Facteurs dont dépend la constante d’équilibre. Équilibre chimique
Établissement d'enseignement public d'enseignement professionnel supérieur "Université technique d'État de l'Oural - UPI"
Détermination des constantes d'équilibre chimique
réactions et calcul équilibre chimique
en cours de chimie physique
pour les étudiants à temps plein
Ekaterinbourg 2007
CDU 544(076)S79
Compilé par
Rédacteur scientifique, candidat en sciences chimiques, professeur agrégé
Détermination des constantes d'équilibre des réactions chimiques et calcul de l'équilibre chimique : instructions méthodologiques pour les travaux de laboratoire n°4 en cours de physico-chimie / comp. - Ekaterinbourg : Établissement d'enseignement public d'enseignement professionnel supérieur USTU-UPI, 20 p.
Les lignes directrices sont destinées à une étude approfondie supplémentaire du matériau sur l'équilibre chimique dans le cadre des travaux de calcul et d'analyse en laboratoire. Contient 15 options pour des tâches individuelles, ce qui contribue à la réalisation de l'objectif.
Bibliographie : 5 titres. Riz. Tableau
© Établissement d'enseignement public d'enseignement professionnel supérieur "État de l'Oural
Université Technique - UPI", 2007
Introduction
Ce travail, bien que réalisé dans le cadre d'un atelier laboratoire, relève des travaux de calcul et d'analyse et consiste à maîtriser matériel théorique et résoudre un certain nombre de problèmes sur le thème du cours de chimie physique « Equilibre chimique ».
Sa nécessité est due à la complexité de ce sujet, d'une part, et à l'insuffisance du temps pédagogique alloué à son étude, d'autre part.
L'essentiel du thème « Equilibre chimique » : dérivation de la loi de l'équilibre chimique, considération des équations isobares et isothermes réaction chimique etc. sont présentés dans des conférences et étudiés à exercices pratiques(par conséquent, ce matériel n'est pas présenté dans ce travail). Ce manuel examine en détail la section du sujet concernant la détermination expérimentale des constantes d'équilibre et la détermination de la composition à l'équilibre d'un système dans lequel se produit une réaction chimique.
Ainsi, la réalisation de ce travail par les étudiants leur permettra de résoudre les tâches suivantes :
1) se familiariser avec les méthodes de détermination et de calcul des constantes d'équilibre des réactions chimiques ;
2) apprendre à calculer la composition à l'équilibre d'un mélange sur la base d'une grande variété de données expérimentales.
1. INFORMATIONS THÉORIQUES SUR LES MÉTHODES
DÉTERMINATIONS DES CONSTANTES D'ÉQUILIBRE DES RÉACTIONS CHIMIQUES
Arrêtons-nous brièvement sur les concepts de base utilisés ci-dessous. La constante d'équilibre d'une réaction chimique est la quantité
https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - énergie de réaction molaire standard de Gibbs r.
L'équation (1) est l'équation déterminante de la constante d'équilibre d'une réaction chimique. Il convient de noter que la constante d’équilibre d’une réaction chimique est une quantité sans dimension.
La loi de l'équilibre chimique s'écrit comme suit
, (2)
où https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- activité k- participant à la réaction ; - dimension activité ; coefficient stœchiométrique k- participant à la réaction r.
La détermination expérimentale des constantes d'équilibre est une tâche assez difficile. Tout d'abord, vous devez vous assurer qu'à une température donnée, l'équilibre a été atteint, c'est-à-dire que la composition du mélange réactionnel correspond à l'état d'équilibre - un état avec une énergie de Gibbs minimale, une affinité de réaction nulle et une égalité des taux de réactions directes et inverses. A l'équilibre, la pression, la température et la composition du mélange réactionnel seront constantes.
À première vue, il semble que la composition d'un mélange à l'équilibre puisse être déterminée à l'aide de méthodes d'analyse quantitative avec des réactions chimiques caractéristiques. Cependant, l’introduction d’un réactif étranger qui lie l’un des composants du processus chimique déplace (c’est-à-dire change) l’état d’équilibre du système. Cette méthode ne peut être utilisée que si la vitesse de réaction est suffisamment lente. C'est pourquoi très souvent, lors de l'étude de l'équilibre, diverses méthodes physiques sont également utilisées pour déterminer la composition du système.
1.1 Méthodes chimiques
Il y a des statiques méthodes chimiques et méthodes chimiques dynamiques. Regardons les exemples spécifiques donnés dans.
1.1.1 Méthodes statiques.
Les méthodes statiques consistent à placer le mélange réactionnel dans un réacteur à température constante puis à déterminer la composition du système une fois l'équilibre atteint. La réaction étudiée doit être suffisamment lente pour que l'introduction d'un réactif étranger ne perturbe pratiquement pas l'état d'équilibre. Pour ralentir le processus, vous pouvez refroidir le ballon de réaction assez rapidement. Un exemple classique d’une telle recherche est la réaction entre l’iode et l’hydrogène.
H2(g) + I2(g) = 2HI (g) (3)
Lemoyne a placé soit un mélange d'iode et d'hydrogène, soit de l'iodure d'hydrogène dans des cylindres en verre. À 200°C, la réaction ne se produit pratiquement pas ; à 265 °C, la durée de l'équilibre est de plusieurs mois ; à 350 °C, l’équilibre s’établit en quelques jours ; à 440 °C - pendant plusieurs heures. À cet égard, une plage de température de 300 à 400 oC a été choisie pour étudier ce processus. Le système a été analysé comme suit. Le ballon de réaction a été rapidement refroidi en le plongeant dans l'eau, puis le robinet a été ouvert et l'iodure d'hydrogène a été dissous dans l'eau. La quantité d'acide iodhydrique a été déterminée par titrage. A chaque température, l'expérience a été réalisée jusqu'à ce que la concentration atteigne une valeur constante, indiquant l'établissement d'un équilibre chimique dans le système.
1.1.2 Méthodes dynamiques.
Les méthodes dynamiques consistent à faire circuler en continu un mélange gazeux puis à le refroidir rapidement pour une analyse ultérieure. Ces méthodes sont plus applicables aux réactions assez rapides. En règle générale, les réactions sont accélérées soit en les effectuant à des températures élevées, soit en introduisant un catalyseur dans le système. La méthode dynamique a notamment été utilisée dans l’analyse des réactions gazeuses suivantes :
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)
2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)
2SO2 + O2 ⇄ 2SO
3H2 + N2 ⇄ 2NH
1.2 Méthodes physiques
Ces méthodes reposent principalement sur la mesure de la pression ou de la densité massique du mélange réactionnel, bien que d'autres propriétés du système puissent être utilisées.
1.2.1 Mesure de pression
Toute réaction accompagnée d'un changement du nombre de moles de réactifs gazeux s'accompagne d'un changement de pression à volume constant. Si les gaz sont proches de l’idéal, alors la pression est directement proportionnelle au nombre total de moles de réactifs gazeux.
À titre d'illustration, considérons la réaction gazeuse suivante, écrite par molécule de la substance de départ
Nombre de taupes
au moment initial 0 0
à l'équilibre
où https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" width="245" height="25 src=">, (9)
où https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width="20" height="21 src=">.gif" width="91" height="31">.
Il existe des relations entre ces pressions :
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)
La constante d'équilibre, exprimée en échelle p, sera
. (14)
Par conséquent, en mesurant la pression d'équilibre, le degré de dissociation peut être déterminé à l'aide de la formule (13), puis la constante d'équilibre peut être calculée à l'aide de la formule (14).
1.2.2 Mesure de la masse volumique
Chaque réaction, qui s'accompagne d'une modification du nombre de moles de participants gazeux au processus, est caractérisée par une modification de la densité massique à pression constante.
Par exemple, pour la réaction (8) c'est vrai
, (15)
où https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> est le volume du système en état d'équilibre. En règle générale, en réel expériences ce n'est pas le volume qui est mesuré, mais la densité de masse du système, qui est inversement proportionnelle au volume..gif" width="37 height=21" height="21"> - la densité de masse du système respectivement au moment initial et au moment de l’équilibre. En mesurant la densité de masse du système, nous pouvons utiliser la formule (16) pour calculer le degré de dissociation, puis la constante d'équilibre.
1.2.3 Mesure directe de la pression partielle
Le moyen le plus direct de déterminer la constante d’équilibre d’une réaction chimique consiste à mesurer les pressions partielles de chaque participant au processus. En général, cette méthode est très difficile à appliquer en pratique, elle n'est le plus souvent utilisée que lors de l'analyse de mélanges gazeux contenant de l'hydrogène. Dans ce cas, on utilise la propriété des métaux du groupe du platine d'être perméables à l'hydrogène à haute température. Le mélange gazeux préchauffé passe à température constante à travers le cylindre 1, qui contient un réservoir d'iridium vide 2 relié au manomètre 3 (Fig. 1). L'hydrogène est le seul gaz pouvant traverser les parois d'un réservoir d'iridium.
Reste donc à mesurer pression totale mélange gazeux et la pression partielle d’hydrogène pour calculer la constante d’équilibre de la réaction. Cette méthode a permis à Lowenstein et Wartenberg (1906) d'étudier la dissociation de l'eau, HCl, HBr, HI et H2S, ainsi que des réactions telles que :
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)
1.2.4 Méthodes optiques
Il existe des méthodes de test d'équilibre basées sur des mesures d'adsorption qui sont particulièrement efficaces dans le cas des gaz colorés. Il est également possible de déterminer la composition d'un mélange gazeux binaire en mesurant l'indice de réfraction (réfractométrique). Par exemple, Chadron (1921) a étudié la réduction des oxydes métalliques par le monoxyde de carbone en mesurant réfractométriquement la composition du mélange gazeux d'oxyde de carbone et de dioxyde de carbone.
1.2.5 Mesure de conductivité thermique
Cette méthode a été utilisée pour étudier les réactions de dissociation en phase gazeuse, par ex.
Supposons qu'un mélange de N2O4 et de NO2 soit placé dans un récipient dont la paroi droite a une température T2, et la paroi gauche T1, et T2>T1 (Fig. 2). La dissociation du N2O4 sera plus importante dans la partie du navire qui a le plus de haute température. Par conséquent, la concentration de NO2 dans le côté droit du récipient sera plus élevée que dans le côté gauche, et une diffusion des molécules de NO2 de droite à gauche et de N2O4 de gauche à droite sera observée. Cependant, lorsqu'elles atteignent le côté droit du récipient de réaction, les molécules de N2O4 se dissocient à nouveau, absorbant de l'énergie sous forme de chaleur, et les molécules de NO2, atteignant le côté gauche du récipient, se dimérisent, libérant de l'énergie sous forme de chaleur. C'est-à-dire qu'il se produit une superposition de conductivité thermique ordinaire et de conductivité thermique associée à l'apparition de la réaction de dissociation. Ce problème est résolu quantitativement et permet de déterminer la composition du mélange à l'équilibre.
1.2.6 Mesure de la force électromotrice (FEM) d'une cellule galvanique
La mesure de la force électromotrice des cellules galvaniques est une méthode simple et précise pour calculer les fonctions thermodynamiques des réactions chimiques. Il suffit de 1) construire une cellule galvanique telle que la réaction finale qui s'y déroule coïncide avec celle étudiée, dont la constante d'équilibre doit être déterminée ; 2) mesurer la FEM d'une cellule galvanique dans un processus d'équilibre thermodynamique. Pour ce faire, il est nécessaire que le processus de génération de courant correspondant se produise infiniment lentement, c'est-à-dire que l'élément fonctionne à une intensité de courant infiniment petite, c'est pourquoi pour mesurer la FEM d'une cellule galvanique, une méthode de compensation est utilisée, qui repose sur le fait que la cellule galvanique étudiée est connectée en série contre une différence de potentiel externe, et cette dernière a été sélectionnée de telle manière qu'il n'y ait pas de courant dans le circuit. L'amplitude de la FEM mesurée par la méthode de compensation correspond à un processus d'équilibre thermodynamique se produisant dans l'élément et le travail utile du processus est maximum et est égal à la perte d'énergie de Gibbs.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width="181" height="29 src="> (20)
à p, T=const, où F–Nombre de Faraday = 96500 C/mol, n– le plus petit commun multiple du nombre d'électrons participant aux réactions d'électrode, Eo– norme EMF, V.
La valeur de la constante d'équilibre peut être trouvée à partir de la relation (21)
(21)
2. EXEMPLE DE TRAVAUX DE LABORATOIRE SUR LA DÉTERMINATION DE LA VALEUR DE LA CONSTANTE D'ÉQUILIBRE
Les travaux de laboratoire sur l'étude de la réaction de dissociation des carbonates métalliques sont souvent rencontrés dans les ateliers de physico-chimie. Donne moi résumé travail similaire.
But du travail – détermination de la constante d'équilibre et calcul des principales grandeurs thermodynamiques de la réaction de décomposition du carbonate.
Carbonate de calcium https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)
cela produit du monoxyde de carbone gazeux (IV), de l'oxyde de calcium solide et une partie des restes de carbonate de calcium non dissocié.
La constante d’équilibre de la réaction (22) s’écrira :
, (23)
où https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> dans vue générale ou ; Les activités des phases solides ou liquides pures sont égales à https://pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.
Si la pression est mesurée en atmosphères, alors = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">. (24)
La pression d'équilibre du dioxyde de carbone sur le carbonate de calcium est appelée pression de dissociation du CaCO3.
Autrement dit, la constante d’équilibre de la réaction de dissociation du carbonate de calcium sera numériquementégale à l'élasticité de dissociation du carbonate, si celle-ci est exprimée en atmosphères. Ainsi, en déterminant expérimentalement l'élasticité de dissociation du carbonate de calcium, il est possible de déterminer la valeur de la constante d'équilibre de cette réaction.
partie expérimentale
Pour déterminer l'élasticité de dissociation du carbonate de calcium, on utilise méthode statique. Son essence est de mesurer directement la pression du dioxyde de carbone dans l'installation à une température donnée.
Équipement. Les principaux composants de l'installation sont : une cuve de réaction (1), réalisée en matériau résistant à la chaleur et placée dans un four électrique (2) ; manomètre à mercure (3), connecté hermétiquement au récipient de réaction et via un robinet (4) avec une pompe à vide manuelle (5). La température dans le four est maintenue à l'aide d'un régulateur (6) ; la température est contrôlée à l'aide d'un thermocouple (7) et d'un voltmètre (8). Une certaine quantité de la substance pulvérulente étudiée (9) (carbonates métalliques) est placée dans le récipient de réaction.
Demande de service. Après avoir vérifié l'étanchéité du système, allumez le four et, à l'aide du régulateur, réglez la température initiale requise du récipient de réaction. Enregistrez les premières lectures du thermocouple et du manomètre. Après cela, à l'aide du régulateur (6), augmentez la température dans le four de 10 à 20 degrés, attendez qu'une nouvelle valeur de température constante soit établie et enregistrez la valeur de pression correspondant à cette température. Ainsi, en augmentant progressivement la température, effectuez au moins 4 à 5 mesures. Après la fin de l'expérience, le four est refroidi et le système est connecté à l'atmosphère via une vanne (4). Éteignez ensuite le four et le voltmètre. Après traitement des données expérimentales obtenues, il est possible de calculer la constante d'équilibre de la réaction de dissociation.
Figure 3. Installation pour déterminer l'élasticité de dissociation
carbonates métalliques.
3. DÉTERMINATION DES CONSTANTES D'ÉQUILIBRE
SANS FAIRE UNE EXPÉRIENCE
3.1 Calcul de la constante d'équilibre d'une réaction chimique à partir de
la valeur de la fonction de Gibbs molaire standard de la réaction
Cette méthode n’implique aucune expérimentation. Si l'enthalpie et l'entropie molaires standard d'une réaction à une température donnée sont connues, alors en utilisant les équations correspondantes, on peut calculer la fonction de Gibbs molaire standard de la réaction étudiée à la température souhaitée, et à travers elle la valeur de la constante d'équilibre.
Si les valeurs de l'entropie et de l'enthalpie molaires standard à une température donnée sont inconnues, vous pouvez alors utiliser la méthode de Temkin et Shvartsman, c'est-à-dire à partir de la valeur de l'enthalpie et de l'entropie molaires standard à une température de 298 K et du valeurs des coefficients de dépendance à la température de la capacité thermique molaire de la réaction, calculent l'énergie molaire standard de Gibbs de la réaction à n'importe quelle température.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - coefficients de référence qui ne dépendent pas de la nature de la réaction et sont déterminés uniquement par les valeurs de température.
3.2 Méthode de combinaison des équilibres
Cette méthode est utilisée en thermodynamique chimique pratique. Par exemple, les constantes d'équilibre de deux réactions ont été trouvées expérimentalement à la même température
1. СH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
Constante d'équilibre pour la réaction de synthèse du méthanol
3..gif" width="31" height="32"> et :
. (29)
3.3 Calcul de la constante d'équilibre d'une réaction chimique à une certaine température à partir des valeurs connues des constantes d'équilibre de la même réaction à deux autres températures
Cette méthode de calcul est basée sur la résolution de l'équation isobare de la réaction chimique (isobare de Van't Hoff)
, (30)
où https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">et ressemble à :
. (31)
En utilisant cette équation, connaissant les constantes d'équilibre à deux températures différentes, vous pouvez calculer l'enthalpie molaire standard de la réaction et, la connaissant ainsi que la constante d'équilibre à une température, vous pouvez calculer la constante d'équilibre à n'importe quelle autre température.
4. EXEMPLES DE RÉSOLUTION DE PROBLÈMES
Trouvez la constante d'équilibre pour la synthèse de l'ammoniac y N2 + H2 ⇄ NH3 si la fraction molaire d'équilibre de l'ammoniac est de 0,4 à 1 atm et 600K. Le mélange initial est stoechiométrique ; il n'y a aucun produit dans le mélange initial.
Donné: Réaction y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol ; = 0,5 mole ; = 0 mol = 0,4 Trouver : - ?
Solution
D'après les conditions du problème, nous connaissons l'équation stoechiométrique, et aussi qu'au moment initial le nombre de moles d'azote est égal à celui stoechiométrique, c'est-à-dire 0,5 mol (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">
Écrivons la réaction, sous les symboles des éléments nous indiquons les quantités initiales et d'équilibre de moles de substances
y N2 + H2 ⇄ NH3
0,5 - 0,5ξ 1,5 – 1,5 ξ ξ
Le nombre total de taupes de tous les participants à la réaction dans le système au moment de l'équilibre
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
Résoudre le problème direct de l'équilibre chimique consiste à calculer la composition à l'équilibre du système dans lequel une réaction donnée (plusieurs réactions) se produit. Évidemment, la base de la solution est la loi de l’équilibre chimique. Il suffit d'exprimer toutes les variables incluses dans cette loi par l'une d'entre elles : par exemple, par la profondeur d'une réaction chimique, par le degré de dissociation ou par une fraction molaire d'équilibre. Il est préférable de choisir quelle variable est pratique à utiliser en fonction des conditions spécifiques du problème.
Problème 2
Constante d'équilibre de la réaction gazeuse de synthèse de l'iodure d'hydrogène
H2 + I2 ⇄ 2HI à une température de 600 K et une pression exprimée en atmosphères est égale à Kr= 45,7. Trouvez la profondeur d'équilibre de cette réaction et le rendement d'équilibre du produit à une température et une pression données de 1 atm, si au moment initial les quantités de substances de départ correspondent aux valeurs stoechiométriques et qu'il n'y a pas de produits de réaction au moment initial moment.
Donné Kr= 45.7. =1 mole ; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> taupe. Rechercher : - ? - ?
Solution
Notons la réaction elle-même, et sous les symboles des éléments le nombre de taupes de chaque participant au moment initial et au moment de l'équilibre établi selon la formule (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Exprimons les fractions molaires d'équilibre et les pressions partielles de tous les participants à la réaction à travers une seule variable - la profondeur de la réaction chimique
https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width="144" height="47 src=">.
Loi de l'action de masse ou loi de l'équilibre chimique
https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0,772.
Problème 3
Sa condition ne diffère du problème 2 que par le fait que les quantités initiales de moles d'hydrogène et d'iode sont respectivement égales à 3 et 2 moles. Calculez la composition molaire du mélange à l’équilibre.
Donné: Réaction possible : H2+I2= 2HI. 600 K, 1 guichet automatique. Kr = 45,7 .
3 moles ; taupe; taupe. Rechercher : - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
Le nombre total de taupes de tous les participants à la réaction au moment de l'équilibre est égal à
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Fractions molaires d'équilibre et pressions partielles de tous les participants à la réaction, exprimées par une seule variable : la profondeur de la réaction chimique
La substitution des pressions partielles dans la loi de l'équilibre chimique donne :
https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> et calculez la constante d'équilibre, puis construisez un graphique et déterminez à partir de celui-ci la profondeur de la réaction cela correspond à la valeur trouvée de la constante d’équilibre.
= 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 hauteur=25" hauteur="25">= 0,712
Pour effectuer les travaux, vous devez effectuer les tâches suivantes
Exercice 1
1. Décrire une méthode pour déterminer expérimentalement l'élasticité du dioxyde de carbone lors de l'étude de la réaction de dissociation CaCO3⇄CaO+CO2
(options 1 à 15, tableau 3) ;
2. Écrivez la loi de l'équilibre chimique de la réaction étudiée ; déterminer les valeurs des constantes d'équilibre de la réaction de dissociation du carbonate de calcium selon les données expérimentales (tableau 3) à différentes températures ; effectuer les tâches de la section B (selon l'option indiquée) effectuer les tâches 1-3, p ;
3. Écrivez une expression déterminante pour la constante d'équilibre et calculez théoriquement la constante d'équilibre de la réaction étudiée à la dernière température indiquée dans le tableau.
Tâche 2
1. Préparez une réponse à la question 1 (options 1 à 15, tableau 4)
2. Résolvez les problèmes 2 et 3.
Données de référence nécessaires à la réalisation des travaux
Valeur pour calculer le changement molaire standard de l'énergie de Gibbs à l'aide de la méthode Temkin et Shvartsman
Tableau 1
Données thermodynamiques pour calculer l'énergie molaire standard de Gibbs
Tableau 2
Données expérimentales pour la tâche 1
Tableau 3
Option | Données expérimentales |
|||
t, oC | ||||
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 | ||||
p, mmHg |
Conditions des tâches pour accomplir la tâche 2
Tableau 4
1 possibilité | 1. Parlez-nous des méthodes chimiques permettant de déterminer les valeurs des constantes d'équilibre chimique. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent entrer dans une réaction chimique pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 0,5 A + 2B = C. Au moment initial, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,4 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . À 1273 K et une pression totale de 30 atm, le mélange à l'équilibre avec la réaction supposée CO2 (g) + C (s) = 2CO (g) contient 17 % (en volume) de CO2. Quel pourcentage de CO2 sera contenu dans le gaz à une pression totale de 20 atm ?. A quelle pression le gaz contiendra-t-il 25 % de CO2 ? |
Option 2 | 1 . Décrire la méthode physique permettant de déterminer la valeur de la constante d'équilibre chimique en mesurant la pression. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent entrer dans une réaction chimique pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 2A + B = C. Au moment initial, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,5 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . À 2000 °C et une pression totale de 1 atm, 2 % de l'eau se dissocie en hydrogène et oxygène selon la réaction H2O(g) = H2(g) + 0,5 O2(g). Calculez la constante d’équilibre de la réaction dans ces conditions. |
Option 3 | 1 . Décrire une méthode pour déterminer la valeur de la constante d'équilibre à partir de mesures de densité. A quelles méthodes appartient cette méthode ? 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent entrer dans une réaction chimique pour former un produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique A + 2B = C. Au moment initial, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,6 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . La constante d'équilibre de la réaction CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) à 500 oC est de 5,5 ([p]=1 atm). Un mélange constitué de 1 mole de CO et 5 moles de H2O a été chauffé à cette température. Calculez la fraction molaire d’eau dans le mélange à l’équilibre. |
Option 4 | 1 . Décrire une méthode pour déterminer la valeur de la constante d'équilibre par mesure directe de la pression partielle. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent entrer dans une réaction chimique pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 0,5 A + B = C. Au moment initial, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,3 et la pression totale est égale à 1,5 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 La constante d'équilibre de la réaction N2O4(g) = 2NO2(g) à 25 o C est égale à 0,143 ([p]=1 atm). Calculez la pression qui se développera dans un récipient de 1 litre contenant 1 g de N2O4 à cette température. |
Option 5 | 1 . Comment déterminer la valeur de la constante d’équilibre d’une réaction sans recourir à l’expérimentation. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent entrer dans une réaction chimique pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 0,5 A + 3B = C. Au moment initial, il n'y a aucun produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,3 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . Un récipient de 3 litres contenant 1,79.10 -2 mol I2 a été chauffé à 973 K. La pression dans le récipient à l'équilibre s'est avérée être de 0,49 atm. En supposant que les gaz soient idéaux, calculez la constante d'équilibre à 973 K pour la réaction Je2(g) = 2I(g). |
Option 6 | 1. Utiliser l’équation isobare de réaction pour déterminer la valeur de la constante d’équilibre chimique à une température non étudiée auparavant. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent entrer dans une réaction chimique pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 3A + B = C. Au moment initial, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,4 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . Pour la réaction PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) à 250 °C, la variation molaire standard de l'énergie de Gibbs = - 2508 J/mol. À quelle pression totale le degré de conversion de PCl5 en PCl3 et Cl2 sera-t-il de 30 % à 250 °C ? |
Option 7 | 1. Le système dans lequel se produit la réaction endothermique en phase gazeuse, la réaction A+3B=2C, est en équilibre à 400 K et 5 atm. Si les gaz sont idéaux, comment l’ajout d’un gaz inerte à volume constant affectera-t-il le rendement du produit ? 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 2A + B = 2C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,3 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . Pour la réaction 2HI(g) = H2 +I2(g) constante d’équilibre Kp= 0,0183 ([p]=1 atm) à 698,6 K. Combien de grammes de HI se forment lorsque 10 g de I2 et 0,2 g de H2 sont chauffés à cette température dans un récipient de trois litres ? Quelles sont les pressions partielles de H2, I2 et HI ? |
Option 8 | 1. Le système dans lequel se produit la réaction endothermique en phase gazeuse, la réaction A+3B=2C, est en équilibre à 400 K et 5 atm. Si les gaz sont idéaux, comment une augmentation de la température affectera-t-elle le rendement du produit ? 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 0,5A + 2B = 2C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,3 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . Un récipient de 1 litre contenant 0,341 mole de PCl5 et 0,233 mole de N2 a été chauffé à 250 °C. La pression totale dans le récipient à l'équilibre s'est avérée être de 29,33 atm. En supposant que tous les gaz sont idéaux, calculez la constante d’équilibre à 250 °C pour la réaction PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) se produisant dans le récipient. |
Option 9 | 1 . Le système dans lequel se produit la réaction endothermique en phase gazeuse, la réaction A+3B=2C, est en équilibre à 400 K et 5 atm. Si les gaz sont idéaux, comment l’augmentation de la pression affectera-t-elle le rendement du produit ? 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 0,5A + B = 2C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,5 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . La constante d'équilibre de la réaction CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) à 500 K est égale à Kr= 0,00609 ([p]=1 guichet automatique). Calculez la pression totale requise pour produire du méthanol avec un rendement de 90 % si le CO et le H2 sont pris dans un rapport de 1:2. |
Option 10 | 1. Décrire une méthode pour déterminer les constantes d'équilibre en mesurant la pression partielle. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 0,5A + 1,5B = 2C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,4 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . L'équilibre dans la réaction 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2 (g) est établi à 227 °C et une pression totale de 1,0 bar, lorsque la pression partielle de NOCl est de 0,64 bar (initialement, seul NOCl était présent). Calculez cette réaction à une température donnée. |
Option 11 | 1 . Décrire les méthodes chimiques permettant de déterminer les constantes d'équilibre. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 2A + 0,5B = 2C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,2 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . Calculez la pression totale qui doit être appliquée à un mélange de 3 parties de H2 et 1 partie de N2 pour obtenir un mélange d'équilibre contenant 10 % de NH3 en volume à 400°C. Constante d'équilibre pour la réaction N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) à 400 oC et exprimer la pression en atm est égal à 1,6·10-4. |
Option 12 | 1 . Le système dans lequel se produit la réaction endothermique en phase gazeuse, la réaction A+3B=2C, est en équilibre à 400 K et 5 atm. Si les gaz sont idéaux, comment une diminution de la pression affectera-t-elle le rendement du produit ? 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 2A + B = 0,5C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,4 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . À 250 °C et une pression totale de 1 atm, PCl5 est dissocié à 80 % selon la réaction PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). Quel sera le degré de dissociation du PCl5 si de l'azote est ajouté au système de telle sorte que la pression partielle d'azote soit égale à 0,9 atm ? La pression totale est maintenue à 1 atm. |
Option 13 | 1 . Un système dans lequel une réaction exothermique se produit CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) est en équilibre à 500 K et 10 bar. Si les gaz sont idéaux, comment une diminution de pression affectera-t-elle le rendement en méthanol ? 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 1,5A + 3B = 2C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,5 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3 . La constante d'équilibre de la réaction CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) à 500 K est de 6,09 × 10 5 ([p] = 1 atm). Un mélange réactionnel constitué de 1 mole de CO, 2 moles de H2 et 1 mole d'un gaz inerte (azote) sont chauffées à 500 K et une pression totale de 100 atm. Calculer la composition du mélange réactionnel. |
Option 14 | 1 . Décrire une méthode pour déterminer les constantes d'équilibre à partir de données électrochimiques. 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent entrer dans une réaction chimique pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 2A + 0,5B = C. Au moment initial, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,4 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3. Pour la réaction N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) à 298 K, la constante d'équilibre lors de l'expression de la pression en atm est de 6,0 × 10 5 et l'enthalpie molaire standard de formation d'ammoniac est = - 46,1 kJ /mole. Trouvez la valeur de la constante d'équilibre à 500 K. |
Option 15 | 1 . Le système avec la réaction exothermique CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) est en équilibre à 500 K et 10 bar. Si les gaz sont idéaux, comment une diminution de la température affectera-t-elle le rendement en méthanol ? 2. Il existe un mélange de substances gazeuses A et B, qui peuvent réagir chimiquement pour former le produit de réaction C, selon l'équation stoechiométrique 2A + B = 1,5C. Au début, il n'y a pas de produit de réaction dans le système et les substances de départ sont prélevées en quantités stoechiométriques. Une fois l'équilibre établi, le mélange à l'équilibre contient un nombre de moles de produit C égal à 0,5 et la pression totale est de 2 atm. Trouvez la constante d'équilibre sur l'échelle p. 3. La constante d'équilibre de la réaction N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) à 400 °C et exprimée en pression en atm est de 1,6·10-4. Quelle pression totale faut-il appliquer à un mélange équimolaire d'azote et d'hydrogène pour convertir 10 % de l'azote en ammoniac ? Les gaz sont considérés comme idéaux. |
Il semble approprié d'inclure les sections suivantes dans le rapport de laboratoire : introduction, partie 1, partie 2, conclusions.
1. Dans l'introduction Vous pouvez présenter brièvement des informations théoriques sur l'une des questions suivantes : soit sur la loi de l'action de masse, l'histoire de sa découverte et ses auteurs ; ou sur les concepts de base et les relations déterminantes de la section « Équilibre chimique » ; ou dériver la loi de l’équilibre chimique dans sa formulation moderne ; ou parler des facteurs influençant la valeur de la constante d'équilibre, etc.
La section « Introduction » doit se terminer par un énoncé des objectifs du travail.
Dans la partie 1 nécessaire
2.1. Fournir un schéma de l'installation permettant de déterminer l'élasticité de dissociation des carbonates métalliques et décrire le déroulement de l'expérience.
2.2 . Fournir les résultats du calcul de la constante d'équilibre sur la base des données expérimentales données
2.3. Calculer la constante d'équilibre à l'aide de données thermodynamiques
Dans la partie 2 nécessaire
3.1 . Donnez une réponse complète et justifiée à la question 1 de la tâche 2.
3.2 . Donner la solution des problèmes 2 et 3 de la tâche 2. Les conditions des problèmes doivent être écrites en notation symbolique.
En conclusion Il est conseillé de refléter la réalisation des objectifs fixés dans le travail, ainsi que de comparer les valeurs de la constante d'équilibre calculées en 2.2 et 2.3.
Bibliographie
1. Karjakin de thermodynamique chimique : Manuel. manuel pour les universités. M. : Académie., 20 p.
2. Prigozhin I., Kondepudi D. Thermodynamique moderne. Des moteurs thermiques aux structures dissipatives. M. : Mir, 20 p.
3. , Cherepanov sur la chimie physique. Boîte à outils. Ekaterinbourg : Maison d'édition de l'Université d'État de l'Oural, 2003.
4. Bref ouvrage de référence des grandeurs physiques et chimiques / Ed. Et. L. : Chimie, 20 p.
5. Problèmes de chimie physique : manuel. manuel pour les universités /, etc. M. : Examen, 20 p.
Disposition de l'ordinateur
Dans certains cas, il est nécessaire de connaître non seulement la direction de la réaction redox, mais également son déroulement. Par exemple, dans l'analyse quantitative, vous ne pouvez compter que sur les réactions qui se déroulent pratiquement à 100 % (ou qui s'en rapprochent).
Le degré avec lequel une réaction se déroule de gauche à droite est déterminé par la constante d'équilibre. Pour réaction
D’après la loi de l’action de masse, on peut écrire :
où K est la constante d'équilibre, montrant quelle est la relation entre les concentrations d'ions et l'équilibre.
La constante d'équilibre est déterminée comme suit. Dans l'équation (3) (p. 152) substituez les valeurs des potentiels normaux des paires et trouvez :
A l'équilibre = ou
La constante d'équilibre montre que le zinc déplace les ions cuivre de la solution jusqu'à ce que la concentration en ions dans la solution devienne une fois inférieure à la concentration en ions. Cela signifie que la réaction en question est presque terminée.
Si, par exemple, la concentration au début de la réaction est de 0,1 m, alors à l'équilibre elle sera de 0,1 - x tandis que la concentration sera de x.
En résolvant l'équation, la concentration à l'équilibre est très proche de 0,1 m.
Cependant, si nous pouvions modifier le rapport des composants en interaction pour qu'il devienne , c'est-à-dire ou alors la réaction irait de droite à gauche (c'est-à-dire dans le sens opposé).
La constante d'équilibre de tout processus rédox peut être calculée si les potentiels rédox de réactions particulières sont connus.
La constante d'équilibre est liée aux potentiels redox par la formule générale :
où K est la constante d'équilibre de la réaction ; et potentiels normaux (oxydant et réducteur) ; n est la charge des ions (le nombre d'électrons cédés par l'agent réducteur et acceptés par l'agent oxydant).
A partir de la formule (4) on trouve la constante d'équilibre :
Connaissant la constante d'équilibre, il est possible, sans recourir à des données expérimentales, de calculer le déroulement complet de la réaction.
Ainsi, par exemple, dans la réaction
pour une paire = -0,126 V, pour une paire = -0,136 V.
En substituant ces données dans l'équation (4), nous trouvons :
Le nombre 2,21 signifie que l'équilibre dans la réaction considérée se produit lorsque la concentration en ions devient 2,21 fois inférieure à la concentration en ions.
La concentration ionique à l’équilibre est 2,21 fois la concentration ionique. Par conséquent, pour chaque 2,21 grammes d’ions, il y a 1 gramme d’ion. Au total, la solution contient 3,21 grammes d'ions (2,21 + 1). Ainsi, pour 3,21 grammes d’ions en solution, il y a 2,21 grammes d’ions, et pour 100 parties, il y aura x parties.
Cette réaction se déroule donc de manière réversible. Calculons la constante d'équilibre de la réaction :
Potentiel pour une paire = 1,51 V, potentiel pour une paire = 0,77 V. En substituant ces valeurs potentielles dans l'équation (4), on trouve :
Cette constante montre que l'équilibre se produit lorsque le produit des concentrations d'ions dans le numérateur (formé lors de la réaction) devient plusieurs fois supérieur au produit des concentrations d'ions dénominateurs (en réaction).
Il est clair que cette réaction se déroule de manière presque irréversible (c'est-à-dire 100 % de gauche à droite).
Pour réaction
Un calcul (similaire à celui ci-dessus) montre que cette réaction se produit à .
L'équilibre change en fonction des conditions de réaction.
La réaction du milieu a une influence exceptionnelle sur la valeur de la constante. Par exemple, la réaction de réduction de l'acide arsénique avec l'ion iode en milieu acide se déroule selon l'équation :
Le potentiel de réduction de l'acide arsénique dans un environnement alcalin est beaucoup plus faible. Par conséquent, dans un environnement alcalin, le processus inverse a lieu :
Dans un environnement neutre, les deux processus pourraient être représentés comme suit :
cependant, ils ne le feront pas.
Le processus selon la première équation ne fonctionnera pas, car il est associé à l'accumulation d'ions qui dirigent le processus dans la direction opposée ; ce n’est que lorsqu’un environnement acide est créé qui neutralise les ions hydroxyde qu’il se déplace de gauche à droite.
Selon la deuxième équation, le processus ne fonctionnera pas, car il est associé à l'accumulation d'ions, qui doivent être neutralisés avec un alcali pour que la réaction se déroule de gauche à droite.
Il existe la règle suivante pour créer l'environnement de réaction nécessaire à un déroulement optimal du processus :
Si des ions hydrogène ou hydroxyde s'accumulent à la suite d'une réaction redox, alors pour le déroulement souhaité du processus, il est nécessaire de créer un environnement ayant des propriétés opposées : en cas d'accumulation d'ions, l'environnement doit être alcalin, mais en En cas d'accumulation d'ions, le milieu doit être acide.
Pour la réaction, vous devez prendre des composants qui nécessitent le même environnement (acide ou alcalin). Si dans une réaction, une substance est un agent réducteur dans un environnement acide et l’autre est un agent oxydant dans un environnement alcalin, alors le processus peut être inhibé ; dans ce cas, le processus ne sera achevé que lorsque grande différence potentiels, c'est-à-dire à une constante de réaction élevée.
La constante d'équilibre permet de prédire la possibilité d'une oxydation, par exemple avec l'acide nitrique.
Trouvons la constante d'équilibre pour la réaction de dissolution dans . se dissout bien en solution diluée. Constante d’équilibre pour la réaction :
peut être calculé à partir de l’équation :
Une si petite valeur de la constante indique que l'équilibre de cette réaction est presque complètement déplacé de droite à gauche, c'est-à-dire que le sulfure de mercure, contrairement au sulfure de cuivre, est pratiquement insoluble dans une solution diluée.
POUR LES ENSEIGNANTS DU SECONDAIRE, LES ÉTUDIANTS UNIVERSITAIRES PÉDAGOGIQUES ET LES ÉLÈVES DE LA 9E À LA 10E ANNÉE QUI ONT DÉCIDÉ DE SE CONSACTER À LA CHIMIE ET AUX SCIENCES NATURELLES
CAHIER DE TEXTE · TRAVAILLEUR À PROBLÈMES · STAGE EN LABORATOIRE · HISTOIRES SCIENTIFIQUES À LIRE
§3.2. Constante d'équilibre
et potentiel de réaction isobare
La constante d'équilibre peut facilement être trouvée à partir de la valeur du potentiel isobare, qui est calculée à partir de données tabulées sur l'enthalpie de formation et l'entropie des substances de départ et des produits de réaction.
Vous aurez besoin de cette formule pour calculer la constante d’équilibre de la réaction étudiée.
Dans ce manuel, nous essayons de ne pas donner de formules toutes faites, mais de les dériver en utilisant les méthodes les plus simples de la logique mathématique, c'est pourquoi la dérivation de cette formule est donnée ci-dessous. Après avoir lu ce matériel, vous vous familiariserez avec les concepts les plus simples de la théorie des probabilités, de l'entropie d'activation, etc.
Ce n’est pas seulement l’énergie d’activation qui détermine la vitesse d’une réaction chimique. La taille et la forme des molécules réagissantes ainsi que l'emplacement des atomes réactifs ou de leurs groupes jouent un rôle énorme. À cet égard, lorsque deux particules entrent en collision, leur orientation spécifique est importante, c’est-à-dire le contact précisément des centres réactifs.
Notons la probabilité de l'orientation moléculaire requise pour l'interaction lors d'une collision par W :
Le logarithme népérien de la valeur W multiplié par la constante des gaz R est appelé entropie d'activation S a :
De cette expression il résulte :
D'où, par la définition du logarithme, on obtient la probabilité de l'orientation recherchée :
Plus la probabilité que l'orientation requise pour que la réaction se produise est grande, plus sa vitesse et, par conséquent, la constante de vitesse, qui peut s'écrire :
Auparavant, nous avons appris que la constante de vitesse dépend de l'énergie d'activation et de la température :
Ainsi, la constante de vitesse dépend de l'énergie d'activation, de la température et de l'entropie d'activation :
Introduisons le coefficient de proportionnalité Z et mettons un signe égal :
L'expression résultante s'appelle équation de base de la cinétique chimique.
Cette équation explique certains aspects de la catalyse : un catalyseur diminue l'énergie d'activation d'une réaction et augmente l'entropie d'activation, c'est-à-dire qu'il augmente la probabilité d'une orientation appropriée des particules en réaction pour l'interaction.
Il est intéressant de noter que l’entropie d’activation prend en compte non seulement l’orientation spécifique des particules, mais aussi la durée du contact au moment de la collision. Si la durée de contact entre les particules est très courte, alors leurs densités électroniques n'ont pas le temps de se redistribuer pour former de nouvelles liaisons chimiques, et les particules, se repoussant, divergent dans des directions différentes. Le catalyseur augmente également considérablement la durée de contact des particules en réaction.
Autre caractéristique de l'action catalytique : le catalyseur prélève l'excès d'énergie de la particule nouvellement formée et ne se désintègre pas en particules d'origine en raison de sa haute activité énergétique.
Vous savez que la constante d'équilibre est le rapport des constantes de vitesse des réactions directes et inverses :
Remplaçons les constantes de vitesse des réactions directes et inverses par les expressions de l'équation de base de la cinétique chimique :
Le rapport de deux coefficients de proportionnalité Z pr / Z arr est une valeur constante, que l'on ajoutera à la valeur de la constante d'équilibre, c'est pourquoi elle restera constante, comme auparavant.
Si vous vous souvenez des règles pour fonctionner avec des fonctions exponentielles, vous comprendrez la transformation de la formule :
Conformément à la loi de Hess, la différence entre les énergies d'activation des réactions inverse et directe est le changement d'enthalpie (assurez-vous-en en traçant un diagramme d'enthalpie de la réaction qui a lieu avec dégagement de chaleur, et sans oublier que dans ce cas DN< 0 ):
Exactement la même différence 
désignons D.S.:
Explique pourquoi il y a un signe moins devant les parenthèses.
On obtient l'équation :
Prenons les logarithmes des deux côtés de cette équation :
Où obtenons-nous :
Cette équation est si importante pour la chimie et d’autres sciences que de nombreux étudiants en chimie étrangers portent des chemises avec cette formule.
Si DG est exprimé en J/mol, alors la formule prend la forme :
Cette formule a une particularité : si la constante d'équilibre est déterminée à travers les pressions de substances gazeuses, alors les pressions de ces substances dans les atmosphères se substituent à l'expression de la constante d'équilibre (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).
Cette formule permet, étant donné une valeur connue, DG réaction, calculer la constante d'équilibre et connaître ainsi la composition du système d'équilibre à une température donnée. La formule montre que plus la constante d'équilibre est élevée et plus le mélange réactionnel à l'équilibre contient de produits de réaction (substances du côté droit de l'équation de réaction), plus Sens négatif a un changement dans le potentiel isobare de la réaction. Et vice versa, plus la valeur de la constante d'équilibre est faible et moins il y a de produits de réaction et de substances de départ dans le mélange à l'équilibre, plus la valeur négative est petite. DG.
Lorsque la constante d'équilibre est supérieure à 1 et que le potentiel isobare est négatif, il est d'usage de dire que l'équilibre se déplace vers les produits de réaction, ou vers la droite. Lorsque la constante d'équilibre est inférieure à 1 et que le potentiel isobare est positif, il est d'usage de dire que l'équilibre se déplace vers les substances de départ, ou vers la gauche.
Lorsque la constante d'équilibre est égale à 1, le potentiel isobare est égal à 0. Cet état du système est considéré comme la limite entre le déplacement d'équilibre vers la droite ou vers la gauche. Lorsque pour une réaction donnée la variation du potentiel isobare est négative ( DG<0 ), il est d'usage de dire que la réaction peut se dérouler dans le sens direct ; Si DG>0, ils disent que la réaction ne disparaît pas.
Ainsi,
DG<0 – la réaction peut avoir lieu (thermodynamiquement possible) ;
DG<0 , Que K>1– la balance se déplace vers les produits, vers la droite ;
DG>0, Que À<1 – l'équilibre se déplace vers les substances de départ, vers la gauche.
Si vous avez besoin de savoir si la réaction qui vous intéresse est possible (par exemple, savoir si la synthèse du colorant souhaité est possible, si une composition minérale donnée va fritter, l'effet de l'oxygène de l'air sur la couleur, etc. ), il suffit de calculer cette réaction DG. Si la variation du potentiel isobare s’avère négative, alors la réaction est possible et vous pouvez mélanger différentes matières premières pour obtenir le produit souhaité.
Lisez ce que vous devez faire pour calculer la variation du potentiel isobare et la constante d'équilibre à différentes températures (algorithme de calcul).
1. Notez à partir des tableaux de référence les valeurs (pour une température de 298 K) des enthalpies de formation à partir de substances simples D N arr. et l'entropie S toutes les substances écrites dans l’équation d’une réaction chimique. Si D N arr. sont exprimés en kJ/mol, il faut alors les convertir en J/mol (pourquoi ?).
2. Calculez le changement d'enthalpie dans la réaction (298 K) comme la différence entre la somme des enthalpies de formation des produits et la somme des enthalpies de formation des substances de départ, en vous rappelant les coefficients stoechiométriques :
3. Calculez la variation d'entropie dans la réaction (298 K) comme la différence entre la somme des entropies des produits et la somme des entropies des substances de départ, en vous rappelant les coefficients stoechiométriques :
4. Composez une équation pour la dépendance de la variation du potentiel isobare sur les modifications de l'enthalpie de la réaction, de l'entropie et de la température, en remplaçant les valeurs numériques qui viennent d'être obtenues dans l'équation que vous connaissez D N r-tion Et Quartiers DS:
5. Calculez la variation du potentiel isobare à une température standard de 298 K :
6. Par signe Quartiers D G, 298 tirer une conclusion sur la possibilité que la réaction se produise à une température standard : si le signe est « moins », alors la réaction est thermodynamiquement possible ; si le signe est « plus », alors la réaction est impossible.
7. Faites le calcul Quartiers D Gà la température T qui vous intéresse :
et tirer une conclusion sur la manière dont un changement de température affecte la possibilité d'une réaction. S'il s'avère qu'à cette température la variation du potentiel isobare est devenue moins positive ou plus négative par rapport à DG 298, donc à cette température, la réaction devient plus probable.
8. Calculez la constante d'équilibre K à partir de l'équation que vous connaissez à la température T qui vous intéresse :
9. Tirer une conclusion sur le déplacement de l'équilibre vers les substances de départ (K<1) или в сторону продуктов (К>1).
Pour conclure sur la possibilité qu'une réaction se produise avec un changement négatif du potentiel isobare ( Quartiers D G<0 ) les données thermodynamiques seules sont souvent insuffisantes. Une réaction thermodynamiquement possible peut s'avérer cinétiquement inhibée et réalisable lorsque les conditions changent (concentration de substances, pression, température), par d'autres chemins de réaction ou en présence d'un catalyseur correctement sélectionné.
Prenons l'exemple de la réaction du fer cristallin avec de l'eau gazeuse (vapeur d'eau) :
Comment connaître la possibilité thermodynamique d'une réaction.
Cette réaction est intéressante car elle montre les raisons de la diminution de la brillance d'un produit métallique et de sa destruction par corrosion.
Tout d'abord, on sélectionne les coefficients stoechiométriques de l'équation de réaction :
Notons les données thermodynamiques (température 298 K) pour tous les participants à la réaction à partir des tableaux de référence :
Calculons la variation d'enthalpie dans cette réaction, en nous rappelant que les enthalpies des substances simples sont égales à zéro :
Exprimons la variation d'enthalpie en J :
La réaction s'accompagne d'un dégagement de chaleur, Q>0, Q=+50 300 J/mol, ce qui permet de supposer qu'elle se produit spontanément. Cependant, on peut affirmer avec certitude qu'une réaction n'est spontanée que par le signe d'un changement du potentiel isobare.
Calculons la variation d'entropie dans cette réaction, sans oublier les coefficients stoechiométriques :
L'entropie du système diminue à la suite de la réaction, on peut donc noter qu'une augmentation de l'ordre se produit dans le système.
Créons maintenant une équation pour la dépendance des changements du potentiel isobare aux changements d'enthalpie, d'entropie et de température :
Calculons la variation du potentiel isobare dans la réaction à une température standard de 298 K :
Une valeur négative élevée de la variation du potentiel isobare indique qu'à température ambiante, le fer peut être oxydé par l'oxygène. Si vous pouviez obtenir la poudre de fer la plus fine, vous verriez comment le fer brûle dans l’air. Pourquoi les produits en fer, les figurines, les clous, etc. ne brûlent-ils pas à l’air ? Les résultats des calculs montrent que le fer se corrode dans l'air, c'est-à-dire qu'il est détruit et se transforme en oxydes de fer.
Voyons maintenant comment l'augmentation de la température affecte la possibilité de cette réaction. Calculons la variation du potentiel isobare à une température de 500 K :
Nous avons obtenu un résultat montrant que plus la température augmente, plus la variation du potentiel isobare de la réaction devient moins négative. Cela signifie qu'avec l'augmentation de la température, la réaction devient moins probable thermodynamiquement, c'est-à-dire que l'équilibre de la réaction se déplace de plus en plus vers les substances de départ.
Il est intéressant de savoir à quelle température l’équilibre se déplace également vers les produits de réaction et les matières premières. Cela arrive quand D G r-tion =0(la constante d'équilibre est 1) :
D'où l'obtenons-nous :
T=150300/168,2=894K, ou 621°C.
À cette température, la réaction est également susceptible de se produire dans le sens direct et inverse. À des températures supérieures à 621°C, la réaction inverse de réduction de Fe 3 O 4 avec l'hydrogène commence à prédominer. Cette réaction est l'un des moyens d'obtenir du fer pur (en métallurgie, les oxydes de fer sont réduits avec le carbone).
A une température de 298 K :
Ainsi, à mesure que la température augmente, la constante d’équilibre diminue.
L'oxyde de fer Fe 3 O 4 est appelé magnétite (minerai de fer magnétique). Cet oxyde de fer, contrairement aux oxydes FeO (wüstite) et Fe 2 O 3 (hématite), est attiré par un aimant. Il existe une légende selon laquelle, dans les temps anciens, un berger nommé Magnus a trouvé un très petit caillou oblong, qu'il a placé à la surface de l'eau dans un bol avec ses grosses mains (pourquoi est-ce important ?). Le caillou ne s'est pas noyé et a commencé à flotter sur l'eau, et peu importe la façon dont le berger tournait le bol, le caillou pointait toujours dans une seule direction. Comme si c'était ainsi que la boussole avait été inventée, et que le minéral tirait son nom du nom de ce berger. Bien que, peut-être, la magnétite tire son nom de l'ancienne ville d'Asie Mineure - Magnésie. La magnétite est le principal minerai dont est extrait le fer.
Parfois, la formule de la magnétite est représentée comme suit : FeO Fe 2 O 3, ce qui implique que la magnétite est constituée de deux oxydes de fer. C’est faux : la magnétite est une substance individuelle.
Un autre oxyde de Fe 2 O 3 (hématite) - le minerai de fer rouge - est ainsi nommé en raison de sa couleur rouge (en traduction du grec - sang). Le fer est obtenu à partir de l'hématite.
L'oxyde de FeO n'est presque jamais trouvé dans la nature et n'a aucune signification industrielle.
La plupart des réactions chimiques sont réversibles, c'est-à-dire circuler simultanément dans des directions opposées. Dans les cas où les réactions directes et inverses se produisent au même rythme, un équilibre chimique se produit. Par exemple, dans une réaction homogène réversible : H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), le rapport des taux de réactions directes et inverses selon la loi d'action de masse dépend du rapport des concentrations des réactifs, à savoir : la vitesse de la réaction directe : υ 1 = k 1 [H 2 ]. Taux de réaction inverse : υ 2 = k 2 2.
Si H 2 et I 2 sont des substances de départ, alors au premier instant, la vitesse de la réaction directe est déterminée par leurs concentrations initiales et la vitesse de la réaction inverse est nulle. À mesure que H 2 et I 2 sont consommés et que HI se forme, la vitesse de la réaction directe diminue et la vitesse de la réaction inverse augmente. Après un certain temps, les deux taux s'égalisent et l'équilibre chimique s'établit dans le système, c'est-à-dire le nombre de molécules HI produites et consommées par unité de temps devient le même.
Puisqu'à l'équilibre chimique, les taux de réactions directes et inverses sont égaux à V 1 = V 2, alors k 1 = k 2 2.
Puisque k 1 et k 2 sont constants à une température donnée, leur rapport sera constant. En le notant K, on obtient :
K est appelée constante d'équilibre chimique et l'équation ci-dessus est appelée loi d'action de masse (Guldberg - Waale).
Dans le cas général, pour une réaction de la forme aA+bB+…↔dD+eE+…, la constante d'équilibre est égale à 
. Pour l'interaction entre substances gazeuses, on utilise souvent l'expression dans laquelle les réactifs sont représentés par des pressions partielles d'équilibre p. Pour la réaction mentionnée 
.
L'état d'équilibre caractérise la limite jusqu'à laquelle, dans des conditions données, la réaction se déroule spontanément (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
La relation entre les concentrations d'équilibre ne dépend pas des substances prises comme substances initiales (par exemple, H 2 et I 2 ou HI), c'est-à-dire l’état d’équilibre peut être abordé des deux côtés.
La constante d'équilibre chimique dépend de la nature des réactifs et de la température ; La constante d'équilibre ne dépend pas de la pression (si elle est trop élevée) ni de la concentration des réactifs.
Influence sur la constante d'équilibre des facteurs de température, d'enthalpie et d'entropie. La constante d'équilibre est liée à la variation du potentiel isobare-isotherme standard d'une réaction chimique ∆G o par la simple équation ∆G o = -RT ln K.
Il montre que les grandes valeurs négatives de ∆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), alors les substances de départ prédominent dans le mélange à l'équilibre. Cette équation permet de calculer K à partir de la valeur de ∆G o, puis des concentrations à l'équilibre (pressions partielles) des réactifs. Si nous prenons en compte le fait que ∆G o =∆Н o -Т∆S o , alors après quelques transformations nous obtenons 
. Cette équation montre clairement que la constante d’équilibre est très sensible aux changements de température. L'influence de la nature des réactifs sur la constante d'équilibre détermine sa dépendance aux facteurs d'enthalpie et d'entropie.
Le principe du Chatelier
L’état d’équilibre chimique est maintenu à tout moment dans des conditions constantes données. Lorsque les conditions changent, l'état d'équilibre est perturbé, puisque dans ce cas les taux des processus opposés changent à des degrés divers. Cependant, après un certain temps, le système atteint à nouveau un état d’équilibre, mais cette fois correspondant aux nouvelles conditions modifiées.
Le déplacement de l’équilibre en fonction des changements de conditions est généralement déterminé par le principe de Le Chatelier (ou principe d’équilibre mobile) : Si un système en équilibre est influencé de l'extérieur en modifiant l'une des conditions qui déterminent la position d'équilibre, il se déplace alors dans la direction du processus, dont le déroulement affaiblit l'effet produit.
Ainsi, une augmentation de la température provoque un déplacement de l'équilibre dans le sens de celui des processus dont le déroulement s'accompagne d'une absorption de chaleur, et une diminution de la température agit en sens inverse. De même, une augmentation de pression déplace l’équilibre dans le sens d’un processus accompagné d’une diminution de volume, et une diminution de pression agit dans le sens opposé. Par exemple, dans le système d'équilibre 3H 2 + N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, une augmentation de la température améliore la décomposition de H 3 N en hydrogène et azote, puisque ce processus est endothermique. Une augmentation de pression déplace l'équilibre vers la formation de H 3 N, car le volume diminue.
Si une certaine quantité de l'une des substances participant à la réaction est ajoutée à un système en état d'équilibre (ou, à l'inverse, retirée du système), alors les vitesses des réactions directes et inverses changent, mais s'égalisent progressivement à nouveau. En d’autres termes, le système revient à un état d’équilibre chimique. Dans ce nouvel état, les concentrations d’équilibre de toutes les substances présentes dans le système différeront des concentrations d’équilibre d’origine, mais le rapport entre elles restera le même. Ainsi, dans un système en équilibre, il est impossible de modifier la concentration d’une des substances sans provoquer une modification des concentrations de toutes les autres.
Conformément au principe de Le Chatelier, l'introduction de quantités supplémentaires d'un réactif dans un système d'équilibre provoque un déplacement de l'équilibre dans le sens dans lequel la concentration de cette substance diminue et, par conséquent, la concentration des produits de son interaction augmente.
L'étude de l'équilibre chimique revêt une grande importance tant pour la recherche théorique que pour la résolution de problèmes pratiques. En déterminant la position d'équilibre pour différentes températures et pressions, il est possible de sélectionner les conditions les plus favorables pour le processus chimique. Lors du choix final des conditions de processus, leur effet sur la vitesse du processus est également pris en compte.
Exemple 1. Calcul de la constante d'équilibre d'une réaction à partir des concentrations d'équilibre des réactifs.
Calculer la constante d'équilibre de la réaction A + B 2C, si les concentrations d'équilibre [A] = 0,3 mol∙l -1 ; [V]=1,1mol∙l -1 ; [C]=2,1mol∙l -1.
Solution. L'expression de la constante d'équilibre pour cette réaction a la forme : . Remplaçons ici les concentrations d'équilibre indiquées dans l'énoncé du problème : =5,79.
Exemple 2. Calcul des concentrations d'équilibre des substances réactives. La réaction se déroule selon l'équation A + 2B C.
Déterminer les concentrations d'équilibre des substances en réaction si les concentrations initiales des substances A et B sont respectivement de 0,5 et 0,7 mol∙l -1, et la constante d'équilibre de la réaction K p = 50.
Solution. Pour chaque mole de substances A et B, il se forme 2 moles de substance C. Si la diminution de la concentration des substances A et B est désignée par X mole, alors l'augmentation de la concentration de la substance sera égale à 2X mole. Les concentrations d'équilibre des réactifs seront :
C A = (environ 0,5-x)mol∙l -1 ; C B = (0,7-x) mol∙l -1 ; C C =2x mol∙l -1
x1 =0,86 ; x2 =0,44
Selon les conditions du problème, la valeur x 2 est valide. Les concentrations d’équilibre des réactifs sont donc :
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.
Exemple 3. Détermination de la variation de l'énergie de Gibbs ∆G o d'une réaction par la valeur de la constante d'équilibre K r. Calculez l'énergie de Gibbs et déterminez la possibilité de la réaction CO + Cl 2 = COCl 2 à 700 K si la constante d'équilibre est égale à Kp = 1,0685∙10 -4. La pression partielle de toutes les substances réagissantes est la même et égale à 101325 Pa.
Solution.∆G 700 =2,303∙RT 
.
Pour ce processus :
Depuis ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Exemple 4. Changement d'équilibre chimique. Dans quelle direction l'équilibre se déplacera-t-il dans le système N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal :
a) avec une concentration croissante de N 2 ;
b) avec une concentration croissante de H 2 ;
c) avec une température croissante ;
d) quand la pression diminue ?
Solution. Une augmentation de la concentration des substances du côté gauche de l’équation de réaction, selon la règle de Le Chatelier, devrait provoquer un processus qui tend à affaiblir l’effet et conduire à une diminution des concentrations, c’est-à-dire l'équilibre se déplacera vers la droite (cas a et b).
La réaction de synthèse de l'ammoniac est exothermique. Une augmentation de la température provoque un déplacement de l'équilibre vers la gauche - vers une réaction endothermique, affaiblissant l'effet (cas c).
Une diminution de pression (cas d) favorisera une réaction conduisant à une augmentation du volume du système, c'est-à-dire vers la formation de N 2 et H 2.
Exemple 5. Combien de fois la vitesse des réactions directe et inverse dans le système 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) changera-t-elle si le volume du mélange gazeux diminue de trois fois ? Dans quelle direction l’équilibre du système va-t-il se déplacer ?
Solution. Notons les concentrations de réactifs : = UN, =b,=Avec. Selon la loi de l'action de masse, les taux de réactions directes et inverses avant le changement de volume sont égaux
v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2
Après avoir réduit de trois fois le volume d'un système homogène, la concentration de chacun des réactifs augmentera trois fois : = 3a,[O2] = 3b; = 3s. A de nouvelles concentrations, la vitesse v" np des réactions directes et inverses :
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b ; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.
; 
Par conséquent, la vitesse de la réaction directe a été multipliée par 27 et celle de la réaction inverse par neuf fois seulement. L'équilibre du système s'est déplacé vers la formation de SO 3.
Exemple 6. Calculez combien de fois la vitesse d'une réaction se produisant en phase gazeuse augmentera lorsque la température augmente de 30 à 70 0 C, si le coefficient de température de la réaction est de 2.
Solution. La dépendance de la vitesse d'une réaction chimique sur la température est déterminée par la règle empirique de Van't Hoff selon la formule
Par conséquent, la vitesse de réaction à 70°C est 16 fois supérieure à la vitesse de réaction à 30°C.
Exemple 7. Constante d'équilibre d'un système homogène
CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) à 850°C est égal à 1. Calculez les concentrations de toutes les substances à l'équilibre si les concentrations initiales sont : [CO] ISH = 3 mol/l, [H 2 O] RI = 2 mol/l.
Solution.À l'équilibre, les vitesses des réactions directes et inverses sont égales, et le rapport des constantes de ces vitesses est constant et est appelé constante d'équilibre du système donné :
V np = K1[CO][H 2 O]; V o b p = À 2 [CO 2 ][H 2 ];
Dans l'énoncé du problème, les concentrations initiales sont données, tandis que dans l'expression K r inclut uniquement les concentrations d’équilibre de toutes les substances du système. Supposons qu'au moment de l'équilibre la concentration [CO 2 ] P = X mole/l. D’après l’équation du système, le nombre de moles d’hydrogène formées sera également X mole/l. Pour le même nombre de taupes (X mol/l) CO et H 2 O sont consommés pour former X moles de CO 2 et H 2. Par conséquent, les concentrations d’équilibre des quatre substances (mol/l) :
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO] P = (3 – x); P =(2x).
Connaissant la constante d'équilibre, on trouve la valeur X, puis les concentrations initiales de toutes les substances :
; x2 =6-2x-3x + x2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l.
Tâche 135.
Calculer la constante d'équilibre pour un système homogène
si la concentration à l'équilibre des réactifs (mol/l) :
[ÉT] P = 0,004 ; [H20] P = 0,064; [CO2] P = 0,016; [H 2 ] p = 0,016,
Quelles sont les concentrations initiales d’eau et de CO ? Réponse : K = 1 ; réf = 0,08 mol/l ; [CO]réf=0,02 mol/l.
Solution:
L'équation de la réaction est :
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H2 (g)
La constante d'équation de cette réaction a l'expression :
Pour trouver les concentrations initiales des substances H 2 O et CO, nous tenons compte du fait que selon l'équation de réaction, à partir de 1 mole de CO et 1 mole de H 2 O, 1 mole de CO 2 et 1 mole de H 2 se forment. Puisque, selon les conditions du problème, 0,016 mole de CO 2 et 0,016 mole de H 2 se sont formées dans chaque litre du système, 0,016 mole de CO et H 2 O ont été consommées. Ainsi, les concentrations initiales requises sont égales à :
Sortie = [H 2 O] P + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 mol/l ;
[CO] sortie = [CO] P + 0,016 = 0,064 + 0,016 = 0,08 mol/l.
Répondre: Kp = 1 ; réf = 0,08 mol/l ; [CO] réf=0,02 mol/l.
Tâche 136.
Constante d'équilibre d'un système homogène
à une certaine température est égal à 1. Calculer les concentrations d'équilibre de toutes les substances en réaction si les concentrations initiales sont égales (mol/l) : [CO] out = 0,10 ; [H 2 O] sortie = 0,40.
Réponse : [CO 2 ] P = [H 2 ] P = 0,08 ; [CO] P = 0,02 ; [H20] P = 0,32.
Solution:
L'équation de la réaction est :
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g)
À l'équilibre, les vitesses des réactions directes et inverses sont égales, et le rapport des constantes de ces vitesses est constant et est appelé constante d'équilibre du système donné :
On note x mol/l la concentration à l'équilibre de l'un des produits de réaction, alors la concentration à l'équilibre de l'autre sera également x mol/l puisqu'ils sont tous deux formés dans la même quantité. Les concentrations d'équilibre des substances de départ seront :
[CO] réf = 0,10 – x mol/l ; [H 2 O] réf = 0,40 - x mol/l. (puisque pour la formation de x mol/l du produit de réaction, x mol/l de CO et H 2 O sont consommés respectivement. Au moment de l'équilibre, la concentration de toutes les substances sera (mol/l) : [ CO 2 ] P = [H 2 ] P = x ; [CO] P = 0,10 - x ; [H 2 O] P = 0,4 - x.
On substitue ces valeurs dans l'expression de la constante d'équilibre :
En résolvant l'équation, nous trouvons x = 0,08. D'où la concentration d'équilibre (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.
Tâche 137.
La constante d'équilibre du système homogène N 2 + ZN 2 = 2NH 3 à une certaine température est de 0,1. Les concentrations d'équilibre d'hydrogène et d'ammoniac sont respectivement de 0,2 et 0,08 mol/l. Calculer l’équilibre et les concentrations initiales d’azote. Réponse : P = 8 moles/l ; réf = 8,04 mol/l.
Solution:
L'équation de la réaction est :
N2 + ZN2 = 2NH3
Notons la concentration d'équilibre de N2 par x mol/l. L'expression de la constante d'équilibre de cette réaction a la forme :
Remplaçons les données du problème dans l'expression de la constante d'équilibre et trouvons la concentration N 2
Pour trouver la concentration initiale de N2, on tient compte du fait que, selon l’équation de réaction, la formation de 1 mole de NH3 nécessite ½ mole de N2. Puisque, selon les conditions du problème, 0,08 mole de NH 3 s'est formée dans chaque litre du système, alors 0,08 . 1/2 = 0,04 mole N 2. Ainsi, la concentration initiale souhaitée en N 2 est égale à :
Réf = P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 mol/l.
Répondre: P = 8 moles/l ; réf = 8,04 mol/l.
Tâche 138
A une certaine température, l'équilibre d'un système homogène
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 a été établi aux concentrations suivantes de réactifs (mol/l) : p = 0,2 ; [O 2 ] p = 0,1; p = 0,1. Calculez la constante d'équilibre et la concentration initiale de NO et O 2. Réponse : K = 2,5 ; réf = 0,3 moles/l ; [O 2 ] est x = 0,15 mol/l.
Solution:
Équation de réaction :
2NO + O2 ↔ 2NO2
Pour trouver les concentrations initiales de NO et d'O 2, on tient compte du fait que, selon l'équation de réaction, 2 moles de NO 2 sont formées à partir de 2 moles de NO et 1 mole d'O2, puis 0,1 mole de NO et 0,05 mole d'O 2 ont été consommées. Ainsi, les concentrations initiales de NO et O 2 sont égales :
Out = NON] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 moles/l ;
[O 2 ] sortie = [O 2 ] p + 0,05 = 0,1 + 0,05 = 0,15 mol/l.
Répondre: Kp = 2,5 ; réf = 0,3 moles/l ; [O 2 ] réf = 0,15 mol/l.
Tâche 139.
Pourquoi l’équilibre du système change-t-il lorsque la pression change ?
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 et, l'équilibre du système N 2 + O 2 2NO se déplace-t-il ? Motivez votre réponse en calculant les taux de réactions directes et inverses dans ces systèmes avant et après le changement de pression. Écrivez des expressions pour les constantes d’équilibre de chacun de ces systèmes.
Solution:
a) Équation de réaction :
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.
De l'équation de réaction, il s'ensuit que la réaction se déroule avec une diminution du volume dans le système (à partir de 4 moles de substances gazeuses, 2 moles de substances gazeuses se forment). Par conséquent, lorsque la pression dans le système change, un changement d’équilibre sera observé. Si l’on augmente la pression dans ce système, alors, selon le principe de Le Chatelier, l’équilibre se déplacera vers la droite, vers une diminution du volume. Lorsque l’équilibre du système se déplace vers la droite, la vitesse de la réaction directe sera supérieure à la vitesse de la réaction inverse :
pr > arr ou pr = k 3 > o br = k 2 .
Si la pression dans le système diminue, alors l'équilibre du système se déplacera vers la gauche, vers une augmentation de volume, puis lorsque l'équilibre se déplacera vers la gauche, la vitesse de la réaction directe sera inférieure à la vitesse de la réaction directe. réaction directe :
etc.< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).
b) Équation de réaction :
N2 + O2) ↔ 2NO. .
De l'équation de réaction, il s'ensuit que lorsque la réaction se produit, elle ne s'accompagne pas d'un changement de volume, la réaction se déroule sans changement du nombre de moles de substances gazeuses. Par conséquent, un changement de pression dans le système n'entraînera pas de changement d'équilibre, donc les taux des réactions directes et inverses seront égaux :
pr = arr = ou (pr k [O 2 ]) = (arr = k 2) .
Tâche 140.
Concentrations initiales de out et [C1 2 ] out dans un système homogène
2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1 sont respectivement de 0,5 et 0,2 mol/l. Calculez la constante d’équilibre si 20 % de NO a réagi au moment où l’équilibre se produit. Réponse : 0,417.
Solution:
L'équation de la réaction est : 2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1
Selon les conditions du problème, 20 % de NO sont entrés dans la réaction, soit 0,5 .
0,2 = 0,1 mol et 0,5 – 0,1 = 0,4 mol Le NO n'a pas réagi. De l'équation de réaction, il s'ensuit que pour 2 moles de NO, 1 mole de Cl2 est consommée et 2 moles de NOCl sont formées. Par conséquent, avec 0,1 mole de NO, 0,05 mole de Cl 2 a réagi et 0,1 mole de NOCl s'est formée. 0,15 mole de Cl 2 sont restées inutilisées (0,2 – 0,05 = 0,15). Ainsi, les concentrations d'équilibre des substances participantes sont égales (mol/l) :
P = 0,4 ; p = 0,15 ; p = 0,1.
La constante d'équilibre de cette réaction est exprimée par l'équation :
En substituant les concentrations d'équilibre des substances dans cette expression, nous obtenons.
