Čimbenici o kojima ovisi konstanta ravnoteže. Kemijska ravnoteža
SEI VPO "Uralsko državno tehničko sveučilište - UPI"
Određivanje konstanti kemijske ravnoteže
reakcije i proračun kemijska ravnoteža
na kolegiju fizikalne kemije
za redovite studente
Jekaterinburg 2007
UDK 544(076)S79
Sastavljač
Znanstveni urednik, dr. sc., izv. prof
Određivanje konstanti ravnoteže kemijskih reakcija i izračun kemijske ravnoteže: smjernice za laboratorijski rad br. 4 na kolegiju fizikalne kemije / komp. - Jekaterinburg: GOU VPO USTU-UPI, 20s.
Smjernice su namijenjene dodatnom produbljenom proučavanju gradiva o kemijskoj ravnoteži u sklopu računsko-analitičkog laboratorijskog rada. Sadrže 15 opcija za pojedinačne zadatke, što pridonosi postizanju cilja.
Bibliografija: 5 naslova. Riža. tab.
© GOU VPO "Ural State
Tehničko sveučilište - UPI“, 2007
Uvod
Ovaj rad, iako se izvodi u okviru laboratorijske radionice, pripada računsko-analitičkom i sastoji se u svladavanju teorijskog gradiva i rješavanju niza zadataka na temu kolegija fizikalne kemije „Kemijska ravnoteža“.
Potreba za njegovom provedbom uzrokovana je složenošću ove teme, s jedne strane, i nedostatkom vremena predviđenog za njeno proučavanje, s druge strane.
Glavni dio teme "Kemijska ravnoteža": izvođenje zakona kemijske ravnoteže, razmatranje jednadžbe 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 razmatra dio teme koji se odnosi na eksperimentalno određivanje konstanti ravnoteže i određivanje ravnotežnog sastava sustava u kojem se odvija kemijska reakcija.
Dakle, realizacija ovog rada od strane učenika će riješiti sljedeće zadatke:
1) upoznati metode za određivanje i izračunavanje konstanti ravnoteže kemijskih reakcija;
2) naučiti izračunati ravnotežni sastav smjese na temelju različitih eksperimentalnih podataka.
1. TEORIJSKI PODACI O METODAMA
DEFINICIJE KONSTANTI RAVNOTEŽE ZA KEMIJSKE REAKCIJE
Zadržimo se ukratko na glavnim 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 Gibbsova molarna 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 reakcije; - dimenzija djelatnosti; stehiometrijski koeficijent k- sudionik reakcije r.
Eksperimentalno određivanje konstanti ravnoteže prilično je težak zadatak. Prije svega, potrebno je osigurati da je na danoj temperaturi postignuta ravnoteža, tj. da sastav reakcijske smjese odgovara ravnotežnom stanju - stanju s minimalnom Gibbsovom energijom, nultim reakcijskim afinitetom i jednakim brzinama naprijed i obrnute 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 niska. 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. Razmotrite konkretne primjere navedene u .
1.1.1 Statičke metode.
Statičke metode sastoje se u tome da se reakcijska smjesa stavlja u reaktor na konstantnoj temperaturi i zatim se nakon postizanja ravnoteže određuje sastav sustava. Reakcija koja se proučava mora biti dovoljno spora da uvođenje stranog reagensa praktički ne poremeti stanje ravnoteže. Kako bi se usporio proces, moguće je dovoljno brzo ohladiti reakcijsku tikvicu. Klasičan primjer takvog istraživanja je reakcija između joda i vodika
H2(g) + I2(g) = 2HI(g) (3)
Lemoyne je stavio ili smjesu joda s vodikom ili jodovodik u staklene cilindre. Na 200 °C reakcija se praktički ne odvija; 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, za proučavanje ovog procesa odabrano je temperaturno područje od 300 - 400 °C. Analiza sustava provedena je na sljedeći način. Reakcijska posuda je brzo ohlađena spuštanjem u vodu, zatim je otvorena slavina i jodovodik je otopljen u vodi. Količina jodovodične kiseline određena je titracijom. Na svakoj temperaturi pokus se provodio sve dok koncentracija nije dosegla konstantnu vrijednost koja ukazuje na uspostavljanje kemijske ravnoteže u sustavu.
1.1.2 Dinamičke metode.
Dinamičke metode sastoje se u činjenici da plinska smjesa kontinuirano cirkulira, zatim se brzo hladi za naknadnu analizu. Ove metode su najprimjenjivije za prilično brze reakcije. Reakcije se obično ubrzavaju ili izvođenjem na povišenim temperaturama ili uvođenjem katalizatora u sustav. Dinamička metoda korištena je, posebice, u analizi sljedećih plinskih reakcija:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (četiri)
2CO + O2 ⇄ 2CO2. (pet)
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 na temelju jedne molekule početnog materijala
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, imat će oblik
. (14)
Stoga se mjerenjem ravnotežnog tlaka pomoću formule (13) može odrediti stupanj disocijacije, a zatim se pomoću formule (14) može izračunati i 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 ravnoteži. U pravilu, u stvarnim eksperimentima, ne mjeri se volumen, ali gustoća masa sustava, koja je obrnuto proporcionalna volumenu..gif" width="37 height=21" height="21"> - masena 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, ova metoda je vrlo teško primjenjiva u praksi, najčešće se koristi samo u 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 reakciju poput:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)
1.2.4 Optičke metode
Postoje metode ravnoteže temeljene na adsorpcijskim mjerenjima koje su posebno učinkovite za obojene plinove. Također je moguće odrediti sastav binarne plinske smjese mjerenjem indeksa loma (refraktometrijski). Na primjer, Chadron (1921.) je proučavao redukciju metalnih oksida ugljičnim monoksidom refraktometrijskim mjerenjem sastava plinske smjese oksida i ugljičnog dioksida.
1.2.5 Mjerenje toplinske vodljivosti
Ova metoda je korištena u proučavanju reakcija disocijacije u plinskoj fazi, na primjer
Pretpostavimo da je smjesa N2O4 i NO2 smještena u posudu čija desna stijenka ima temperaturu T2, a lijeva T1, s T2>T1 (slika 2). Disocijacija N2O4 bit će u većoj mjeri u onom dijelu posude koji 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 uz apsorpciju energije u obliku topline, a molekule NO2, dospjevši na lijevu stranu posude, dimeriziraju uz oslobađanje energije u obliku toplina. To jest, postoji superpozicija obične toplinske vodljivosti i toplinske vodljivosti povezane s tijekom 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) sastaviti takav galvanski članak kako bi se konačna reakcija u njemu podudarala s onom koja se proučava, čiju konstantu ravnoteže treba 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 galvanskog članka koristi metoda kompenzacije, koji se temelji na činjenici da je galvanska ćelija koja se proučava uključena u nizu protiv vanjske razlike potencijala, a potonja je odabrana na takav način da nema struje u krugu. Vrijednost EMF-a izmjerena metodom kompenzacije odgovara termodinamički ravnotežnom procesu koji se odvija u elementu, a korisni rad procesa je maksimalan i jednak je gubitku Gibbsove energije
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width="181" height="29 src="> (20)
za p, T=const, gdje je F– Faradayev broj = 96500 C/mol, n je 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
U radionicama fizikalne kemije često se susreću laboratorijski radovi vezani uz proučavanje reakcije disocijacije metalnih karbonata. Donesimo Sažetak sličan rad.
Cilj – 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)
u ovom slučaju nastaje plinoviti ugljikov monoksid (IV), čvrsti kalcijev oksid i ostaje dio nedisociranog kalcijevog karbonata.
Konstanta ravnoteže reakcije (22) zapisana je kao:
, (23)
gdje su https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> općenito ili ; aktivnosti čistih čvrstih ili tekućih faza jednake 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 disocijacijska elastičnost CaCO3.
To jest, konstanta ravnoteže reakcije disocijacije kalcijevog karbonata bit će numerički jednaka elastičnosti disocijacije karbonata, ako je potonja izražena u atmosferama. Dakle, nakon eksperimentalnog određivanja elastičnosti disocijacije kalcijevog karbonata, moguće je odrediti vrijednost konstante ravnoteže ove reakcije.
eksperimentalni dio
Za određivanje elastičnosti disocijacije koristi se kalcijev karbonat statička metoda. Njegova bit leži u izravnom mjerenju tlaka ugljičnog dioksida u postrojenju 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) na ručnu vakuum pumpu (5). Temperaturu u peći održava regulator (6), temperaturu kontrolira termoelement (7) i voltmetar (8). Određena količina ispitivane praškaste tvari (9) (karbonati metala) stavlja se u reakcijsku posudu.
Radni nalog. Nakon provjere nepropusnosti sustava uključiti pećnicu i regulatorom namjestiti potrebnu početnu temperaturu reakcijske posude. Zabilježite prva očitanja termoelementa i manometra. Nakon toga pomoću regulatora (6) povisite 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, provodi se najmanje 4-5 mjerenja. Nakon završetka eksperimenta peć se hladi i sustav se preko ventila (4) povezuje s atmosferom. Zatim isključite pećnicu i voltmetar. Obradom dobivenih eksperimentalnih podataka moguće je izračunati konstantu ravnoteže reakcije disocijacije.
sl.3. Instalacija za određivanje elastičnosti disocijacije
karbonati metala.
3. ODREĐIVANJE KONSTANTI RAVNOTEŽE
BEZ EKSPERIMENTA
3.1 Izračun konstante ravnoteže kemijske reakcije iz
vrijednost standardne Gibbsove molarne funkcije reakcije
Ova metoda uopće ne uključuje eksperimentiranje. Ako su poznate standardna molarna entalpija i entropija reakcije na danoj temperaturi, tada je pomoću odgovarajućih jednadžbi moguće izračunati standardnu Gibbsovu molarnu funkciju reakcije koja se proučava na željenoj temperaturi, a preko nje i vrijednost konstanta ravnoteže.
Ako su vrijednosti standardnih molarnih entropija i entalpija na danoj temperaturi nepoznate, tada možete koristiti Temkinovu i Schwartzmanovu metodu, odnosno pomoću vrijednosti standardnih molarnih entalpija i entropija na temperaturi od 298 K i vrijednosti koeficijenata ovisnosti o temperaturi molarnog toplinskog kapaciteta reakcije, izračunajte standardnu molarnu Gibbsovu energiju reakcije za bilo koju temperaturu.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - referentni koeficijenti koji ne ovise o prirodi reakcije i određuju se samo prema temperaturnim vrijednostima.
3.2 Metoda kombiniranja ravnoteža
Ova se metoda koristi u praktičnoj kemijskoj termodinamici. Na primjer, eksperimentalno na istoj temperaturi pronađene su konstante ravnoteže dviju reakcija
1. CH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
Konstanta ravnoteže reakcije sinteze metanola
3..gif" width="31" height="32"> i :
. (29)
3.3 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 je 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, može se izračunati standardna molarna entalpija reakcije, a znajući nju i konstantu ravnoteže na jednoj temperaturi, može se izračunati konstanta ravnoteže na bilo kojoj drugoj temperaturi.
4. PRIMJERI RJEŠAVANJA 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: - ?
Odluka
Iz uvjeta zadatka poznata nam je stehiometrijska jednadžba, kao i činjenica 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=">
Zapisujemo reakciju, pod simbolima elemenata označavamo početni i ravnotežni broj molova tvari
y N2 + H2 ⇄ NH3
0,5 - 0,5ξ 1,5 - 1,5 ξ ξ
Ukupan broj molova svih 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
Rješenje izravnog problema kemijske ravnoteže je proračun 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 bilo koju: 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.
Zadatak 2
Konstanta ravnoteže plinske reakcije za sintezu jodovodika
H2 + I2 ⇄ 2HI pri 600 K i tlaku izraženom u atmosferama je kr= 45,7. Odredite 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, a nema produkata reakcije na početni trenutak.
S obzirom kr= 45.7. = 1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> mol. Pronađite: - ? - ?
Odluka
Zapišimo samu reakciju, a pod simbolima elemenata broj molova svakog sudionika u početnom trenutku i trenutku ravnoteže uspostavljene formulom (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Ravnotežne molne udjele i parcijalne tlakove svih sudionika u reakciji, izražavamo kroz jednu jedinu 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.
Zadatak 3
Njegov se uvjet razlikuje od problema 2 samo po tome što su početne količine mola vodika i joda 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; mol. Pronađite: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
Ukupan broj molova svih sudionika reakcije u trenutku ravnoteže je
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Ravnotežni molni udjeli i parcijalni tlakovi svih sudionika u reakciji, 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 grafikon i odredite iz njega dubinu reakcije koja odgovara do pronađene vrijednosti konstante ravnoteže.
= 1,5 =
12
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> =29,7
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> = 54
https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" width="35 height=25" height="25">= 0,712
Da biste dovršili posao, morate izvršiti sljedeće zadatke
Vježba 1
1. Opišite metodu eksperimentalnog određivanja elastičnosti ugljičnog dioksida pri proučavanju reakcije disocijacije SaCO3⇄CaO+CO2
(opcije 1 - 15, tablica 3);
2. Zapišite zakon kemijske ravnoteže za reakciju koju proučavate; odredite vrijednosti konstanti ravnoteže reakcije disocijacije kalcijevog karbonata prema eksperimentalnim podacima (tablica 3) na različitim temperaturama; zadaci iz odjeljka B (prema navedenoj opciji) i zadaci 1-3, p;
3. Zapišite definirajući 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, Tablica 4)
2. Riješite zadatke 2 i 3.
Referentni podaci potrebni za dovršetak posla
Količina za izračunavanje standardne molarne promjene Gibbsove energije metodom Temkina i Schwartzmana
stol 1
Termodinamički podaci za izračunavanje Gibbsove standardne molarne 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 zadatka 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 stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5 A + 2B = C. U početnom trenutku nema reakcije. produkta 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 . Recite nam fizikalnu metodu za određivanje vrijednosti konstante kemijske ravnoteže mjerenjem tlaka. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje reakcijskog produkta C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustavu, a početne 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. |
3 opcija | 1 . Opišite način određivanja vrijednosti konstante ravnoteže mjerenjem gustoće. Na koje se metode ova metoda odnosi? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje reakcijskog produkta C, prema stehiometrijskoj jednadžbi A + 2B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustavu, a početne 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 °C 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. |
4 opcija | 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 s stvaranjem produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5 A + B \u003d C. U početnom trenutku nema produkt 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 je 1,5 atm. Pronađite konstantu ravnoteže u p-ljestvici. 3 .Konstanta ravnoteže reakcije N2O4 (g) \u003d 2NO2 (g) na 25 ° C je 0,143 ([p] \u003d 1 atm). Izračunajte tlak koji će se pri toj temperaturi uspostaviti u posudi od 1 litre koja sadrži 1 g N2O4. |
5 opcija | 1 . Kako možete odrediti vrijednost konstante ravnoteže reakcije bez pribjegavanja eksperimentu. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5 A + 3B = C. U početnom trenutku nema reakcije. produkta u sustavu, a polazni materijali 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. Uz pretpostavku da su plinovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže pri 973 K za reakciju I2(r) = 2I(r). |
6 opcija | 1. Korištenje jednadžbe reakcijske izobare za određivanje vrijednosti konstante kemijske ravnoteže na prethodno neistraženoj temperaturi. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz nastanak reakcijskog produkta C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 3A + B = C. U početnom trenutku nema produkta reakcije u sustavu, a početne 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? |
7 opcija | 1. Sustav u kojem se odvija endotermna reakcija plinske faze A + 3B = 2C je u ravnoteži pri 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će dodatak inertnog plina pri konstantnom volumenu utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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 je Kp\u003d 0,0183 ([p] \u003d 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? |
8 opcija | 1. Sustav u kojem se odvija endotermna reakcija plinske faze A + 3B = 2C je u ravnoteži pri 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će povećanje temperature utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5A + 2B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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. Smatrajući da su svi plinovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže pri 250 °C za reakciju PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) koja se odvija u posudi. |
9 opcija | 1 . Sustav u kojem se odvija endotermna reakcija plinske faze A+3B=2C je u ravnoteži pri 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će povećanje tlaka utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5A + B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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 kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Izračunajte ukupni tlak potreban za proizvodnju metanola s iskorištenjem od 90 % ako se CO i H2 uzmu u omjeru 1:2. |
10 opcija | 1. Opišite metodu određivanja konstanti ravnoteže mjerenjem parcijalnog tlaka. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 0,5A + 1,5B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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. |
11 opcija | 1 . Opišite kemijske metode za određivanje konstanti ravnoteže. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + 0,5B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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 vol% NH3 pri 400°C. Konstanta ravnoteže za reakciju N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) na 400°C a izraz tlaka u atmima je 1.6 10-4. |
12 opcija | 1 . Sustav u kojem se odvija endotermna reakcija plinske faze A+3B=2C je u ravnoteži pri 400 K i 5 atm. Ako su plinovi idealni, kako će smanjenje tlaka utjecati na prinos proizvoda? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = 0,5C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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 0,9 atm? Ukupni tlak se održava na 1 atm. |
13 opcija | 1 . Sustav u kojem se odvija egzotermna reakcija CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je u ravnoteži pri 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni, kako će pad tlaka utjecati na prinos metanola? 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 1,5A + 3B = 2C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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 mola CO, 2 mol H2 i 1 mol inertnog plina (dušika) zagrijavaju se do 500 K i ukupnog tlaka od 100 atm. Izračunajte sastav reakcijske smjese. |
14 opcija | 1 . Opišite metodu za određivanje konstanti ravnoteže iz elektrokemijskih podataka. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + 0,5B = C. U početnom trenutku nema reakcije. produkta 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) \u003d 2NH3 (g) pri 298 K, konstanta ravnoteže izražena u atm tlaku je 6,0 × 10 5, a standardna molarna entalpija stvaranja amonijaka je = - 46,1 kJ / mol. Odredite vrijednost konstante ravnoteže pri 500 K. |
15 opcija | 1 . Sustav s egzotermnom reakcijom CO(g) + 2H2 = SH3OH(g) je u ravnoteži pri 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni, kako će snižavanje temperature utjecati na prinos metanola. 2. Postoji smjesa plinovitih tvari A i B, koja može stupiti u kemijsku reakciju uz stvaranje produkta reakcije C, prema stehiometrijskoj jednadžbi 2A + B = 1,5C. U početnom trenutku u sustavu nema produkta reakcije, a početne 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 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? Pretpostavlja se da su plinovi idealni. |
Čini se prikladnim da se u izvješću o radu laboratorija nalaze sljedeći dijelovi: uvod, 1. dio, 2. dio, zaključci.
1. Uvod možete ukratko iznijeti teorijske informacije o jednom od sljedećih pitanja: bilo o zakonu djelovanja mase, povijesti njegovog otkrića i njegovim autorima; ili o osnovnim pojmovima i definiranju odnosa 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.
1. dio potrebno
2.1. Navedite shemu instalacije za određivanje elastičnosti disocijacije karbonata metala i opišite tijek pokusa.
2.2 . Navedite rezultate izračuna konstante ravnoteže prema eksperimentalnim podacima
2.3. Navedite izračun konstante ravnoteže prema termodinamičkim podacima
2. dio potrebno
3.1 . Na 1. pitanje 2. zadatka dati cjeloviti opravdani odgovor.
3.2 . Navedite rješenje zadatka 2 i 3 zadatka 2. Uvjet zadataka potrebno je napisati 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.
Bibliografski popis
1. Karjakin kemijske termodinamike: Zbornik. dodatak za sveučilišta. M.: Akademija., 20s.
2. Prigozhin I., Kondepudi D. Moderna termodinamika. Od toplinskih motora do disipativnih struktura. M.: Mir, 20-ih.
3., Čerepanov o fizikalnoj kemiji. Alati. Jekaterinburg: izdavačka kuća Uralskog državnog sveučilišta, 2003.
4. Kratki priručnik o fizikalnim i kemijskim veličinama / Ed. i. L .: Kemija, 20-e.
5. Zadaci iz fizikalne kemije: udžbenik. dodatak za sveučilišta / itd. M .: Ispit, 20s.
Izgled računala
U nekim slučajevima potrebno je znati ne samo smjer redoks reakcije, već i koliko se potpuno odvija. Tako se, primjerice, u kvantitativnoj analizi može osloniti samo na one reakcije koje se praktički odvijaju 100% (ili mu se približavaju).
Opseg u kojem se reakcija odvija slijeva nadesno određen je konstantom ravnoteže. Za reakciju
prema zakonu djelovanja mase, možemo napisati:
gdje je K konstanta ravnoteže, koja pokazuje koliki je omjer 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 nekoliko puta manja od koncentracije iona. To znači da reakcija koja se razmatra praktički ide do kraja.
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 komponenti koje međusobno djeluju 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 (oksidans i reducent); n je naboj iona (broj elektrona koje je donirao redukcijski agens i primio oksidacijski agens).
Iz formule (4) nalazimo konstantu ravnoteže:
Poznavajući konstantu ravnoteže, moguće je, bez pribjegavanja eksperimentalnim podacima, izračunati koliko 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, postoji 2,21 grama iona na 3,21 grama iona u otopini, a bit će x dijelova na 100 dijelova.
Stoga je ova reakcija reverzibilna. Izračunajte konstantu ravnoteže za reakciju:
Potencijal za par = 1,51 V, potencijal za par = 0,77 V. Zamjenom ovih potencijalnih vrijednosti u jednadžbu (4), nalazimo:
Ova konstanta pokazuje da do ravnoteže dolazi kada umnožak koncentracija iona u brojniku (nastalih tijekom reakcije) postane 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 ova reakcija traje .
Ravnoteža se mijenja ovisno o uvjetima reakcije.
Reakcija medija ima izuzetan utjecaj na vrijednost konstante. Tako, na primjer, reakcija redukcije arsenske kiseline s ionom joda u kiselom mediju odvija se prema jednadžbi:
Redukcijski potencijal arsenske kiseline u alkalnom mediju mnogo je manji. Stoga se u alkalnom mediju 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; samo pri stvaranju kiselog okoliša koji neutralizira hidroksidne ione ići će slijeva nadesno.
Prema drugoj jednadžbi, proces neće funkcionirati, jer je povezan s nakupljanjem iona, koji se moraju neutralizirati alkalijama ako je potrebno da se reakcija odvija slijeva nadesno.
Postoji sljedeće pravilo za stvaranje reakcijskog medija potrebnog za optimalan tijek procesa:
Ako se vodikovi ili hidroksidni ioni nakupljaju kao rezultat redoks reakcije, tada je za željeni tijek procesa potrebno stvoriti takvu okolinu koja ima suprotna svojstva: u slučaju nakupljanja iona okolina mora biti alkalna, u u slučaju nakupljanja iona okolina mora biti kisela.
Za reakciju morate uzeti takve 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, tada se proces može inhibirati; U ovom slučaju, proces će doći do kraja tek kada velika razlika potencijala, tj. pri visokoj konstanti reakcije.
Konstanta ravnoteže omogućuje predviđanje mogućnosti oksidacije, na primjer, dušičnom kiselinom.
Odredite konstantu ravnoteže za reakciju otapanja u . dobro se otapa u razrijeđenom. Konstanta ravnoteže za reakciju:
može se izračunati iz jednadžbe:
Ovako mala vrijednost konstante ukazuje da je ravnoteža ove reakcije gotovo potpuno pomaknuta s desna na lijevo, odnosno da je živin sulfid, za razliku od bakrenog sulfida, praktički netopljiv u razrijeđenom.
ZA SREDNJOŠKOLSKE UČITELJE, STUDENTE PEDAGOŠKIH SVEUČILIŠTA I UČENICE OD 9. do 10. RAZREDA KOJI SU SE ODLUČILI POSVETITI KEMIJI I PRIRODNIM ZNANOSTIMA
UDŽBENIK · PROBLEM · LABORATORIJSKA RADIONICA · ZNANSTVENE PRIČE ZA ČITANJE
§ 3.2. Konstanta ravnoteže
i izobarni potencijal reakcije
Konstanta ravnoteže može se lako pronaći iz vrijednosti izobarnog potencijala, koji se izračunava iz tabličnih podataka o entalpiji stvaranja i entropiji početnih materijala i produkata reakcije
Ova formula će vam trebati kada trebate izračunati konstantu ravnoteže reakcije koja se proučava.
U ovom tutorialu nastojimo ne dati gotove formule, već ih izvesti pomoću najjednostavnijih metoda matematičke logike, stoga je izvođenje ove formule dano u nastavku. Nakon čitanja ovog materijala upoznat ćete se s najjednostavnijim prikazima teorije vjerojatnosti, s entropijom aktivacije itd.
Ne određuje samo energija aktivacije brzinu kemijske reakcije. Veliku ulogu igraju veličina i oblik reagirajućih molekula te raspored reaktivnih atoma ili njihovih skupina u njima. U tom smislu, kod sudara dviju čestica važna je njihova specifična orijentacija, odnosno kontakt upravo onih centara koji su reaktivni.
Označimo vjerojatnost orijentacije molekula potrebnu za međudjelovanje u sudaru kao W:
Prirodni logaritam od W pomnožen s 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 potrebne orijentacije za odvijanje reakcije, veća je njezina brzina i, sukladno tome, konstanta brzine, koja se može napisati:
Ranije smo naučili da konstanta brzine ovisi o energiji aktivacije i temperaturi:
Dakle, konstanta brzine ovisi o aktivacijskoj energiji, temperaturi i aktivacijskoj entropiji:
Uvodimo koeficijent proporcionalnosti Z i stavljamo 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 orijentacije čestica koje reagiraju prikladne za interakciju.
Zanimljivo je primijetiti da entropija aktivacije ne uzima u obzir samo određenu orijentaciju čestica, već i trajanje kontakta u trenutku sudara. Ako je trajanje kontakta čestica vrlo kratko, tada se njihove gustoće elektrona nemaju vremena preraspodijeliti za stvaranje novih kemijskih veza, a čestice, odbijajući se, razilaze se u različitim smjerovima. Katalizator također značajno povećava vrijeme kontakta čestica koje reagiraju.
Druga značajka katalitičkog djelovanja je da katalizator uzima višak energije od novonastale čestice, a ona se zbog svoje visoke energetske aktivnosti ne razgrađuje 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 konstantna je veličina koju ćemo unijeti u vrijednost konstante ravnoteže, zbog čega će ostati, kao i do sada, konstanta.
Ako se sjećate pravila djelovanja s eksponencijalnim funkcijama, razumjet ćete transformaciju formule:
Sukladno Hessovom zakonu, razlika između energija aktivacije reverzne i izravne reakcije je promjena entalpije (uvjerite se crtanjem entalpijskog dijagrama reakcije koja se odvija uz oslobađanje topline, a ne zaboravite da u ovom slučaju D N< 0 ):
Slično tome, razlika 
označiti D S:
Objasnite zašto ispred zagrada stoji znak minus.
Dobivamo jednadžbu:
Uzmimo logaritam obje strane ove jednadžbe:
Gdje dobivamo:
Ova je jednadžba toliko važna za kemiju i druge znanosti da mnogi strani studenti kemije nose majice s ovom formulom na sebi.
Ako D G izraženo 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 zamjenjuju u izraz konstante ravnoteže (1 atm \u003d 101325 Pa \u003d 760 mm Hg).
Ova formula dopušta 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 više ravnotežna reakcijska smjesa sadrži reakcijske produkte (tvari na desnoj strani reakcijske jednadžbe), to više negativno značenje ima promjenu izobarnog potencijala reakcije. I obrnuto, što je manja vrijednost konstante ravnoteže i što ravnotežna smjesa sadrži manje produkata reakcije i što je više polaznih tvari, 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 DG>0, kažu da reakcija ne prolazi.
Na ovaj način,
D G<0 – reakcija se može odvijati (termodinamički moguće);
D G<0 , onda K>1- ravnoteža je pomaknuta prema proizvodima, udesno;
DG>0, onda Do<1 - ravnoteža je pomaknuta prema polaznim tvarima, ulijevo.
Ako trebate saznati je li reakcija koja vas zanima moguća (npr. je li moguća sinteza željenog bojila, hoće li se dati mineralni sastav sinterirati, utjecaj atmosferskog kisika na boju itd.) .), dovoljno je izračunati za ovu reakciju D G. Ako se pokaže da je promjena izobarnog potencijala negativna, tada je reakcija moguća i možete miješati različite početne materijale kako biste dobili željeni produkt.
Pročitajte što je potrebno učiniti da bi se izračunala promjena izobarnog potencijala i konstante ravnoteže pri različitim temperaturama (algoritam za izračun).
1. Iz referentnih tablica ispišite vrijednosti (za temperaturu od 298 K) entalpija stvaranja jednostavnih tvari D H arr i entropija S sve tvari zapisane u jednadžbi kemijske reakcije. Ako D H arr izražene u kJ/mol, treba ih pretvoriti u J/mol (zašto?).
2. Izračunajte promjenu entalpije u reakciji (298 K) kao razliku između zbroja entalpija nastajanja produkata i zbroja entalpija nastajanja početnih materijala, imajući na umu stehiometrijske koeficijente:
3. Izračunajte promjenu entropije u reakciji (298 K) kao razliku između zbroja entropija produkata i zbroja entropija polaznih materijala, imajući na umu stehiometrijske koeficijente:
4. Napravite jednadžbu ovisnosti promjene izobarnog potencijala o promjenama entalpije reakcije, entropije i temperature, zamijenivši upravo dobivene numeričke vrijednosti u vama poznatu jednadžbu D N r-cija i D S:
5. Izračunajte promjenu izobarnog potencijala pri standardnoj temperaturi od 298 K:
6. Po znaku D G, 298 zaključiti o mogućnosti prolaska reakcije pri standardnoj temperaturi: ako je predznak "minus", tada je reakcija termodinamički moguća; ako je znak "plus", tada je reakcija nemoguća.
7. Brojite D G na temperaturi T koja vas zanima:
te zaključiti kako promjena temperature utječe na mogućnost prolaska 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 vama poznate jednadžbe za temperaturu T koja vas zanima:
9. Zaključite o pomaku ravnoteže prema polaznim tvarima (K<1) или в сторону продуктов (К>1).
Zaključiti da se reakcija može odvijati pri negativnoj vrijednosti promjene izobarnog potencijala ( D G<0 ) sami termodinamički podaci često nisu dovoljni. Termodinamički moguća reakcija može se pokazati kinetički usporenom i izvodljivom pod promjenjivim uvjetima (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 za termodinamičku mogućnost reakcije.
Ova reakcija je zanimljiva jer pokazuje razloge smanjenja sjaja metalnog proizvoda i njegovog uništenja od korozije.
Prije svega odabiremo stehiometrijske koeficijente jednadžbe reakcije:
Ispišimo iz referentnih tablica termodinamičke podatke (temperatura 298 K) za sve sudionike reakcije:
Izračunajte promjenu entalpije u ovoj reakciji, imajući na umu da su entalpije jednostavnih tvari jednake nuli:
Promjenu entalpije izražavamo 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 moguće je 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.
Sada ćemo sastaviti jednadžbu ovisnosti promjene 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 željezo može oksidirati kisikom na sobnoj temperaturi. Kad biste mogli nabaviti najfiniji prah željeza, vidjeli biste kako željezo izgara na zraku. Zašto proizvodi od željeza, figurice, čavli i sl. ne gore u 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 prolaska ove reakcije. Izračunajmo promjenu izobarnog potencijala na temperaturi od 500 K:
Dobiven je rezultat koji pokazuje da s porastom temperature, promjena u izobarnom potencijalu reakcije postaje manje negativna. To znači da s porastom temperature reakcija postaje termodinamički manje vjerojatna, tj. da se ravnoteža reakcije sve više pomiče prema polaznim tvarima.
Zanimljivo je znati pri kojoj temperaturi je ravnoteža podjednako pomaknuta prema produktima reakcije i prema polaznim tvarima. To se događa kada D G r-cija \u003d 0(konstanta ravnoteže je 1):
Gdje dobivamo:
T=150300/168,2=894K, ili 621°C.
Na ovoj temperaturi jednako je vjerojatno da će se reakcija odvijati i u smjeru naprijed i u smjeru nazad. 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 temperatura raste, konstanta ravnoteže se smanjuje.
Željezni oksid Fe 3 O 4 naziva se magnetit (magnetna željezna ruda). Ovaj željezni oksid, za razliku od oksida FeO (wustite) 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 zdjelu, kamenčić je uvijek pokazivao samo u jednom smjeru. Kao da je kompas tako izmišljen, a mineral je dobio ime po imenu ovog pastira. Iako je možda magnetit tako nazvan po drevnom gradu Male Azije - Magneziji. Magnetit je glavna ruda iz koje se 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 Fe 2 O 3 oksid (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 industrijsku vrijednost.
Većina kemijskih reakcija je reverzibilna, tj. teći istovremeno u suprotnim smjerovima. U slučajevima kada se prednja i obrnuta reakcija odvijaju istom brzinom, dolazi do kemijske ravnoteže. Na primjer, u reverzibilnoj homogenoj reakciji: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), omjer brzina izravne i obrnute reakcije prema zakonu djelovanja mase ovisi o omjeru koncentracija reaktanata, i to: brzina izravne reakcije: υ 1 = k 1 [N 2 ]. Brzina reverzne reakcije: υ 2 \u003d k 2 2.
Ako su H 2 i I 2 početne 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 nastalih i potrošenih HI molekula u jedinici vremena postaje isti.
Budući da su u kemijskoj ravnoteži brzine izravnih i obrnutih reakcija jednake V 1 \u003d V 2, tada je k 1 \u003d 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 - naziva se konstanta kemijske ravnoteže, a gornja jednadžba se naziva zakon djelovanja mase (Guldberg - Vaale).
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.
Omjer između ravnotežnih koncentracija ne ovisi o tome koje se tvari uzimaju kao polazni materijali (npr. H 2 i I 2 ili HI), tj. ravnoteži se može pristupiti s obje strane.
Konstanta kemijske ravnoteže ovisi o prirodi reaktanata i o temperaturi; konstanta ravnoteže ne ovisi o tlaku (ako je previsok) i 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 početne tvari. Ova nam jednadžba omogućuje izračunavanje K iz vrijednosti ∆G o i 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 se jednadžbe vidi 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 tim konstantnim uvjetima u bilo kojem trenutku. Promjenom uvjeta dolazi do poremećaja stanja ravnoteže, jer se u tom slučaju brzine suprotnih procesa mijenjaju u različitim stupnjevima. Međutim, nakon nekog vremena sustav ponovno dolazi u stanje ravnoteže, ali već u skladu s novim promijenjenim uvjetima.
Pomak ravnoteže ovisno o promjenama uvjeta općenito je određen Le Chatelierovim načelom (ili načelom pokretne 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, povećanje temperature uzrokuje pomak ravnoteže u smjeru procesa, čiji je tijek popraćen apsorpcijom topline, a smanjenje 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 volumen smanjuje.
Ako se određena količina bilo koje od tvari koje sudjeluju u reakciji doda u sustav u ravnoteži (ili obrnuto, ukloni iz sustava), tada se brzine prednje i obrnute reakcije mijenjaju, ali se postupno opet izjednačuju. Drugim riječima, sustav ponovno dolazi u stanje kemijske ravnoteže. U tom novom stanju ravnotežne koncentracije svih tvari prisutnih u sustavu razlikovat će se od početnih ravnotežnih koncentracija, ali će omjer među njima 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 se 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 mogu se izabrati najpovoljniji uvjeti za odvijanje kemijskog procesa. Pri konačnom izboru uvjeta procesa uzima se u obzir 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; [B]=1,1 mol∙l -1; [C] \u003d 2,1 mol ∙ l -1.
Odluka. Izraz za konstantu ravnoteže za ovu reakciju je: . Zamijenimo ovdje koncentracije ravnoteže navedene u uvjetu problema: =5,79.
Primjer 2. Izračunavanje ravnotežnih koncentracija reaktanata. Reakcija se odvija prema jednadžbi A + 2B C.
Odredite ravnotežne koncentracije reaktanata ako su početne koncentracije tvari A i B 0,5 odnosno 0,7 mol∙l -1, a konstanta ravnoteže reakcije K p =50.
Odluka. Za 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 \u003d (o,5-x) mol ∙ l -1; C B \u003d (0,7-x) mol ∙ l -1; C C \u003d 2x mol ∙ l -1
x 1 \u003d 0,86; x 2 \u003d 0,44
Prema uvjetu zadatka vrijedi vrijednost x 2. Dakle, ravnotežne koncentracije reaktanata su:
C A \u003d 0,5-0,44 \u003d 0,06 mol ∙ l -1; C B \u003d 0,7-0,44 \u003d 0,26 mol ∙ l -1; C C \u003d 0,44 ∙ 2 = 0,88 mol ∙ l -1.
Primjer 3 Određivanje promjene Gibbsove energije ∆G o reakcije pomoću vrijednosti konstante ravnoteže K p. Izračunajte Gibbsovu energiju i odredite mogućnost reakcije CO+Cl 2 =COCl 2 pri 700K, ako je konstanta ravnoteže Kp=1,0685∙10 -4. Parcijalni tlak svih tvari koje reagiraju jednak je i iznosi 101325 Pa.
Odluka.∆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 -22 kcal:
a) s povećanjem koncentracije N 2;
b) s povećanjem koncentracije H 2;
c) kada temperatura poraste;
d) kada se tlak smanji?
Odluka. Porast koncentracije tvari na lijevoj strani jednadžbe reakcije, prema Le Chatelierovom pravilu, trebao bi izazvati proces koji ima tendenciju oslabiti učinak, 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 koja slabi udar (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 prednje 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?
Odluka. Označimo koncentracije tvari koje reagiraju: = a, =b,=S. Prema zakonu o djelovanju mase, brzine prednje i obrnute reakcije prije promjene volumena su
v pr \u003d Ka 2 b, v arr \u003d K 1 s 2
Nakon smanjenja volumena homogenog sustava za faktor tri, koncentracija svakog od reaktanata će se povećati za faktor tri: 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Pri novim koncentracijama brzine v "np izravne 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 reakcije naprijed porasla je 27 puta, a obrnuto - samo devet puta. Ravnoteža sustava pomaknula se prema stvaranju SO 3 .
Primjer 6 Izračunajte koliko će se puta povećati brzina odvijanja reakcije u plinovitoj fazi s porastom temperature od 30 do 70 0 C, ako je temperaturni koeficijent reakcije 2.
Odluka. Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi određena je Van't Hoffovim empirijskim pravilom prema formuli
Stoga je brzina reakcije na 70°C 16 puta veća od brzine reakcije na 30°C.
Primjer 7 Konstanta ravnoteže homogenog sustava
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) pri 850 °C je 1. Izračunajte koncentracije svih tvari u ravnoteži ako su početne koncentracije: [CO] ISC = 3 mol / l, [H 2 O] ISH \u003d 2 mol / l.
Odluka. 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 uvjetu zadatka date su početne koncentracije, dok su u izrazu K r uključuje samo ravnotežne koncentracije svih tvari u sustavu. Pretpostavimo da je do trenutka ravnoteže koncentracija [SO 2 ] R = x mol/l. Prema jednadžbi sustava, broj molova vodika koji nastaje u ovom slučaju također će biti x mol/l. Isti broj namaza (X mol / l) CO i H 2 O se troše za nastanak x mola CO2 i H2. Prema tome, ravnotežne koncentracije sve četiri tvari (mol/l):
[CO 2] P \u003d [H 2] p = X;[CO] P = (3 – x); P = (2-x).
Poznavajući konstantu ravnoteže, nalazimo vrijednost X, a zatim početne koncentracije svih tvari:
; x 2 \u003d 6-2x-3x + x 2; 5x \u003d 6, l \u003d 1,2 mol / l.
135. zadatak.
Izračunajte konstantu ravnoteže za homogeni sustav
ako je ravnotežna koncentracija reaktanata (mol/l):
[CO]P = 0,004; [H20] P = 0,064; [C02] P = 0,016; [H 2] p \u003d 0,016,
Kolike su početne koncentracije vode i CO? Odgovor: K = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO]ref = 0,02 mol/l.
Odluka:
Jednadžba reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H2 (g)
Konstanta jednadžbe za ovu reakciju ima izraz:
Da bismo pronašli početne koncentracije tvari H 2 O i CO, uzimamo u obzir da se, prema jednadžbi reakcije, iz 1 mola CO i 1 mola H 2 O dobiva 1 mol CO 2 i 1 mol H 2 formirana. Kako je prema uvjetu zadatka u svakoj litri sustava nastalo 0,016 mol CO 2 i 0,016 mol H 2, tada je utrošeno 0,016 mol CO i H 2 O. Dakle, željene početne koncentracije su:
Ref \u003d [H2O] P + 0,016 \u003d 0,004 + 0,016 \u003d 0,02 mol/l;
[CO] ref \u003d [CO] P + 0,016 \u003d 0,064 + 0,016 \u003d 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] ref = 0,10; [H20] ref = 0,40.
Odgovor: [CO 2] P \u003d [H 2] P \u003d 0,08; [CO]P = 0,02; [H20] P = 0,32.
Odluka:
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:
Označavamo s x mol / l ravnotežnu koncentraciju jednog od produkata reakcije, tada će ravnotežna koncentracija drugog također biti x mol / l, budući da se oba formiraju u istoj količini. Ravnotežne koncentracije polaznih tvari bit će:
[CO] ref = 0,10 – x mol/l; [H 2 O] ref = 0,40 - x mol / l. (budući da se za stvaranje x mol / l produkta reakcije troši, redom, x mol / l CO i H 2 O. U trenutku ravnoteže koncentracija svih tvari bit će (mol / l): [CO 2 ] P \u003d [H2] P = x; [CO] P = 0,10 - x; [H2O] P = 0,4 - x.
Zamjenjujemo ove vrijednosti u izraz za konstantu ravnoteže:
Rješavanjem jednadžbe nalazimo x = 0,08. Stoga koncentracijska ravnoteža (mol/l):
[CO2] P = [H2] P = x = 0,08 mol/l;
[H2O] P = 0,4 - x = 0,4 - 0,08 = 0,32 mol/l;
[CO] P \u003d 0,10 - x \u003d 0,10 - 0,08 \u003d 0,02 mol / l.
137. zadatak.
Konstanta ravnoteže homogenog sustava N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 na određenoj temperaturi je 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.
Odluka:
Jednadžba reakcije je:
N 2 + ZN 2 \u003d 2NH 3
Označimo ravnotežnu koncentraciju N2 kao x mol/l. Izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije je:
Zamijenimo podatke zadatka u izraz konstante ravnoteže i pronađimo koncentraciju N 2
Da bismo pronašli početnu koncentraciju N 2, uzmemo u obzir da se prema jednadžbi reakcije za nastanak 1 mola NH 3 troši ½ mola N 2 . Budući da je prema uvjetu zadatka u svakoj litri sustava nastalo 0,08 mol NH3, 0,08 . 1/2 \u003d 0,04 mol N2. Stoga je željena početna koncentracija N 2 jednaka:
Ref \u003d P + 0,04 \u003d 8 + 0,04 \u003d 8,04 mol / l.
Odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
138. zadatak
Na nekoj temperaturi, ravnoteža homogenog sustava
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 utvrđeno 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 mol/l; [O 2 ] ex x = 0,15 mol/L.
Odluka:
Jednadžba reakcije:
2NO + O 2 ↔ 2NO 2
Da bismo pronašli početne koncentracije 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 potrošeno 0,1 mol NO i 0,05 mol O 2 . Dakle, početne koncentracije NO i O 2 su jednake:
Ref = NO] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mol/l;
[O 2] ref \u003d [O 2] p + 0,05 \u003d 0,1 + 0,05 \u003d 0,15 mol / l.
Odgovor: Kp = 2,5; ref = 0,3 mol/l; [O 2] ref = 0,15 mol/l.
139. zadatak.
Zašto se ravnoteža sustava pomiče kada se tlak promijeni?
N 2 + 3N 2 ↔ 2NH 3 i, ravnoteža sustava N 2 + O 2 2NO se ne pomiče? Obrazložite svoj odgovor na temelju izračuna brzine prednje i obrnute reakcije u tim sustavima prije i poslije promjene tlaka. Napišite izraze za konstante ravnoteže svakog od ovih sustava.
Odluka:
a) Jednadžba reakcije:
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.
Iz jednadžbe reakcije proizlazi da reakcija teče uz smanjenje volumena u sustavu (od 4 mola plinovite tvari nastaju 2 mola plinovite tvari). Stoga će se s promjenom tlaka u sustavu primijetiti pomak u ravnoteži. Ako se tlak u ovom sustavu poveća, 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 \u003d k 3\u003e o br \u003d 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 izravne reakcije bit će manja od brzine izravni jedan:
itd< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).
b) Jednadžba reakcije:
N2 + O2) ↔ 2NO. .
Iz jednadžbe reakcije proizlazi da kada reakcija nije popraćena promjenom volumena, reakcija se odvija bez promjene broja molova plinovitih tvari. Stoga promjena tlaka u sustavu neće dovesti do pomaka u ravnoteži, pa će brzine naprijed i obrnute reakcije biti jednake:
pr \u003d arr \u003d ili (pr k [O 2]) \u003d (arr \u003d k 2) .
140. zadatak.
Početne koncentracije ref i [S1 2 ]ref u homogenom sustavu
2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1 su 0,5 odnosno 0,2 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je do trenutka postizanja ravnoteže reagiralo 20% NO. Odgovor: 0,417.
Odluka:
Jednadžba reakcije je: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1
Prema uvjetu zadatka u reakciju je ušlo 20% NO, što je 0,5 .
0,2 = 0,1 mol, ali 0,5 - 0,1 = 0,4 mol NO nije reagirao. Iz jednadžbe reakcije proizlazi da se na svaka 2 mola NO potroši 1 mol Cl2, a nastane 2 mola NOCl. Stoga je 0,05 mol Cl 2 reagiralo s 0,1 mol NO i nastalo je 0,1 mol NOCl. 0,15 mol Cl 2 ostalo je neiskorišteno (0,2 - 0,05 = 0,15). Dakle, ravnotežne koncentracije uključenih tvari su jednake (mol / l):
P = 0,4; p=0,15; p = 0,1.
Konstanta ravnoteže ove reakcije izražena je jednadžbom:
Zamjenom u ovom izrazu ravnotežnih koncentracija tvari dobivamo.
