Изучаване на въпроси

1. Състояние на равновесие

Равновесна константа

Изчисляване на равновесни концентрации

Изместване на химическото равновесие. Принципът на Льо Шателие

1. Състояние на равновесие

Реакциите, протичащи при едни и същи условия едновременно в противоположни посоки, се наричат ​​обратими.

Помислете за обратима реакция, която протича в затворена система

Скоростта на предната реакция се описва с уравнението:

pr = к pr [A] [B],

където pr е скоростта на директната реакция;

к pr е скоростната константа на директната реакция.

Концентрации на реагентите във времето Аи Vнамалява, скоростта на реакцията намалява (фиг. 1, крива NS).

Реакцията между Аи Vводи до образуване на вещества ° Си д, чиито молекули при сблъсъци отново могат да дават вещества Аи V.

Скоростта на обратната реакция се описва с уравнението:

arr = к обр [C] [D],

където obr - скоростта на обратната реакция;

к obr - скоростна константа на обратната реакция.

Като концентрация на вещества ° Си дсе увеличава скоростта на обратната реакция (фиг. 1, крива arr).

Фиг. 1. Промяна в скоростта на реакциите напред и назад във времето

С течение на времето скоростите на напред и назад реакции стават равни:

pr = обр

Това състояние на системата се нарича състояние на равновесие .

В състояние на равновесие концентрациите на всички негови участници спират да се променят с времето. . Такива концентрации се наричат равновесие .

Химическо равновесие – това е динамичен баланс.Неизменността на концентрациите на веществата, присъстващи в затворена система, е следствие от непрекъснато протичащи химични процеси. Скоростите на предната и обратната реакция не са равни на нула, а наблюдаваната скорост на процеса е равна на нула.

Равенството на скоростите на предните и обратните реакции е кинетичното условие на химическото равновесие.

2. Равновесна константа

Когато скоростите на предната и обратната реакция са равни

pr = обр

справедливо равенство

к pr [A] [B] = кобр [C] [D],

където [ А], [Б], [С], [д] - равновесни концентрации на веществата.

Тъй като константите на скоростта не зависят от концентрацията, равенството може да бъде записано по различен начин:

Съотношението на скоростните константи на правата и обратната реакция ( к NS / к обр ) наречена константа на химическото равновесие:

Истинското химическо равновесие може да се установи само ако всички елементарни етапи на реакционния механизъм са в равновесие. Колкото и сложни да са механизмите на директните и обратните реакции, в състояние на равновесие те трябва да осигуряват стехиометричен преход на изходните вещества в продуктите на реакцията и обратно. Това означава, че алгебричната сума от всички етапи на процеса е равна на стехиометричното уравнение на реакцията, т.е. стехиометричните коефициенти са сумата от молекулярните характеристики на всички етапи на механизма.

За сложна реакция

aA + bB  cC + dD

За същата температура съотношението на продукта на равновесните концентрации на реакционните продукти в степени, равни на стехиометричните коефициенти, към продукта на равновесните концентрации на изходните вещества в мощности, равни на стехиометричните коефициенти, е постоянна стойност.

Това е втората формулировка на действащия закон на масите.

Изразът за равновесната константа на хетерогенна реакция включва само концентрациите на вещества в течна или газообразна фаза, тъй като концентрациите на твърдите вещества като правило остават постоянни.

Например, изразът за равновесната константа на следната реакция

СО 2 (g) + С (tv)  2СО (g)

написано така:

ДА СЕ c =
.

Уравнението на равновесната константа показва, че при равновесни условия концентрациите на всички вещества, участващи в реакцията, са свързани. Числовата стойност на равновесната константа определя какво трябва да бъде съотношението на концентрациите на всички реагиращи вещества при равновесие.

Промяната в концентрацията на някое от тези вещества води до промяна в концентрацията на всички останали вещества. В резултат на това се установяват нови концентрации, но съотношението между тях отново отговаря на равновесната константа.

Стойността на равновесната константа зависи от естеството на реагентите и температурата.

Равновесна константа, изразена чрез моларни концентрации на реагентите ( ДА СЕс) и равновесната константа, изразена чрез равновесните парциални налягания ( ДА СЕР) (вижте "Основи на химическата термодинамика") са свързани помежду си от отношенията:

ДА СЕР= КсRT  , К° С = КР / (RT)  ,

където  е промяната в броя на газообразните молове в реакцията.

Стандартната промяна в енергията на Гибс е

G Т = - RTвътрешен Кстр,

G T =  Х – T  С.

След приравняване на дясната страна на уравненията:

- RTвътрешен Кстр =  Х – T  С

вътрешен К Р = -  Х / ( RT) +  С/ Р .

Уравнението не само установява формата на зависимостта на константата от температурата, но също така показва, че константата се определя от естеството на реагиращите вещества.

Равновесната константа не зависи от концентрацията (както и константата на скоростта на реакцията), механизма на реакцията, енергията на активиране и наличието на катализатори. Промяната на механизма, например с въвеждането на катализатор, не влияе на числената стойност на равновесната константа, но, разбира се, променя скоростта, с която се достига равновесното състояние.

GOU VPO "Уралски държавен технически университет - UPI"

Определяне на равновесните константи на хим

реакции и изчисляване на химичното равновесие

на курса по физическа химия

за редовни студенти

Екатеринбург 2007г

УДК 544 (076) S79

Съставено от

Научен редактор, д-р, доцент

Определяне на равновесните константи на химичните реакции и изчисляване на химичното равновесие:методически указания за лабораторна работа No 4 по физикохимия / комп. - Екатеринбург: GOU VPO USTU-UPI, 20-те години.

Методическите указания са предназначени за допълнително задълбочено изследване на материала за химичното равновесие в рамките на аналитичната и аналитичната лабораторна работа. Съдържа 15 варианта за индивидуални задачи, което допринася за постигането на поставената цел.

Библиография: 5 заглавия. Ориз. Раздел.

© GOU VPO „Уралска държава

Технически университет – УПИ“, 2007г

Въведение

Тази работа, въпреки че се извършва в рамките на лабораторен семинар, се отнася до изчислителна и аналитична работа и се състои в овладяване на теоретичен материал и решаване на редица задачи по темата на курса по физическа химия "Химическо равновесие".

Необходимостта от прилагането му е породена от сложността на тази тема, от една страна, и от недостатъчното учебно време, отделено за нейното изучаване, от друга.

Основната част от темата "Химическо равновесие": извеждането на закона за химическото равновесие, разглеждането на уравнението на изобара и изотермата на химична реакция и др. се представя в лекции и се изучава в практически занятия (следователно този материал не е представени в тази работа). В това ръководство подробно е разгледан раздел от темата относно експерименталното определяне на равновесни константи и определянето на равновесния състав на система с протичаща в нея химична реакция.

Така че изпълнението на тази работа от учениците ще позволи решаването на следните задачи:

1) да се запознаят с методите за определяне и изчисляване на равновесните константи на химичните реакции;

2) научете как да изчислите равновесния състав на смес въз основа на различни експериментални данни.

1. ТЕОРЕТИЧНА ИНФОРМАЦИЯ ЗА МЕТОДИКАТА

ДЕФИНИЦИИ НА РАВНОВЕСНИ КОНСТАНТИ НА ХИМИЧЕСКИ РЕАКЦИИ

Нека се спрем накратко върху основните понятия, използвани по-долу. Равновесната константа на химическа реакция е количеството

https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif "width =" 51 "height =" 29 "> е стандартната моларна енергия на Гибс на реакцията r.

Уравнение (1) е окончателно уравнение за равновесната константа на химическа реакция. Трябва да се отбележи, че равновесната константа на химическа реакция е безразмерна величина.

Законът за химическото равновесие се записва по следния начин

, (2)

където https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif "width =" 23 "height =" 25 "> - активност к- участник в реакцията; - измерение на дейността; стехиометричен коефициент к- участник в реакцията r.

Експерименталното определяне на равновесните константи е доста трудна задача. На първо място е необходимо да се уверите, че при дадена температура се постига равновесие, т.е. съставът на реакционната смес съответства на равновесно състояние - състояние с минимална енергия на Гибс, нулев реакционен афинитет и равенство на скоростите на предни и обратни реакции. При равновесие налягането, температурата и съставът на реакционната смес ще бъдат постоянни.

На пръв поглед изглежда, че съставът на равновесната смес може да се определи с помощта на методи за количествен анализ с характерни химични реакции. Въпреки това, въвеждането на външен реагент, който свързва един от компонентите на химичния процес, измества (т.е. променя) равновесното състояние на системата. Този метод може да се използва само ако скоростта на реакцията е достатъчно бавна. Ето защо много често при изследване на равновесието се използват и различни физични методи за определяне на състава на дадена система.

1.1 Химични методи

Правете разлика между статични химически методи и динамични химически методи. Нека разгледаме конкретни примери, дадени в.

1.1.1 Статични методи.

Статичните методи се състоят във факта, че реакционната смес се поставя в реактор при постоянна температура и след това при достигане на равновесие се определя съставът на системата. Изследваната реакция трябва да бъде достатъчно бавна, така че въвеждането на външен реагент практически да не наруши състоянието на равновесие. За да забавите процеса, можете да охладите реакционната колба достатъчно бързо. Класически пример за такова изследване е реакцията между йод и водород.

H2 (g) + I2 (g) = 2HI (g) (3)

Lemoyne се поставя в стъклени съдове или смес от йод с водород или йодид. При 200 ° C реакцията практически не протича; при 265 ° C продължителността на равновесието е няколко месеца; при 350 ° C равновесието се установява в рамките на няколко дни; при 440 ° C - за няколко часа. В тази връзка, за изследване на този процес е избран температурен диапазон от 300 - 400 ° C. Анализът на системата беше извършен, както следва. Реакционният балон се охлажда бързо чрез потапяне във вода, след което кранът се отваря и водороден йодид се разтваря във вода. Количеството йодоводородна киселина се определя чрез титруване. При всяка температура експериментът се провежда, докато концентрацията достигне постоянна стойност, което показва установяването на химично равновесие в системата.

1.1.2 Динамични методи.

Динамичните методи се състоят във факта, че газовата смес непрекъснато циркулира, след което бързо се охлажда за последващ анализ. Тези методи са най-полезни за сравнително бързи реакции. Реакциите се ускоряват, като правило, или чрез извършването им при повишени температури, или чрез въвеждане на катализатор в системата. Динамичният метод е използван по-специално при анализа на следните газови реакции:

2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)

2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)

2SO2 + O2 ⇄ 2SO

3H2 + N2 ⇄ 2NH

1.2 Физически методи

Тези методи се основават главно на измерване на налягането или масовата плътност на реакционната смес, въпреки че могат да се използват и други свойства на системата.

1.2.1 Измерване на налягането

Всяка реакция, която е придружена от промяна в броя на моловете газообразни реагенти, е придружена от промяна в налягането при постоянен обем. Ако газовете са близки до идеалните, тогава налягането е право пропорционално на общия брой молове газообразни реагенти.

Като илюстрация, разгледайте следната газова реакция, написана на молекула от изходното вещество

Брой бенки

в началния момент 0 0

в равновесие

където https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif "width =" 245 "height =" 25 src = ">, (9)

където https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif "width =" 20 "height =" 21 src = ">. gif" width = "91" height = "31">.

Има съотношения между тези налягания:

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)

Равновесната константа, изразена в p-скала, ще има формата

. (14)

Следователно, след измерване на равновесното налягане, използвайки формула (13), може да се определи степента на дисоциация и след това, като се използва формула (14), да се изчисли равновесната константа.

1.2.2 Измерване на плътността на масата

Всяка реакция, която е придружена от промяна в броя на моловете газообразни участници в процеса, се характеризира с промяна в плътността на масата при постоянно налягане.

Например за реакция (8) е вярно

, (15)

където https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif "width =" 16 "height =" 19 "> е обемът на системата в равновесие. Като правило, в реални експерименти, не обемът се измерва, но плътност масата на системата, която е обратно пропорционална на обема..gif "width =" 37 height = 21 "height =" 21 "> е плътността на масата на системата в началния момент и в момента на равновесие, респ. Чрез измерване на масовата плътност на системата може да се използва формула (16), за да се изчисли степента на дисоциация, а след това и равновесната константа.

1.2.3 Директно измерване на парциално налягане

Най-прекият начин за определяне на равновесната константа на химическа реакция е да се измери парциалното налягане на всеки участник в процеса. Като цяло този метод е много труден за прилагане на практика, най-често се използва само при анализа на газови смеси, съдържащи водород. В този случай се използва свойството на металите от платиновата група да бъдат пропускливи за водород при високи температури. Предварително загрятата газова смес се пропуска при постоянна температура през цилиндър 1, който съдържа празен иридиев резервоар 2, свързан към манометър 3 (фиг. 1). Водородът е единственият газ, който може да премине през стените на резервоара за иридий.

По този начин остава да се измери общото налягане на газовата смес и парциалното налягане на водорода, за да се изчисли равновесната константа на реакцията. Този метод позволява на Lowenstein и Wartenberg (1906) да изследват дисоциацията на вода, HCl, HBr, HI и H2S, както и реакция като:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif "ширина =" 89 височина = 23 "височина =" 23 ">. (17)

1.2.4 Оптични методи

Съществуват методи за изследване на равновесието, базирани на измерване на адсорбцията, които са особено ефективни в случай на цветни газове. Можете също да определите състава на газова бинарна смес чрез измерване на индекса на пречупване (рефрактометричен). Например, Chadron (1921) изследва редукцията на метални оксиди с въглероден оксид чрез измерване на рефрактометричния състав на газова смес от въглероден оксид и въглероден диоксид.

1.2.5 Измерване на топлопроводимост

Този метод е използван за изследване на реакциите на дисоциация в газовата фаза, например

Да предположим, че смес от N2O4 и NO2 е поставена в съд, чиято дясна страна е с температура Т2, а лявата е Т1, а Т2> Т1 (фиг. 2). Дисоциацията на N2O4 ще бъде по-голяма в тази част на съда, която има по-висока температура. Следователно концентрацията на NO2 в дясната страна на съда ще бъде по-висока, отколкото в лявата, и ще се наблюдава дифузия на NO2 молекули отдясно наляво и N2O4 отляво надясно. Въпреки това, при достигане на дясната страна на реакционния съд, N2O4 молекулите отново се дисоциират с поглъщането на енергия под формата на топлина, а NO2 молекулите, достигайки до лявата страна на съда, димеризират с освобождаването на енергия под формата на топлина . Тоест има суперпозиция на обикновена топлопроводимост и топлопроводимост, свързана с хода на реакцията на дисоциация. Този проблем се решава количествено и ви позволява да определите състава на равновесната смес.

1.2.6 Измерване на електродвижещата сила (EMF) на галваничен елемент

Измерването на ЕМП на галваничните елементи е прост и точен метод за изчисляване на термодинамичните функции на химичните реакции. Необходимо е само 1) да се състави такава галванична клетка, така че крайната реакция в нея да съвпада с изследваната, чиято равновесна константа трябва да се определи; 2) измерване на ЕМП на галваничен елемент в термодинамичен равновесен процес. За да направите това, е необходимо съответният процес на образуване на ток да се извършва безкрайно бавно, тоест елементът да работи при безкрайно малка сила на тока, поради което се използва метод на компенсация за измерване на ЕМП на галваничен клетка, която се основава на факта, че изследваната галванична клетка е свързана последователно срещу външната потенциална разлика, като последната е избрана по такъв начин, че няма ток във веригата. Стойността на ЕМП, измерена по метода на компенсация, съответства на термодинамично равновесния процес в елемента и полезната работа на процеса е максимална и е равна на намаляването на енергията на Гибс

https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif "width =" 181 "height =" 29 src = "> (20)

при p, T = const, където Ф– Число на Фарадей = 96500 C / mol, н- най-малкото общо кратно на броя на електроните, участващи в електродните реакции, Ео- стандартна ЕМП, V.

Стойността на равновесната константа може да се намери от съотношението (21)

(21)

2. ПРИМЕР ЗА ЛАБОРАТОРНА РАБОТА ПО ОПРЕДЕЛЯНЕ НА СТОЙНОСТТА НА РАВНОВЕСНАТА КОНСТАНА

В семинарите по физическа химия често се среща лабораторна работа, свързана с изследването на реакцията на дисоциация на метални карбонати. Ето кратко резюме на такава работа.

цел на работа – определяне на равновесната константа и изчисляване на основните термодинамични стойности на реакцията на разлагане на карбонат.

Калциев карбонат https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif "width =" 192 "height =" 29 ">, (22)

в този случай се образува газообразен въглероден оксид (IV), твърд калциев оксид и остава част от недисоциирания калциев карбонат.

Равновесната константа на реакцията (22) ще бъде записана като:

, (23)

където https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif "width =" 68 "height =" 51 "> в общ вид или; активностите на чистите твърди или течни фази са равни на https: // pandia. ru / text / 78/005 / images / image044_10.gif "width =" 76 "height =" 28 src = ">.

Ако налягането се измерва в атмосфери, тогава = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif "width =" 87 "height =" 53 ">. (24)

Равновесното налягане на въглеродния диоксид върху калциевия карбонат се нарича дисоциационна еластичност на CaCO3.

Тоест, равновесната константа на реакцията на дисоциация на калциевия карбонат ще бъде численоравна на еластичността на дисоциация на карбоната, ако последният е изразен в атмосфери. По този начин, след като се определи експериментално еластичността на дисоциация на калциевия карбонат, е възможно да се определи стойността на равновесната константа на тази реакция.

експериментална част

Статичният метод се използва за определяне на еластичността на дисоциация на калциевия карбонат. Същността му се крие в директното измерване на налягането на въглеродния диоксид в инсталацията при дадена температура.

Оборудване.Основните възли на инсталацията са: реакционен съд (1), изработен от топлоустойчив материал и поставен в електрическа пещ (2); живачен манометър (3), херметически свързан към реакционния съд и през клапан (4) с ръчна вакуумна помпа (5). Температурата в пещта се поддържа с регулатор (6), температурата се контролира с термодвойка (7) и волтметър (8). В реакционния съд се поставя определено количество от изследваното прахообразно вещество (9) (метални карбонати).

Работна поръчка... След като проверите херметичността на системата, включете пещта и използвайте регулатора, за да зададете необходимата начална температура на реакционния съд. Записват се първите показания на термодвойката и манометъра. След това с помощта на регулатора (6) температурата в пещта се повишава с 10-20 градуса, изчакват се да се установи нова постоянна стойност на температурата и се записва стойността на налягането, съответстваща на тази температура. По този начин, постепенно повишаване на температурата, се правят поне 4-5 измервания. След края на експеримента пещта се охлажда и системата се свързва към атмосферата през кран (4). След това изключете фурната и волтметъра. След обработка на получените експериментални данни е възможно да се изчисли равновесната константа на реакцията на дисоциация.

Фиг. 3. Инсталация за определяне на еластичността на дисоциация

метални карбонати.

3. ОПРЕДЕЛЯНЕ НА РАВНОВЕСНИ КОНСТАНТИ

БЕЗ ЕКСПЕРИМЕНТ

3.1 Изчисляване на равновесната константа на химическа реакция от

стойността на стандартната моларна функция на Гибс на реакцията

Този метод изобщо не включва експерименти. Ако стандартната моларна енталпия и ентропия на реакцията при дадена температура са известни, тогава, използвайки съответните уравнения, може да се изчисли стандартната моларна функция на Гибс на изследваната реакция при желаната температура и чрез нея стойността на равновесието постоянен.

Ако стойностите на стандартната моларна ентропия и енталпия при дадена температура са неизвестни, тогава може да се използва методът на Темкин и Шварцман, тоест чрез стойността на стандартната моларна ентропия и ентропия при температура 298 K и стойности на коефициентите на температурната зависимост на моларния топлинен капацитет на реакцията, изчислете стандартната моларна енергия на Гибс на реакцията за всяка температура.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif "width =" 137 "height =" 25 src = "> - референтни коефициенти, които не зависят от естеството на реакцията и се определят само по температурни стойности.

3.2 Метод за комбиниране на равновесията

Този метод се използва в практическата химическа термодинамика. Например, експериментално при същата температура са открити равновесните константи на две реакции

1.CH3OH (g) + CO ⇄ HCOOCH3 (g) . (26)

2.H2 + 0,5 HCOOCH3 (g) ⇄ CH3OH (g) . (27)

Равновесната константа на реакцията на синтез на метанол

3..gif "ширина =" 31 "височина =" 32 "> и:

. (29)

3.3 Изчисляване на равновесната константа на химическа реакция при определена температура от известните стойности на равновесните константи на същата реакция при две други температури

Този метод на изчисление се основава на решаване на уравнението на изобара на химическа реакция (изобара на Van't Hoff)

, (30)

където https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif "width =" 64 "height =" 32 "> и изглежда така:

. (31)

Използвайки това уравнение, като знаете константите на равновесие при две различни температури, можете да изчислите стандартната моларна енталпия на реакцията и като знаете нея и равновесната константа при една температура, можете да изчислите равновесната константа при всяка друга температура.

4. ПРИМЕРИ ЗА РЕШАВАНЕ НА ЗАДАЧИ

Намерете равновесната константа на синтеза на амоняк y N2 + "H2 ⇄ NH3, ако равновесната молна фракция на амоняка е 0,4 при 1 atm и 600K. Първоначалната смес е стехиометрична; в първоначалната смес няма продукт.

дадено:Реакция y N2 + "H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0,4 Намерете: -?

Решение

От условието на задачата знаем стехиометричното уравнение, както и факта, че в началния момент от времето броят на азотните молове е равен на стехиометричния, тоест 0,5 mol (https://pandia.ru /text/78/005/images/image069_3.gif " width = "247" height = "57 src =">

Записваме реакцията, под символите на елементите посочваме началните и равновесните количества молове вещества

y N2 + ”H2 ⇄ NH3

0,5 - 0,5ξ 1,5 - 1,5 ξ ξ

Общият брой молове на всички участници в реакцията в системата в момента на равновесие

https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif "width =" 197 "height =" 56 src = ">. gif" ширина = "76" височина = "48 src =">

https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif "width =" 120 "height =" 47 ">

= 3,42

Решението на директния проблем за химическото равновесие е да се изчисли равновесният състав на системата, в която протича дадена реакция (няколко реакции). Очевидно решението се основава на закона за химическото равновесие. Необходимо е само да се изразят всички променливи, включени в този закон, чрез която и да е: например чрез дълбочината на химическа реакция, чрез степента на дисоциация или чрез някаква равновесна молна фракция. По-добре е да изберете коя променлива е удобна за използване въз основа на специфичните условия на проблема.

Задача 2

Равновесна константа на газовата реакция за синтеза на йодид водород

H2 + I2 ⇄ 2HI при температура 600 K и изразът за налягане в атмосфери е Кр= 45,7. Намерете равновесната дълбочина на тази реакция и равновесния добив на продукта при дадена температура и налягане от 1 atm, ако в началния момент от време количествата изходни материали съответстват на стехиометрични и в началния момент няма реакционни продукти момент.

Дадено Кр= 45.7. = 1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif "width =" 68 "height =" 27 src = "> mol. Намерете: -? -?

Решение

Нека запишем самата реакция, а под символите на елементите, броя на моловете на всеки участник в началния момент и в момента на установено равновесие по формула (4)

1 - ξ 1 - ξ 2ξ

1 - ξ + 1 - ξ + 2ξ = 2

Равновесните молни фракции и парциалните налягания на всички участници в реакцията изразяваме чрез една променлива - дълбочината на химическата реакция

https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif "width =" 144 "height =" 47 src = ">.

Законът за масовото действие или законът за химическото равновесие

https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif "ширина =" 13 "височина =" 23 src = "> = 0,772.

Проблем 3

Неговото условие се различава от задача 2 само по това, че първоначалните количества молове водород и йод са равни съответно на 3 и 2 мола. Изчислете моларния състав на равновесната смес.

Дадено: Възможна реакция: H2 + I2 = 2HI. 600 К, 1 атм. Кр = 45,7 .

3 mol; къртица; къртица. Намерете: -? .Gif "width =" 32 "height =" 27 "> 1 1 0

3 - ξ 2 - ξ 2ξ

Общият брой молове на всички участници в реакцията в момента на равновесие е

3 - ξ + 2 - ξ + 2ξ = 5

Равновесни молни фракции и парциални налягания на всички участници в реакцията, изразени чрез една променлива - дълбочината на химическата реакция

Заместването на парциалните налягания в закона за химическото равновесие дава:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif "width =" 13 "height =" 21 "> и изчислете равновесната константа, след което изградете графика и я използвайте, за да определите дълбочината на реакцията, която съответства на намерената стойност на равновесната константа.

= 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 "ширина =" 35 височина = 25 "височина =" 25 "> = 0,712

За да извършите работата, трябва да изпълните следните задачи

Упражнение 1

1. Опишете метод за експериментално определяне на еластичността на въглеродния диоксид при изследване на реакцията на дисоциация на CaCO3⇄CaO + CO2

(варианти 1 - 15, таблица 3);

2. Запишете закона за химичното равновесие за изследваната реакция; определяне на стойностите на равновесните константи на реакцията на дисоциация на калциев карбонат според експерименталните данни (Таблица 3) при различни температури;

3. Запишете детерминантния израз за равновесната константа и изчислете теоретично равновесната константа на изследваната реакция при последната температура, посочена в таблицата.

Задача 2

1. Подгответе отговор на въпрос 1 (варианти 1-15, таблица 4)

2. Решете задачи 2 и 3.

Референтни данни, необходими за извършване на работата

Количество за изчисляване на стандартната моларна промяна на енергията на Гибс по метода на Темкин и Шварцман

маса 1

Термодинамични данни за изчисляване на стандартната моларна енергия на Гибс

таблица 2

Експериментални данни за задача 1

Таблица 3

Условия за задачи за изпълнение на задача 2

Таблица 4

Изглежда уместно да се включат следните раздели в лабораторния доклад: въведение, част 1, част 2, заключения.

1. Във въведението можете накратко да обобщите теоретичната информация по един от следните въпроси: или за действащия закон на масите, за историята на откриването му и за неговите автори; или за основните понятия и дефиниционните връзки на раздела "Химическо равновесие"; или извеждане на закона за химическото равновесие в неговата съвременна формулировка; или говорим за факторите, които влияят върху стойността на равновесната константа и т.н.

Краят на раздела "Въведение" е последван от изложение на целите на работата.

В част 1 необходимо

2.1. Дайте схема на инсталацията за определяне на еластичността на дисоциация на метални карбонати и опишете хода на експеримента.

2.2 ... Предоставете резултатите от изчисляването на равновесната константа според представените експериментални данни

2.3. Осигурете изчислението на равновесната константа от термодинамични данни

В част 2 необходимо

3.1 ... Дайте пълен обоснован отговор на въпрос 1 от задача 2.

3.2 ... Предоставете решението на задачи 2 и 3 от задача 2. Условието на задачите трябва да бъде написано в символна нотация.

В заключенията препоръчително е да се отрази изпълнението на поставените в работата цели, както и да се сравнят стойностите на равновесните константи, изчислени в 2.2 и 2.3.

Библиографски списък

1. Карякин по химическа термодинамика: Учеб. ръководство за университети. М .: Академия, 20-те години.

2. Съвременна термодинамика. От топлинни двигатели до разсейващи структури. М .: Мир, 20-те години.

3. Черепанов по физическа химия. Инструментариум. Екатеринбург: Издателство на USU, 2003.

4. Кратък справочник за физични и химични величини / Изд. и. Л .: Химия, 20-те години.

5. Задачи по физическа химия : учеб. наръчник за университети/ и др. М .: Изпит, 20с.

Компютърно оформление

През 1885 г. е получен френският физик и химик Льо Шателие, а през 1887 г. немският физик Браун обосновава закона за химическото равновесие и константата на химическото равновесие, а също така изследва зависимостта им от влиянието на различни външни фактори.

Същността на химическото равновесие

Равновесието е състояние, което означава, че нещата винаги са в движение. Продуктите се разлагат на реагенти и реагентите се комбинират в продукти. Нещата се движат, но концентрацията остава същата. Реакцията се изписва с двойна стрелка вместо знак за равенство, за да покаже, че е обратима.

Класически модели

Още през миналия век химиците откриха определени модели, които осигуряват вероятността от промяна в посоката на реакцията в същия контейнер. Познаването на това как протичат химичните реакции е изключително важно както за лабораторните изследвания, така и за промишленото производство. В същото време способността да се контролират всички тези явления е от голямо значение. Естествено е човек да се намесва в много природни процеси, особено обратими, за да ги използва след това за свое добро. Познаването на химичните реакции ще бъде по-полезно, ако имате перфектен контрол над тях.

Законът за масовото действие в химията се използва от химиците за правилно изчисляване на скоростта на реакциите. Дава ясна представа, че никой няма да бъде последван, в случай че се провежда в затворена система. Молекулите на получените вещества са в постоянно и безпорядъчно движение и скоро може да настъпи обратна реакция, при която молекулите на изходния материал ще намалеят.

В индустрията най-често се използват отворени системи. Съдовете, апаратите и другите съдове, където протичат химични реакции, остават отключени. Това е необходимо, за да може по време на тези процеси да се извлече желания продукт и да се отървете от безполезните реакционни продукти. Например въглищата се изгарят в открити пещи, циментът се произвежда в пещи от отворен тип, доменните пещи работят с постоянно подаване на въздух, а амонякът се синтезира с непрекъснато отстраняване на самия амоняк.

Обратими и необратими химични реакции

Въз основа на името може да се дадат подходящи дефиниции: реакциите се считат за необратими, ако се извършват докрай, не променят посоката си и продължават по дадена траектория, независимо от спада на налягането и температурните колебания. Тяхната отличителна черта е, че някои продукти могат да напуснат реакционната сфера. Така например е възможно да се получи газ (CaCO 3 = CaO + CO 2), утайка (Cu (NO 3) 2 + H 2 S = CuS + 2HNO 3) или други също ще се считат за необратими, ако голямо количество се отделя по време на процеса топлинна енергия, например: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q.

Почти всички реакции, които се случват в природата, са обратими. Независимо от външни условия като налягане и температура, почти всички процеси могат да протичат едновременно в различни посоки. Според закона за действието на масата в химията, количеството погълната топлина ще бъде равно на количеството освободено, което означава, че ако едната реакция е екзотермична, тогава втората (обратна) ще бъде ендотермична.

Химическо равновесие: константа на химическо равновесие

Реакциите са „глаголите“ на химията – дейности, които химиците изучават. Много реакции стигат до завършването си и след това спират, което означава, че реагентите се превръщат напълно в продукти, без да могат да се върнат в първоначалното си състояние. В някои случаи реакцията наистина е необратима, например, когато изгарянето променя както физичното, така и химичното. Има обаче много други обстоятелства, при които е не само възможна, но и непрекъсната, тъй като продуктите от първата реакция стават реагенти в секундата.

Динамично състояние, при което концентрациите на реагентите и продуктите остават постоянни, се нарича равновесие. Възможно е да се предскаже поведението на веществата, като се използват определени закони, които се прилагат в индустрии, които се стремят да намалят производствените разходи на специфични химикали. Концепцията за химическо равновесие е полезна и за разбиране на процесите, които запазват или потенциално застрашават човешкото здраве. Константата на химическото равновесие е стойността на фактора на реакцията, която зависи от йонната сила и температурата и не зависи от концентрациите на реагентите и продуктите в разтвора.

Изчисляване на равновесната константа

Тази стойност е безразмерна, тоест няма определен брой единици. Въпреки че изчислението обикновено се пише за два реагента и два продукта, то работи за произволен брой участници в реакцията. Изчисляването и интерпретацията на равновесната константа зависи от това дали химическата реакция е свързана с хомогенно или хетерогенно равновесие. Това означава, че всички реагиращи компоненти могат да бъдат чисти течности или газове. За реакции, които достигат хетерогенно равновесие, като правило има не една фаза, а най-малко две. Например течности и газове или течности.

Стойност на равновесната константа

За всяка дадена температура има само една стойност за равновесната константа, която се променя само ако температурата, при която протича реакцията, се промени в една или друга посока. Някои прогнози за химическа реакция могат да бъдат направени въз основа на това дали равновесната константа е голяма или малка. Ако стойността е много голяма, тогава равновесието благоприятства реакцията вдясно и се получават повече продукти, отколкото е имало реагенти. Реакцията в този случай може да се нарече "пълна" или "количествена".

Ако стойността на равновесната константа е малка, тогава тя благоприятства реакцията вляво, където количеството на реагентите е по-голямо от получените продукти. Ако тази стойност клони към нула, можем да предположим, че реакцията не се случва. Ако стойностите на равновесната константа за правата и обратната реакция са почти еднакви, тогава количеството на реагентите и продуктите също ще бъде почти същото. Този тип реакция се счита за обратима.

Помислете за специфична обратима реакция

Да вземем два химични елемента като йод и водород, които при смесване дават ново вещество – йодид водород.

За v 1 вземаме скоростта на предната реакция, за v 2 - скоростта на обратната реакция, k - равновесната константа. Използвайки закона за масовото действие, получаваме следния израз:

v 1 = k 1 * c (H 2) * c (I 2),

v 2 = k 2 * c 2 (HI).

Когато молекулите на йод (I 2) и водород (H 2) се смесят, започва тяхното взаимодействие. В началния етап концентрацията на тези елементи е максимална, но до края на реакцията концентрацията на новото съединение, йодид водород (HI), ще бъде максимална. Съответно скоростта на реакция също ще бъде различна. В самото начало те ще бъдат максимални. С течение на времето идва момент, в който тези стойности ще бъдат равни, това е състояние, наречено химическо равновесие.

Изразът за константата на химическото равновесие обикновено се обозначава с квадратни скоби:,,. Тъй като в състояние на равновесие скоростите са равни, тогава:

k 1 = k 2 2,

така че получаваме уравнението за константата на химическото равновесие:

k 1 / k 2 = 2 / = K.

Принципът на Льо Шателие-Браун

Има следния модел: ако се направи определен ефект върху система, която е в равновесие (да се променят условията на химическо равновесие чрез промяна на температурата или налягането, например), тогава балансът ще се измести, за да противодейства частично на ефекта от промяната . В допълнение към химията, този принцип се прилага и в няколко различни форми в областите на фармакологията и икономиката.

Константа на химическото равновесие и начини за нейното изразяване

Равновесното изразяване може да бъде изразено чрез концентрацията на продуктите и реагентите. Във формулата на равновесието се включват само химикали във водната и газообразната фаза, тъй като концентрациите на течности и твърди вещества не се променят. Какви фактори влияят на химичното равновесие? Ако в него участва чиста течност или твърдо вещество, се счита, че има K = 1 и съответно престава да се взема предвид, с изключение на силно концентрирани разтвори. Например, чистата вода има активност 1.

Друг пример е твърд въглерод, който може да се образува при реакцията на две молекули въглероден оксид за образуване на въглероден диоксид и въглерод. Факторите, които могат да повлияят на равновесието, включват добавяне на реагент или продукт (промените в концентрацията влияят на баланса). Добавянето на реагент може да доведе до равновесие вдясно в химичното уравнение, където се появяват повече форми на продукта. Добавянето на продукт може да доведе до равновесие отляво, тъй като се появяват повече форми на реагенти.

Равновесието възниква, когато реакцията в двете посоки има постоянно съотношение на продуктите и реагентите. Като цяло химичното равновесие е статично, тъй като количественото съотношение на продуктите и реагентите е постоянно. Въпреки това, по-внимателен поглед разкрива, че равновесието всъщност е много динамичен процес, тъй като реакцията се движи в двете посоки с еднакво темпо.

Динамичното равновесие е пример за функция на стационарно състояние. За система в стабилно състояние, наблюдаваното в момента поведение продължава и в бъдещето. Следователно, веднага щом реакцията достигне равновесие, съотношението на концентрация на продукта и реагента ще остане същото, въпреки че реакцията продължава.

Колко лесно е да се разкаже за трудното?

Понятия като химическо равновесие и константа на химическо равновесие са трудни за разбиране. Да вземем пример от реалния живот. Случвало ли ви се е да заседнете на мост между два града и да забележите, че движението в другата посока е плавно и премерено, докато вие сте безнадеждно заседнали в трафика? Това не е хубаво.

Ами ако колите се движат стабилно и с еднаква скорост от двете страни? Ще остане ли постоянен броят на автомобилите и в двата града? Когато скоростта на влизане и излизане на двата града е една и съща и броят на колите във всеки град е стабилен във времето, това означава, че целият процес е в динамично равновесие.

Повечето химични реакции са обратими, т.е. текат едновременно в противоположни посоки. В случаите, когато директните и обратните реакции протичат с еднаква скорост, настъпва химическо равновесие. Например, при обратима хомогенна реакция: H2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), съотношението на скоростите на директните и обратните реакции според закона за ефективните маси зависи от съотношението на концентрациите на реагиращите вещества, а именно: скоростта на директната реакция: υ 1 = k 1 [H 2]. Скорост на обратна връзка: υ 2 = k 2 2.

Ако H 2 и I 2 са изходни вещества, тогава в първия момент скоростта на предната реакция се определя от техните начални концентрации, а скоростта на обратната реакция е нула. Тъй като H 2 и I 2 се консумират и се образува HI, скоростта на предната реакция намалява и скоростта на обратната реакция се увеличава. След известно време и двете скорости стават равни и в системата се установява химическо равновесие, т.е. броят на образуваните и изразходвани HI молекули за единица време става същият.

Тъй като при химическо равновесие скоростите на предните и обратните реакции са равни на V 1 = V 2, то k 1 = k 2 2.

Тъй като k 1 и k 2 са постоянни при дадена температура, тяхното съотношение ще бъде постоянно. Означавайки го с K, получаваме:

K - се нарича константа на химическото равновесие, а горното уравнение се нарича закон за масовото действие (Guldberg - Vaale).

В общия случай, за реакция като aA + bB +… ↔dD + eE +… равновесната константа е ... За взаимодействието между газообразните вещества често се използва израз, в който реагентите са представени чрез равновесните парциални налягания p. За споменатата реакция .

Равновесното състояние характеризира границата, до която при тези условия реакцията протича спонтанно (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

Съотношението между равновесните концентрации не зависи от това какви вещества се приемат като изходни материали (например H 2 и I 2 или HI), т.е. равновесието може да се достигне и от двете страни.

Константата на химическото равновесие зависи от естеството на реагентите и от температурата; равновесната константа не зависи от налягането (ако е твърде високо) и от концентрацията на реагентите.

Влияние върху равновесната константа на факторите температура, енталпия и ентропия... Равновесната константа се свързва с промяна в стандартния изобарно-изотермичен потенциал на химическа реакция ∆G o чрез просто уравнение ∆G o = -RT ln K.

От него се вижда, че големите отрицателни стойности на ∆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), тогава изходните вещества преобладават в равновесната смес. Горното уравнение позволява стойността на ∆G o да се изчисли K, а след това и равновесните концентрации (парциални налягания) на реагентите. Ако вземем предвид, че ∆G o = ∆H o -T∆S o, то след известно преобразуване получаваме ... От това уравнение може да се види, че равновесната константа е много чувствителна към температурните промени. Влиянието на природата на реагентите върху равновесната константа определя нейната зависимост от факторите на енталпията и ентропията.

Принципът на Льо Шателие

Състоянието на химическо равновесие се поддържа при тези постоянни условия по всяко време. Когато условията се променят, състоянието на равновесие се нарушава, тъй като в този случай скоростите на противоположните процеси се променят в различна степен. След известно време обаче системата отново идва в състояние на равновесие, но вече отговаря на новите променени условия.

Изместването на равновесието в зависимост от промените в условията обикновено се определя от принципа на Льо Шателие (или принципа на подвижното равновесие): ако една система в равновесие е повлияна отвън чрез промяна на някое от условията, които определят положението на равновесието, тогава тя се измества в посоката на процеса, чийто ход отслабва ефекта от произведеното въздействие.

По този начин повишаването на температурата предизвиква изместване на равновесието в посока на тази на процесите, протичането на които е придружено от поглъщане на топлина, докато намаляването на температурата действа в обратна посока. По същия начин увеличаването на налягането измества равновесието в посока на процес, придружен от намаляване на обема, а намаляването на налягането действа в обратна посока. Например, в равновесната система 3H 2 + N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, повишаването на температурата засилва разлагането на H 3 N на водород и азот, тъй като този процес е ендотермичен. Увеличаването на налягането измества равновесието към образуването на H 3 N, тъй като обемът намалява.

Ако определено количество от веществата, участващи в реакцията, се добави към система в състояние на равновесие (или, напротив, се отстрани от системата), тогава скоростите на правата и обратната реакция се променят, но постепенно стават отново равни. С други думи, системата отново идва в състояние на химическо равновесие. В това ново състояние равновесните концентрации на всички вещества, присъстващи в системата, ще се различават от първоначалните равновесни концентрации, но съотношението между тях ще остане същото. По този начин в система в равновесие е невъзможно да се промени концентрацията на едно от веществата, без да се предизвика промяна в концентрациите на всички останали.

В съответствие с принципа на Льо Шателие, въвеждането на допълнителни количества реагент в равновесната система предизвиква изместване на равновесието в посоката, в която концентрацията на това вещество намалява и съответно се увеличава концентрацията на продуктите на неговото взаимодействие.

Изучаването на химичното равновесие е от голямо значение както за теоретичните изследвания, така и за решаването на практически проблеми. Определяйки положението на равновесие за различни температури и налягания, можете да изберете най-благоприятните условия за химическия процес. При окончателния избор на условията за провеждане на процеса се отчита и тяхното влияние върху скоростта на процеса.

Пример 1.Изчисляване на равновесната константа на реакцията на базата на равновесните концентрации на реагентите.

Изчислете равновесната константа на реакцията A + B 2C, ако равновесната концентрация [A] = 0,3 mol ∙ l -1; [B] = 1,1 mol ∙ l -1; [C] = 2,1 mol ∙ l -1.

Решение.Изразът за равновесната константа за тази реакция е:. Нека заместим тук равновесните концентрации, посочени в условието на задачата: = 5,79.

Пример 2... Изчисляване на равновесни концентрации на реагентите. Тази реакция протича съгласно уравнението A + 2B C.

Определете равновесните концентрации на реагиращите вещества, ако началните концентрации на веществата А и В са съответно 0,5 и 0,7 mol ∙ l -1, а равновесната константа на реакцията е K p = 50.

Решение.За всеки мол вещества А и В се образуват 2 мола вещество С. Ако намаляването на концентрацията на вещества А и В се обозначи с X mol, тогава увеличението на концентрацията на веществото ще бъде равно на 2X mol. Равновесните концентрации на реагентите ще бъдат:

С A = (o, 5-x) mol ∙ l -1; C B = (0,7-x) mol ∙ l -1; С С = 2х mol ∙ l -1

х 1 = 0,86; х 2 = 0,44

Според условието на задачата стойността x 2 е валидна. Следователно, равновесните концентрации на реагентите са равни:

C A = 0,5-0,44 = 0,06 mol ∙ l -1; C B = 0,7-0,44 = 0,26 mol ∙ l -1; С С = 0,44 ∙ 2 = 0,88 mol ∙ l -1.

Пример 3.Определяне на промяната в енергията на Гибс ∆G o на реакцията по стойността на равновесната константа K p. Изчислете енергията на Гибс и определете възможността за реакцията CO + Cl 2 = COCl 2 при 700K, ако равновесната константа е равна на Kp = 1,0685 ∙ 10 -4. Парциалното налягане на всички реагенти е еднакво и е равно на 101325Pa.

Решение.∆G 700 = 2,303 ∙ RT .

За този процес:

Тъй като ∆Gо<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Пример 4... Изместване на химическото равновесие. В каква посока ще се измести равновесието в системата N 2 + 3H 2 2NH 3 -22kcal:

а) с повишаване на концентрацията на N 2;

б) с повишаване на концентрацията на Н 2;

в) при повишаване на температурата;

г) с намаляващо налягане?

Решение.Увеличаването на концентрацията на вещества от лявата страна на уравнението на реакцията, според правилото на Льо Шателие, трябва да предизвика процес, който има тенденция да отслабва ефекта, да доведе до намаляване на концентрациите, т.е. равновесието ще се измести надясно (случаи a и b).

Реакцията на синтез на амоняк е екзотермична. Повишаването на температурата води до изместване на равновесието наляво - към ендотермична реакция, която отслабва упражнявания ефект (случай c).

Намаляването на налягането (случай d) ще благоприятства реакция, водеща до увеличаване на обема на системата, т.е. към образуването на N 2 и H 2.

Пример 5.Колко пъти ще се промени скоростта на предната и обратната реакция в системата 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r), ако обемът на газовата смес намалее три пъти? В каква посока ще се измести равновесието на системата?

Решение.Да обозначим концентрацията на реагентите: = а, =б,=с.Съгласно закона за масовото действие скоростите на предната и обратната реакция преди промяната на обема са равни

v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2

След намаляване на обема на хомогенната система три пъти, концентрацията на всяко от реагиращите вещества ще се увеличи три пъти: = 3а,[Около 2] = 3b; = 3в.При нови концентрации скоростите v "np на правата и обратната реакция:

v "np = K (3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.

;

Следователно скоростта на предната реакция се е увеличила 27 пъти, а обратната - само девет пъти. Равновесието на системата се измества към образуването на SO 3.

Пример 6.Изчислете колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията, протичаща в газовата фаза, когато температурата се повиши от 30 до 70 0 С, ако температурният коефициент на реакцията е 2.

Решение.Зависимостта на скоростта на химичната реакция от температурата се определя от правилото на Van't Hoff по формулата

Следователно скоростта на реакцията при 70 ° C е 16 пъти по-висока от скоростта на реакцията при 30 ° C.

Пример 7.Равновесна константа на хомогенна система

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) при 850 ° C е равно на 1. Изчислете концентрациите на всички вещества в равновесие, ако началните концентрации: [CO] RR = 3 mol / L, [H 2 O] ISC = 2 mol / l.

Решение.В равновесие скоростите на директните и обратните реакции са равни, а съотношението на константите на тези скорости е постоянно и се нарича константа на равновесието на дадената система:

V np = К 1[CO] [H2O]; V o b p = ДА СЕ 2 [CO2] [H2];

В условието на задачата са дадени началните концентрации, докато в израза K стрса включени само равновесните концентрации на всички вещества в системата. Да приемем, че към момента на равновесие концентрацията на [CO 2] P = NSмол/л. Според уравнението на системата, броят на моловете на образувания водород също ще бъде NSмол/л. Същият брой бенки (NS mol / l) CO и H 2 O се изразходват за образуването на NSмолове CO 2 и H 2. Следователно, равновесните концентрации на всичките четири вещества (mol / l):

[CO 2] P = [H 2] p = NS;[CO] P = (3 –x); P = (2-x).

Познавайки равновесната константа, намираме стойността NS,и след това началните концентрации на всички вещества:

; x 2 = 6-2x-3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol / l.

ЗА ПРЕПОДАВАТЕЛИ В СРЕДНО УЧИЛИЩЕ, СТУДЕНТИ НА ПЕДАГОГИЧЕСКИ УНИВЕРСИТЕТИ И УЧЕНИЦИ ОТ 9-10 КЛАС, КОИТО РЕШИЛИ ДА ПОСВЕДЯТ ХИМИЯ И ПРИРОДНИ НАУКИ

УЧЕБНИК · TASKER · ЛАБОРАТОРНА ПРАКТИКА · НАУЧНИ ИСТОРИИ ЗА ЧЕТЕНЕ

§ 3.2. Равновесна константа
и изобарен реакционен потенциал

Равновесната константа може лесно да се намери от стойността на изобарния потенциал, който се изчислява от таблични данни за енталпията на образуване и ентропията на изходните вещества и реакционните продукти

Тази формула ще ви е необходима, когато трябва да изчислите равновесната константа на изследваната реакция.

В този урок се опитваме да не даваме готови формули, а да ги изведем с помощта на най-простите методи на математическата логика, следователно извеждането на тази формула е дадено по-долу. След като прочетете този материал, ще се запознаете с най-простите понятия на теорията на вероятностите, с ентропията на активиране и т.н.

Енергията на активиране не е единственият определящ фактор за скоростта на химическата реакция. Големината и формата на реагиращите молекули и разположението на реактивните атоми или техните групи в тях играят огромна роля. В тази връзка, когато две частици се сблъскат, е важна тяхната определена ориентация, тоест контактът именно на онези центрове, които са реактивни.

Нека да обозначим вероятността за ориентацията на молекулите, необходима за взаимодействието по време на сблъсък W:

Естественият логаритъм на W, умножен по газовата константа R, се нарича активационна ентропия S a:

Този израз предполага:

Откъдето, чрез дефиницията на логаритъма, получаваме вероятността за необходимата ориентация:

Колкото по-голяма е вероятността за необходимата ориентация за протичане на реакцията, толкова по-висока е нейната скорост и съответно скоростната константа, която може да се запише:

По-рано научихме, че константата на скоростта зависи от енергията на активиране и температурата:

По този начин константата на скоростта зависи от енергията на активиране, температурата и ентропията на активиране:

Нека въведете коефициента на пропорционалност Z и поставим знак за равенство:

Полученият израз се извиква основното уравнение на химическата кинетика.

Това уравнение обяснява някои аспекти на катализата: катализаторът понижава енергията на активиране на реакцията и увеличава ентропията на активиране, тоест увеличава вероятността за подходяща ориентация на реагиращите частици за взаимодействие.

Интересно е да се отбележи, че ентропията на активиране отчита не само определена ориентация на частиците, но и продължителността на контакта в момента на сблъсък. Ако продължителността на контакта на частиците е много кратка, тогава тяхната електронна плътност няма време да се преразпредели, за да образува нови химически връзки и частиците, отблъсквайки се, се разминават в различни посоки. Катализаторът също така значително увеличава времето за контакт на реагиращите частици.

Друга особеност на каталитичното действие: катализаторът отнема излишната енергия от новообразуваната частица и тя не се разлага на оригинални частици поради високата си енергийна активност.

Знаете, че равновесната константа е съотношението на константите на скоростта на правата и обратната реакция:

Нека заменим константите на скоростта на правата и обратната реакция с изразите за основното уравнение на химическата кинетика:

Съотношението на двата коефициента на пропорционалност Z pr / Z arr е постоянна стойност, която въвеждаме в стойността на равновесната константа, поради което тя ще остане, както и преди, константа.

Ако си спомните правилата за действие с експоненциални функции, ще разберете трансформацията на формулата:

В съответствие със закона на Хес разликата между енергиите на активиране на обратната и директната реакция е промяна в енталпията (уверете се в това, като начертаете диаграмата на енталпията на реакцията, протичаща с отделянето на топлина, и не забравяйте, че в този случай Д Х< 0 ):

По същия начин, разликата обозначават Д С:

Обяснете защо пред скобите има знак минус.

Получаваме уравнението:

Нека логаритмираме двете страни на това уравнение:

къде получаваме:

Това уравнение е толкова важно за химията и други природни науки, че много студенти по химия в чужбина носят ризи с формулата.

Ако Д Гсе изразява в J / mol, тогава формулата приема формата:

Тази формула има една особеност: ако равновесната константа се определя чрез налягането на газообразните вещества, тогава налягането на тези вещества в атмосфери (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg) се замества в израза за равновесната константа.

Тази формула позволява известна стойност Д Греакция, изчислете равновесната константа и по този начин разберете състава на равновесната система при дадена температура. Формулата показва, че колкото по-висока е равновесната константа и колкото повече реакционни продукти (вещества от дясната страна на реакционното уравнение) се съдържат в равновесната реакционна смес, толкова по-отрицателна е промяната в изобарния потенциал на реакцията. И обратно, колкото по-ниска е стойността на равновесната константа и колкото по-малко продуктите на реакцията се съдържат в равновесната смес и колкото повече изходни вещества, толкова по-малка е отрицателната стойност Д Г.

Когато равновесната константа е по-голяма от 1 и изобарният потенциал е отрицателен, обичайно е да се каже, че равновесието се измества към продуктите на реакцията или надясно. Когато равновесната константа е по-малка от 1 и изобарният потенциал е положителен, обичайно е да се каже, че равновесието се измества към изходните вещества или наляво.

Ако равновесната константа е равна на 1, изобарният потенциал е равен на 0. Това състояние на системата се счита за границата между изместването на равновесието надясно или наляво. Когато за дадена реакция промяната в изобарния потенциал е отрицателна ( Д Г<0 ), обичайно е да се казва, че реакцията може да продължи в посока напред; ако D G> 0, казват, че реакцията не изчезва.

Поради това,

Д Г<0 - реакцията може да протече (термодинамично възможно);

Д Г<0 , тогава K> 1- балансът се измества към продуктите, вдясно;

D G> 0, тогава ДА СЕ<1 - равновесието се измества към изходните вещества, наляво.

Ако трябва да разберете дали е възможна реакцията, която ви интересува (например да разберете дали е възможен синтеза на желаното багрило, дали дадения минерален състав ще се сипе, ефектът на кислорода от въздуха върху цвета и т.н. .), достатъчно е да се изчисли за тази реакция Д Г... Ако се окаже, че промяната в изобарния потенциал е отрицателна, тогава реакцията е възможна и можете да смесите различни изходни материали, за да получите желания продукт.

Прочетете какво трябва да направите, за да изчислите промяната в изобарния потенциал и равновесната константа при различни температури (алгоритъм за изчисление).

1. Запишете стойностите (за температура 298 K) на енталпията на образуване от прости вещества от справочните таблици D H допи ентропия Сна всички вещества, записани в уравнението на химична реакция. Ако D H допсе изразяват в kJ / mol, тогава те трябва да бъдат преобразувани в J / mol (защо?).

2. Изчислете промяната в енталпията в реакцията (298 K) като разликата между сумата от енталпията на образуване на продуктите и сумата от енталпията на образуване на изходните материали, като имате предвид стехиометричните коефициенти:

3. Изчислете промяната в ентропията в реакцията (298 K) като разликата между сумата от ентропиите на продуктите и сумата от ентропията на изходните материали, като имате предвид стехиометричните коефициенти:

4. Направете уравнение на зависимостта на промяната в изобарния потенциал от промените в енталпията на реакцията, ентропията и температурата, като замените току-що получените числови стойности в познатото ви уравнение D N п-цияи D S p-ции:

5. Изчислете промяната в изобарния потенциал при стандартна температура от 298 K:

6. По знак D G p-ции, 298 направете заключение за възможността за реакция при стандартна температура: ако знакът е "минус", тогава реакцията е термодинамично възможна; ако знакът е "плюс", тогава реакцията е невъзможна.

7. Пребройте D G p-циипри температура T, която ви интересува:

и да направи заключение как промяната в температурата влияе върху възможността за реакция. Ако се окаже, че при тази температура промяната в изобарния потенциал е станала по-малко положителна или по-отрицателна в сравнение с D G 298, следователно при тази температура реакцията става по-вероятна.

8. Изчислете от известното ви уравнение равновесната константа K при температурата T, която ви интересува:

9. Направете извод за изместването на равновесието към изходните вещества (К<1) или в сторону продуктов (К>1).

За да се заключи за възможността за реакция с отрицателна стойност на промяната в изобарния потенциал ( D G p-ции<0 ) термодинамичните данни често са недостатъчни. Термодинамично възможна реакция може да се окаже кинетично инхибирана и осъществима, когато условията се променят (концентрация на вещества, налягане, температура), чрез други реакционни пътища или в присъствието на правилно подбран катализатор.

Помислете за примера на реакцията на кристално желязо с газообразна вода (водна пара):

как да разберем за термодинамичната възможност за реакция.

Тази реакция е интересна с това, че показва причините за намаляване на блясъка на метален продукт и разрушаването му от корозия.

На първо място, ние избираме стехиометричните коефициенти на уравнението на реакцията:

Нека изпишем от референтните таблици термодинамичните данни (температура 298 K) за всички участници в реакцията:

Нека изчислим промяната в енталпията в тази реакция, като помним, че енталпията на простите вещества е равна на нула:

Нека изразим промяната в енталпията в J:

Реакцията е придружена от отделяне на топлина, Q> 0, Q = + 50 300 J / mol, и това дава възможност да се предположи, че протича спонтанно. Въпреки това, спокойно може да се каже, че реакцията е спонтанна, възможна е само по знака на промяната в изобарния потенциал.

Нека изчислим промяната в ентропията в тази реакция, като не забравяме за стехиометричните коефициенти:

Ентропията на системата намалява в резултат на реакцията; следователно може да се отбележи, че в системата се наблюдава увеличаване на реда.

Сега ще съставим уравнението на зависимостта на промяната в изобарния потенциал от промените в енталпията, ентропията и температурата:

Нека изчислим промяната в изобарния потенциал в реакцията при стандартна температура от 298 K:

Високата отрицателна стойност на промяната в изобарния потенциал показва, че желязото може да се окисли с кислород при стайна температура. Ако можехте да получите най-финия железен прах, щяхте да видите как желязото гори във въздуха. Защо изделията от желязо, фигурки, нокти и т.н. не горят във въздуха? Резултатите от изчисленията показват, че желязото корозира във въздуха, тоест се разпада, превръщайки се в железни оксиди.

Сега нека видим как повишаването на температурата влияе на възможността за тази реакция. Нека изчислим промяната в изобарния потенциал при температура 500 K:

Получен е резултат, който показва, че с повишаване на температурата промяната в изобарния потенциал на реакцията става по-малко отрицателна. Това означава, че с повишаване на температурата реакцията става по-малко термодинамично вероятна, т.е. равновесието на реакцията се измества все повече и повече към изходните вещества.

Интересно е да се знае при каква температура равновесието се измества еднакво към реакционните продукти и към изходните материали. Това се случва, когато D G p-tion = 0(равновесната константа е 1):

Откъде получаваме:

T = 150300 / 168,2 = 894K, или 621°С.

При тази температура реакцията е еднакво вероятна както в посока напред, така и в обратна посока. При температури над 621 ° C започва да преобладава обратната реакция на редукция на Fe 3 O 4 с водород. Тази реакция е един от начините за получаване на чисто желязо (в металургията железните оксиди се редуцират с въглерод).

При температура от 298 K:

Така с повишаване на температурата равновесната константа намалява.

Железният оксид Fe 3 O 4 се нарича магнетит (магнитна желязна руда). Този железен оксид, за разлика от оксидите FeO (вустит) и Fe 2 O 3 (хематит), се привлича от магнит. Има легенда, че в древни времена овчар на име Магнус намерил много малко продълговато камъче, което сложил с мазните си (защо е важно?) ръце на повърхността на водата в купа. Камъчето не се удави и започна да плува във водата и колкото и овчарят да върти купата, камъчето винаги сочеше само в една посока. Сякаш компасът е изобретен, а минералът е кръстен на този овчар. Въпреки че, може би, магнетитът е наречен така на древния град на Мала Азия - Магнезия. Магнетитът е основната руда, от която се добива желязо.

Понякога формулата на магнетита се изобразява като: FeO Fe 2 O 3, което означава, че магнетитът се състои от два железни оксида. Това е погрешно: магнетитът е индивидуално вещество.

Друг оксид Fe 2 O 3 (хематит) - червена желязна руда - е наречен така заради червения си цвят (в превода от гръцки - кръв). Желязото се получава от хематит.

FeO оксид почти никога не се среща в природата и няма промишлена стойност.