:
itd< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).
b) Jednačina reakcije:
N2 + O2) ↔ 2NO. .
Iz jednadžbe reakcije slijedi da kada reakcija nije praćena promjenom volumena, reakcija se odvija bez promjene broja molova plinovitih tvari. Dakle, promjena tlaka u sistemu neće dovesti do promjene ravnoteže, tako da će brzine reakcije naprijed i nazad biti jednake:
pr = arr = ili (pr k [O 2]) = (arr = k 2) .
Zadatak 140.
Početne koncentracije ref i [S1 2 ]ref 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 ravnoteža postignuta. Odgovor: 0,417.
Rješenje:
Jednačina reakcije je: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1
Prema stanju zadatka u reakciju je ušlo 20% NO, što je 0,5 .
0,2 = 0,1 mol, ali 0,5 - 0,1 = 0,4 mol NO nije reagovao. Iz jednačine reakcije slijedi da se na svaka 2 mola NO troši 1 mol Cl2, a stvara se 2 mola NOCl. Zbog toga je 0,05 mol Cl 2 reagovao sa 0,1 mol NO i nastalo je 0,1 mol NOCl. 0,15 mol Cl 2 je ostalo neiskorišćeno (0,2 - 0,05 = 0,15). Dakle, ravnotežne koncentracije uključenih supstanci su jednake (mol / l):
P = 0,4; p=0,15; p = 0,1.
Konstanta ravnoteže ove reakcije izražena je jednadžbom:
Zamjenjujući u ovaj izraz ravnotežne koncentracije supstanci, dobijamo.
