Dejavniki, od katerih je odvisna konstanta ravnotežja. Kemijsko ravnovesje
Državna izobraževalna ustanova za visoko strokovno izobraževanje "Uralska državna tehnična univerza - UPI"
Določanje konstant kemijskega ravnovesja
reakcije in izračun kemijsko ravnovesje
pri predmetu fizikalna kemija
za redne študente
Ekaterinburg 2007
UDK 544(076)S79
Sestavil
Znanstveni urednik, kandidat kemijskih znanosti, izredni profesor
Določitev ravnotežnih konstant kemijskih reakcij in izračun kemijskega ravnovesja: metodološka navodila za laboratorijsko delo št. 4 pri fizikalni kemiji / comp. - Ekaterinburg: Državna izobraževalna ustanova za visoko strokovno izobraževanje USTU-UPI, 20 str.
Navodila so namenjena dodatnemu poglobljenemu študiju snovi o kemijskem ravnovesju v okviru računsko-analiznega laboratorijskega dela. Vsebuje 15 možnosti za posamezne naloge, kar prispeva k doseganju cilja.
Bibliografija: 5 naslovov. riž. Tabela
© Državni izobraževalni zavod za visoko strokovno izobraževanje "Ural State
Tehniška univerza - UPI", 2007
Uvod
To delo, čeprav poteka v okviru laboratorijske delavnice, se nanaša na računsko in analitično delo in je sestavljeno iz obvladovanja teoretičnega gradiva in reševanja številnih problemov na temo predmeta fizikalne kemije "Kemijsko ravnovesje".
Potrebo po njem povzroča kompleksnost te teme na eni strani in premajhna količina izobraževalnega časa, namenjenega njenemu študiju, na drugi strani.
Glavni del teme "Kemijsko ravnovesje": izpeljava zakona kemijskega ravnovesja, upoštevanje enačb izobare in izoterme kemijska reakcija itd. so predstavljeni na predavanjih in preučeni na praktične vaje(zato to gradivo v tem delu ni predstavljeno). Ta priročnik podrobno preučuje del teme, ki se nanaša na eksperimentalno določanje ravnotežnih konstant in določanje ravnotežne sestave sistema s kemično reakcijo, ki poteka v njem.
Torej jim bo dokončanje tega dela omogočilo reševanje naslednjih nalog:
1) se seznanijo z metodami za določanje in izračun ravnotežnih konstant kemijskih reakcij;
2) naučiti se izračunati ravnotežno sestavo zmesi na podlagi najrazličnejših eksperimentalnih podatkov.
1. TEORETIČNE INFORMACIJE O METODAH
DOLOČITVE RAVNOTEŽNIH KONSTAN KEMIJSKIH REAKCIJ
Na kratko se osredotočimo na osnovne pojme, uporabljene spodaj. Konstanta ravnotežja kemijske reakcije je količina
https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - standardna molarna Gibbsova energija reakcije r.
Enačba (1) je določujoča enačba za ravnotežno konstanto kemijske reakcije. Upoštevati je treba, da je konstanta ravnotežja kemijske reakcije brezdimenzijska količina.
Zakon kemijskega ravnovesja je zapisan takole
, (2)
kjer https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- dejavnost k- udeleženec v reakciji; - razsežnost dejavnosti; stehiometrični koeficient k- udeleženec reakcije r.
Eksperimentalno določanje ravnotežnih konstant je precej težka naloga. Najprej se morate prepričati, da je pri dani temperaturi doseženo ravnovesje, to je, da sestava reakcijske mešanice ustreza ravnotežnemu stanju - stanju z minimalno Gibbsovo energijo, ničelno reakcijsko afiniteto in enakostjo hitrosti naprej in nazaj reakcije. Pri ravnovesju bodo tlak, temperatura in sestava reakcijske zmesi konstantni.
Na prvi pogled se zdi, da lahko sestavo ravnotežne mešanice določimo s kvantitativnimi analiznimi metodami z značilnimi kemijskimi reakcijami. Vendar pa vnos tujega reagenta, ki veže eno od komponent kemijskega procesa, premakne (tj. spremeni) ravnotežno stanje sistema. To metodo je mogoče uporabiti le, če je hitrost reakcije dovolj počasna. Zato se zelo pogosto pri preučevanju ravnovesja uporabljajo tudi različne fizikalne metode za določanje sestave sistema.
1.1 Kemijske metode
Obstajajo statični kemične metode in dinamične kemijske metode. Poglejmo konkretne primere, navedene v.
1.1.1 Statične metode.
Statične metode vključujejo namestitev reakcijske mešanice v reaktor pri konstantni temperaturi in nato določanje sestave sistema, ko je doseženo ravnovesje. Preučevana reakcija mora biti dovolj počasna, da vnos tujega reagenta praktično ne poruši ravnotežnega stanja. Če želite upočasniti proces, lahko reakcijsko bučko dokaj hitro ohladite. Klasičen primer tovrstnih raziskav je reakcija med jodom in vodikom
H2(g) + I2(g) = 2HI (g) (3)
Lemoyne je v steklene valje dal mešanico joda in vodika ali vodikovega jodida. Pri 200 oC do reakcije praktično ne pride; pri 265 °C je trajanje ravnovesja nekaj mesecev; pri 350 °C se ravnotežje vzpostavi v nekaj dneh; pri 440 °C - več ur. V zvezi s tem je bilo za preučevanje tega procesa izbrano temperaturno območje 300–400 oC. Sistem je bil analiziran na naslednji način. Reakcijski balon smo hitro ohladili tako, da smo ga spustili v vodo, nato pa odprli pipo in v vodi raztopili vodikov jodid. Količino jodovodikove kisline smo določili s titracijo. Pri vsaki temperaturi smo poskus izvajali, dokler koncentracija ni dosegla konstantne vrednosti, kar kaže na vzpostavitev kemijskega ravnovesja v sistemu.
1.1.2 Dinamične metode.
Dinamične metode so sestavljene iz stalnega kroženja mešanice plinov in njenega hitrega ohlajanja za nadaljnjo analizo. Te metode so najbolj uporabne za dokaj hitre reakcije. Reakcije se praviloma pospešijo bodisi z izvajanjem pri povišanih temperaturah bodisi z vnosom katalizatorja v sistem. Dinamična metoda je bila uporabljena zlasti pri analizi naslednjih plinskih reakcij:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)
2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)
2SO2 + O2 ⇄ 2SO
3H2 + N2 ⇄ 2NH
1.2 Fizikalne metode
Te metode temeljijo predvsem na merjenju tlaka ali masne gostote reakcijske zmesi, čeprav se lahko uporabijo tudi druge lastnosti sistema.
1.2.1 Merjenje tlaka
Vsako reakcijo, ki jo spremlja sprememba števila molov plinastih reaktantov, spremlja sprememba tlaka pri konstantnem volumnu. Če so plini blizu idealnih, potem je tlak neposredno sorazmeren s skupnim številom molov plinastih reaktantov.
Kot ponazoritev razmislite o naslednji plinski reakciji, napisani na molekulo izhodne snovi
Število molov
v začetnem trenutku 0 0
v ravnovesju
kjer https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" width="245" height="25 src=">, (9)
kjer je https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width="20" height="21 src=">.gif" width="91" height="31">.
Med temi pritiski obstajajo razmerja:
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)
Ravnotežna konstanta, izražena v p-lestvici, bo
. (14)
Posledično lahko z merjenjem ravnotežnega tlaka določimo stopnjo disociacije z uporabo formule (13), nato pa lahko izračunamo konstanto ravnotežja z uporabo formule (14).
1.2.2 Merjenje masne gostote
Za vsako reakcijo, ki jo spremlja sprememba števila molov plinastih udeležencev v procesu, je značilna sprememba masne gostote pri konstantnem tlaku.
Na primer, za reakcijo (8) velja
, (15)
kjer je https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> prostornina sistema v stanju ravnovesja. Praviloma v realnem poskusi se ne meri prostornina, temveč gostota mase sistema, ki je obratno sorazmerna z prostornino..gif" width="37 height=21" height="21"> - masna gostota sistema v začetnem trenutku oziroma v trenutku ravnotežja. Z merjenjem masne gostote sistema lahko s formulo (16) izračunamo stopnjo disociacije in nato ravnotežno konstanto.
1.2.3 Neposredna meritev parcialnega tlaka
Najbolj neposreden način za določitev konstante ravnotežja kemijske reakcije je merjenje parcialnih tlakov vsakega udeleženca v procesu. Na splošno je to metodo zelo težko uporabiti v praksi, najpogosteje se uporablja le pri analizi plinskih mešanic, ki vsebujejo vodik. V tem primeru se uporablja lastnost kovin platinske skupine, da so prepustne za vodik pri visokih temperaturah. Predgreto mešanico plinov vodimo pri konstantni temperaturi skozi valj 1, v katerem je prazen rezervoar za iridij 2, povezan z manometrom 3 (slika 1). Vodik je edini plin, ki lahko prehaja skozi stene iridijeve posode.
Tako je treba še izmeriti skupni tlak mešanico plinov in parcialni tlak vodika za izračun konstante ravnotežja reakcije. Ta metoda je Lowensteinu in Wartenbergu (1906) omogočila preučevanje disociacije vode, HCl, HBr, HI in H2S ter reakcij, kot so:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)
1.2.4 Optične metode
Obstajajo ravnotežne preskusne metode, ki temeljijo na meritvah adsorpcije in so še posebej učinkovite v primeru obarvanih plinov. Sestavo binarne mešanice plinov je mogoče določiti tudi z merjenjem lomnega količnika (refraktometrično). Na primer, Chadron (1921) je proučeval redukcijo kovinskih oksidov z ogljikovim monoksidom z refraktometričnim merjenjem sestave plinske mešanice ogljikovega oksida in ogljikovega dioksida.
1.2.5 Merjenje toplotne prevodnosti
Ta metoda je bila uporabljena za preučevanje disociacijskih reakcij v plinski fazi, npr.
Predpostavimo, da je zmes N2O4 in NO2 postavljena v posodo, katere desna stena ima temperaturo T2, leva stena pa T1 in T2>T1 (slika 2). Disociacija N2O4 bo večja v tistem delu posode, ki ga ima več visoka temperatura. Posledično bo koncentracija NO2 na desni strani posode večja kot na levi, opazili pa bomo difuzijo molekul NO2 od desne proti levi in N2O4 od leve proti desni. Vendar pa se molekule N2O4, ko dosežejo desno stran reakcijske posode, ponovno disociirajo in absorbirajo energijo v obliki toplote, molekule NO2, ki dosežejo levo stran posode, pa se dimerizirajo in sproščajo energijo v obliki toplote. To pomeni, da pride do superpozicije običajne toplotne prevodnosti in toplotne prevodnosti, povezane s pojavom disociacijske reakcije. Ta problem je rešen kvantitativno in omogoča določitev sestave ravnotežne mešanice.
1.2.6 Merjenje elektromotorne sile (EMS) galvanskega člena
Merjenje EMF galvanskih členov je preprosta in natančna metoda za izračun termodinamičnih funkcij kemijskih reakcij. Potrebno je le 1) konstruirati galvanski člen tako, da končna reakcija v njem sovpada s proučevanim, katerega konstanto ravnotežja je treba določiti; 2) meriti EMF galvanskega člena v termodinamično ravnotežnem procesu. Za to je potrebno, da se ustrezen proces generiranja toka odvija neskončno počasi, to je, da element deluje na neskončno majhni jakosti toka, zato se za merjenje EMF galvanskega člena uporablja kompenzacijska metoda, ki temelji na dejstvu, da je proučevani galvanski člen zaporedno povezan proti zunanji potencialni razliki, slednja pa je bila izbrana tako, da v tokokrogu ni bilo toka. Velikost EMF, izmerjena s kompenzacijsko metodo, ustreza termodinamično ravnotežnemu procesu, ki poteka v elementu, koristno delo procesa pa je največje in je enako izgubi Gibbsove energije
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width="181" height="29 src="> (20)
pri p, T=const, kjer F–Faradayevo število = 96500 C/mol, n– najmanjši skupni večkratnik števila elektronov, ki sodelujejo v elektrodnih reakcijah, Eo– standardni EMF, V.
Vrednost ravnotežne konstante je mogoče najti iz razmerja (21)
(21)
2. PRIMER LABORATORIJSKEGA DELA ZA DOLOČANJE VREDNOSTI KONSTANTE RAVNOTEŽJA
Laboratorijsko delo na študiju disociacijske reakcije kovinskih karbonatov se pogosto srečuje v delavnicah fizikalne kemije. Dajmo povzetek podobno delo.
Cilj dela – določitev konstante ravnotežja in izračun glavnih termodinamičnih veličin reakcije razgradnje karbonata.
Kalcijev karbonat https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)
pri tem nastane plinasti ogljikov monoksid (IV), trden kalcijev oksid in ostane del nedisociiranega kalcijevega karbonata.
Ravnotežna konstanta reakcije (22) bo zapisana kot:
, (23)
kjer https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> na splošno ali; aktivnosti čistih trdnih ali tekočih faz so enake https:/ /pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.
Če se tlak meri v atmosferah, potem = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">. (24)
Ravnotežni tlak ogljikovega dioksida nad kalcijevim karbonatom imenujemo disociacijski tlak CaCO3.
To pomeni, da bo ravnotežna konstanta reakcije disociacije kalcijevega karbonata številčno enaka elastičnosti disociacije karbonata, če je slednja izražena v atmosferah. Tako je z eksperimentalnim določanjem elastičnosti disociacije kalcijevega karbonata mogoče določiti vrednost ravnotežne konstante te reakcije.
eksperimentalni del
Za določitev elastičnosti disociacije kalcijevega karbonata se uporablja statična metoda. Njegovo bistvo je neposredno merjenje tlaka ogljikovega dioksida v napravi pri dani temperaturi.
Oprema. Glavni sestavni deli naprave so: reakcijska posoda (1), izdelana iz toplotno odpornega materiala in postavljena v električno peč (2); živosrebrni manometer (3), hermetično povezan z reakcijsko posodo in preko pipe (4) z ročno vakuumsko črpalko (5). Temperaturo v kurišču vzdržujemo z regulatorjem (6), temperaturo pa uravnavamo s termoelementom (7) in voltmetrom (8). Določeno količino proučevane praškaste snovi (9) (kovinski karbonati) damo v reakcijsko posodo.
Delovni nalog. Po preverjanju tesnosti sistema vklopite peč in z regulatorjem nastavite želeno začetno temperaturo reakcijske posode. Zabeležite prve odčitke termočlena in manometra. Po tem z regulatorjem (6) zvišajte temperaturo v peči za 10-20 stopinj, počakajte, da se vzpostavi nova konstantna vrednost temperature in zabeležite vrednost tlaka, ki ustreza tej temperaturi. Tako postopoma povečujete temperaturo, opravite vsaj 4-5 meritev. Po koncu eksperimenta se peč ohladi in sistem prek ventila (4) poveže z atmosfero. Nato izklopite pečico in voltmeter. Po obdelavi pridobljenih eksperimentalnih podatkov je mogoče izračunati ravnotežno konstanto disociacijske reakcije.
Slika 3. Naprava za določanje elastičnosti disociacije
kovinski karbonati.
3. DOLOČANJE RAVNOTEŽNIH KONSTANT
BREZ IZVEDBE EKSPERIMENTA
3.1 Izračun konstante ravnotežja kemijske reakcije iz
vrednost standardne molarne Gibbsove funkcije reakcije
Ta metoda sploh ne vključuje eksperimentiranja. Če sta znani standardna molarna entalpija in entropija reakcije pri dani temperaturi, lahko z uporabo ustreznih enačb izračunamo standardno molsko Gibbsovo funkcijo proučevane reakcije pri želeni temperaturi in preko nje vrednost konstante ravnotežja.
Če vrednosti standardne molarne entropije in entalpije pri določeni temperaturi niso znane, potem lahko uporabite metodo Temkin in Shvartsman, to je iz vrednosti standardne molarne entalpije in entropije pri temperaturi 298 K in vrednosti koeficientov temperaturne odvisnosti molarne toplotne kapacitete reakcije izračunajte standardno molsko Gibbsovo energijo reakcije pri kateri koli temperaturi.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - referenčni koeficienti, ki niso odvisni od narave reakcije in so določeni le po temperaturnih vrednostih.
3.2 Metoda združevanja ravnotežij
Ta metoda se uporablja v praktični kemijski termodinamiki. Na primer, ravnotežni konstanti dveh reakcij sta bili eksperimentalno ugotovljeni pri isti temperaturi
1. СH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
Konstanta ravnotežja za reakcijo sinteze metanola
3..gif" width="31" height="32"> in :
. (29)
3.3 Izračun ravnotežne konstante kemijske reakcije pri določeni temperaturi iz znanih vrednosti ravnotežnih konstant iste reakcije pri dveh drugih temperaturah
Ta računska metoda temelji na reševanju izobarne enačbe kemijske reakcije (van't Hoffova izobara)
, (30)
kjer je https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">in izgleda tako:
. (31)
Z uporabo te enačbe lahko izračunate standardno molsko entalpijo reakcije, če poznate ravnotežne konstante pri dveh različnih temperaturah, in če poznate to enačbo in ravnotežno konstanto pri eni temperaturi, lahko izračunate ravnotežno konstanto pri kateri koli drugi temperaturi.
4. PRIMERI REŠEVANJA PROBLEMOV
Poiščite konstanto ravnotežja za sintezo amoniaka y N2 + H2 ⇄ NH3, če je ravnotežni molski delež amoniaka 0,4 pri 1 atm in 600 K. Začetna mešanica je stehiometrična, v začetni mešanici ni produkta.
podano: Reakcija y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0,4 Ugotovite: - ?
rešitev
Iz pogojev problema poznamo stehiometrično enačbo in tudi, da je v začetnem trenutku število molov dušika enako stehiometričnemu, to je 0,5 mol (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">
Zapišimo reakcijo, pod simboli elementov označimo začetno in ravnotežno količino molov snovi.
y N2 + H2 ⇄ NH3
0,5 - 0,5ξ 1,5 - 1,5 ξ ξ
Skupno število molov vseh udeležencev reakcije v sistemu v trenutku ravnotežja
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
Reševanje neposrednega problema kemijskega ravnovesja je izračun ravnotežne sestave sistema, v katerem poteka določena reakcija (več reakcij). Očitno je osnova rešitve zakon kemijskega ravnovesja. Potrebno je samo izraziti vse spremenljivke, vključene v ta zakon, skozi eno od njih: na primer skozi globino kemijske reakcije, skozi stopnjo disociacije ali preko nekega ravnotežnega molskega deleža. Bolje je izbrati, katera spremenljivka je primerna za uporabo glede na specifične pogoje problema.
Problem 2
Ravnotežna konstanta plinske reakcije sinteze vodikovega jodida
H2 + I2 ⇄ 2HI pri temperaturi 600 K in tlaku, izraženem v atmosferah, je enak Kr= 45,7. Poiščite ravnotežno globino te reakcije in ravnotežni izkoristek produkta pri dani temperaturi in tlaku 1 atm, če v začetnem trenutku količine izhodnih snovi ustrezajo stehiometričnim in v začetni fazi ni produktov reakcije. trenutek.
dano Kr= 45.7. =1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> mol. Najdi: - ? - ?
rešitev
Zapišimo samo reakcijo, pod simboli elementov pa število molov vsakega udeleženca v začetnem trenutku in v trenutku vzpostavljenega ravnovesja po formuli (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Izrazimo ravnotežne molske deleže in parcialne tlake vseh udeležencev v reakciji z eno samo spremenljivko - globino kemijske reakcije.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width="144" height="47 src=">.
Zakon delovanja mase ali zakon kemijskega ravnovesja
https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0,772.
Problem 3
Njegov pogoj se razlikuje od problema 2 le v tem, da sta začetni količini molov vodika in joda enaki 3 oziroma 2 moloma. Izračunajte molsko sestavo ravnotežne zmesi.
dano: Možna reakcija: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. Kr = 45,7 .
3 mol; Krt; Krt. Najdi: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
Skupno število molov vseh udeležencev v reakciji v trenutku ravnotežja je enako
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Ravnotežni molski deleži in parcialni tlaki vseh udeležencev reakcije, izraženi z eno samo spremenljivko - globino kemijske reakcije
Zamenjava parcialnih tlakov v zakonu kemijskega ravnovesja daje:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> in izračunajte konstanto ravnotežja, nato zgradite graf in iz njega določite globino reakcije ki ustreza ugotovljeni vrednosti konstante ravnovesja.
= 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 izvedbo dela morate opraviti naslednje naloge
1. vaja
1. Opišite metodo za eksperimentalno določanje elastičnosti ogljikovega dioksida pri študiju disociacijske reakcije CaCO3⇄CaO+CO2
(možnosti 1 – 15, tabela 3);
2. Zapišite zakon kemijskega ravnovesja za proučevano reakcijo; določite vrednosti ravnotežnih konstant reakcije disociacije kalcijevega karbonata glede na eksperimentalne podatke (tabela 3) pri različnih temperaturah; dokončajte naloge iz razdelka B (v skladu z navedeno možnostjo) dokončajte naloge 1-3, p;
3. Zapišite definirajoči izraz za ravnotežno konstanto in teoretično izračunajte ravnotežno konstanto reakcije, ki jo preučujete pri zadnji temperaturi, navedeni v tabeli.
Naloga 2
1. Pripravite odgovor na vprašanje 1 (možnosti 1-15, tabela 4)
2. Reši nalogi 2 in 3.
Referenčni podatki, potrebni za dokončanje dela
Vrednost za izračun standardne molarne spremembe Gibbsove energije z uporabo metode Temkin in Shvartsman
Tabela 1
Termodinamični podatki za izračun standardne molarne Gibbsove energije
tabela 2
Eksperimentalni podatki za nalogo 1
Tabela 3
Možnost | Eksperimentalni podatki |
|||
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 |
Pogoji nalog za opravljanje naloge 2
Tabela 4
1 možnost | 1. Povejte nam o kemijskih metodah za določanje vrednosti konstant kemijskega ravnovesja. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo in tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5 A + 2B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistemu, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Pri 1273 K in skupnem tlaku 30 atm vsebuje ravnotežna mešanica s predpostavljeno reakcijo CO2 (g) + C (s) = 2CO (g) 17 % (po prostornini) CO2. Kolikšen odstotek CO2 bo vseboval plin pri skupnem tlaku 20 atm?. Pri kakšnem tlaku bo plin vseboval 25 % CO2? |
Možnost 2 | 1 . Opišite fizikalno metodo za določanje vrednosti konstante kemijskega ravnovesja z merjenjem tlaka. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistem, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Pri 2000 °C in skupnem tlaku 1 atm disociira 2 % vode na vodik in kisik po reakciji H2O(g) = H2(g) + 0,5 O2(g). Izračunajte konstanto ravnotežja reakcije pri teh pogojih. |
Možnost 3 | 1 . Opišite metodo za določanje vrednosti ravnotežne konstante iz meritev gostote. Med katere metode spada ta metoda? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo A + 2B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistem, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,6, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Ravnotežna konstanta reakcije CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) pri 500 oC je 5,5 ([p]=1 atm). Na to temperaturo smo segreli zmes, sestavljeno iz 1 mol CO in 5 mol H2O. Izračunajte molski delež vode v ravnotežni mešanici. |
Možnost 4 | 1 . Opišite metodo za določanje vrednosti konstante ravnotežja z neposrednim merjenjem parcialnega tlaka. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo in tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5 A + B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistemu, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je enak 1,5 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 Ravnotežna konstanta reakcije N2O4(g) = 2NO2(g) pri 25 o C je enaka 0,143 ([p]=1 atm). Izračunajte tlak, ki se bo razvil v 1-litrski posodi z 1 g N2O4 pri tej temperaturi. |
Možnost 5 | 1 . Kako lahko določite vrednost konstante ravnotežja reakcije, ne da bi se zatekli k poskusu. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5 A + 3B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistem, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . 3-litrsko posodo, ki je vsebovala 1,79·10 -2 mol I2, smo segreli na 973 K. Izkazalo se je, da je tlak v posodi v ravnotežju 0,49 atm. Ob predpostavki, da so plini idealni, izračunajte konstanto ravnotežja pri 973 K za reakcijo I2(g) = 2I(g). |
Možnost 6 | 1. Uporaba reakcijske izobarne enačbe za določitev vrednosti konstante kemijskega ravnotežja pri predhodno neraziskani temperaturi. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 3A + B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistem, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Za reakcijo PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) pri 250 °C je standardna molska sprememba Gibbsove energije = - 2508 J/mol. Pri katerem skupnem tlaku bo stopnja pretvorbe PCl5 v PCl3 in Cl2 30 % pri 250 °C? |
Možnost 7 | 1. Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo dodajanje inertnega plina pri konstantni prostornini vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Za reakcijo 2HI(g) = H2 +I2(g) ravnotežna konstanta Kp= 0,0183 ([p]=1 atm) pri 698,6 K. Koliko gramov HI nastane, ko 10 g I2 in 0,2 g H2 segrejemo na to temperaturo v trilitrski posodi? Kakšni so parcialni tlaki H2, I2 in HI? |
Možnost 8 | 1. Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo povišanje temperature vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5A + 2B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . 1-litrsko posodo, ki je vsebovala 0,341 mol PCl5 in 0,233 mol N2, smo segreli na 250 °C. Izkazalo se je, da je skupni tlak v posodi v ravnovesju 29,33 atm. Ob predpostavki, da so vsi plini idealni, izračunajte konstanto ravnotežja pri 250 °C za reakcijo PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g), ki poteka v posodi. |
Možnost 9 | 1 . Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo povečanje tlaka vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5A + B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Ravnotežna konstanta reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) pri 500 K je enaka Kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Izračunajte skupni tlak, potreben za proizvodnjo metanola z 90-odstotnim izkoristkom, če sta CO in H2 vzeta v razmerju 1:2. |
Možnost 10 | 1. Opišite metodo za določanje ravnotežnih konstant z merjenjem parcialnega tlaka. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5A + 1,5B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Ravnotežje v reakciji 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2 (g) se vzpostavi pri 227 °C in skupnem tlaku 1,0 bar, ko je parcialni tlak NOCl 0,64 bar (sprva je bil prisoten le NOCl). Izračunajte to reakcijo pri dani temperaturi. |
Možnost 11 | 1 . Opišite kemijske metode za določanje ravnotežnih konstant. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + 0,5B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,2, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Izračunajte skupni tlak, ki ga je treba uporabiti za mešanico 3 delov H2 in 1 dela N2, da dobimo ravnovesno zmes, ki vsebuje 10 % prostornine NH3 pri 400 °C. Konstanta ravnotežja za reakcijo N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) pri 400 oC in izražanje tlaka v atm je enako 1,6·10-4. |
Možnost 12 | 1 . Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo znižanje tlaka vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = 0,5C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Pri 250 °C in skupnem tlaku 1 atm se PCl5 disociira za 80 % po reakciji PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). Kakšna bo stopnja disociacije PCl5, če v sistem dodamo dušik, tako da je parcialni tlak dušika enak 0,9 atm? Skupni tlak se vzdržuje na 1 atm. |
Možnost 13 | 1 . Sistem, v katerem pride do eksotermne reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je v ravnovesju pri 500 K in 10 barih. Če so plini idealni, kako bo zmanjšanje tlaka vplivalo na izkoristek metanola? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 1,5A + 3B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Ravnotežna konstanta reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) pri 500 K je 6,09 × 10 5 ([p] = 1 atm). Reakcijska zmes, sestavljena iz 1 mol CO, 2 mola H2 in 1 mol inertnega plina (dušik) se segrejeta na 500 K in skupni tlak 100 atm. Izračunajte sestavo reakcijske mešanice. |
Možnost 14 | 1 . Opišite metodo za določanje ravnotežnih konstant iz elektrokemijskih podatkov. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo in tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + 0,5B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistemu, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3. Za reakcijo N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) pri 298 K je konstanta ravnotežja pri izražanju tlaka v atm 6,0 × 10 5, standardna molska entalpija tvorbe amoniaka pa = - 46,1 kJ /mol. Poiščite vrednost konstante ravnotežja pri 500 K. |
Možnost 15 | 1 . Sistem z eksotermno reakcijo CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je v ravnovesju pri 500 K in 10 barih. Če so plini idealni, kako bo znižanje temperature vplivalo na izkoristek metanola? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = 1,5C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3. Ravnotežna konstanta reakcije N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) pri 400 °C in izražena v tlaku v atm je 1,6·10-4. Kolikšen skupni tlak je treba uporabiti za ekvimolarno zmes dušika in vodika, da se 10 % dušika pretvori v amoniak? Plini veljajo za idealne. |
Zdi se primerno, da se v laboratorijsko poročilo vključijo naslednji razdelki: uvod, 1. del, 2. del, zaključki.
1. V uvodu Na kratko lahko predstavite teoretične informacije o enem od naslednjih vprašanj: bodisi o zakonu množičnega delovanja, zgodovini njegovega odkritja in njegovih avtorjih; ali o osnovnih pojmih in opredeljujočih odnosih razdelka "Kemijsko ravnovesje"; ali izpeljati zakon kemijskega ravnovesja v njegovi sodobni formulaciji; ali govoriti o dejavnikih, ki vplivajo na vrednost konstante ravnotežja itd.
Oddelek »Uvod« se mora končati z izjavo o ciljih dela.
V 1. delu potrebno
2.1. Podajte shemo naprave za določanje elastičnosti disociacije kovinskih karbonatov in opišite potek eksperimenta.
2.2 . Navedite rezultate izračuna konstante ravnotežja na podlagi danih eksperimentalnih podatkov
2.3. Izračunajte konstanto ravnotežja z uporabo termodinamičnih podatkov
V 2. delu potrebno
3.1 . Popolno in utemeljeno odgovorite na 1. vprašanje 2. naloge.
3.2 . Podajte rešitev nalog 2 in 3 naloge 2. Pogoji nalog morajo biti zapisani v simbolnem zapisu.
V sklepih Priporočljivo je odražati izpolnjevanje ciljev, zastavljenih v delu, in tudi primerjati vrednosti konstante ravnotežja, izračunane v 2.2 in 2.3.
Bibliografija
1. Karjakin kemijske termodinamike: Učbenik. priročnik za univerze. M.: Akademija, 20 str.
2. Prigozhin I., Kondepudi D. Sodobna termodinamika. Od toplotnih strojev do disipativnih struktur. M.: Mir, 20 str.
3. , Čerepanov o fizikalni kemiji. Komplet orodij. Ekaterinburg: Založba Uralske državne univerze, 2003.
4. Kratka referenčna knjiga fizikalnih in kemijskih količin / Ed. in. L.: Kemija, 20 str.
5. Problemi fizikalne kemije: učbenik. priročnik za univerze / itd. M.: Izpit, 20 str.
Računalniška postavitev
V nekaterih primerih je treba poznati ne le smer redoks reakcije, ampak tudi, kako popolnoma poteka. Na primer, pri kvantitativni analizi se lahko zanesete samo na tiste reakcije, ki praktično potekajo 100% (ali so blizu tega).
Stopnja, do katere reakcija poteka od leve proti desni, je določena s konstanto ravnotežja. Za reakcijo
Po zakonu množičnega delovanja lahko zapišemo:
kjer je K konstanta ravnotežja, ki kaže, kakšno je razmerje med koncentracijami ionov in v ravnotežju.
Konstanta ravnotežja se določi na naslednji način. V enačbi (3) (str. 152) nadomestite vrednosti normalnih potencialov parov in poiščite:
Pri ravnotežju = oz
Ravnotežna konstanta kaže, da cink izpodriva bakrove ione iz raztopine, dokler koncentracija ionov v raztopini ne postane enkrat manjša od koncentracije ionov. To pomeni, da je zadevna reakcija skoraj končana.
Če je na primer koncentracija na začetku reakcije 0,1 m, potem bo v ravnotežju 0,1 - x, medtem ko bo koncentracija x.
Če rešimo enačbo, je koncentracija v ravnotežju zelo blizu 0,1 m.
Če pa bi lahko spremenili razmerje medsebojno delujočih komponent tako, da postane , tj. ali pa bi potem reakcija potekala od desne proti levi (tj. v nasprotni smeri).
Konstanto ravnotežja za kateri koli redoks proces je mogoče izračunati, če so znani redoks potenciali posameznih reakcij.
Ravnotežna konstanta je povezana z redoks potenciali s splošno formulo:
kjer je K konstanta reakcijskega ravnotežja; in normalni potenciali (oksidator in reduktor); n je naboj ionov (število elektronov, ki jih odda redukcijsko sredstvo in sprejme oksidacijsko sredstvo).
Iz formule (4) najdemo konstanto ravnovesja:
Če poznamo konstanto ravnotežja, je mogoče brez uporabe eksperimentalnih podatkov izračunati, kako popolno poteka reakcija.
Tako, na primer, v reakciji
za par = -0,126 V, za par = -0,136 V.
Če te podatke zamenjamo v enačbo (4), ugotovimo:
Število 2,21 pomeni, da se ravnotežje v obravnavani reakciji pojavi, ko koncentracija ionov postane 2,21-krat manjša od koncentracije ionov.
Koncentracija ionov v ravnotežju je 2,21-krat večja od koncentracije ionov. Zato je na vsakih 2,21 grama ionov 1 gram ionov. Skupaj raztopina vsebuje 3,21 grama ionov (2,21 + 1). Tako je za vsakih 3,21 grama ionov v raztopini 2,21 grama ionov, za 100 delov pa bo x delov.
Zato ta reakcija poteka reverzibilno. Izračunajmo konstanto ravnotežja za reakcijo:
Potencial za par = 1,51 V, potencial za par = 0,77 V. Če nadomestimo te potencialne vrednosti v enačbo (4), ugotovimo:
Ta konstanta kaže, da do ravnovesja pride, ko produkt koncentracij ionov v števcu (nastalih med reakcijo) postane večkrat večji od produkta koncentracij ionov imenovalca (reagirajo).
Jasno je, da ta reakcija poteka skoraj ireverzibilno (tj. 100% od leve proti desni).
Za reakcijo
Izračun (podoben zgornjemu) kaže, da do te reakcije pride pri .
Ravnotežje se spreminja glede na reakcijske pogoje.
Izjemen vpliv na vrednost konstante ima reakcija medija. Na primer, reakcija redukcije arzenove kisline z jodovim ionom v kislem mediju poteka po enačbi:
Redukcijski potencial arzenove kisline v alkalnem okolju je veliko manjši. Zato v alkalnem okolju poteka obraten proces:
V nevtralnem okolju bi lahko oba procesa predstavili na naslednji način:
vendar tega ne bodo storili.
Proces po prvi enačbi ne bo deloval, ker je povezan s kopičenjem ionov, ki usmerjajo proces v nasprotno smer; šele ko se ustvari kislo okolje, ki nevtralizira hidroksidne ione, se bo premaknilo od leve proti desni.
Po drugi enačbi proces ne bo deloval, ker je povezan s kopičenjem ionov, ki jih je treba nevtralizirati z alkalijami, če naj reakcija poteka od leve proti desni.
Obstaja naslednje pravilo za ustvarjanje reakcijskega okolja, potrebnega za optimalen potek procesa:
Če se vodikovi ali hidroksidni ioni kopičijo kot posledica redoks reakcije, je za želeni potek procesa potrebno ustvariti okolje, ki ima nasprotne lastnosti: v primeru kopičenja ionov mora biti okolje alkalno, v v primeru kopičenja ionov mora biti okolje kislo.
Za reakcijo morate vzeti komponente, ki zahtevajo enako okolje (kislo ali alkalno). Če je v reakciji ena snov redukcijsko sredstvo v kislem okolju, druga pa je oksidant v alkalnem okolju, potem je lahko proces zavrt; v tem primeru se bo postopek zaključil šele, ko velika razlika potencialov, tj. pri visoki reakcijski konstanti.
Konstanta ravnotežja omogoča napovedovanje možnosti oksidacije, na primer z dušikovo kislino.
Poiščimo konstanto ravnotežja za reakcijo raztapljanja v . se dobro topi v razredčenih. Konstanta ravnotežja za reakcijo:
se lahko izračuna iz enačbe:
Tako majhna vrednost konstante kaže, da je ravnotežje te reakcije skoraj popolnoma premaknjeno z desne proti levi, to je, da je živosrebrov sulfid v nasprotju z bakrovim sulfidom praktično netopen v razredčeni raztopini.
ZA SREDNJOŠOLSKE UČITELJE, ŠTUDENTE PEDAGOŠKE VIŠJE IN ŠOLARJE 9.–10. RAZREDA, KI SO SE ODLOČILI POSVETITI KEMIJI IN NARAVOSLOVJU
UČBENIK · PROBLEM DELAVEC · LABORATORIJSKI PRAKTIKUM · ZNANSTVENE ZGODBE ZA BRANJE
§ 3.2. Ravnotežna konstanta
in izobarični reakcijski potencial
Ravnotežno konstanto je mogoče enostavno najti iz vrednosti izobaričnega potenciala, ki se izračuna iz tabelaričnih podatkov o tvorbeni entalpiji in entropiji izhodnih snovi in reakcijskih produktov
To formulo boste potrebovali, ko boste morali izračunati konstanto ravnotežja reakcije, ki jo proučujete.
V tem učbeniku ne poskušamo dati že pripravljenih formul, ampak jih izpeljati z najpreprostejšimi metodami matematične logike, zato je izpeljava te formule podana spodaj. Po branju tega gradiva se boste seznanili z najpreprostejšimi koncepti teorije verjetnosti, aktivacijske entropije itd.
Ni le aktivacijska energija tista, ki določa hitrost kemijske reakcije. Velikost in oblika reagirajočih molekul ter lokacija reaktivnih atomov ali njihovih skupin v njih igrajo veliko vlogo. Pri tem je pri trku dveh delcev pomembna njuna specifična orientacija, torej stik ravno tistih centrov, ki so reaktivni.
Verjetnost molekularne orientacije, potrebne za interakcijo med trkom, označimo z W:
Naravni logaritem vrednosti W, pomnožen s plinsko konstanto R, se imenuje aktivacijska entropija S a:
Iz tega izraza sledi:
Od koder po definiciji logaritma dobimo verjetnost zahtevane orientacije:
Večja kot je verjetnost zahtevane orientacije za nastanek reakcije, večja je njena hitrost in s tem konstanta hitrosti, ki jo lahko zapišemo:
Prej smo izvedeli, da je konstanta hitrosti odvisna od aktivacijske energije in temperature:
Tako je konstanta hitrosti odvisna od aktivacijske energije, temperature in aktivacijske entropije:
Vstavimo sorazmernostni koeficient Z in postavimo enačaj:
Nastali izraz se imenuje osnovna enačba kemijske kinetike.
Ta enačba pojasnjuje nekatere vidike katalize: katalizator zniža aktivacijsko energijo reakcije in poveča entropijo aktivacije, tj. poveča verjetnost ustrezne orientacije reagirajočih delcev za interakcijo.
Zanimivo je, da aktivacijska entropija ne upošteva samo specifične orientacije delcev, ampak tudi trajanje stika v trenutku trka. Če je trajanje stika med delci zelo kratko, potem njihova gostota elektronov nima časa za prerazporeditev, da bi tvorila nove kemične vezi, in delci, ki se odbijajo, se razhajajo v različnih smereh. Katalizator tudi bistveno poveča trajanje stika reagirajočih delcev.
Še ena značilnost katalitskega delovanja: katalizator odvzame odvečno energijo novonastalemu delcu in ta zaradi visoke energijske aktivnosti ne razpade na prvotne delce.
Veste, da je ravnotežna konstanta razmerje med konstantami hitrosti neposredne in povratne reakcije:
Zamenjajmo konstanti hitrosti neposredne in povratne reakcije z izrazoma osnovne enačbe kemijske kinetike:
Razmerje dveh proporcionalnih koeficientov Z pr / Z arr je konstantna vrednost, ki jo bomo prišteli k vrednosti ravnotežne konstante, zato bo ostala konstantna, kot doslej.
Če se spomnite pravil za delo z eksponentnimi funkcijami, boste razumeli transformacijo formule:
V skladu s Hessovim zakonom je razlika med aktivacijskima energijama povratne in prednje reakcije sprememba entalpije (o tem se prepričajte tako, da narišete entalpijski diagram reakcije, ki poteka s sproščanjem toplote, in ne pozabite, da v ta primer D N< 0 ):
Popolnoma enaka razlika 
označimo D S:
Pojasni, zakaj je pred oklepajem znak minus.
Dobimo enačbo:
Vzemimo logaritme obeh strani te enačbe:
Kje dobimo:
Ta enačba je tako pomembna za kemijo in druge vede, da mnogi čezmorski študenti kemije nosijo srajce s to formulo.
če D G je izražena v J/mol, potem ima formula obliko:
Ta formula ima eno značilnost: če je konstanta ravnotežja določena s tlaki plinastih snovi, potem se tlaki teh snovi v atmosferi nadomestijo z izrazom konstante ravnotežja (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).
Ta formula omogoča, glede na znano vrednost, D G reakcijo, izračunamo konstanto ravnotežja in tako ugotovimo sestavo ravnotežnega sistema pri določeni temperaturi. Formula kaže, da višja kot je ravnotežna konstanta in več reakcijskih produktov (snovi na desni strani reakcijske enačbe) vsebuje ravnotežna reakcijska mešanica, več negativen pomen ima spremembo izobarnega potenciala reakcije. In obratno, nižja kot je vrednost ravnotežne konstante in manj reakcijskih produktov ter več izhodnih snovi v ravnotežni mešanici, manjša je negativna vrednost D G.
Kadar je ravnotežna konstanta večja od 1 in je izobarni potencial negativen, običajno rečemo, da je ravnotežje premaknjeno proti produktom reakcije ali v desno. Kadar je konstanta ravnotežja manjša od 1 in je izobarični potencial pozitiven, običajno rečemo, da je ravnotežje premaknjeno proti izhodnim snovem ali v levo.
Ko je konstanta ravnotežja enaka 1, je izobarni potencial enak 0. To stanje sistema velja za mejo med ravnotežnim premikom v desno ali v levo. Ko je za določeno reakcijo sprememba izobaričnega potenciala negativna ( D G<0 ), je običajno reči, da lahko reakcija poteka v smeri naprej; če D G>0, pravijo, da reakcija ne izgine.
torej
D G<0 – reakcija lahko poteka (termodinamično možna);
D G<0 , To K>1– ravnovesje se premakne proti izdelkom, v desno;
D G>0, To TO<1 – ravnotežje je pomaknjeno proti izhodnim snovem, v levo.
Če morate ugotoviti, ali je reakcija, ki vas zanima, možna (na primer, ali je možna sinteza želenega barvila, ali se bo dana mineralna sestava sintrala, vpliv atmosferskega kisika na barvo itd.) ), je dovolj za izračun te reakcije D G. Če se izkaže, da je sprememba izobaričnega potenciala negativna, je reakcija možna in lahko mešate različne izhodne materiale, da dobite želeni produkt.
Preberi, kaj moraš narediti, da izračunaš spremembo izobaričnega potenciala in ravnotežne konstante pri različnih temperaturah (algoritem za izračun).
1. Iz referenčnih tabel zapišite vrednosti (za temperaturo 298 K) entalpije tvorbe iz preprostih snovi D N obr. in entropija S vse snovi zapisane v enačbi kemijske reakcije. če D N obr. izraženi v kJ/mol, potem jih je treba pretvoriti v J/mol (zakaj?).
2. Izračunajte spremembo entalpije pri reakciji (298 K) kot razliko med vsoto entalpij tvorbe produktov in vsoto entalpij tvorbe izhodnih snovi, pri čemer si zapomnite stehiometrične koeficiente:
3. Izračunajte spremembo entropije v reakciji (298 K) kot razliko med vsoto entropij produktov in vsoto entropij izhodnih snovi, pri čemer si zapomnite stehiometrične koeficiente:
4. Sestavite enačbo za odvisnost spremembe izobaričnega potenciala od sprememb entalpije reakcije, entropije in temperature, tako da nadomestite pravkar dobljene številčne vrednosti v enačbo, ki jo poznate D N r-cija in D S okraji:
5. Izračunajte spremembo izobarnega potenciala pri standardni temperaturi 298 K:
6. Z znakom D G okrožja, 298 sklepati o možnosti poteka reakcije pri standardni temperaturi: če je znak "minus", potem je reakcija termodinamično možna; če je znak "plus", je reakcija nemogoča.
7. Naredite matematiko D G okrožja pri temperaturi T, ki vas zanima:
in sklepati, kako sprememba temperature vpliva na možnost reakcije. Če se izkaže, da je pri tej temperaturi sprememba izobarnega potenciala postala manj pozitivna ali bolj negativna v primerjavi z D G 298, potem je pri tej temperaturi reakcija bolj verjetna.
8. Izračunajte konstanto ravnotežja K iz enačbe, ki jo poznate pri temperaturi T, ki vas zanima:
9. Naredite sklep o premiku ravnovesja proti izhodnim snovem (K<1) или в сторону продуктов (К>1).
Če želite sklepati o možnosti, da pride do reakcije z negativno spremembo izobaričnega potenciala ( D G okrožja<0 ) samo termodinamični podatki pogosto ne zadostujejo. Termodinamično možna reakcija se lahko izkaže za kinetično inhibirano in izvedljivo, ko se spremenijo pogoji (koncentracija snovi, tlak, temperatura), po drugih reakcijskih poteh ali ob prisotnosti pravilno izbranega katalizatorja.
Oglejmo si primer reakcije kristalnega železa s plinasto vodo (vodno paro):
Kako ugotoviti termodinamično možnost reakcije.
Ta reakcija je zanimiva, ker kaže razloge za zmanjšanje sijaja kovinskega izdelka in njegovo uničenje zaradi korozije.
Najprej izberemo stehiometrične koeficiente reakcijske enačbe:
Iz referenčnih tabel zapišimo termodinamične podatke (temperatura 298 K) za vse udeležence reakcije:
Izračunajmo spremembo entalpije v tej reakciji, ne pozabimo, da so entalpije enostavnih snovi enake nič:
Izrazimo spremembo entalpije v J:
Reakcijo spremlja sproščanje toplote, Q>0, Q=+50 300 J/mol, kar omogoča domnevo, da poteka spontano. Vendar pa lahko z gotovostjo trdimo, da je reakcija spontana le glede na predznak spremembe izobarnega potenciala.
Izračunajmo spremembo entropije v tej reakciji, ne da bi pozabili na stehiometrične koeficiente:
Entropija sistema se zaradi reakcije zmanjša, zato lahko opazimo, da pride do povečanja reda v sistemu.
Sedaj pa sestavimo enačbo za odvisnost sprememb izobarnega potenciala od sprememb entalpije, entropije in temperature:
Izračunajmo spremembo izobarnega potenciala pri reakciji pri standardni temperaturi 298 K:
Visoka negativna vrednost spremembe izobarnega potenciala kaže, da lahko pri sobni temperaturi železo oksidira kisik. Če bi dobili najfinejši železov prah, bi videli, kako železo gori na zraku. Zakaj izdelki iz železa, figurice, žeblji itd. ne gorijo na zraku? Rezultati izračuna kažejo, da železo na zraku korodira, to pomeni, da se uniči in se spremeni v železove okside.
Zdaj pa poglejmo, kako naraščajoča temperatura vpliva na možnost te reakcije. Izračunajmo spremembo izobarnega potenciala pri temperaturi 500 K:
Dobili smo rezultat, ki kaže, da z naraščanjem temperature postane sprememba izobaričnega potenciala reakcije manj negativna. To pomeni, da z naraščanjem temperature postaja reakcija termodinamsko manj verjetna, to pomeni, da se ravnotežje reakcije vse bolj pomika proti izhodnim snovem.
Zanimivo je vedeti, pri kateri temperaturi se ravnotežje enako premakne tako proti reakcijskim produktom kot proti začetnim snovem. To se zgodi, ko D G r-cija =0(konstanta ravnovesja je 1):
Od kod ga dobimo:
T=150300/168,2=894K, oz 621°C.
Pri tej temperaturi je enako verjetno, da bo reakcija potekala tako v smeri naprej kot nazaj. Pri temperaturah nad 621°C začne prevladovati obratna reakcija redukcije Fe 3 O 4 z vodikom. Ta reakcija je eden od načinov pridobivanja čistega železa (v metalurgiji se železovi oksidi reducirajo z ogljikom).
Pri temperaturi 298 K:
Tako se z naraščanjem temperature konstanta ravnotežja zmanjšuje.
Železov oksid Fe 3 O 4 se imenuje magnetit (magnetna železova ruda). Ta železov oksid za razliko od oksidov FeO (wüstit) in Fe 2 O 3 (hematit) privlači magnet. Obstaja legenda, da je v starih časih pastir z imenom Magnus našel zelo majhen podolgovat kamenček, ki ga je s svojimi debelimi (zakaj je to pomembno?) rokami položil na gladino vode v skledo. Kamenček se ni utopil in je začel lebdeti po vodi in kakorkoli je pastir obračal skledo, je kamenček vedno kazal samo v eno smer. Kot da je bil tako izumljen kompas, mineral pa je dobil ime po imenu tega pastirja. Čeprav je morda magnetit dobil ime po starodavnem mestu Male Azije - Magneziji. Magnetit je glavna ruda, iz katere se pridobiva železo.
Včasih je formula magnetita prikazana takole: FeO Fe 2 O 3, kar pomeni, da je magnetit sestavljen iz dveh železovih oksidov. To je napačno: magnetit je individualna snov.
Drug oksid Fe 2 O 3 (hematit) - rdeča železova ruda - je tako imenovan zaradi rdeče barve (v prevodu iz grščine - kri). Železo pridobivajo iz hematita.
FeO oksida skoraj nikoli ne najdemo v naravi in nima industrijskega pomena.
Večina kemičnih reakcij je reverzibilnih, tj. tečejo hkrati v nasprotnih smereh. V primerih, ko se reakcija naprej in nazaj odvijata z enako hitrostjo, pride do kemijskega ravnovesja. Na primer, pri reverzibilni homogeni reakciji: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) je razmerje med hitrostjo prednje in povratne reakcije po zakonu masnega delovanja odvisno od razmerja koncentracij reaktantov, in sicer: hitrost neposredne reakcije: υ 1 = k 1 [H 2 ]. Hitrost povratne reakcije: υ 2 = k 2 2.
Če sta H 2 in I 2 izhodni snovi, potem je v prvem trenutku hitrost neposredne reakcije določena z njunima začetnima koncentracijama, hitrost povratne reakcije pa je nič. Ko se H 2 in I 2 porabita in nastane HI, se hitrost neposredne reakcije zmanjša in hitrost povratne reakcije poveča. Po določenem času se obe hitrosti izenačita in v sistemu se vzpostavi kemijsko ravnovesje, t.j. število proizvedenih in porabljenih molekul HI na časovno enoto postane enako.
Ker sta v kemijskem ravnovesju hitrosti neposredne in povratne reakcije enaki V 1 = V 2, potem je k 1 = k 2 2.
Ker sta k 1 in k 2 konstantna pri določeni temperaturi, bo njuno razmerje konstantno. Če ga označimo s K, dobimo:
K se imenuje konstanta kemijskega ravnovesja, zgornja enačba pa se imenuje zakon delovanja mase (Guldberg - Waale).
V splošnem primeru je za reakcijo oblike aA+bB+…↔dD+eE+… konstanta ravnotežja enaka 
. Za interakcijo med plinastimi snovmi se pogosto uporablja izraz, v katerem so reaktanti predstavljeni z ravnotežnimi parcialnimi tlaki p. Za omenjeno reakcijo 
.
Ravnotežno stanje označuje mejo, do katere v danih pogojih reakcija poteka spontano (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Razmerje med ravnotežnimi koncentracijami ni odvisno od tega, katere snovi vzamemo kot začetne snovi (na primer H 2 in I 2 ali HI), tj. stanju ravnotežja se lahko približamo z obeh strani.
Konstanta kemijskega ravnovesja je odvisna od narave reagentov in temperature; Konstanta ravnotežja ni odvisna od tlaka (če je previsok) ali od koncentracije reagentov.
Vpliv faktorjev temperature, entalpije in entropije na ravnotežno konstanto. Konstanta ravnotežja je povezana s spremembo standardnega izobarno-izotermnega potenciala kemijske reakcije ∆G o s preprosto enačbo ∆G o =-RT ln K.
Kaže, da velike negativne vrednosti ∆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), potem v ravnotežni mešanici prevladujejo izhodne snovi. Ta enačba omogoča izračun K iz vrednosti ∆G o in nato ravnotežnih koncentracij (delnih tlakov) reagentov. Če upoštevamo, da je ∆G o =∆Н o -Т∆S o , potem po določeni transformaciji dobimo 
. Iz te enačbe je razvidno, da je konstanta ravnotežja zelo občutljiva na temperaturne spremembe. Vpliv narave reagentov na ravnotežno konstanto določa njeno odvisnost od faktorjev entalpije in entropije.
Le Chatelierjevo načelo
Stanje kemijskega ravnovesja se ob danih konstantnih pogojih kadar koli vzdržuje. Ko se razmere spremenijo, se stanje ravnotežja poruši, saj se v tem primeru hitrosti nasprotnih procesov spreminjajo v različnih stopnjah. Vendar po določenem času sistem spet doseže stanje ravnovesja, vendar tokrat v skladu z novimi spremenjenimi pogoji.
Premik ravnovesja glede na spremembe pogojev je na splošno določen z Le Chatelierjevim načelom (ali načelom gibljivega ravnovesja): Če na sistem v ravnotežju vplivamo od zunaj s spremembo katerega koli od pogojev, ki določajo ravnotežni položaj, se ta premakne v smeri procesa, katerega potek oslabi učinek nastalega učinka.
Tako zvišanje temperature povzroči premik ravnotežja v smeri procesov, katerih potek spremlja absorpcija toplote, znižanje temperature pa deluje v nasprotni smeri. Podobno povečanje tlaka premakne ravnotežje v smeri procesa, ki ga spremlja zmanjšanje prostornine, zmanjšanje tlaka pa deluje v nasprotni smeri. Na primer, v ravnotežnem sistemu 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, zvišanje temperature poveča razgradnjo H 3 N na vodik in dušik, saj je ta proces endotermen. Povečanje tlaka premakne ravnotežje v smeri nastanka H 3 N, ker se volumen zmanjša.
Če se določena količina katere koli od snovi, ki sodelujejo v reakciji, doda sistemu v stanju ravnotežja (ali, nasprotno, odstrani iz sistema), se hitrosti neposredne in povratne reakcije spremenijo, vendar se postopoma spet izenačijo. Z drugimi besedami, sistem se vrne v stanje kemijskega ravnovesja. V tem novem stanju se bodo ravnotežne koncentracije vseh snovi, prisotnih v sistemu, razlikovale od prvotnih ravnotežnih koncentracij, vendar bo razmerje med njimi ostalo enako. Tako je v sistemu v ravnovesju nemogoče spremeniti koncentracijo ene od snovi, ne da bi povzročili spremembo koncentracij vseh ostalih.
V skladu z Le Chatelierjevim načelom vnos dodatnih količin reagenta v ravnotežni sistem povzroči premik ravnovesja v smeri, v kateri se koncentracija te snovi zmanjša in s tem poveča koncentracija produktov njegove interakcije.
Študij kemijskega ravnovesja je velikega pomena tako za teoretično raziskovanje kot za reševanje praktičnih problemov. Z določitvijo ravnotežnega položaja za različne temperature in tlake je mogoče izbrati najugodnejše pogoje za kemijski proces. Pri končni izbiri procesnih pogojev se upošteva tudi njihov vpliv na hitrost procesa.
Primer 1. Izračun ravnotežne konstante reakcije iz ravnotežnih koncentracij reaktantov.
Izračunajte konstanto ravnotežja reakcije A + B 2C, če sta ravnotežni koncentraciji [A] = 0,3 mol∙l -1; [V]=1,1 mol∙l -1; [C]=2,1 mol∙l -1.
rešitev. Izraz za konstanto ravnotežja za to reakcijo ima obliko: . Tu nadomestimo ravnotežne koncentracije, navedene v izjavi problema: =5,79.
Primer 2. Izračun ravnotežnih koncentracij reagirajočih snovi. Reakcija poteka po enačbi A + 2B C.
Določite ravnotežne koncentracije reagirajočih snovi, če sta začetni koncentraciji snovi A in B 0,5 oziroma 0,7 mol∙l -1, ravnotežna konstanta reakcije K p = 50.
rešitev. Za vsak mol snovi A in B nastaneta 2 mola snovi C. Če znižanje koncentracije snovi A in B označimo z X mol, bo povečanje koncentracije snovi enako 2X molu. Ravnotežne koncentracije reaktantov bodo:
C A = (približno,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
V skladu s pogoji problema velja vrednost x 2. Zato so ravnotežne koncentracije reaktantov:
C A =0,5-0,44=0,06 mol∙l -1; C B =0,7-0,44=0,26mol∙l -1; C C =0,44∙2=0,88mol∙l -1.
Primer 3. Določitev spremembe Gibbsove energije ∆G o reakcije z vrednostjo ravnotežne konstante K r. Izračunajte Gibbsovo energijo in ugotovite možnost reakcije CO + Cl 2 = COCl 2 pri 700 K, če je ravnotežna konstanta enaka Kp = 1,0685∙10 -4. Parcialni tlak vseh reagirajočih snovi je enak in enak 101325 Pa.
rešitev.∆G 700 =2,303∙RT 
.
Za ta postopek:
Ker ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Primer 4. Premik v kemijskem ravnovesju. V katero smer se bo premaknilo ravnotežje v sistemu N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal:
a) z naraščajočo koncentracijo N 2;
b) z naraščajočo koncentracijo H 2;
c) z naraščajočo temperaturo;
d) ko se tlak zmanjša?
rešitev. Povečanje koncentracije snovi na levi strani reakcijske enačbe naj bi po Le Chatelierjevem pravilu povzročilo proces, ki teži k oslabitvi učinka in vodi k zmanjšanju koncentracij, tj. ravnovesje se bo premaknilo v desno (primera a in b).
Reakcija sinteze amoniaka je eksotermna. Zvišanje temperature povzroči premik ravnotežja v levo - proti endotermni reakciji, ki oslabi učinek (primer c).
Zmanjšanje tlaka (primer d) bo dalo prednost reakciji, ki vodi do povečanja prostornine sistema, tj. proti nastanku N 2 in H 2.
Primer 5. Kolikokrat se bo spremenila hitrost neposredne in povratne reakcije v sistemu 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r), če se prostornina mešanice plinov zmanjša za trikrat? V katero smer se bo premaknilo ravnotežje sistema?
rešitev. Označimo koncentracije reaktantov: = A, =b,=z. Po zakonu o delovanju mase sta hitrosti prednje in povratne reakcije pred spremembo volumna enaki
v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2
Po zmanjšanju prostornine homogenega sistema za trikrat se bo koncentracija vsakega od reaktantov povečala za trikrat: = 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Pri novih koncentracijah je hitrost v" np reakcije naprej in nazaj:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.
; 
Posledično se je hitrost neposredne reakcije povečala 27-krat, povratne reakcije pa le devetkrat. Ravnotežje sistema se je premaknilo v smeri nastanka SO 3.
Primer 6. Izračunajte, kolikokrat se bo povečala hitrost reakcije, ki poteka v plinski fazi, ko se temperatura dvigne s 30 na 70 0 C, če je temperaturni koeficient reakcije 2.
rešitev. Odvisnost hitrosti kemijske reakcije od temperature določa empirično Van't Hoffovo pravilo po formuli
Posledično je hitrost reakcije pri 70 °C 16-krat večja od hitrosti reakcije pri 30 °C.
Primer 7. Ravnotežna konstanta homogenega sistema
CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) pri 850 °C je enako 1. Izračunajte koncentracije vseh snovi v ravnovesju, če so začetne koncentracije: [CO] ISH = 3 mol/l, [H 2 O] RI = 2 mol/l.
rešitev. V ravnovesju sta hitrosti neposredne in povratne reakcije enaki, razmerje med konstantami teh hitrosti pa je konstantno in se imenuje ravnotežna konstanta danega sistema:
V np = K 1[CO][H2O]; V o b p = TO 2 [CO 2 ][H 2 ];
V predstavitvi problema so podane začetne koncentracije, v izrazu pa K r vključuje samo ravnotežne koncentracije vseh snovi v sistemu. Predpostavimo, da je v trenutku ravnotežja koncentracija [CO 2 ] P = X mol/l. V skladu z enačbo sistema bo tudi število nastalih molov vodika X mol/l. Za enako število molov (X mol/l) CO in H 2 O se porabita za nastanek X molov CO 2 in H 2. Zato so ravnotežne koncentracije vseh štirih snovi (mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO] P = (3 – x); P = (2x).
Če poznamo konstanto ravnotežja, poiščemo vrednost X, in nato začetne koncentracije vseh snovi:
; x 2 =6-2x-3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l.
Naloga 135.
Izračunajte konstanto ravnotežja za homogeni sistem
če je ravnotežna koncentracija reaktantov (mol/l):
[SD] P = 0,004; [H2O] P = 0,064; [CO 2 ] P = 0,016; [H 2 ] p = 0,016,
Kakšne so začetne koncentracije vode in CO? Odgovor: K = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO]ref=0,02 mol/l.
rešitev:
Enačba reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H2 (g)
Konstanta enačbe za to reakcijo ima izraz:
Za iskanje začetnih koncentracij snovi H 2 O in CO upoštevamo, da po reakcijski enačbi iz 1 mol CO in 1 mol H 2 O nastaneta 1 mol CO 2 in 1 mol H 2. Ker je glede na pogoje problema v vsakem litru sistema nastalo 0,016 mol CO 2 in 0,016 mol H 2, je bilo porabljenih 0,016 mol CO in H 2 O. Tako so zahtevane začetne koncentracije enake:
Izhod = [H 2 O] P + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 mol/l;
[CO] izhod = [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.
Naloga 136.
Ravnotežna konstanta homogenega sistema
pri določeni temperaturi enaka 1. Izračunajte ravnotežne koncentracije vseh reagirajočih snovi, če so začetne koncentracije enake (mol/l): [CO] izv = 0,10; [H 2 O] izhod = 0,40.
Odgovor: [CO 2 ] P = [H 2 ] P = 0,08; [CO] P = 0,02; [H2O] P = 0,32.
rešitev:
Enačba reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g)
V ravnovesju sta hitrosti neposredne in povratne reakcije enaki, razmerje med konstantami teh hitrosti pa je konstantno in se imenuje ravnotežna konstanta danega sistema:
Z x mol/l označimo ravnotežno koncentracijo enega od reakcijskih produktov, potem bo ravnotežna koncentracija drugega tudi x mol/l, ker oba nastajata v enaki količini. Ravnotežne koncentracije izhodnih snovi bodo:
[CO] ref = 0,10 – x mol/l; [H 2 O] ref = 0,40 - x mol/l. (ker se za nastanek x mol/l reakcijskega produkta porabi x mol/l CO oziroma H 2 O. V trenutku ravnovesja bo koncentracija vseh snovi (mol/l): [ CO 2 ] P = [H 2 ] P = x; [CO] P = 0,10 - x; [H 2 O] P = 0,4 - x.
Te vrednosti nadomestimo v izraz konstante ravnovesja:
Če rešimo enačbo, dobimo x = 0,08. Zato je ravnotežna koncentracija (mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = x = 0,08 mol/l;
[H 2 O] P = 0,4 – x = 0,4 – 0,08 = 0,32 mol/l;
[CO] P = 0,10 – x = 0,10 – 0,08 = 0,02 mol/l.
Naloga 137.
Konstanta ravnotežja homogenega sistema N 2 + ZN 2 = 2NH 3 pri določeni temperaturi je 0,1. Ravnotežni koncentraciji vodika in amoniaka sta 0,2 oziroma 0,08 mol/l. Izračunajte ravnotežno in začetno koncentracijo dušika. Odgovor: P = 8 molov/l; ref = 8,04 mol/l.
rešitev:
Enačba reakcije je:
N 2 + ZN 2 = 2NH 3
Ravnotežno koncentracijo N2 označimo z x mol/l. Izraz za konstanto ravnovesja te reakcije ima obliko:
Nadomestimo podatke problema v izraz konstante ravnotežja in poiščemo koncentracijo N 2
Da bi našli začetno koncentracijo N2, upoštevamo, da po reakcijski enačbi tvorba 1 mola NH3 zahteva ½ mola N2. Ker je glede na pogoje problema v vsakem litru sistema nastalo 0,08 mol NH 3, potem 0,08 . 1/2 = 0,04 mol N 2. Tako je želena začetna koncentracija N 2 enaka:
Ref = P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 mol/l.
odgovor: P = 8 molov/l; ref = 8,04 mol/l.
Naloga 138
Pri določeni temperaturi je ravnovesje homogenega sistema
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 smo ugotovili pri naslednjih koncentracijah reaktantov (mol/l): p = 0,2; [O 2 ] p = 0,1; p = 0,1. Izračunajte konstanto ravnotežja in začetno koncentracijo NO in O 2. Odgovor: K = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O 2 ] je x = 0,15 mol/l.
rešitev:
Enačba reakcije:
2NO + O 2 ↔ 2NO 2
Za iskanje začetnih koncentracij NO in O 2 upoštevamo, da po reakcijski enačbi iz 2 mol NO in 1 mol O2 nastane 2 mol NO 2, nato pa se porabi 0,1 mol NO in 0,05 mol O 2. Tako sta začetni koncentraciji NO in O 2 enaki:
Izhod = NO] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mola/l;
[O 2 ] izhod = [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.
Naloga 139.
Zakaj se ravnotežje sistema premakne, ko se tlak spremeni?
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 in ali se ravnotežje sistema N 2 + O 2 2NO premakne? Utemeljite svoj odgovor z izračunom hitrosti prednjih in povratnih reakcij v teh sistemih pred in po spremembi tlaka. Zapišite izraze za ravnotežne konstante vsakega od teh sistemov.
rešitev:
a) enačba reakcije:
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.
Iz reakcijske enačbe sledi, da reakcija poteka z zmanjševanjem volumna v sistemu (iz 4 molov plinastih snovi nastaneta 2 mola plinastih snovi). Zato, ko se tlak v sistemu spremeni, bo opaziti premik v ravnovesju. Če povečate tlak v tem sistemu, se bo po načelu Le Chatelierja ravnovesje premaknilo v desno proti zmanjšanju prostornine. Ko se ravnovesje v sistemu premakne v desno, bo hitrost neposredne reakcije večja od hitrosti povratne reakcije:
pr > arr ali pr = k 3 > o br = k 2 .
Če se tlak v sistemu zmanjša, se bo ravnotežje sistema premaknilo v levo, v smeri povečanja prostornine, potem ko se bo ravnotežje premaknilo v levo, bo hitrost prednje reakcije manjša od hitrosti reakcija naprej:
itd< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).
b) Reakcijska enačba:
N2 + O2) ↔ 2NO. .
Iz reakcijske enačbe izhaja, da ko pride do reakcije, je ne spremlja sprememba volumna; reakcija poteka brez spremembe števila molov plinastih snovi. Zato sprememba tlaka v sistemu ne bo povzročila premika v ravnovesju, zato bosta hitrosti reakcije naprej in nazaj enaki:
pr = arr = ali (pr k [O 2 ]) = (arr = k 2) .
Naloga 140.
Začetne koncentracije out in [C1 2 ] out v homogenem sistemu
2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1 sta 0,5 oziroma 0,2 mol/l. Izračunajte konstanto ravnotežja, če je 20 % NO reagiralo do trenutka, ko se vzpostavi ravnotežje. Odgovor: 0,417.
rešitev:
Reakcijska enačba je: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1
Glede na pogoje problema je v reakcijo vstopilo 20 % NO, kar je 0,5 .
0,2 = 0,1 mol, 0,5 – 0,1 = 0,4 mol NO pa ni reagiral. Iz reakcijske enačbe sledi, da se za vsaka 2 mola NO porabi 1 mol Cl2 in nastaneta 2 mola NOCl. Posledično je z 0,1 mol NO reagiralo 0,05 mol Cl 2 in nastalo je 0,1 mol NOCl. 0,15 mol Cl 2 je ostalo neporabljenih (0,2 – 0,05 = 0,15). Tako so ravnotežne koncentracije sodelujočih snovi enake (mol/l):
P = 0,4; p = 0,15; p = 0,1.
Ravnotežna konstanta te reakcije je izražena z enačbo:
Če nadomestimo ravnotežne koncentracije snovi v ta izraz, dobimo.
