Čimbenici o kojima ovisi konstanta ravnoteže. Kemijska ravnoteža
Državna obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja "Uralsko državno tehničko sveučilište - UPI"
Određivanje konstanti kemijske ravnoteže
reakcije i proračun kemijska ravnoteža
na kolegiju fizičke kemije
za redovite studente
Ekaterinburg 2007
UDK 544(076)S79
Sastavio
Znanstveni urednik, kandidat kemijskih znanosti, izvanredni profesor
Određivanje konstanti ravnoteže kemijskih reakcija i izračun kemijske ravnoteže: metodičke upute za laboratorijski rad br. 4 iz kolegija fizikalne kemije / komp. - Ekaterinburg: Državna obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja USTU-UPI, 20 str.
Smjernice su namijenjene dodatnom produbljenom proučavanju gradiva o kemijskoj ravnoteži u okviru računskog i analitičkog laboratorijskog rada. Sadrži 15 opcija za pojedinačne zadatke, što pridonosi postizanju cilja.
Bibliografija: 5 naslova. Riža. Stol
© Državna obrazovna ustanova visokog stručnog obrazovanja "Ural State
Tehničko sveučilište - UPI“, 2007
Uvod
Ovaj rad, iako se izvodi u okviru laboratorijske radionice, odnosi se na računsko-analitički rad i sastoji se u svladavanju teorijsko gradivo te rješavanje niza zadataka na temu kolegija fizikalne kemije “Kemijska ravnoteža”.
Potreba za njim uzrokovana je složenošću ove teme, s jedne strane, i nedovoljnom količinom obrazovnog vremena izdvojenog za njeno proučavanje, s druge strane.
Glavni dio teme “Kemijska ravnoteža”: izvođenje zakona kemijske ravnoteže, razmatranje jednadžbi izobare i izoterme. kemijska reakcija itd. prezentiraju se na predavanjima i proučavaju na praktične vježbe(stoga ovaj materijal nije prikazan u ovom radu). Ovaj priručnik detaljno ispituje dio teme koji se odnosi na eksperimentalno određivanje konstanti ravnoteže i određivanje ravnotežnog sastava sustava u kojem se odvija kemijska reakcija.
Dakle, završetak ovog rada studenti će im omogućiti rješavanje sljedećih zadataka:
1) upoznati metode za određivanje i izračunavanje konstanti ravnoteže kemijskih reakcija;
2) naučiti izračunati ravnotežni sastav smjese na temelju širokog spektra eksperimentalnih podataka.
1. TEORIJSKI PODACI O METODAMA
ODREĐIVANJE KONSTANTI RAVNOTEŽE KEMIJSKIH REAKCIJA
Ukratko se zadržimo na osnovnim pojmovima koji se koriste u nastavku. Konstanta ravnoteže kemijske reakcije je količina
https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - standardna molarna Gibbsova energija reakcije r.
Jednadžba (1) je definirajuća jednadžba za konstantu ravnoteže kemijske reakcije. Treba napomenuti da je konstanta ravnoteže kemijske reakcije bezdimenzijska veličina.
Zakon kemijske ravnoteže zapisan je na sljedeći način
, (2)
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- aktivnost k- sudionik u reakciji; - dimenzija aktivnosti; stehiometrijski koeficijent k- sudionik reakcije r.
Eksperimentalno određivanje konstanti ravnoteže prilično je težak zadatak. Prije svega, morate biti sigurni da je na danoj temperaturi postignuta ravnoteža, odnosno da sastav reakcijske smjese odgovara stanju ravnoteže - stanju s minimalnom Gibbsovom energijom, nultim afinitetom reakcije i jednakošću brzina naprijed i natrag reakcije. U ravnoteži će tlak, temperatura i sastav reakcijske smjese biti konstantni.
Na prvi pogled čini se da se sastav ravnotežne smjese može odrediti metodama kvantitativne analize s karakterističnim kemijskim reakcijama. Međutim, uvođenje stranog reagensa koji veže jednu od komponenti kemijskog procesa pomiče (tj. mijenja) ravnotežno stanje sustava. Ova se metoda može koristiti samo ako je brzina reakcije dovoljno spora. Zato se vrlo često pri proučavanju ravnoteže koriste i razne fizikalne metode za određivanje sastava sustava.
1.1 Kemijske metode
Postoje statični kemijske metode i dinamičke kemijske metode. Pogledajmo konkretne primjere navedene u.
1.1.1 Statičke metode.
Statičke metode uključuju stavljanje reakcijske smjese u reaktor na konstantnoj temperaturi i zatim određivanje sastava sustava kada se postigne ravnoteža. Reakcija koja se proučava mora biti dovoljno spora da uvođenje stranog reagensa praktički ne poremeti stanje ravnoteže. Kako biste usporili proces, reakcijsku tikvicu možete ohladiti prilično brzo. Klasičan primjer takvog istraživanja je reakcija između joda i vodika
H2(g) + I2(g) = 2HI (g) (3)
Lemoyne je stavio ili smjesu joda i vodika ili jodovodik u staklene cilindre. Na 200 oC reakcija praktički ne dolazi; na 265 °C, trajanje ravnoteže je nekoliko mjeseci; na 350 °C, ravnoteža se uspostavlja unutar nekoliko dana; na 440 °C - nekoliko sati. U tom smislu, temperaturni raspon od 300 – 400 oC odabran je za proučavanje ovog procesa. Sustav je analiziran na sljedeći način. Reakcijski balon je brzo ohlađen spuštanjem u vodu, zatim je otvorena slavina i jodovodik je otopljen u vodi. Količina jodovodične kiseline određena je titracijom. Na svakoj temperaturi pokus se provodi sve dok koncentracija ne postigne konstantnu vrijednost, što ukazuje na uspostavljanje kemijske ravnoteže u sustavu.
1.1.2 Dinamičke metode.
Dinamičke metode sastoje se od kontinuiranog kruženja plinske smjese i njenog brzog hlađenja za naknadnu analizu. Ove metode su najprimjenjivije za prilično brze reakcije. Reakcije se u pravilu ubrzavaju ili odvijanjem na povišenim temperaturama ili uvođenjem katalizatora u sustav. Dinamička metoda korištena je, posebice, u analizi sljedećih plinskih reakcija:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)
2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)
2SO2 + O2 ⇄ 2SO
3H2 + N2 ⇄ 2NH
1.2 Fizičke metode
Ove se metode prvenstveno temelje na mjerenju tlaka ili masene gustoće reakcijske smjese, iako se mogu koristiti i druga svojstva sustava.
1.2.1 Mjerenje tlaka
Svaka reakcija koja je popraćena promjenom broja molova plinovitih reaktanata popraćena je promjenom tlaka pri konstantnom volumenu. Ako su plinovi blizu idealnih, tada je tlak izravno proporcionalan ukupnom broju molova plinovitih reaktanata.
Kao ilustraciju, razmotrite sljedeću plinsku reakciju, napisanu po molekuli polazne tvari
Broj madeža
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 je https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width="20" height="21 src=">.gif" width="91" height="31">.
Postoje odnosi 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, bit će
. (14)
Posljedično, mjerenjem ravnotežnog tlaka, pomoću formule (13) može se odrediti stupanj disocijacije, a zatim pomoću formule (14) izračunati konstanta ravnoteže.
1.2.2 Mjerenje gustoće mase
Svaka reakcija, koja je popraćena promjenom broja molova plinovitih sudionika u procesu, karakterizira promjena gustoće mase pri konstantnom tlaku.
Na primjer, za reakciju (8) vrijedi
, (15)
gdje je https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> volumen sustava u stanju ravnoteže. U pravilu, u stvarnom eksperimenti ne mjeri se volumen, već gustoća masa sustava, koja je obrnuto proporcionalna volumenu..gif" width="37 height=21" height="21"> - masa gustoća sustava u početnom trenutku, odnosno u trenutku ravnoteže. Mjerenjem gustoće mase sustava možemo pomoću formule (16) izračunati stupanj disocijacije, a potom i konstantu ravnoteže.
1.2.3 Izravno mjerenje parcijalnog tlaka
Najizravniji način za određivanje konstante ravnoteže kemijske reakcije je mjerenje parcijalnih tlakova svakog sudionika u procesu. Općenito, ovu metodu je vrlo teško primijeniti u praksi, najčešće se koristi samo pri analizi plinskih smjesa koje sadrže vodik. U ovom slučaju koristi se svojstvo metala platinske skupine da su propusni za vodik pri visokim temperaturama. Prethodno zagrijana plinska smjesa prolazi na konstantnoj temperaturi kroz cilindar 1, koji sadrži prazan spremnik iridija 2 spojen na manometar 3 (slika 1). Vodik je jedini plin koji može proći kroz stijenke spremnika iridija.
Dakle, ostaje za mjerenje ukupni pritisak plinsku smjesu i parcijalni tlak vodika za izračunavanje konstante ravnoteže reakcije. Ova metoda omogućila je Lowensteinu i Wartenbergu (1906.) da proučavaju disocijaciju vode, HCl, HBr, HI i H2S, kao i reakcije kao što su:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)
1.2.4 Optičke metode
Postoje metode ispitivanja ravnoteže temeljene na adsorpcijskim mjerenjima koje su posebno učinkovite u slučaju obojenih plinova. Također je moguće odrediti sastav binarne plinske smjese mjerenjem indeksa loma (refraktometrijski). Na primjer, Chadron (1921.) je proučavao redukciju metalnih oksida ugljikovim monoksidom refraktometrijskim mjerenjem sastava plinske smjese ugljikovog oksida i ugljikovog dioksida.
1.2.5 Mjerenje toplinske vodljivosti
Ova metoda je korištena za proučavanje reakcija disocijacije u plinovitoj fazi, npr.
Pretpostavimo da je smjesa N2O4 i NO2 smještena u posudu čija desna stijenka ima temperaturu T2, a lijeva T1, te T2>T1 (slika 2). Disocijacija N2O4 bit će veća u onom dijelu posude koji ga ima više visoka temperatura. Posljedično, koncentracija NO2 u desnoj strani posude bit će veća nego u lijevoj, te će se promatrati difuzija molekula NO2 s desna na lijevo i N2O4 s lijeva na desno. Međutim, dospjevši na desnu stranu reakcijske posude, molekule N2O4 ponovno disociraju, apsorbirajući energiju u obliku topline, a molekule NO2, dospjevši na lijevu stranu posude, dimeriziraju se, oslobađajući energiju u obliku topline. To jest, dolazi do superpozicije obične toplinske vodljivosti i toplinske vodljivosti povezane s pojavom reakcije disocijacije. Ovaj problem je riješen kvantitativno i omogućuje određivanje sastava ravnotežne smjese.
1.2.6 Mjerenje elektromotorne sile (EMS) galvanskog članka
Mjerenje emf-a galvanskih članaka jednostavna je i točna metoda za izračunavanje termodinamičkih funkcija kemijskih reakcija. Potrebno je samo 1) konstruirati galvanski članak tako da se konačna reakcija u njemu podudara s onom koja se proučava, čija se konstanta ravnoteže mora odrediti; 2) izmjeriti EMF galvanskog članka u termodinamički ravnotežnom procesu. Da bi se to postiglo, potrebno je da se odgovarajući proces generiranja struje odvija beskonačno sporo, odnosno da element radi na beskonačno maloj jakosti struje, zbog čega se za mjerenje EMF-a galvanskog članka koristi kompenzacijska metoda, koji se temelji na činjenici da je galvanska ćelija koja se proučava spojena u seriju protiv vanjske razlike potencijala, a potonja je odabrana na takav način da nema struje u krugu. Veličina EMF-a, mjerena metodom kompenzacije, odgovara termodinamički ravnotežnom procesu koji se odvija u elementu, a korisni rad procesa je maksimalan i jednak je gubitku Gibbsove energije
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width="181" height="29 src="> (20)
pri p, T=const, gdje je F– Faradayev broj = 96500 C/mol, n– najmanji zajednički višekratnik broja elektrona koji sudjeluju u elektrodnim reakcijama, Eo– standardni EMF, V.
Vrijednost konstante ravnoteže može se pronaći iz relacije (21)
(21)
2. PRIMJER LABORATORIJSKOG RADA ODREĐIVANJA VRIJEDNOSTI KONSTANTE RAVNOTEŽE
Laboratorijski rad na proučavanju reakcije disocijacije metalnih karbonata često se susreće u radionicama fizikalne kemije. Dajmo Sažetak sličan rad.
Cilj rada – određivanje konstante ravnoteže i izračunavanje glavnih termodinamičkih veličina reakcije razgradnje karbonata.
Kalcijev karbonat https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)
pritom nastaje plinoviti ugljični monoksid (IV), čvrsti kalcijev oksid i neki dio nedisociranog kalcijevog karbonata ostaje.
Konstanta ravnoteže reakcije (22) bit će zapisana kao:
, (23)
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> u opći pogled ili ; Aktivnosti čiste čvrste ili tekuće faze jednake su https://pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.
Ako se tlak mjeri u atmosferama, tada = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">. (24)
Ravnotežni tlak ugljičnog dioksida u odnosu na kalcijev karbonat naziva se tlakom disocijacije CaCO3.
To jest, konstanta ravnoteže reakcije disocijacije kalcijevog karbonata bit će numerički jednaka elastičnosti disocijacije karbonata, ako je potonja izražena u atmosferama. Dakle, eksperimentalnim određivanjem elastičnosti disocijacije kalcijevog karbonata moguće je odrediti vrijednost konstante ravnoteže ove reakcije.
eksperimentalni dio
Za određivanje elastičnosti disocijacije kalcijevog karbonata koristi se statička metoda. Njegova bit je izravno mjerenje tlaka ugljičnog dioksida u instalaciji na zadanoj temperaturi.
Oprema. Glavne komponente instalacije su: reakcijska posuda (1), izrađena od materijala otpornog na toplinu i postavljena u električnu peć (2); živin manometar (3), hermetički spojen na reakcijsku posudu i preko slavine (4) s ručnom vakuum pumpom (5). Temperatura u peći se održava pomoću regulatora (6), a kontrolira se pomoću termoelementa (7) i voltmetra (8). Određena količina ispitivane praškaste tvari (9) (metalni karbonati) stavlja se u reakcijsku posudu.
Radni nalog. Nakon provjere nepropusnosti sustava, uključite peć i pomoću regulatora postavite potrebnu početnu temperaturu reakcijske posude. Zabilježite prva očitanja termoelementa i manometra. Nakon toga pomoću regulatora (6) povećajte temperaturu u peći za 10-20 stupnjeva, pričekajte da se uspostavi nova konstantna vrijednost temperature i zabilježite vrijednost tlaka koja odgovara toj temperaturi. Dakle, postupno povećavajući temperaturu, napravite najmanje 4-5 mjerenja. Nakon završetka eksperimenta peć se hladi i sustav se preko ventila (4) povezuje s atmosferom. Zatim isključite pećnicu i voltmetar. Nakon obrade dobivenih eksperimentalnih podataka moguće je izračunati konstantu ravnoteže reakcije disocijacije.
sl.3. Instalacija za određivanje elastičnosti disocijacije
karbonati metala.
3. ODREĐIVANJE KONSTANTI RAVNOTEŽE
BEZ PROVOĐENJA EKSPERIMENTA
3.1 Izračun konstante ravnoteže kemijske reakcije iz
vrijednost standardne molarne Gibbsove funkcije reakcije
Ova metoda uopće ne uključuje eksperimentiranje. Ako su poznate standardna molarna entalpija i entropija reakcije na danoj temperaturi, tada se pomoću odgovarajućih jednadžbi može izračunati standardna molarna Gibbsova funkcija reakcije koja se proučava na željenoj temperaturi, a preko nje i vrijednost konstante ravnoteže.
Ako su vrijednosti standardne molarne entropije i entalpije na danoj temperaturi nepoznate, tada možete koristiti metodu Temkina i Shvartsmana, odnosno iz vrijednosti standardne molarne entalpije i entropije na temperaturi od 298 K i vrijednosti koeficijenata ovisnosti o temperaturi molarnog toplinskog kapaciteta reakcije, izračunajte standardnu molarnu Gibbsovu energiju reakcije na bilo kojoj temperaturi.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - referentni koeficijenti koji ne ovise o prirodi reakcije i određuju se samo prema temperaturnim vrijednostima.
3.2 Metoda kombiniranja ravnoteža
Ova se metoda koristi u praktičnoj kemijskoj termodinamici. Na primjer, konstante ravnoteže dviju reakcija pronađene su eksperimentalno na istoj temperaturi
1. SH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
Konstanta ravnoteže za reakciju sinteze metanola
3..gif" width="31" height="32"> i :
. (29)
3.3 Izračun konstante ravnoteže kemijske reakcije na određenoj temperaturi iz poznatih vrijednosti konstanti ravnoteže iste reakcije na dvije druge temperature
Ova metoda izračuna temelji se na rješavanju jednadžbe izobare kemijske reakcije (van't Hoff izobara)
, (30)
gdje https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">i izgleda ovako:
. (31)
Koristeći ovu jednadžbu, znajući konstante ravnoteže na dvije različite temperature, možete izračunati standardnu molarnu entalpiju reakcije, a znajući nju i konstantu ravnoteže na jednoj temperaturi, možete izračunati konstantu ravnoteže na bilo kojoj drugoj temperaturi.
4. PRIMJERI RJEŠAVANJA ZADATAKA
Nađite konstantu ravnoteže za sintezu amonijaka y N2 + H2 ⇄ NH3 ako je ravnotežni molni udio amonijaka 0,4 pri 1 atm i 600 K. Početna smjesa je stehiometrijska, u početnoj smjesi nema proizvoda.
dano: Reakcija y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0,4 Nađi: - ?
Riješenje
Iz uvjeta zadatka znamo stehiometrijsku jednadžbu, kao i da je u početnom trenutku vremena broj molova dušika jednak stehiometrijskom, odnosno 0,5 mol (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">
Zapišimo reakciju, pod simbolima elemenata označimo početne i ravnotežne količine molova tvari
y N2 + H2 ⇄ NH3
0,5 - 0,5ξ 1,5 – 1,5 ξ ξ
Ukupan broj molova svih sudionika reakcije u sustavu u trenutku ravnoteže
https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif" width="197" height="56 src=">.gif" width="76" height="48 src=">
https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif" width="120" height="47">
= 3,42
Rješavanje izravnog problema kemijske ravnoteže je izračunavanje ravnotežnog sastava sustava u kojem se odvija određena reakcija (više reakcija). Očito, temelj rješenja je zakon kemijske ravnoteže. Potrebno je samo izraziti sve varijable uključene u ovaj zakon kroz jednu od njih: na primjer, kroz dubinu kemijske reakcije, kroz stupanj disocijacije ili kroz neki ravnotežni molni udio. Bolje je odabrati koja je varijabla prikladna za korištenje na temelju specifičnih uvjeta problema.
Problem 2
Konstanta ravnoteže plinske reakcije sinteze jodovodika
H2 + I2 ⇄ 2HI pri temperaturi od 600 K i tlaku izraženom u atmosferama jednak je Kr= 45,7. Nađite ravnotežnu dubinu te reakcije i ravnotežni prinos produkta pri zadanoj temperaturi i tlaku od 1 atm, ako u početnom trenutku količine polaznih tvari odgovaraju stehiometrijskim, au početnom trenutku nema produkata reakcije. trenutak.
S obzirom Kr= 45.7. = 1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> madež. Pronađite: - ? - ?
Riješenje
Zapišimo samu reakciju, a ispod simbola elemenata broj molova svakog sudionika u početnom trenutku i u trenutku uspostavljene ravnoteže prema formuli (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Izrazimo ravnotežne molne udjele i parcijalne tlakove svih sudionika u reakciji kroz jednu varijablu - dubinu kemijske reakcije
https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width="144" height="47 src=">.
Zakon djelovanja mase ili zakon kemijske ravnoteže
https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0,772.
Problem 3
Njegov se uvjet razlikuje od zadatka 2 samo po tome što su početne količine mola vodika i joda jednake 3 odnosno 2 mola. Izračunajte molarni sastav ravnotežne smjese.
S obzirom: Moguća reakcija: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. Kr = 45,7 .
3 mol; madež; madež. Pronađite: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
Ukupan broj molova svih sudionika reakcije u trenutku ravnoteže jednak je
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Ravnotežni molni udjeli i parcijalni tlakovi svih sudionika reakcije, izraženi kroz jednu varijablu - dubinu kemijske reakcije
Zamjenom parcijalnih tlakova u zakon kemijske ravnoteže dobiva se:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> i izračunajte konstantu ravnoteže, zatim izgradite graf i odredite iz njega dubinu reakcije koja odgovara pronađenoj vrijednosti konstante ravnoteže.
= 1,5 =
12
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> =29,7
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> = 54
https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" width="35 height=25" height="25">= 0,712
Za izvođenje posla potrebno je izvršiti sljedeće zadatke
Vježba 1
1. Opišite metodu za eksperimentalno određivanje elastičnosti ugljičnog dioksida pri proučavanju reakcije disocijacije CaCO3⇄CaO+CO2
(opcije 1 – 15, tablica 3);
2. Zapišite zakon kemijske ravnoteže za reakciju koja se proučava; odrediti vrijednosti konstanti ravnoteže reakcije disocijacije kalcijevog karbonata prema eksperimentalnim podacima (tablica 3) na različitim temperaturama; ispuniti zadatke iz odjeljka B (prema navedenoj opciji) ispuniti zadatke 1-3, p;
3. Zapišite definicijski izraz za konstantu ravnoteže i teoretski izračunajte konstantu ravnoteže reakcije koja se proučava na posljednjoj temperaturi navedenoj u tablici.
Zadatak 2
1. Pripremite odgovor na pitanje 1 (opcije 1-15, tabela 4)
2. Riješite zadatke 2 i 3.
Referentni podaci potrebni za završetak radova
Vrijednost za izračun standardne molarne promjene Gibbsove energije pomoću Temkinove i Shvartsmanove metode
stol 1
Termodinamički podaci za izračunavanje standardne molarne Gibbsove energije
tablica 2
Eksperimentalni podaci za zadatak 1
Tablica 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 |
Uvjeti zadataka za rješavanje zadatka 2
Tablica 4
1 opcija | 1. Recite nam nešto o kemijskim metodama za određivanje vrijednosti konstanti kemijske ravnoteže. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može ući u kemijsku reakciju da bi nastala produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5 A + 2B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustavu, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Pri 1273 K i ukupnom tlaku od 30 atm, ravnotežna smjesa s pretpostavljenom reakcijom CO2 (g) + C (s) = 2CO (g) sadrži 17% (po volumenu) CO2. Koliki će postotak CO2 biti sadržan u plinu pri ukupnom tlaku od 20 atm?. Pri kojem će tlaku plin sadržavati 25% CO2? |
opcija 2 | 1 . Opišite fizikalnu metodu određivanja vrijednosti konstante kemijske ravnoteže mjerenjem tlaka. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju da bi nastala produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustava, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Pri 2000 °C i ukupnom tlaku od 1 atm, 2% vode disocira na vodik i kisik prema reakciji H2O(g) = H2(g) + 0,5 O2(g). Izračunajte konstantu ravnoteže reakcije u ovim uvjetima. |
Opcija 3 | 1 . Opišite metodu za određivanje vrijednosti konstante ravnoteže iz mjerenja gustoće. U koje metode spada ova metoda? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koje mogu ući u kemijsku reakciju da bi se stvorio produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi A + 2B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustava, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,6, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Konstanta ravnoteže reakcije CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) pri 500 oC je 5,5 ([p]=1 atm). Smjesa koja se sastoji od 1 mol CO i 5 mol H2O zagrijana je na tu temperaturu. Izračunajte molni udio vode u ravnotežnoj smjesi. |
Opcija 4 | 1 . Opišite metodu za određivanje vrijednosti konstante ravnoteže izravnim mjerenjem parcijalnog tlaka. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može ući u kemijsku reakciju da bi nastala produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5 A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustavu, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,3, a ukupni tlak jednak je 1,5 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 Konstanta ravnoteže reakcije N2O4(g) = 2NO2(g) pri 25 o C jednaka je 0,143 ([p]=1 atm). Izračunajte tlak koji će se razviti u posudi od 1 litre koja sadrži 1 g N2O4 pri toj temperaturi. |
Opcija 5 | 1 . Kako možete odrediti vrijednost konstante ravnoteže reakcije bez pribjegavanja eksperimentu. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koje mogu ući u kemijsku reakciju i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5 A + 3B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustava, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,3, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Posuda od 3 litre koja je sadržavala 1,79·10 -2 mol I2 zagrijana je na 973 K. Pokazalo se da je tlak u posudi u ravnoteži 0,49 atm. Pretpostavljajući da su plinovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže pri 973 K za reakciju I2(g) = 2I(g). |
Opcija 6 | 1. Korištenje jednadžbe izobare reakcije za određivanje vrijednosti konstante kemijske ravnoteže na prethodno neproučenoj temperaturi. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koje mogu stupiti u kemijsku reakciju i formirati produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 3A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustava, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Za reakciju PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) na 250 °C, standardna molarna promjena Gibbsove energije = - 2508 J/mol. Pri kojem će ukupnom tlaku stupanj pretvorbe PCl5 u PCl3 i Cl2 biti 30% pri 250 °C? |
Opcija 7 | 1. Sustav u kojem se javlja endotermna reakcija u plinovitoj fazi, reakcija A+3B=2C, u ravnoteži je na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će onda dodatak inertnog plina pri konstantnom volumenu utjecati na prinos produkta? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koje mogu kemijski reagirati da bi se stvorio produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,3, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Za reakciju 2HI(g) = H2 +I2(g) konstanta ravnoteže Kp= 0,0183 ([p]=1 atm) pri 698,6 K. Koliko grama HI nastaje kada se 10 g I2 i 0,2 g H2 zagrije na tu temperaturu u posudi od tri litre? Koliki su parcijalni tlakovi H2, I2 i HI? |
Opcija 8 | 1. Sustav u kojem se javlja endotermna reakcija u plinovitoj fazi, reakcija A+3B=2C, u ravnoteži je na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će povećanje temperature utjecati na prinos produkta? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može kemijski reagirati i tvoriti produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5A + 2B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,3, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Posuda od 1 litre koja sadrži 0,341 mol PCl5 i 0,233 mol N2 zagrijana je na 250 °C. Ukupni tlak u posudi u stanju ravnoteže bio je 29,33 atm. Pod pretpostavkom da su svi plinovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže pri 250 °C za reakciju PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) koja se odvija u posudi. |
Opcija 9 | 1 . Sustav u kojem se odvija endotermna reakcija u plinovitoj fazi, reakcija A+3B=2C, u ravnoteži je na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će povećanje tlaka utjecati na iskorištenje produkta? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može kemijski reagirati i tvoriti produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5A + B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Konstanta ravnoteže reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) pri 500 K jednaka je Kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Izračunajte ukupni tlak potreban za proizvodnju metanola u prinosu od 90 % ako se CO i H2 uzmu u omjeru 1:2. |
Opcija 10 | 1. Opišite metodu za određivanje konstanti ravnoteže mjerenjem parcijalnog tlaka. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koje mogu kemijski reagirati da bi se stvorio produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5A + 1,5B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Ravnoteža u reakciji 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2 (g) uspostavlja se pri 227 °C i ukupnom tlaku od 1,0 bara, kada je parcijalni tlak NOCl 0,64 bara (u početku je bio prisutan samo NOCl). Izračunajte ovu reakciju pri zadanoj temperaturi. |
Opcija 11 | 1 . Opišite kemijske metode za određivanje konstanti ravnoteže. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koje mogu kemijski reagirati da bi se stvorio produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + 0,5B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,2, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Izračunajte ukupni tlak koji se mora primijeniti na smjesu od 3 dijela H2 i 1 dijela N2 da bi se dobila ravnotežna smjesa koja sadrži 10% volumena NH3 pri 400°C. Konstanta ravnoteže za reakciju N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) pri 400 oC a izražavanje tlaka u atmima jednako je 1,6·10-4. |
Opcija 12 | 1 . Sustav u kojem se odvija endotermna reakcija u plinovitoj fazi, reakcija A+3B=2C, u ravnoteži je na 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će smanjenje tlaka utjecati na iskorištenje produkta? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koje mogu kemijski reagirati da bi se stvorio produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = 0,5C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Pri 250 °C i ukupnom tlaku od 1 atm, PCl5 se disocira za 80% prema reakciji PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). Koliki će biti stupanj disocijacije PCl5 ako se u sustav doda dušik tako da parcijalni tlak dušika bude jednak 0,9 atm? Ukupni tlak se održava na 1 atm. |
Opcija 13 | 1 . Sustav u kojem dolazi do egzotermne reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je u ravnoteži pri 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni, kako će smanjenje tlaka utjecati na prinos metanola? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može kemijski reagirati i tvoriti produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 1,5A + 3B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 . Konstanta ravnoteže reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) pri 500 K je 6,09 × 10 5 ([p] = 1 atm). Reakcijska smjesa koja se sastoji od 1 mol CO, 2 mola H2 i 1 mol inertnog plina (dušika) zagrijavaju se do 500 K i ukupnog tlaka od 100 atm. Izračunajte sastav reakcijske smjese. |
Opcija 14 | 1 . Opišite metodu za određivanje konstanti ravnoteže iz elektrokemijskih podataka. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može ući u kemijsku reakciju da bi nastala produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + 0,5B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustavu, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama . Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,4, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3. Za reakciju N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) pri 298 K, konstanta ravnoteže pri izražavanju tlaka u atm je 6,0 × 10 5, a standardna molarna entalpija stvaranja amonijaka je = - 46,1 kJ /mol. Odredite vrijednost konstante ravnoteže pri 500 K. |
Opcija 15 | 1 . Sustav s egzotermnom reakcijom CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je u ravnoteži pri 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni, kako će onda smanjenje temperature utjecati na prinos metanola? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može kemijski reagirati i tvoriti produkt reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = 1,5C. U početnom trenutku u sustavu nema proizvoda reakcije, a polazne tvari se uzimaju u stehiometrijskim količinama. Nakon uspostavljanja ravnoteže, ravnotežna smjesa sadrži broj molova produkta C jednak 0,5, a ukupni tlak je 2 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3. Konstanta ravnoteže reakcije N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) pri 400 °C i izražena tlakom u atm je 1,6·10-4. Koliki ukupni tlak treba primijeniti na ekvimolarnu smjesu dušika i vodika da se 10% dušika pretvori u amonijak? Plinovi se smatraju idealnima. |
Čini se primjerenim uključiti sljedeće dijelove u laboratorijsko izvješće: uvod, 1. dio, 2. dio, zaključci.
1. U uvodu Možete ukratko iznijeti teorijske informacije o jednom od sljedećih pitanja: ili o zakonu masovnog djelovanja, povijesti njegovog otkrića i njegovih autora; ili o osnovnim pojmovima i definirajućim odnosima odjeljka “Kemijska ravnoteža”; ili izvesti zakon kemijske ravnoteže u njegovoj modernoj formulaciji; ili govoriti o faktorima koji utječu na vrijednost konstante ravnoteže itd.
Odjeljak "Uvod" treba završiti izjavom o ciljevima rada.
U 1. dijelu potrebno
2.1. Navedite shemu instalacije za određivanje elastičnosti disocijacije metalnih karbonata i opišite tijek pokusa.
2.2 . Navedite rezultate izračuna konstante ravnoteže na temelju zadanih eksperimentalnih podataka
2.3. Izračunajte konstantu ravnoteže pomoću termodinamičkih podataka
U 2. dijelu potrebno
3.1 . Na 1. pitanje 2. zadatka dati potpun i obrazložen odgovor.
3.2 . Rješenje zadataka 2 i 3 zadatka 2. Uvjeti zadataka moraju biti napisani simboličkim zapisom.
U zaključcima Preporučljivo je odražavati ispunjenje ciljeva postavljenih u radu, kao i usporediti vrijednosti konstante ravnoteže izračunate u 2.2 i 2.3.
Bibliografija
1. Karjakin kemijske termodinamike: Udžbenik. priručnik za sveučilišta. M.: Akademija, 20 str.
2. Prigozhin I., Kondepudi D. Moderna termodinamika. Od toplinskih motora do disipativnih struktura. M.: Mir, 20 str.
3. , Čerepanov o fizikalnoj kemiji. Alati. Ekaterinburg: Izdavačka kuća Uralskog državnog sveučilišta, 2003.
4. Kratki priručnik o fizikalnim i kemijskim veličinama / Ed. I. L.: Kemija, 20 str.
5. Problemi iz fizikalne kemije: udžbenik. priručnik za sveučilišta / itd. M.: Ispit, 20 str.
Izgled računala
U nekim slučajevima potrebno je znati ne samo smjer redoks reakcije, već i koliko se potpuno odvija. Na primjer, u kvantitativnoj analizi možete se osloniti samo na one reakcije koje se praktički odvijaju 100% (ili su blizu toga).
Stupanj do kojeg se reakcija odvija slijeva nadesno određen je konstantom ravnoteže. Za reakciju
Prema zakonu djelovanja mase, možemo napisati:
gdje je K konstanta ravnoteže, koja pokazuje kakav je odnos između koncentracija iona i u ravnoteži.
Konstanta ravnoteže određena je na sljedeći način. U jednadžbi (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 jedanput manja od koncentracije iona. To znači da je dotična reakcija gotovo završena.
Ako je npr. koncentracija na početku reakcije 0,1 m, onda 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 međudjelovajućih komponenti tako da postane , tj. ili bi tada reakcija išla s desna na lijevo (tj. u suprotnom smjeru).
Konstanta ravnoteže za bilo koji redoks proces može se izračunati ako su poznati redoks potencijali pojedinih reakcija.
Konstanta ravnoteže povezana je s redoks potencijalima općom formulom:
gdje je K konstanta ravnoteže reakcije; i normalni potencijali (oksidator i reduktor); n je naboj iona (broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo i prihvati oksidacijsko sredstvo).
Iz formule (4) nalazimo konstantu ravnoteže:
Poznavajući konstantu ravnoteže, moguće je, bez pribjegavanja eksperimentalnim podacima, izračunati koliko se reakcija odvija.
Tako npr. u reakciji
za par = -0,126 V, za par = -0,136 V.
Zamjenom ovih podataka u jednadžbu (4), nalazimo:
Broj 2,21 znači da se ravnoteža u reakciji koja se razmatra javlja kada koncentracija iona postane 2,21 puta manja od koncentracije iona.
Koncentracija iona u ravnoteži je 2,21 puta veća od koncentracije iona. Prema tome, na svakih 2,21 grama iona dolazi 1 gram iona. Ukupno, otopina sadrži 3,21 grama iona (2,21 + 1). Dakle, na svakih 3,21 grama iona u otopini dolazi 2,21 grama iona, a na 100 dijelova bit će x dijelova.
Stoga se ova reakcija odvija reverzibilno. Izračunajmo konstantu ravnoteže za reakciju:
Potencijal za par = 1,51 V, potencijal za par = 0,77 V. Zamjenom ovih potencijalnih vrijednosti u jednadžbu (4), nalazimo:
Ova konstanta pokazuje da do ravnoteže dolazi kada umnožak koncentracija iona u brojniku (nastalih tijekom reakcije) postane nekoliko puta veći od umnoška koncentracija iona nazivnika (reagirajućih).
Jasno je da se ova reakcija odvija gotovo nepovratno (tj. 100% s lijeva na desno).
Za reakciju
Izračun (sličan gornjem) pokazuje da se ova reakcija događa pri .
Ravnoteža se mijenja ovisno o uvjetima reakcije.
Reakcija medija ima izuzetan utjecaj na vrijednost konstante. Na primjer, reakcija redukcije arsenske kiseline ionom joda u kiselom mediju odvija se prema jednadžbi:
Potencijal redukcije arsenske kiseline u alkalnom okruženju mnogo je manji. Stoga se u alkalnoj sredini odvija obrnuti proces:
U neutralnom okruženju, oba procesa mogu se predstaviti na sljedeći način:
međutim, oni to neće učiniti.
Proces prema prvoj jednadžbi neće funkcionirati, jer je povezan s nakupljanjem iona, koji usmjeravaju proces u suprotnom smjeru; tek kad se stvori kiseli okoliš koji neutralizira hidroksidne ione, kretat će se slijeva nadesno.
Prema drugoj jednadžbi, proces neće funkcionirati, jer je povezan s nakupljanjem iona, koji se moraju neutralizirati lužinom ako se reakcija želi odvijati slijeva nadesno.
Postoji sljedeće pravilo za stvaranje reakcijske okoline potrebne za optimalan tijek procesa:
Ako se vodikovi ili hidroksidni ioni nakupljaju kao rezultat redoks reakcije, tada je za željeni tijek procesa potrebno stvoriti okoliš suprotnih svojstava: u slučaju nakupljanja iona okoliš mora biti alkalan, ali u u slučaju nakupljanja iona okolina mora biti kisela.
Za reakciju morate uzeti komponente koje zahtijevaju isto okruženje (kiselo ili alkalno). Ako je u reakciji jedna tvar redukcijsko sredstvo u kiseloj sredini, a druga je oksidacijsko sredstvo u alkalnoj sredini, tada se proces može inhibirati; u ovom slučaju, proces će doći do završetka tek kada velika razlika potencijala, tj. pri visokoj konstanti reakcije.
Konstanta ravnoteže omogućuje predviđanje mogućnosti oksidacije, na primjer, dušičnom kiselinom.
Nađimo konstantu ravnoteže za reakciju otapanja u . dobro se otapa u razrijeđenom . Konstanta ravnoteže za reakciju:
može se izračunati iz jednadžbe:
Tako mala vrijednost konstante ukazuje da je ravnoteža ove reakcije gotovo potpuno pomaknuta s desna na lijevo, tj. živin sulfid je, za razliku od bakrenog sulfida, praktički netopljiv u razrijeđenoj otopini.
ZA SREDNJOŠKOLSKE UČITELJE, STUDENTE PEDAGOŠKOG FAKULTETA I UČENICE 9. – 10. RAZREDA KOJI SU SE ODLUČILI POSVETITI KEMIJI I PRIRODOSLOVLJENJU
UDŽBENIK · PROBLEM RADNIK · LABORATORIJSKI PRAKTIKUM · ZNANSTVENE PRIČE ZA ČITANJE
§ 3.2. Konstanta ravnoteže
i izobarni reakcijski potencijal
Konstanta ravnoteže može se lako pronaći iz vrijednosti izobarnog potencijala, koji se izračunava iz tabelarnih podataka o entalpiji stvaranja i entropiji polaznih tvari i produkata reakcije
Ova će vam formula trebati kada trebate izračunati konstantu ravnoteže reakcije koja se proučava.
U ovom udžbeniku nastojimo ne davati gotove formule, već ih izvoditi najjednostavnijim metodama matematičke logike, pa je izvođenje ove formule dato u nastavku. Nakon čitanja ovog materijala upoznat ćete se s najjednostavnijim konceptima teorije vjerojatnosti, aktivacijske entropije itd.
Brzinu kemijske reakcije ne određuje samo energija aktivacije. Veličina i oblik reagirajućih molekula te položaj reaktivnih atoma ili njihovih skupina u njima igraju veliku ulogu. U tom smislu, kod sudara dviju čestica važna je njihova specifična orijentacija, odnosno kontakt upravo onih centara koji su reaktivni.
Označimo vjerojatnost molekularne orijentacije potrebne za interakciju tijekom sudara s W:
Prirodni logaritam vrijednosti W pomnožen plinskom konstantom R naziva se aktivacijska entropija S a:
Iz ovog izraza slijedi:
Odakle, po definiciji logaritma, dobivamo vjerojatnost tražene orijentacije:
Što je veća vjerojatnost tražene orijentacije za odvijanje reakcije, veća je njezina brzina, a time i konstanta brzine, koja se može napisati:
Prethodno smo naučili da konstanta brzine ovisi o energiji aktivacije i temperaturi:
Dakle, konstanta brzine ovisi o aktivacijskoj energiji, temperaturi i aktivacijskoj entropiji:
Uvedimo koeficijent proporcionalnosti Z i stavimo znak jednakosti:
Dobiveni izraz naziva se osnovna jednadžba kemijske kinetike.
Ova jednadžba objašnjava neke aspekte katalize: katalizator snižava aktivacijsku energiju reakcije i povećava entropiju aktivacije, tj. povećava vjerojatnost prikladne orijentacije reagirajućih čestica za interakciju.
Zanimljivo je primijetiti da aktivacijska entropija ne uzima u obzir samo specifičnu orijentaciju čestica, već i trajanje kontakta u trenutku sudara. Ako je trajanje kontakta između čestica vrlo kratko, tada se njihove gustoće elektrona nemaju vremena preraspodijeliti kako bi stvorile nove kemijske veze, a čestice se, odbijajući, razilaze u različitim smjerovima. Katalizator također značajno povećava trajanje kontakta čestica koje reagiraju.
Još jedna značajka katalitičkog djelovanja: katalizator preuzima višak energije od novonastale čestice, a ona se zbog svoje visoke energetske aktivnosti ne raspada na izvorne čestice.
Znate da je konstanta ravnoteže omjer konstanti brzine prednje i obrnute reakcije:
Zamijenimo konstante brzine prednje i obrnute reakcije izrazima osnovne jednadžbe kemijske kinetike:
Omjer dvaju koeficijenata proporcionalnosti Z pr / Z arr je konstantna vrijednost, koju ćemo dodati vrijednosti konstante ravnoteže, zbog čega će ostati konstantna, kao i do sada.
Ako se sjećate pravila za rad s eksponencijalnim funkcijama, razumjet ćete transformaciju formule:
Sukladno Hessovom zakonu, razlika između energija aktivacije obrnute i prednje reakcije je promjena entalpije (uvjerite se u to crtanjem entalpijskog dijagrama reakcije koja se odvija uz oslobađanje topline, a ne zaboravite da u ovaj slučaj D N< 0 ):
Potpuno ista razlika 
označimo D S:
Objasnite zašto je znak minus ispred zagrada.
Dobivamo jednadžbu:
Uzmimo logaritme obje strane ove jednadžbe:
Gdje dobivamo:
Ova je jednadžba toliko važna za kemiju i druge znanosti da mnogi inozemni studenti kemije nose majice s ovom formulom.
Ako D G izražava se u J/mol, tada formula ima oblik:
Ova formula ima jednu značajku: ako se konstanta ravnoteže određuje kroz tlakove plinovitih tvari, tada se tlakovi tih tvari u atmosferama supstituiraju u izraz konstante ravnoteže (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).
Ova formula omogućuje, s obzirom na poznatu vrijednost, D G reakciju, izračunati konstantu ravnoteže i tako saznati sastav ravnotežnog sustava pri određenoj temperaturi. Formula pokazuje da što je viša konstanta ravnoteže i što je više reakcijskih proizvoda (tvari na desnoj strani reakcijske jednadžbe) sadržano u ravnotežnoj reakcijskoj smjesi, više negativno značenje ima promjenu izobarnog potencijala reakcije. I obrnuto, što je niža vrijednost konstante ravnoteže i što je manje produkata reakcije i više polaznih tvari u ravnotežnoj smjesi, to je manja negativna vrijednost D G.
Kada je konstanta ravnoteže veća od 1, a izobarni potencijal negativan, uobičajeno je reći da je ravnoteža pomaknuta prema produktima reakcije, odnosno udesno. Kada je konstanta ravnoteže manja od 1, a izobarni potencijal pozitivan, uobičajeno je reći da je ravnoteža pomaknuta prema polaznim tvarima, odnosno ulijevo.
Kada je konstanta ravnoteže jednaka 1, izobarni potencijal je jednak 0. Ovo stanje sustava smatra se granicom između pomaka ravnoteže udesno ili ulijevo. Kada je za danu reakciju promjena izobarnog potencijala negativna ( D G<0 ), uobičajeno je reći da se reakcija može odvijati u smjeru naprijed; Ako D G>0, kažu da reakcija ne prolazi.
Tako,
D G<0 – reakcija se može odvijati (termodinamički moguće);
D G<0 , To K>1– ravnoteža je pomaknuta prema proizvodima, udesno;
D G>0, To DO<1 – ravnoteža je pomaknuta prema polaznim tvarima, ulijevo.
Ako trebate saznati je li moguća reakcija koja vas zanima (npr. je li moguća sinteza željene boje, hoće li se dati mineralni sastav sinterirati, utjecaj atmosferskog kisika na boju itd.) ), dovoljno je izračunati za ovu reakciju D G. Ako se promjena izobarnog potencijala pokaže negativnom, tada je reakcija moguća i možete miješati različite početne materijale kako biste dobili željeni produkt.
Pročitajte što trebate učiniti da biste izračunali promjenu izobarnog potencijala i konstante ravnoteže pri različitim temperaturama (algoritam za izračun).
1. Iz referentnih tablica zapišite vrijednosti (za temperaturu od 298 K) entalpija stvaranja jednostavnih tvari D N arr. i entropija S sve tvari zapisane u jednadžbi kemijske reakcije. Ako D N arr. izraženi u kJ/mol, onda ih treba pretvoriti u J/mol (zašto?).
2. Izračunajte promjenu entalpije u reakciji (298 K) kao razliku između zbroja entalpija nastajanja produkata i zbroja entalpija nastajanja polaznih tvari, pamteći stehiometrijske koeficijente:
3. Izračunajte promjenu entropije u reakciji (298 K) kao razliku između zbroja entropija produkata i zbroja entropija polaznih tvari, pamteći stehiometrijske koeficijente:
4. Sastavite jednadžbu ovisnosti promjene izobarnog potencijala o promjenama entalpije reakcije, entropije i temperature, zamijenivši upravo dobivene numeričke vrijednosti u jednadžbu koju poznajete D N r-cija I D S četvrti:
5. Izračunajte promjenu izobarnog potencijala pri standardnoj temperaturi od 298 K:
6. Po znaku D G kotari, 298 zaključiti o mogućnosti odvijanja reakcije pri standardnoj temperaturi: ako je predznak “minus”, tada je reakcija termodinamički moguća; ako je znak "plus", onda je reakcija nemoguća.
7. Izračunajte D G kotari na temperaturi T koja vas zanima:
te zaključiti kako promjena temperature utječe na mogućnost reakcije. Ako se pokaže da je na ovoj temperaturi promjena izobarnog potencijala postala manje pozitivna ili više negativna u usporedbi s D G 298, dakle, na ovoj temperaturi reakcija postaje vjerojatnija.
8. Izračunajte konstantu ravnoteže K iz jednadžbe koju poznajete na temperaturi T koja vas zanima:
9. Zaključite o pomaku ravnoteže prema polaznim tvarima (K<1) или в сторону продуктов (К>1).
Zaključiti o mogućnosti odvijanja reakcije s negativnom promjenom izobarnog potencijala ( D G kotari<0 ) sami termodinamički podaci često nisu dovoljni. Termodinamički moguća reakcija može se pokazati kinetički inhibiranom i izvedivom kada se promijene uvjeti (koncentracija tvari, tlak, temperatura), kroz druge reakcijske putove ili u prisutnosti pravilno odabranog katalizatora.
Razmotrimo primjer reakcije kristalnog željeza s plinovitom vodom (vodenom parom):
Kako doznati o termodinamičkoj mogućnosti reakcije.
Ova reakcija je zanimljiva jer pokazuje razloge smanjenja sjaja metalnog proizvoda i njegovog uništenja od korozije.
Prije svega odabiremo stehiometrijske koeficijente jednadžbe reakcije:
Zapišimo termodinamičke podatke (temperatura 298 K) za sve sudionike reakcije iz referentnih tablica:
Izračunajmo promjenu entalpije u ovoj reakciji, imajući na umu da su entalpije jednostavnih tvari jednake nuli:
Izrazimo promjenu entalpije u J:
Reakcija je popraćena oslobađanjem topline, Q>0, Q=+50 300 J/mol, pa je moguće pretpostaviti da se odvija spontano. Međutim, samo prema predznaku promjene izobarnog potencijala može se pouzdano reći da je reakcija spontana.
Izračunajmo promjenu entropije u ovoj reakciji, ne zaboravljajući na stehiometrijske koeficijente:
Entropija sustava se smanjuje kao rezultat reakcije, pa se može primijetiti da u sustavu dolazi do povećanja reda.
Napravimo sada jednadžbu za ovisnost promjena izobarnog potencijala o promjenama entalpije, entropije i temperature:
Izračunajmo promjenu izobarnog potencijala u reakciji pri standardnoj temperaturi od 298 K:
Visoka negativna vrijednost promjene izobarnog potencijala ukazuje da se na sobnoj temperaturi željezo može oksidirati kisikom. Kad biste mogli nabaviti najfiniji željezni prah, vidjeli biste kako željezo gori na zraku. Zašto proizvodi od željeza, figurice, čavli itd. ne gore na zraku? Rezultati proračuna pokazuju da željezo na zraku korodira, tj. razara se pretvarajući se u željezne okside.
Sada da vidimo kako povećanje temperature utječe na mogućnost ove reakcije. Izračunajmo promjenu izobarnog potencijala na temperaturi od 500 K:
Dobili smo rezultat koji pokazuje da kako temperatura raste, promjena u izobarnom potencijalu reakcije postaje manje negativna. To znači da s porastom temperature reakcija postaje termodinamički manje vjerojatna, tj. ravnoteža reakcije sve se više pomiče prema polaznim tvarima.
Zanimljivo je znati pri kojoj se temperaturi ravnoteža podjednako pomiče prema produktima reakcije i prema polaznim materijalima. To se događa kada D G r-cija =0(konstanta ravnoteže je 1):
Odakle ga dobivamo:
T=150300/168,2=894K, ili 621°S.
Na ovoj temperaturi jednako je vjerojatno da će se reakcija odvijati i u smjeru naprijed i unatrag. Na temperaturama iznad 621°C počinje prevladavati obrnuta reakcija redukcije Fe 3 O 4 s vodikom. Ova reakcija je jedan od načina dobivanja čistog željeza (u metalurgiji se željezni oksidi reduciraju ugljikom).
Na temperaturi od 298 K:
Dakle, kako se temperatura povećava, konstanta ravnoteže se smanjuje.
Željezni oksid Fe 3 O 4 naziva se magnetit (magnetna željezna ruda). Ovaj željezni oksid, za razliku od oksida FeO (wüstite) i Fe 2 O 3 (hematit), privlači magnet. Postoji legenda da je u davna vremena pastir po imenu Magnus pronašao vrlo mali duguljasti kamenčić, koji je svojim debelim (zašto je to važno?) rukama stavio na površinu vode u zdjelu. Kamenčić se nije utopio i počeo je plutati po vodi, a kako god je pastir okretao zdjelicu, kamenčić je uvijek pokazivao samo u jednom smjeru. Kao da je tako nastao kompas, a mineral je dobio ime po imenu ovog pastira. Iako je možda magnetit dobio ime po drevnom gradu Male Azije - Magneziji. Magnetit je glavna ruda iz koje se vadi željezo.
Ponekad se formula magnetita prikazuje na sljedeći način: FeO Fe 2 O 3, što implicira da se magnetit sastoji od dva željezna oksida. To je pogrešno: magnetit je individualna tvar.
Drugi oksid Fe 2 O 3 (hematit) - crvena željezna ruda - nazvan je tako zbog svoje crvene boje (u prijevodu s grčkog - krv). Željezo se dobiva iz hematita.
FeO oksid se gotovo nikad ne nalazi u prirodi i nema industrijskog značaja.
Većina kemijskih reakcija je reverzibilna, tj. teći istovremeno u suprotnim smjerovima. U slučajevima kada se naprijed i obratna reakcija odvijaju istom brzinom, dolazi do kemijske ravnoteže. Na primjer, u reverzibilnoj homogenoj reakciji: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), omjer brzina prednje i obrnute reakcije prema zakonu djelovanja mase ovisi o omjeru koncentracija reaktanata, naime: brzina prednje reakcije: υ 1 = k 1 [H 2 ]. Brzina reverzne reakcije: υ 2 = k 2 2.
Ako su H 2 i I 2 polazne tvari, tada je u prvom trenutku brzina prednje reakcije određena njihovim početnim koncentracijama, a brzina obrnute reakcije je nula. Kako se H 2 i I 2 troše i nastaje HI, brzina prednje reakcije opada, a brzina obrnute reakcije raste. Nakon nekog vremena obje se brzine izjednače i u sustavu se uspostavi kemijska ravnoteža, tj. broj proizvedenih i potrošenih HI molekula u jedinici vremena postaje isti.
Budući da su u kemijskoj ravnoteži brzine prednje i obrnute reakcije jednake V 1 = V 2, tada je k 1 = k 2 2.
Budući da su k 1 i k 2 konstantni na danoj temperaturi, njihov će omjer biti konstantan. Označavajući ga s K, dobivamo:
K se naziva konstanta kemijske ravnoteže, a gornja jednadžba se naziva zakon djelovanja mase (Guldberg - Waale).
U općem slučaju, za reakciju oblika aA+bB+…↔dD+eE+…, konstanta ravnoteže jednaka je 
. Za međudjelovanje između plinovitih tvari često se koristi izraz u kojem su reaktanti predstavljeni ravnotežnim parcijalnim tlakovima p. Za spomenutu reakciju 
.
Stanje ravnoteže karakterizira granicu do koje se, u danim uvjetima, reakcija odvija 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 ovisi o tome koje se tvari uzimaju kao početne tvari (npr. H 2 i I 2 ili HI), t.j. stanju ravnoteže može se pristupiti s obje strane.
Konstanta kemijske ravnoteže ovisi o prirodi reagensa i o temperaturi; Konstanta ravnoteže ne ovisi o tlaku (ako je previsok) niti o koncentraciji reagensa.
Utjecaj faktora temperature, entalpije i entropije na konstantu ravnoteže. Konstanta ravnoteže povezana je s promjenom standardnog izobarno-izotermnog potencijala kemijske reakcije ∆G o jednostavnom jednadžbom ∆G o =-RT ln K.
To pokazuje da velike negativne vrijednosti ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), tada u ravnotežnoj smjesi prevladavaju polazne tvari. Ova jednadžba omogućuje izračunavanje K iz vrijednosti ∆G o, a zatim ravnotežnih koncentracija (parcijalnih tlakova) reagensa. Ako uzmemo u obzir da je ∆G o =∆N o -T∆S o , tada nakon neke transformacije dobivamo 
. Iz ove jednadžbe jasno je da je konstanta ravnoteže vrlo osjetljiva na promjene temperature. Utjecaj prirode reagensa na konstantu ravnoteže određuje njezinu ovisnost o faktorima entalpije i entropije.
Le Chatelierov princip
Stanje kemijske ravnoteže održava se pod zadanim konstantnim uvjetima u bilo kojem trenutku. Kada se uvjeti promijene, stanje ravnoteže se poremeti, jer se u tom slučaju brzine suprotnih procesa mijenjaju u različitim stupnjevima. Međutim, nakon nekog vremena sustav ponovno dolazi u stanje ravnoteže, ali ovaj put u skladu s novonastalim promijenjenim uvjetima.
Pomak ravnoteže ovisno o promjenama uvjeta općenito je određen Le Chatelierovim načelom (ili načelom pomične ravnoteže): Ako se na sustav u ravnoteži utječe izvana promjenom bilo kojeg od uvjeta koji određuju ravnotežni položaj, tada se on pomiče u smjeru procesa čiji tijek slabi učinak proizvedenog učinka.
Dakle, porast temperature uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru procesa čiji tijek prati apsorpcija topline, a pad temperature djeluje u suprotnom smjeru. Slično, povećanje tlaka pomiče ravnotežu u smjeru procesa praćenog smanjenjem volumena, a smanjenje tlaka djeluje u suprotnom smjeru. Na primjer, u ravnotežnom sustavu 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, povećanje temperature pojačava razgradnju H 3 N na vodik i dušik, budući da je taj proces endoterman. Povećanje tlaka pomiče ravnotežu prema stvaranju H 3 N, jer se istovremeno smanjuje volumen.
Ako se određena količina bilo koje od tvari koje sudjeluju u reakciji doda sustavu u stanju ravnoteže (ili, obrnuto, ukloni iz sustava), tada se brzine prednje i obrnute reakcije mijenjaju, ali se postupno ponovno izjednačavaju. Drugim riječima, sustav se vraća u stanje kemijske ravnoteže. U tom novom stanju ravnotežne koncentracije svih tvari prisutnih u sustavu razlikovat će se od izvornih ravnotežnih koncentracija, ali će omjer između njih ostati isti. Dakle, u sustavu u ravnoteži nemoguće je promijeniti koncentraciju jedne od tvari, a da ne izazove promjenu koncentracija svih ostalih.
U skladu s Le Chatelierovim načelom, uvođenje dodatnih količina reagensa u ravnotežni sustav uzrokuje pomak u ravnoteži u smjeru u kojem se koncentracija ove tvari smanjuje i, sukladno tome, povećava koncentracija proizvoda njezine interakcije.
Proučavanje kemijske ravnoteže od velike je važnosti kako za teorijska istraživanja tako i za rješavanje praktičnih problema. Određivanjem položaja ravnoteže za različite temperature i tlakove moguće je odabrati najpovoljnije uvjete za odvijanje kemijskog procesa. Pri konačnom izboru uvjeta procesa u obzir se uzima i njihov utjecaj na brzinu procesa.
Primjer 1. Izračunavanje konstante ravnoteže reakcije iz ravnotežnih koncentracija reaktanata.
Izračunajte konstantu ravnoteže reakcije A + B 2C, ako su ravnotežne koncentracije [A] = 0,3 mol∙l -1; [V]=1,1 mol∙l -1; [C]=2,1 mol∙l -1.
Riješenje. Izraz za konstantu ravnoteže za ovu reakciju ima oblik: . Zamijenimo ovdje ravnotežne koncentracije navedene u tvrdnji problema: =5,79.
Primjer 2. Izračunavanje ravnotežnih koncentracija tvari koje reagiraju. Reakcija se odvija prema jednadžbi A + 2B C.
Odredite ravnotežne koncentracije tvari koje reagiraju ako su početne koncentracije tvari A i B 0,5 odnosno 0,7 mol∙l -1, a konstanta ravnoteže reakcije K p = 50.
Riješenje. Na svaki mol tvari A i B nastaju 2 mola tvari C. Ako pad koncentracije tvari A i B označimo s X mol, tada će porast koncentracije tvari biti jednak 2X mol. Ravnotežne koncentracije reaktanata bit će:
C A = (oko.5-x)mol∙l -1; C B = (0,7-x) mol∙l -1; C C =2x mol∙l -1
x 1 =0,86; x 2 =0,44
Prema uvjetima zadatka vrijedi vrijednost x 2. Stoga su ravnotežne koncentracije reaktanata:
C A =0,5-0,44=0,06 mol∙l -1; C B =0,7-0,44=0,26 mol∙l -1; C C =0,44∙2=0,88mol∙l -1.
Primjer 3. Određivanje promjene Gibbsove energije ∆G o reakcije pomoću vrijednosti konstante ravnoteže K r. Izračunajte Gibbsovu energiju i odredite mogućnost reakcije CO + Cl 2 = COCl 2 pri 700 K ako je konstanta ravnoteže jednaka Kp = 1,0685∙10 -4. Parcijalni tlak svih tvari koje reagiraju jednak je i iznosi 101325 Pa.
Riješenje.∆G 700 =2,303∙RT 
.
Za ovaj proces:
Budući da ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Primjer 4. Pomak u kemijskoj ravnoteži. U kojem smjeru će se pomaknuti ravnoteža u sustavu N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal:
a) s povećanjem koncentracije N 2;
b) s povećanjem koncentracije H 2;
c) s povećanjem temperature;
d) kada se tlak smanji?
Riješenje. Porast koncentracije tvari na lijevoj strani jednadžbe reakcije, prema Le Chatelierovom pravilu, trebao bi uzrokovati proces koji teži oslabiti učinak i dovesti do smanjenja koncentracija, tj. ravnoteža će se pomaknuti udesno (slučajevi a i b).
Reakcija sinteze amonijaka je egzotermna. Povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže ulijevo - prema endotermnoj reakciji, slabeći učinak (slučaj c).
Smanjenje tlaka (slučaj d) pogodovat će reakciji koja dovodi do povećanja volumena sustava, tj. prema stvaranju N 2 i H 2.
Primjer 5. Koliko će se puta promijeniti brzina prave i obrnute reakcije u sustavu 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) ako se volumen plinske smjese smanji tri puta? U kojem smjeru će se pomaknuti ravnoteža sustava?
Riješenje. Označimo koncentracije reaktanata: = A, =b,=S. Prema zakonu o djelovanju mase, brzine prednje i povratne reakcije prije promjene volumena su jednake
v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2
Nakon smanjenja volumena homogenog sustava za tri puta, koncentracija svakog od reaktanata će se povećati tri puta: = 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Pri novim koncentracijama, brzina v" np prednje i obrnute 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 prednje reakcije porasla je 27 puta, a obrnute samo devet puta. Ravnoteža sustava pomaknula se prema stvaranju SO 3.
Primjer 6. Izračunajte koliko će se puta povećati brzina reakcije koja se odvija u plinovitoj fazi kada temperatura poraste s 30 na 70 0 C, ako je temperaturni koeficijent reakcije 2.
Riješenje. Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi određena je empirijskim Van't Hoffovim pravilom prema formuli
Posljedično, brzina reakcije na 70°C je 16 puta veća od brzine reakcije na 30°C.
Primjer 7. Konstanta ravnoteže homogenog sustava
CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) pri 850°C jednako je 1. Izračunajte koncentracije svih tvari u ravnoteži ako su početne koncentracije: [CO] ISH = 3 mol/l, [H2O] RI = 2 mol/l.
Riješenje. U ravnoteži su brzine prednje i obrnute reakcije jednake, a omjer konstanti tih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže zadanog sustava:
V np = K 1[CO][H2O]; V o b p = DO 2 [C02][H2];
U postavci zadatka date su početne koncentracije, dok su u izrazu K r uključuje samo ravnotežne koncentracije svih tvari u sustavu. Uzmimo da je u trenutku ravnoteže koncentracija [CO 2 ] P = x mol/l. Prema jednadžbi sustava, broj molova nastalog vodika također će biti x mol/l. Za isti broj molova (X mol/l) CO i H 2 O troše se na nastanak x mola CO2 i H2. Prema tome, ravnotežne koncentracije sve četiri tvari (mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO] P = (3 – x); P = (2x).
Poznavajući konstantu ravnoteže, nalazimo vrijednost X, a zatim početne koncentracije svih tvari:
; x 2 =6-2x-3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l.
135. zadatak.
Izračunajte konstantu ravnoteže za homogeni sustav
ako je ravnotežna koncentracija reaktanata (mol/l):
[SD] P = 0,004; [H20] P = 0,064; [C02] P = 0,016; [H2] p = 0,016,
Kolike su početne koncentracije vode i CO? Odgovor: K = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO]ref=0,02 mol/l.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H2 (g)
Konstanta jednadžbe za ovu reakciju ima izraz:
Za određivanje početnih koncentracija tvari H 2 O i CO uzmemo u obzir da prema jednadžbi reakcije 1 mol CO 2 i 1 mol H 2 nastaju iz 1 mol CO i 1 mol H 2 O. Budući da je prema uvjetima zadatka u svakoj litri sustava nastalo 0,016 mol CO 2 i 0,016 mol H 2, utrošeno je 0,016 mol CO i H 2 O. Dakle, tražene početne koncentracije jednake su:
Out = [H2O] P + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 mol/l;
[CO] van = [CO] P + 0,016 = 0,064 + 0,016 = 0,08 mol/l.
Odgovor: Kp = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO] ref=0,02 mol/l.
136. zadatak.
Konstanta ravnoteže homogenog sustava
pri određenoj temperaturi jednaka je 1. Izračunajte ravnotežne koncentracije svih tvari koje reagiraju ako su početne koncentracije jednake (mol/l): [CO] out = 0,10; [H2O] izlaz = 0,40.
Odgovor: [CO 2 ] P = [H 2 ] P = 0,08; [CO]P = 0,02; [H20] P = 0,32.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g)
U ravnoteži su brzine prednje i obrnute reakcije jednake, a omjer konstanti tih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže zadanog sustava:
Označimo s x mol/l ravnotežnu koncentraciju jednog od produkata reakcije, tada će ravnotežna koncentracija drugog također biti x mol/l budući da oba nastaju u istoj količini. Ravnotežne koncentracije polaznih tvari bit će:
[CO] ref = 0,10 – x mol/l; [H2O] ref = 0,40 - x mol/l. (budući da se za nastanak x mol/l produkta reakcije troši x mol/l CO odnosno H 2 O. U trenutku ravnoteže koncentracija svih tvari bit će (mol/l): [ CO2] P = [H2] P = x; [CO] P = 0,10 - x; [H2O] P = 0,4 - x.
Zamjenjujemo ove vrijednosti u izraz konstante ravnoteže:
Rješavanjem jednadžbe nalazimo x = 0,08. Otuda ravnotežna koncentracija (mol/l):
[CO2] P = [H2] 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.
137. zadatak.
Konstanta ravnoteže homogenog sustava N 2 + ZN 2 = 2NH 3 pri određenoj temperaturi iznosi 0,1. Ravnotežne koncentracije vodika i amonijaka su 0,2 odnosno 0,08 mol/l. Izračunajte ravnotežnu i početnu koncentraciju dušika. Odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je:
N2 + ZN2 = 2NH3
Označimo ravnotežnu koncentraciju N2 s x mol/l. Izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije ima oblik:
Zamijenimo podatke zadatka u izraz konstante ravnoteže i pronađimo koncentraciju N 2
Da bismo pronašli početnu koncentraciju N2, uzimamo u obzir da, prema jednadžbi reakcije, za stvaranje 1 mola NH3 treba ½ mola N2. Budući da je prema uvjetima zadatka u svakoj litri sustava nastalo 0,08 mol NH3, tada je 0,08 . 1/2 = 0,04 mol N 2. Stoga je željena početna koncentracija N 2 jednaka:
Ref = P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 mol/l.
Odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
138. zadatak
Na određenoj temperaturi ravnoteža homogenog sustava
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 utvrđen je pri sljedećim koncentracijama reaktanata (mol/l): p = 0,2; [O2] p = 0,1; p = 0,1. Izračunajte konstantu ravnoteže i početnu koncentraciju NO i O 2. Odgovor: K = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O 2 ] je x = 0,15 mol/l.
Riješenje:
Jednadžba reakcije:
2NO + O 2 ↔ 2NO 2
Za pronalaženje početnih koncentracija NO i O 2 uzimamo u obzir da je, prema jednadžbi reakcije, 2 mol NO 2 nastalo iz 2 mol NO i 1 mol O 2, zatim je utrošeno 0,1 mol NO i 0,05 mol O 2 . Dakle, početne koncentracije NO i O 2 su jednake:
Izlaz = NO] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mola/l;
[O 2 ] van = [O 2 ] p + 0,05 = 0,1 + 0,05 = 0,15 mol/l.
Odgovor: Kp = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O 2 ] ref = 0,15 mol/l.
139. zadatak.
Zašto se ravnoteža sustava pomiče kada se tlak promijeni?
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 i, pomiče li se ravnoteža sustava N 2 + O 2 2NO? Motivirajte svoj odgovor na temelju izračuna brzine prednje i obrnute reakcije u tim sustavima prije i nakon promjene tlaka. Napišite izraze za konstante ravnoteže svakog od ovih sustava.
Riješenje:
a) Jednadžba reakcije:
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.
Iz jednadžbe reakcije proizlazi da reakcija teče uz smanjenje volumena u sustavu (od 4 mola plinovitih tvari nastaje 2 mola plinovitih tvari). Stoga, kada se tlak u sustavu promijeni, primijetit će se pomak u ravnoteži. Ako povećate tlak u ovom sustavu, tada će se, prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža pomaknuti udesno, prema smanjenju volumena. Kada se ravnoteža u sustavu pomakne udesno, brzina prednje reakcije bit će veća od brzine obrnute reakcije:
pr > arr ili pr = k 3 > o br = k 2 .
Ako se tlak u sustavu smanji, tada će se ravnoteža sustava pomaknuti ulijevo, prema povećanju volumena, a kada se ravnoteža pomakne ulijevo, brzina prednje reakcije bit će manja od brzine naprijed reakcija:
itd< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).
b) Jednadžba reakcije:
N2 + O2) ↔ 2NO. .
Iz reakcijske jednadžbe proizlazi da kada se reakcija dogodi, ona nije popraćena promjenom volumena; reakcija se odvija bez promjene broja molova plinovitih tvari. Stoga promjena tlaka u sustavu neće dovesti do pomaka u ravnoteži, stoga će brzine naprijed i obrnute reakcije biti jednake:
pr = arr = ili (pr k [O 2 ]) = (arr = k 2) .
140. zadatak.
Početne koncentracije out i [C1 2 ] out u homogenom sustavu
2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1 su 0,5 odnosno 0,2 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je 20% NO reagiralo do trenutka kada se uspostavi ravnoteža. Odgovor: 0,417.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1
Prema uvjetima zadatka u reakciju je ušlo 20% NO, što je 0,5 .
0,2 = 0,1 mol, a 0,5 – 0,1 = 0,4 mol NO nije reagirao. Iz jednadžbe reakcije proizlazi da se na svaka 2 mola NO potroši 1 mol Cl2, a nastane 2 mola NOCl. Posljedično, s 0,1 mol NO reagira 0,05 mol Cl 2 i nastaje 0,1 mol NOCl. 0,15 mol Cl 2 ostalo je neiskorišteno (0,2 – 0,05 = 0,15). Stoga su ravnotežne koncentracije tvari koje sudjeluju jednake (mol/l):
P = 0,4; p = 0,15; p = 0,1.
Konstanta ravnoteže ove reakcije izražena je jednadžbom:
Zamjenom ravnotežnih koncentracija tvari u ovaj izraz dobivamo.
