çalışma soruları

1. denge durumu

Denge sabiti

Denge konsantrasyonlarının hesaplanması

Kimyasal denge kayması. Le Chatelier ilkesi

1. denge durumu

Aynı koşullar altında aynı anda zıt yönlerde devam eden tepkimelere tersinir tepkime denir..

Kapalı bir sistemde meydana gelen tersinir bir reaksiyon düşünün.

İleri reaksiyon hızı aşağıdaki denklemle tanımlanır:

pr = k pr [A] [B],

nerede pr, doğrudan reaksiyonun hızıdır;

k pr, doğrudan reaksiyonun hız sabitidir.

Zaman içinde reaktiflerin konsantrasyonları A ve V azalır, reaksiyon hızı azalır (Şekil 1, eğri NS).

arasındaki reaksiyon A ve V maddelerin oluşumuna yol açar C ve NS, molekülleri çarpışmalar üzerine tekrar maddeler verebilir A ve V.

Geri reaksiyon hızı aşağıdaki denklemle tanımlanır:

arr = k dizi [C] [D],

nerede obr - ters reaksiyonun hızı;

k obr - ters reaksiyonun hız sabiti.

Maddelerin konsantrasyonu olarak C ve NS arttıkça, ters reaksiyonun hızı artar (Şekil 1, eğri arr).

1. Zaman içinde ileri ve geri reaksiyon oranlarındaki değişim

Mesai ileri ve geri reaksiyonların oranları eşitlenir:

pr = varış

Sistemin bu durumuna denir denge durumu .

Bir denge durumunda, tüm katılımcılarının konsantrasyonları zamanla değişmeyi bırakır. . Bu tür konsantrasyonlara denir denge .

Kimyasal Denge – bu dinamik denge. Kapalı bir sistemde bulunan maddelerin konsantrasyonlarının değişmezliği, sürekli olarak devam eden kimyasal işlemlerin bir sonucudur. İleri ve geri reaksiyonların hızları sıfıra eşit değildir ve sürecin gözlenen hızı sıfıra eşittir.

İleri ve geri reaksiyon hızlarının eşitliği, kimyasal dengenin kinetik koşuludur.

2. Denge sabiti

İleri ve geri reaksiyonların hızları eşit olduğunda

pr = varış

adil eşitlik

k pr [A] [B] = k dizi [C] [D],

nerede [ A], [B], [İLE BİRLİKTE], [NS] - maddelerin denge konsantrasyonları.

Hız sabitleri konsantrasyona bağlı olmadığından eşitlik farklı şekilde yazılabilir:

İleri ve geri reaksiyonların hız sabitlerinin oranı ( k NS / k varış ) kimyasal denge sabiti denir:

Gerçek kimyasal denge, ancak reaksiyon mekanizmasının tüm temel aşamaları dengede olduğunda kurulabilir. Doğrudan ve ters reaksiyon mekanizmaları ne kadar karmaşık olursa olsun, bir denge durumunda, başlangıç ​​maddelerinin reaksiyon ürünlerine stokiyometrik geçişini sağlamalıdır ve bunun tersi de geçerlidir. Bu, sürecin tüm aşamalarının cebirsel toplamının, reaksiyonun stokiyometrik denklemine, yani. stokiyometrik katsayılar, mekanizmanın tüm aşamalarının molekülerliklerinin toplamıdır.

Karmaşık bir reaksiyon için

aA + bB  cC + dD

Aynı sıcaklık için, stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonlarının ürününün, stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde başlangıç ​​maddelerinin denge konsantrasyonlarının ürününe oranı sabit bir değerdir..

Bu, iş başındaki kitleler yasasının ikinci formülasyonudur.

Heterojen bir reaksiyonun denge sabiti ifadesi, kural olarak katıların konsantrasyonları sabit kaldığından, yalnızca sıvı veya gaz fazındaki maddelerin konsantrasyonlarını içerir.

Örneğin, aşağıdaki reaksiyonun denge sabitinin ifadesi

СО 2 (g) + С (tv)  2СО (g)

şöyle yazılmıştır:

İLE c =
.

Denge sabiti denklemi, denge koşulları altında reaksiyona katılan tüm maddelerin konsantrasyonlarının ilişkili olduğunu gösterir. Denge sabitinin sayısal değeri, dengede reaksiyona giren tüm maddelerin konsantrasyonlarının oranının ne olması gerektiğini belirler.

Bu maddelerin herhangi birinin konsantrasyonundaki bir değişiklik, diğer tüm maddelerin konsantrasyonunda değişikliklere neden olur. Sonuç olarak, yeni konsantrasyonlar oluşturulur, ancak bunların arasındaki oran yine denge sabitine karşılık gelir.

Denge sabitinin değeri şunlara bağlıdır: reaktanların doğası ve sıcaklık.

Reaktanların molar konsantrasyonları cinsinden ifade edilen denge sabiti ( İLEile birlikte) ve denge kısmi basınçları cinsinden ifade edilen denge sabiti ( İLEr) (bkz. "Kimyasal Termodinamiğin Temelleri") ilişkilerle birbirine bağlıdır:

İLEr= Kile birlikteRT  , KC = Kr / (RT)  ,

 reaksiyondaki gaz halindeki mol sayısındaki değişikliktir.

Gibbs enerjisindeki standart değişim,

G Т = - RT içinde KP,

G T =  H – T  S.

Denklemlerin sağ taraflarını eşitledikten sonra:

- RT içinde KP =  H – T  S

içinde K r = -  H / ( RT) +  S/ r .

Denklem yalnızca sabitin sıcaklığa bağımlılığının biçimini oluşturmakla kalmaz, aynı zamanda sabitin reaksiyona giren maddelerin doğası tarafından belirlendiğini de gösterir.

Denge sabiti konsantrasyona (reaksiyon hızı sabitinin yanı sıra), reaksiyon mekanizmasına, aktivasyon enerjisine ve katalizörlerin varlığına bağlı değildir.. Mekanizmanın, örneğin bir katalizörün eklenmesiyle değiştirilmesi, denge sabitinin sayısal değerini etkilemez, ancak elbette, denge durumuna ulaşılan hızı değiştirir.

GOU VPO "Ural Devlet Teknik Üniversitesi - UPI"

Kimyasalların denge sabitlerinin belirlenmesi

reaksiyonlar ve kimyasal dengenin hesaplanması

fiziksel kimya dersinde

tam zamanlı öğrenciler için

Yekaterinburg 2007

UDC 544 (076) S79

Tarafından düzenlendi

Bilimsel editör, Ph.D., doçent

Kimyasal reaksiyonların denge sabitlerinin belirlenmesi ve kimyasal dengenin hesaplanması: fiziksel kimya / komp. derste 4 No'lu laboratuvar çalışması için metodolojik talimatlar. - Yekaterinburg: GOU VPO USTU-UPI, 20'ler.

Metodolojik talimatlar, analitik ve analitik laboratuvar çalışmaları çerçevesinde kimyasal denge üzerine materyalin ek derinlemesine incelenmesine yöneliktir. Belirlenen hedefe ulaşılmasına katkıda bulunan bireysel görevler için 15 seçenek içerir.

Bibliyografya: 5 başlık. Pirinç. Sekme.

© GOU VPO "Ural Devleti

Teknik Üniversite - UPI ", 2007

Tanıtım

Bu çalışma, bir laboratuvar atölyesi çerçevesinde gerçekleştirilmesine rağmen, hesaplamalı ve analitik çalışmayı ifade eder ve teorik materyale hakim olmaktan ve fiziksel kimya "Kimyasal denge" dersi konusunda bir takım problemlerin çözülmesinden oluşur.

Uygulama ihtiyacı, bir yandan bu konunun karmaşıklığından ve diğer yandan çalışmasına ayrılan yetersiz çalışma süresinden kaynaklanmaktadır.

"Kimyasal denge" konusunun ana kısmı: kimyasal denge yasasının türetilmesi, izobar denkleminin dikkate alınması ve kimyasal reaksiyonun izotermi vb. derslerde sunulur ve pratik derslerde incelenir (bu nedenle, bu malzeme bu eserde sunulmuştur). Bu kılavuzda, denge sabitlerinin deneysel olarak belirlenmesi ve içinde kimyasal reaksiyon meydana gelen bir sistemin denge bileşiminin belirlenmesi ile ilgili konunun bir bölümü ayrıntılı olarak ele alınmaktadır.

Bu nedenle, bu çalışmanın öğrenciler tarafından uygulanması aşağıdaki görevlerin çözülmesine izin verecektir:

1) kimyasal reaksiyonların denge sabitlerini belirleme ve hesaplama yöntemlerini tanımak;

2) çeşitli deneysel verilere dayalı olarak bir karışımın denge bileşiminin nasıl hesaplanacağını öğrenir.

1. YÖNTEMLER HAKKINDA TEORİK BİLGİLER

KİMYASAL TEPKİMELERİN DENGE SABİTLERİNİN TANIMLARI

Aşağıda kullanılan temel kavramlar üzerinde kısaca duralım. Bir kimyasal reaksiyonun denge sabiti miktardır.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif "width =" 51 "height =" 29 "> reaksiyonun standart molar Gibbs enerjisidir r.

Denklem (1), bir kimyasal reaksiyonun denge sabiti için kesin bir denklemdir. Bir kimyasal reaksiyonun denge sabitinin boyutsuz bir miktar olduğu belirtilmelidir.

Kimyasal denge yasası aşağıdaki gibi yazılır

, (2)

https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif "width =" 23 "height =" 25 "> - aktivite nerede k- reaksiyona katılan; - aktivitenin boyutu; stokiyometrik katsayı k- reaksiyona katılan r.

Denge sabitlerinin deneysel olarak belirlenmesi oldukça zor bir iştir. Her şeyden önce, belirli bir sıcaklıkta dengenin sağlandığından emin olmak gerekir, yani reaksiyon karışımının bileşimi bir denge durumuna - minimum Gibbs enerjisine, reaksiyonun sıfır afinitesine ve eşitliğine sahip bir duruma - karşılık gelir. ileri ve geri reaksiyon oranları. Dengede, reaksiyon karışımının basıncı, sıcaklığı ve bileşimi sabit olacaktır.

İlk bakışta, bir denge karışımının bileşimi, karakteristik kimyasal reaksiyonlarla nicel analiz yöntemleri kullanılarak belirlenebilir gibi görünüyor. Bununla birlikte, kimyasal sürecin bileşenlerinden birini bağlayan yabancı bir reaktifin eklenmesi, sistemin denge durumunu değiştirir (yani değiştirir). Bu yöntem yalnızca reaksiyon hızı yeterince yavaşsa kullanılabilir. Bu nedenle, çoğu zaman, dengeyi incelerken, bir sistemin bileşimini belirlemek için çeşitli fiziksel yöntemler de kullanılır.

1.1 Kimyasal yöntemler

Statik kimyasal yöntemler ile dinamik kimyasal yöntemler arasında ayrım yapar. Verilen belirli örneklere bakalım.

1.1.1 Statik yöntemler.

Statik yöntemler, reaksiyon karışımının sabit bir sıcaklıkta bir reaktöre yerleştirilmesi ve ardından dengeye ulaştıktan sonra sistemin bileşiminin belirlenmesi gerçeğinden oluşur. Çalışılan reaksiyon yeterince yavaş olmalıdır, böylece yabancı bir reaktifin girişi pratik olarak denge durumunu bozmaz. Süreci yavaşlatmak için reaksiyon şişesini yeterince hızlı soğutabilirsiniz. Bu tür araştırmaların klasik bir örneği, iyot ve hidrojen arasındaki reaksiyondur.

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

Lemoyne, iyodin hidrojen veya hidrojen iyodür ile bir karışımı cam kaplara yerleştirildi. 200 °C'de reaksiyon pratik olarak gerçekleşmez; 265 ° C'de dengeleme süresi birkaç aydır; 350 °C'de birkaç gün içinde denge kurulur; 440 ° C'de - birkaç saat. Bu bağlamda, bu işlemi incelemek için 300 - 400 ° C sıcaklık aralığı seçilmiştir. Sistemin analizi aşağıdaki gibi yapılmıştır. Reaksiyon balonu, suya daldırılarak hızla soğutuldu, ardından musluk açıldı ve hidrojen iyodür suda çözüldü. Hidroiyodik asit miktarı titrasyon ile belirlendi. Her sıcaklıkta, konsantrasyon sistemde kimyasal dengenin kurulduğunu gösteren sabit bir değere ulaşana kadar deney yapılmıştır.

1.1.2 Dinamik yöntemler.

Dinamik yöntemler, gaz karışımının sürekli olarak sirküle edilmesi ve ardından sonraki analiz için hızla soğutulması gerçeğinden oluşur. Bu yöntemler, oldukça hızlı reaksiyonlar için en kullanışlıdır. Reaksiyonlar, kural olarak, ya yüksek sıcaklıklarda gerçekleştirilerek ya da sisteme bir katalizör sokularak hızlandırılır. Dinamik yöntem, özellikle aşağıdaki gaz reaksiyonlarının analizinde kullanılmıştır:

2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)

2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)

2SO2 + O2 ⇄ 2SO

3H2 + N2 ⇄ 2NH

1.2 Fiziksel yöntemler

Bu yöntemler, sistemin diğer özellikleri kullanılabilse de, esas olarak reaksiyon karışımının basıncının veya kütle yoğunluğunun ölçülmesine dayanır.

1.2.1 Basınç ölçümü

Gaz halindeki reaktanların mol sayısında bir değişikliğin eşlik ettiği her reaksiyona, sabit bir hacimde basınçta bir değişiklik eşlik eder. Gazlar ideale yakınsa, basınç, gaz halindeki reaktanların toplam mol sayısıyla doğru orantılıdır.

Örnek olarak, başlangıç ​​maddesinin molekülü başına yazılan aşağıdaki gaz reaksiyonunu göz önünde bulundurun.

mol sayısı

ilk anda 0 0

Denge halinde

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

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

Bu basınçlar arasında oranlar vardır:

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)

p ölçeğinde ifade edilen denge sabiti şu şekilde olacaktır:

. (14)

Bu nedenle, formül (13) kullanılarak denge basıncını ölçtükten sonra, ayrışma derecesi belirlenebilir ve ardından formül (14) kullanılarak denge sabiti hesaplanabilir.

1.2.2 Kütle yoğunluğunun ölçümü

İşlemdeki gaz halindeki katılımcıların mol sayısında bir değişikliğin eşlik ettiği her reaksiyon, sabit basınçta kütlenin yoğunluğunda bir değişiklik ile karakterize edilir.

Örneğin, reaksiyon (8) için doğrudur

, (15)

burada https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif "width =" 16 "height =" 19 "> dengedeki sistemin hacmidir. Kural olarak, gerçek deneylerde değil hacim ölçülür, ancak yoğunluk sistemin kütlesi ile ters orantılı olan hacimle ters orantılıdır..gif "width =" 37 height = 21 "height =" 21 "> sistemin kütlesinin yoğunluğudur sırasıyla ilk an ve denge anında. Sistemin kütle yoğunluğunu ölçerek, ayrışma derecesini ve ardından denge sabitini hesaplamak için formül (16) kullanılabilir.

1.2.3 Kısmi basıncın doğrudan ölçümü

Bir kimyasal reaksiyonun denge sabitini belirlemenin en doğrudan yolu, süreçteki her bir katılımcının kısmi basınçlarını ölçmektir. Genel olarak, bu yöntemin pratikte uygulanması çok zordur; çoğu zaman sadece hidrojen içeren gaz karışımlarının analizinde kullanılır. Bu durumda platin grubu metallerin özelliği, yüksek sıcaklıklarda hidrojeni geçirgen olmaları için kullanılır. Önceden ısıtılmış gaz karışımı, sabit bir sıcaklıkta, bir basınç ölçere (3) bağlı, boş bir iridyum deposu (2) içeren bir silindir (1) içinden geçirilir (Şekil 1). Hidrojen, iridyum rezervuarının duvarlarından geçebilen tek gazdır.

Bu nedenle, reaksiyonun denge sabitini hesaplamak için gaz karışımının toplam basıncını ve hidrojenin kısmi basıncını ölçmek için kalır. Bu yöntem Lowenstein ve Wartenberg'in (1906) su, HCl, HBr, HI ve H2S'nin ayrışmasını ve ayrıca aşağıdaki gibi bir reaksiyonu incelemesine izin verdi:

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

1.2.4 Optik yöntemler

Adsorpsiyon ölçümüne dayanan, özellikle renkli gazlar durumunda etkili olan dengeyi incelemek için yöntemler vardır. Bir gaz ikili karışımının bileşimini, kırılma indisini (refraktometrik) ölçerek de belirleyebilirsiniz. Örneğin, Chadron (1921), karbon monoksit ve karbon dioksitten oluşan bir gaz karışımının refraktometrik bileşimini ölçerek metal oksitlerin karbon monoksit tarafından indirgenmesini inceledi.

1.2.5 Termal iletkenlik ölçümü

Bu yöntem, örneğin gaz fazındaki ayrışma reaksiyonlarını incelemek için kullanıldı.

Sağ tarafı T2, sol tarafı T1 ve T2> T1 olan bir kaba N2O4 ve NO2 karışımı yerleştirildiğini varsayalım (Şekil 2). N2O4'ün ayrışması, kabın daha yüksek sıcaklığa sahip olan kısmında daha büyük olacaktır. Sonuç olarak, damarın sağ tarafındaki NO2 konsantrasyonu sola göre daha yüksek olacak ve NO2 moleküllerinin sağdan sola ve N2O4'ün soldan sağa difüzyonu gözlenecektir. Ancak, reaksiyon kabının sağ tarafına ulaştıklarında, N2O4 molekülleri tekrar ısı şeklinde enerji emilimi ile ayrışır ve kabın sol tarafına ulaşan NO2 molekülleri, ısı şeklinde enerji salınımı ile dimerleşir. . Yani, ayrışma reaksiyonunun seyri ile bağlantılı olarak olağan termal iletkenlik ve termal iletkenliğin bir süperpozisyonu vardır. Bu problem nicel olarak çözülür ve denge karışımının bileşimini belirlemenizi sağlar.

1.2.6 Bir galvanik hücrenin elektromotor kuvvetinin (EMF) ölçümü

Galvanik hücrelerin EMF'sini ölçmek, kimyasal reaksiyonların termodinamik fonksiyonlarını hesaplamak için basit ve doğru bir yöntemdir. Sadece 1) böyle bir galvanik hücre oluşturmak, böylece içindeki son reaksiyon, denge sabitinin belirlenmesi gereken incelenen ile çakışacak; 2) bir termodinamik denge sürecinde bir galvanik hücrenin EMF'sini ölçün. Bunu yapmak için, ilgili akım oluşturma işleminin sonsuz yavaş gerçekleştirilmesi, yani elemanın sonsuz küçük bir akım gücünde çalışması gerekir, bu nedenle bir galvaniğin EMF'sini ölçmek için bir dengeleme yöntemi kullanılır. incelenen galvanik hücrenin dış potansiyel farkına karşı seri olarak bağlanmasına dayanan ve ikincisi devrede akım olmayacak şekilde seçilmiştir. Kompanzasyon yöntemiyle ölçülen EMF değeri, elementteki termodinamik denge sürecine karşılık gelir ve sürecin faydalı işi maksimumdur ve Gibbs enerjisindeki azalmaya eşittir.

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

p'de, T = const, nerede F–Faraday sayısı = 96500 C/mol, n- elektrot reaksiyonlarında yer alan elektron sayısının en küçük toplam katı, Eo- standart EMF, V.

Denge sabitinin değeri bağıntıdan (21) bulunabilir.

(21)

2. DENGE SABİTESİ DEĞERİNİN BELİRLENMESİ ÜZERİNE LABORATUVAR ÇALIŞMASI ÖRNEĞİ

Fiziksel kimya üzerine atölyelerde, metal karbonatların ayrışma reaksiyonunun incelenmesiyle ilgili laboratuvar çalışmaları sıklıkla bulunur. İşte bu tür çalışmaların kısa bir özeti.

işin amacı – karbonat bozunma reaksiyonunun denge sabitinin belirlenmesi ve temel termodinamik değerlerinin hesaplanması.

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

bu durumda gaz halinde karbon monoksit (IV), katı kalsiyum oksit oluşur ve ayrışmamış kalsiyum karbonatın bir kısmı kalır.

Reaksiyonun (22) denge sabiti şu şekilde yazılacaktır:

, (23)

burada https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif "width =" 68 "height =" 51 "> genel formda veya; saf katı veya sıvı fazların aktiviteleri https'ye eşittir: // pandia.ru / metin / 78/005/ resimler / image044_10.gif "width =" 76 "height =" 28 src = ">.

Atmosferde basınç ölçülürse, = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif "width =" 87 "height =" 53 ">. (24)

Karbondioksitin kalsiyum karbonat üzerindeki denge basıncına CaCO3'ün ayrışma esnekliği denir.

Yani, kalsiyum karbonatın ayrışma reaksiyonunun denge sabiti olacaktır. sayısal olarak karbonatın ayrışma esnekliğine eşittir, eğer ikincisi atmosferlerde ifade edilirse. Böylece, deneysel olarak kalsiyum karbonatın ayrışma esnekliğini belirledikten sonra, bu reaksiyonun denge sabitinin değerini belirlemek mümkündür.

deneysel kısım

Statik yöntem, kalsiyum karbonatın ayrışma esnekliğini belirlemek için kullanılır. Özü, kurulumdaki karbondioksit basıncının belirli bir sıcaklıkta doğrudan ölçülmesinde yatmaktadır.

Teçhizat. Tesisatın ana birimleri şunlardır: ısıya dayanıklı malzemeden yapılmış ve bir elektrikli fırına yerleştirilmiş bir reaksiyon kabı (1); reaksiyon kabına hava geçirmez şekilde ve manuel bir vakum pompası (5) ile bir valf (4) aracılığıyla bağlanan bir cıva manometresi (3). Fırın içindeki sıcaklık bir regülatör (6) ile korunur, sıcaklık bir termokupl (7) ve bir voltmetre (8) kullanılarak kontrol edilir. Araştırılan toz halindeki maddenin (9) (metal karbonatlar) belirli bir miktarı reaksiyon kabına konur.

İş emri... Sistemin sızdırmazlığını kontrol ettikten sonra fırını açın ve reaksiyon kabının gerekli başlangıç ​​sıcaklığını ayarlamak için regülatörü kullanın. Termokupl ve göstergenin ilk okumaları kaydedilir. Daha sonra regülatör (6) kullanılarak fırındaki sıcaklık 10-20 derece artırılır, yeni bir sabit sıcaklık değerinin oluşmasını beklerler ve bu sıcaklığa karşılık gelen basınç değeri kaydedilir. Böylece sıcaklık kademeli olarak artırılarak en az 4-5 ölçüm alınır. Deney bitiminde fırın soğutulur ve sistem bir musluk (4) vasıtasıyla atmosfere bağlanır. Ardından fırını ve voltmetreyi kapatın. Elde edilen deneysel verileri işledikten sonra, ayrışma reaksiyonunun denge sabitini hesaplamak mümkündür.

Şekil 3. Ayrışmanın esnekliğini belirlemek için kurulum

metal karbonatlar.

3. DENGE SABİTLERİNİN BELİRLENMESİ

DENEYİMSİZ

3.1 Kimyasal reaksiyonun denge sabitinin hesaplanması

reaksiyonun standart molar Gibbs fonksiyonunun değeri

Bu yöntem hiçbir şekilde deney içermez. Belirli bir sıcaklıkta reaksiyonun standart molar entalpisi ve entropisi biliniyorsa, ilgili denklemler kullanılarak, istenen sıcaklıkta çalışılan reaksiyonun standart molar Gibbs fonksiyonu ve bunun aracılığıyla denge değeri hesaplanabilir. devamlı.

Belirli bir sıcaklıkta standart molar entropi ve entalpi değerleri bilinmiyorsa, Temkin ve Shvartsman yöntemi, yani 298 K sıcaklıkta standart molar entalpi ve entropinin değeri ile kullanılabilir ve Reaksiyonun molar ısı kapasitesinin sıcaklığa bağımlılık katsayılarının değerleri, herhangi bir sıcaklık için reaksiyonun standart molar Gibbs enerjisini hesaplar.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif "width =" 137 "height =" 25 src = "> - reaksiyonun doğasına bağlı olmayan ve yalnızca belirlenen referans katsayıları sıcaklık değerlerine göre.

3.2 Dengeleri Birleştirme Yöntemi

Bu yöntem, pratik kimyasal termodinamikte kullanılır. Örneğin, aynı sıcaklıkta deneysel olarak, iki reaksiyonun denge sabitleri bulundu.

1.CH3OH (g) + CO ⇄ HCOOCH3 (g) . (26)

2.H2 + 0.5 HCOOCH3 (g) ⇄ CH3OH (g) . (27)

Metanol sentez reaksiyonunun denge sabiti

3..gif "width =" 31 "height =" 32 "> ve:

. (29)

3.3 Belirli bir sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun denge sabitinin, diğer iki sıcaklıkta aynı reaksiyonun denge sabitlerinin bilinen değerlerinden hesaplanması

Bu hesaplama yöntemi, bir kimyasal reaksiyonun izobar denkleminin (Van't Hoff izobar) çözülmesine dayanmaktadır.

, (30)

https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif "width =" 64 "height =" 32 "> ve şöyle görünür:

. (31)

Bu denklemi kullanarak, iki farklı sıcaklıktaki denge sabitlerini bilerek, reaksiyonun standart molar entalpisini hesaplayabilirsiniz ve bunu ve bir sıcaklıktaki denge sabitini bilerek, herhangi bir başka sıcaklıktaki denge sabitini hesaplayabilirsiniz.

4. SORUN ÇÖZME ÖRNEKLERİ

Amonyağın denge mol fraksiyonu 1 atm ve 600K'da 0.4 ise, amonyak sentezinin denge sabitini y N2 + "H2 ⇄ NH3 bulun. İlk karışım stokiyometriktir; ilk karışımda ürün yoktur.

Verilen: Reaksiyon y N2 + "H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1.5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0.4 Bul: -?

Çözüm

Sorunun durumundan, stokiyometrik denklemin yanı sıra, ilk anda nitrojen mol sayısının stokiyometrik olana eşit olduğu, yani 0,5 mol (https://pandia.ru) olduğunu biliyoruz. /text/78/005/images/image069_3.gif " genişlik = "247" yükseklik = "57 kaynak =">

Reaksiyonu yazıyoruz, elementlerin sembolleri altında, maddelerin mollerinin başlangıç ​​ve denge miktarlarını belirttiğimiz

y N2 + ”H2 ⇄ NH3

0,5 - 0,5ξ 1,5 - 1,5ξ ξ

Denge anında sistemdeki reaksiyona katılan tüm katılımcıların toplam mol sayısı

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

Doğrudan kimyasal denge sorununun çözümü, belirli bir reaksiyonun (birkaç reaksiyonun) gerçekleştiği sistemin denge bileşimini hesaplamaktır. Açıkçası, çözüm kimyasal denge yasasına dayanmaktadır. Bu yasada yer alan tüm değişkenleri yalnızca herhangi biri aracılığıyla ifade etmek gerekir: örneğin, bir kimyasal reaksiyonun derinliği yoluyla, ayrışma derecesi aracılığıyla veya bazı denge mol kesri yoluyla. Problemin özel koşullarına göre hangi değişkenin kullanıma uygun olduğunu seçmek daha iyidir.

Görev 2

Hidrojen iyodür sentezi için gaz reaksiyonunun denge sabiti

600 K sıcaklıkta H2 + I2 ⇄ 2HI ve atmosferlerdeki basınç ifadesi, kr= 45.7. İlk anda başlangıç ​​malzemelerinin miktarları stokiyometrik olanlara karşılık geliyorsa ve başlangıçta reaksiyon ürünü yoksa, bu reaksiyonun denge derinliğini ve 1 atm'lik belirli bir sıcaklık ve basınçta ürünün denge verimini bulun. an.

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

Çözüm

Reaksiyonun kendisini ve elementlerin sembollerinin altında, formül (4)'e göre ilk anda ve kurulan denge anında her bir katılımcının mol sayısını yazalım.

1 - ξ 1 - ξ 2ξ

1 - ξ + 1 - ξ + 2ξ = 2

Reaksiyondaki tüm katılımcıların denge mol fraksiyonları ve kısmi basınçları, tek bir değişkenle ifade ediyoruz - kimyasal reaksiyonun derinliği

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

Kütle eylemi yasası veya kimyasal denge yasası

https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif "width =" 13 "height =" 23 src = "> = 0.772.

Sorun 3

Durumu, yalnızca başlangıçtaki hidrojen ve iyodin mol miktarlarının sırasıyla 3 ve 2 mole eşit olması bakımından problem 2'den farklıdır. Denge karışımının molar bileşimini hesaplayın.

verilen: Olası reaksiyon: H2 + I2 = 2HI. 600K, 1 atm. kr = 45,7 .

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

3 - ξ 2 - ξ 2ξ

Denge anında reaksiyondaki tüm katılımcıların toplam mol sayısı

3 - ξ + 2 - ξ + 2ξ = 5

Tek bir değişkenle ifade edilen, reaksiyondaki tüm katılımcıların denge mol fraksiyonları ve kısmi basınçları - kimyasal reaksiyonun derinliği

Kısmi basınçların kimyasal denge yasasına ikame edilmesi:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif "width =" 13 "height =" 21 "> ve denge sabitini hesaplayın, ardından bir grafik oluşturun ve bunu kullanarak reaksiyon derinliğini belirleyin. denge sabitinin bulunan değere karşılık gelir.

= 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 "genişlik =" 35 yükseklik = 25 "yükseklik =" 25 "> = 0.712

İşi yürütmek için aşağıdaki görevleri tamamlamanız gerekir.

1. Egzersiz

1. CaCO3⇄CaO + CO2'nin ayrışma reaksiyonu çalışmasında karbon dioksitin esnekliğinin deneysel olarak belirlenmesi için bir yöntemi tanımlayın

(seçenek 1 - 15, tablo 3);

2. İncelenen reaksiyon için kimyasal denge yasasını yazın; farklı sıcaklıklarda deneysel verilere (Tablo 3) göre kalsiyum karbonatın ayrışma reaksiyonunun denge sabitlerinin değerlerini belirleyin;

3. Denge sabiti için determinant ifadesini yazın ve tabloda belirtilen son sıcaklıkta çalışılan reaksiyonun denge sabitini teorik olarak hesaplayın.

ödev 2

1. 1. soruya bir cevap hazırlayın (seçenek 1-15, tablo 4)

2. 2. ve 3. problemleri çözün.

İşin yapılması için gerekli referans verileri

Temkin ve Shvartsman yöntemiyle Gibbs enerjisinin standart molar değişimini hesaplamak için miktar

tablo 1

Standart molar Gibbs enerjisinin hesaplanması için termodinamik veriler

Tablo 2

Görev 1 için deneysel veriler

Tablo 3

Görev 2'yi tamamlamak için görevler için koşullar

Tablo 4

Laboratuvar raporuna şu bölümlerin eklenmesi uygun görünmektedir: giriş, bölüm 1, bölüm 2, sonuçlar.

1. Girişte Aşağıdaki konulardan biri hakkında teorik bilgileri kısaca özetleyebilirsiniz: ya iş başındaki kitleler yasası, keşfinin tarihi ve yazarları hakkında; veya "Kimyasal denge" bölümünün temel kavramları ve tanımsal ilişkileri hakkında; veya modern formülasyonunda kimyasal denge yasasını çıkarır; veya denge sabitinin değerini etkileyen faktörler hakkında konuşun, vb.

"Giriş" bölümünün sonunu, çalışmanın hedeflerinin bir ifadesi takip eder.

1. bölümde gerekli

2.1. Metal karbonatların ayrışma esnekliğini belirlemek için tesisatın bir şemasını verin ve deneyin gidişatını açıklayın.

2.2 ... Sunulan deneysel verilere göre denge sabitinin hesaplanmasının sonuçlarını sağlayın

2.3. Termodinamik verilerden denge sabitinin hesaplanmasını sağlayın

2. bölümde gerekli

3.1 ... Görev 2'nin 1. sorusuna tam ve doğrulanmış bir cevap verin.

3.2 ... Görev 2'nin 2. ve 3. görevlerinin çözümünü sağlayın. Görevlerin durumu sembolik bir gösterimle yazılmalıdır.

Sonuç olarak Çalışmada belirlenen hedeflerin yerine getirilmesini yansıtmanın yanı sıra 2.2 ve 2.3'te hesaplanan denge sabitlerinin değerlerini karşılaştırmanız önerilir.

bibliyografik liste

1. Kimyasal Termodinamiğin Karjakin: Ders Kitabı. üniversiteler için el kitabı. M.: Akademi., 20'ler.

2. Modern termodinamik. Isı motorlarından enerji tüketen yapılara. M.: Mir, 20'ler.

3., Cherepanov fiziksel kimyada. Araç seti. Yekaterinburg: USU yayınevi, 2003.

4. Fiziksel ve kimyasal miktarlarla ilgili kısa bir referans kitabı / Ed. ve. L.: Kimya, 20'ler.

5. Fiziksel kimyadaki görevler: ders kitabı. üniversiteler için el kitabı / vb. M.: Sınav, 20s.

bilgisayar düzeni

1885'te Fransız fizikçi ve kimyager Le Chatelier türetildi ve 1887'de Alman fizikçi Brown, kimyasal denge yasasını ve kimyasal denge sabitini doğruladı ve ayrıca çeşitli dış faktörlerin etkisine bağımlılıklarını inceledi.

Kimyasal dengenin özü

Denge, şeylerin her zaman hareket halinde olduğu anlamına gelen bir durumdur. Ürünler, reaktiflere ayrıştırılır ve reaktifler, ürünler halinde birleştirilir. İşler hareket eder, ancak konsantrasyon aynı kalır. Reaksiyon, tersinir olduğunu belirtmek için eşittir işareti yerine çift okla yazılır.

Klasik desenler

Geçen yüzyılda bile kimyagerler, aynı kapta reaksiyonun yönünde bir değişiklik olasılığını sağlayan belirli kalıplar keşfettiler. Kimyasal reaksiyonların nasıl gerçekleştiği bilgisi, hem laboratuvar araştırmaları hem de endüstriyel üretim için inanılmaz derecede önemlidir. Aynı zamanda, tüm bu fenomenleri kontrol etme yeteneği büyük önem taşımaktadır. Bir kişinin, daha sonra kendi iyiliği için kullanmak için birçok doğal sürece, özellikle tersine çevrilebilir olanlara müdahale etmesi doğaldır. Kimyasal reaksiyonların bilgisi, bunlar üzerinde mükemmel bir kontrolünüz varsa daha faydalı olacaktır.

Kimyadaki kütle hareketi yasası, kimyagerler tarafından reaksiyon oranlarını doğru bir şekilde hesaplamak için kullanılır. Kapalı bir sistemde gerçekleşmesi durumunda hiçbirinin takip edilmeyeceği konusunda net bir fikir verir. Ortaya çıkan maddelerin molekülleri sürekli ve düzensiz hareket halindedir ve kısa süre sonra başlangıç ​​malzemesinin moleküllerinin indirgeneceği bir ters reaksiyon meydana gelebilir.

Endüstride en çok açık sistemler kullanılmaktadır. Kimyasal reaksiyonların meydana geldiği kaplar, aparatlar ve diğer kaplar açık kalır. Bu, bu işlemler sırasında istenen ürünü çıkarmak ve işe yaramaz reaksiyon ürünlerinden kurtulmak için gereklidir. Örneğin, açık fırınlarda kömür yakılır, açık tip fırınlarda çimento üretilir, yüksek fırınlar sabit bir hava kaynağı ile çalışır ve amonyağın kendisinin sürekli uzaklaştırılmasıyla amonyak sentezlenir.

Tersinir ve tersinmez kimyasal reaksiyonlar

İsimden yola çıkarak uygun tanımlar verilebilir: reaksiyonlar, sonuna kadar taşınırlarsa, yön değiştirmezlerse ve basınç düşüşleri ve sıcaklık dalgalanmalarından bağımsız olarak belirli bir yörünge boyunca ilerlerlerse geri döndürülemez olarak kabul edilir. Ayırt edici özelliği, bazı ürünlerin reaksiyon küresini terk edebilmesidir. Böylece, örneğin, gaz (CaCO 3 = CaO + CO 2), çökelti (Cu (NO 3) 2 + H 2 S = CuS + 2HNO 3) elde etmek mümkündür veya diğerleri de büyük miktarda geri döndürülemez olarak kabul edilecektir. işlem sırasında termal enerji açığa çıkar, örneğin: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q.

Doğada meydana gelen hemen hemen tüm reaksiyonlar geri dönüşümlüdür. Basınç ve sıcaklık gibi dış koşullardan bağımsız olarak hemen hemen tüm süreçler farklı yönlerde aynı anda ilerleyebilir. Kimyadaki kütle etkisi yasasına göre, emilen ısı miktarı, salınan miktara eşit olacaktır, bu, eğer bir reaksiyon ekzotermik ise, o zaman ikinci (ters) endotermik olacağı anlamına gelir.

Kimyasal denge: kimyasal denge sabiti

Reaksiyonlar kimyanın "fiilleridir" - kimyagerlerin çalıştığı faaliyetler. Pek çok reaksiyon tamamlanır ve sonra durur, bu da reaktiflerin orijinal hallerine geri dönemeden tamamen ürünlere dönüştürüldüğü anlamına gelir. Bazı durumlarda, örneğin yanma hem fiziksel hem de kimyasal değiştiğinde, reaksiyon gerçekten geri döndürülemez.Ancak, ilk reaksiyonun ürünleri reaktif hale geldiğinden, bunun sadece mümkün değil, aynı zamanda sürekli olduğu başka birçok durum vardır. ikinci.

Tepkimeye girenlerin ve ürünlerin konsantrasyonlarının sabit kaldığı dinamik duruma denge denir. Belirli kimyasalların üretim maliyetlerini düşürmeyi amaçlayan endüstrilerde uygulanan belirli yasaları kullanarak maddelerin davranışını tahmin etmek mümkündür. Kimyasal denge kavramı, insan sağlığını koruyan veya potansiyel olarak tehdit eden süreçleri anlamak için de yararlıdır. Kimyasal denge sabiti, iyonik kuvvete ve sıcaklığa bağlı olan ve çözeltideki reaktiflerin ve ürünlerin konsantrasyonlarına bağlı olmayan reaksiyon faktörünün değeridir.

Denge sabitinin hesaplanması

Bu değer boyutsuzdur, yani belirli sayıda birimi yoktur. Hesaplama genellikle iki reaktan ve iki ürün için yazılmasına rağmen, herhangi bir sayıda reaksiyon katılımcısı için çalışır. Denge sabitinin hesaplanması ve yorumlanması, kimyasal reaksiyonun homojen veya heterojen denge ile ilişkili olup olmadığına bağlıdır. Bu, reaksiyona giren tüm bileşenlerin saf sıvı veya gaz olabileceği anlamına gelir. Heterojen dengeye ulaşan reaksiyonlar için, kural olarak, bir faz değil, en az iki faz vardır. Örneğin, sıvılar ve gazlar veya sıvılar.

Denge sabit değeri

Herhangi bir sıcaklık için, denge sabiti için yalnızca bir değer vardır ve bu değer, yalnızca reaksiyonun meydana geldiği sıcaklık bir yönde veya başka bir yönde değiştiğinde değişir. Denge sabitinin büyük veya küçük olmasına bağlı olarak bir kimyasal reaksiyon hakkında bazı tahminler yapılabilir. Değer çok büyükse, denge sağdaki reaksiyonu destekler ve reaktiflerden daha fazla ürün elde edilir. Bu durumda reaksiyon "tamamlanmış" veya "niceliksel" olarak adlandırılabilir.

Denge sabitinin değeri küçükse, tepkimeye girenlerin miktarının sonuçtaki ürünlerden daha büyük olduğu soldaki tepkimeyi tercih eder. Bu değer sıfır olma eğilimindeyse, reaksiyonun oluşmadığını varsayabiliriz. İleri ve geri reaksiyonlar için denge sabitinin değerleri hemen hemen aynıysa, reaktiflerin ve ürünlerin miktarı da hemen hemen aynı olacaktır. Bu tür bir reaksiyon geri dönüşümlü olarak kabul edilir.

Belirli bir geri dönüşümlü reaksiyon düşünün

İyot ve hidrojen gibi, karıştırıldığında yeni bir madde - hidrojen iyodür veren iki kimyasal element alalım.

v 1 için ileri reaksiyonun hızını alıyoruz, v 2 için - geri reaksiyonun hızı, k - denge sabiti. Kitle eylemi yasasını kullanarak aşağıdaki ifadeyi elde ederiz:

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

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

İyot (I 2) ve hidrojen (H 2) molekülleri karıştırıldığında etkileşimleri başlar. İlk aşamada, bu elementlerin konsantrasyonu maksimumdur, ancak reaksiyonun sonunda yeni bileşik olan hidrojen iyodür (HI) konsantrasyonu maksimum olacaktır. Buna göre reaksiyon hızları da farklı olacaktır. En başta, maksimum olacaklar. Zamanla bu değerlerin eşit olacağı bir an gelir, kimyasal denge denilen bir durumdur.

Kimyasal denge sabiti ifadesi genellikle köşeli parantezler kullanılarak gösterilir:,,. Denge durumunda hızlar eşit olduğundan, o zaman:

k 1 = k 2 2,

böylece kimyasal denge sabiti denklemini elde ederiz:

k 1 / k 2 = 2 / = K.

Le Chatelier-Brown prensibi

Aşağıdaki kalıp vardır: dengede olan bir sistem üzerinde belirli bir etki yapılırsa (örneğin, sıcaklık veya basıncı değiştirerek kimyasal denge koşullarını değiştirmek için), o zaman denge, değişikliğin etkisini kısmen ortadan kaldırmak için değişecektir. . Kimyaya ek olarak, bu ilke farmakoloji ve ekonomi alanlarında da birkaç farklı biçimde geçerlidir.

Kimyasal denge sabiti ve bunu ifade etme yolları

Denge ifadesi, ürünlerin ve reaktiflerin konsantrasyonu cinsinden ifade edilebilir. Sıvıların ve katıların konsantrasyonları değişmediğinden, denge formülüne sadece sulu ve gaz fazlarındaki kimyasallar dahil edilir. Kimyasal dengeyi etkileyen faktörler nelerdir? İçinde saf bir sıvı veya katı varsa, K = 1 olduğu kabul edilir ve buna göre, yüksek konsantrasyonlu çözeltiler hariç, dikkate alınmaz. Örneğin saf suyun aktivitesi 1'dir.

Başka bir örnek, karbon dioksit ve karbon oluşturmak üzere iki karbon monoksit molekülünün reaksiyonuyla oluşturulabilen katı karbondur. Dengeyi etkileyebilecek faktörler arasında reaktif veya ürün eklenmesi yer alır (konsantrasyondaki değişiklikler dengeyi etkiler). Bir reaktifin eklenmesi, daha fazla ürün formunun göründüğü kimyasal denklemde sağda dengeye yol açabilir. Ürün ilavesi, daha fazla reaktan formu olduğu için solda dengeye yol açabilir.

Denge, her iki yöndeki bir reaksiyonda sabit bir ürün ve reaktan oranına sahip olduğunda meydana gelir. Genel olarak, kimyasal denge, ürünlerin ve reaktiflerin nicel oranı sabit olduğu için statiktir. Bununla birlikte, daha yakından bakıldığında, reaksiyon her iki yönde de eşit hızda hareket ettiğinden, dengenin aslında çok dinamik bir süreç olduğu ortaya çıkar.

Dinamik denge, kararlı durum fonksiyonunun bir örneğidir. Kararlı durumdaki bir sistem için, şu anda gözlemlenen davranış gelecekte de devam eder. Bu nedenle, reaksiyon dengeye ulaşır ulaşmaz, reaksiyon devam etmesine rağmen ürün ve reaktifin konsantrasyon oranı aynı kalacaktır.

Zor olanı anlatmak ne kadar kolay?

Kimyasal denge ve kimyasal denge sabiti gibi kavramları anlamak zordur. Gerçek hayattan bir örnek alalım. Hiç iki şehir arasındaki bir köprüye takılıp, trafikte umutsuzca sıkışıp kalırken diğer yöndeki trafiğin düzgün ve ölçülü olduğunu fark ettiniz mi? Bu iyi değil.

Arabalar her iki tarafta da sabit ve aynı hızda hareket ederse ne olur? Her iki şehirde de araba sayısı sabit mi kalacak? Her iki şehre giriş ve çıkış hızları aynı olduğunda ve her şehirdeki araba sayısı zaman içinde sabit olduğunda bu, tüm sürecin dinamik bir denge içinde olduğu anlamına gelir.

Çoğu kimyasal reaksiyon geri dönüşümlüdür, yani. zıt yönlerde aynı anda akar. Direkt ve ters reaksiyonların aynı hızda ilerlediği durumlarda kimyasal denge oluşur. Örneğin, tersinir bir homojen reaksiyonda: H2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), etkin kütleler yasasına göre doğrudan ve ters reaksiyon oranlarının oranı, konsantrasyonların oranına bağlıdır. reaksiyona giren maddeler, yani: doğrudan reaksiyon hızı: υ 1 = k 1 [H 2]. Geri bildirim oranı: υ 2 = k 2 2.

H2 ve I2 başlangıç ​​maddeleriyse, o zaman ilk anda ileri reaksiyonun hızı başlangıç ​​konsantrasyonlarına göre belirlenir ve geri reaksiyonun hızı sıfırdır. H2 ve I2 tüketildikçe ve HI oluştukça, ileri reaksiyon hızı azalır ve geri reaksiyon hızı artar. Bir süre sonra her iki hız da eşitlenir ve sistemde kimyasal denge kurulur, yani. birim zamanda oluşan ve tüketilen HI moleküllerinin sayısı aynı olur.

Kimyasal dengede ileri ve geri reaksiyonların hızları V 1 = V 2'ye eşit olduğundan, k 1 = k 2 2 olur.

Belirli bir sıcaklıkta k 1 ve k 2 sabit olduğundan, oranları da sabit olacaktır. K ile ifade ederek şunu elde ederiz:

K - kimyasal denge sabiti olarak adlandırılır ve yukarıdaki denklem kütle hareket yasası (Guldberg - Vaale) olarak adlandırılır.

Genel durumda, aA + bB +… ↔dD + eE +… gibi bir reaksiyon için denge sabiti ... Gaz halindeki maddeler arasındaki etkileşim için, genellikle reaktanların denge kısmi basınçları p ile temsil edildiği bir ifade kullanılır. Bahsedilen reaksiyon için .

Denge durumu, bu koşullar altında reaksiyonun kendiliğinden ilerlediği sınırı karakterize eder (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

Denge konsantrasyonları arasındaki oran, başlangıç ​​malzemeleri olarak hangi maddelerin alındığına (örneğin, H2 ve I2 veya HI), yani. dengeye her iki taraftan da yaklaşılabilir.

Kimyasal denge sabiti, reaktiflerin doğasına ve sıcaklığa bağlıdır; denge sabiti basınca (çok yüksekse) ve reaktiflerin konsantrasyonuna bağlı değildir.

Sıcaklık, entalpi ve entropi faktörlerinin denge sabiti üzerindeki etkisi... Denge sabiti, basit bir denklem ∆G o = -RT ln K ile bir kimyasal reaksiyonun ∆G o standart izobarik-izotermal potansiyelindeki bir değişiklik ile ilişkilidir.

Ondan ∆G o (∆G o) büyük negatif değerlerinin olduğu görülebilir.<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >> 0), daha sonra denge karışımında ilk maddeler hakimdir. Yukarıdaki denklem, ∆G o değerinin K'yi ve ardından reaktiflerin denge konsantrasyonlarını (kısmi basınçları) hesaplamasına izin verir. ∆G o = ∆H o -T∆S o olduğunu hesaba katarsak, bazı dönüşümlerden sonra şunu elde ederiz: ... Bu denklemden, denge sabitinin sıcaklık değişimlerine çok duyarlı olduğu görülebilir. Tepkimeye girenlerin doğasının denge sabiti üzerindeki etkisi, onun entalpi ve entropi faktörlerine bağımlılığını belirler.

Le Chatelier ilkesi

Kimyasal denge durumu, herhangi bir zamanda bu sabit koşullar altında korunur. Koşullar değiştiğinde, denge durumu bozulur, çünkü bu durumda karşıt süreçlerin oranları farklı derecelerde değişir. Bununla birlikte, bir süre sonra sistem tekrar bir denge durumuna gelir, ancak zaten değişen yeni koşulları karşılar.

Koşullardaki değişikliklere bağlı olarak bir denge kayması genellikle Le Chatelier ilkesi (veya hareketli denge ilkesi) tarafından belirlenir: dengedeki bir sistem, denge konumunu belirleyen koşullardan herhangi biri değiştirilerek dışarıdan etkileniyorsa, o zaman sürecin yönüne kayar ve bu da üretilen etkinin etkisini zayıflatır.

Bu nedenle, sıcaklıktaki bir artış, seyrine ısı absorpsiyonunun eşlik ettiği süreçlerin yönünde dengede bir kaymaya neden olurken, sıcaklıktaki bir azalma ters yönde hareket eder. Benzer şekilde, basınçtaki bir artış, dengeyi hacimde bir azalmanın eşlik ettiği bir süreç yönünde kaydırır ve basınçtaki bir azalma ters yönde hareket eder. Örneğin, 3H2 + N2 2H3N, ∆H o = -46.2 kJ denge sisteminde, sıcaklıktaki bir artış, bu süreç endotermik olduğundan, H3N'nin hidrojen ve nitrojene ayrışmasını artırır. Basınçtaki bir artış, dengeyi H 3 N oluşumuna doğru kaydırır, çünkü hacim azalır.

Reaksiyona katılan maddelerden herhangi birinin belirli bir miktarı bir denge durumundaki bir sisteme eklenirse (veya tersine sistemden çıkarılırsa), ileri ve geri reaksiyonların oranları değişir, ancak yavaş yavaş olur. tekrar eşit. Başka bir deyişle, sistem yeniden kimyasal denge durumuna gelir. Bu yeni durumda, sistemde bulunan tüm maddelerin denge konsantrasyonları, başlangıçtaki denge konsantrasyonlarından farklı olacaktır, ancak aralarındaki oran aynı kalacaktır. Bu nedenle, dengedeki bir sistemde, diğerlerinin konsantrasyonlarında bir değişikliğe neden olmadan maddelerden birinin konsantrasyonunu değiştirmek mümkün değildir.

Le Chatelier ilkesine göre, bir denge sistemine ek miktarlarda reaktif eklenmesi, dengede bu maddenin konsantrasyonunun azaldığı ve buna bağlı olarak etkileşim ürünlerinin konsantrasyonunun arttığı yönde bir kaymaya neden olur.

Kimyasal denge çalışması, hem teorik araştırma hem de pratik problemlerin çözümü için büyük önem taşımaktadır. Çeşitli sıcaklık ve basınçlar için denge konumunu belirleyerek, kimyasal işlem için en uygun koşulları seçebilirsiniz. Süreci gerçekleştirme koşullarının nihai seçiminde, sürecin hızı üzerindeki etkileri de dikkate alınır.

Örnek 1. Reaktanların denge konsantrasyonlarına dayalı olarak reaksiyon denge sabitinin hesaplanması.

Denge konsantrasyonu [A] = 0.3 mol ∙ l -1 ise, A + B 2C reaksiyonunun denge sabitini hesaplayın; [B] = 1.1 mol ∙ l -1; [C] = 2,1 mol ∙ l -1.

Çözüm. Bu reaksiyon için denge sabitinin ifadesi: Problem durumunda belirtilen denge konsantrasyonlarını burada yerine koyalım: = 5.79.

Örnek 2... Reaktanların denge konsantrasyonlarının hesaplanması. Bu reaksiyon A + 2B C denklemine göre gerçekleşir.

A ve B maddelerinin başlangıç ​​konsantrasyonları sırasıyla 0,5 ve 0,7 mol ∙ l -1 ise ve reaksiyonun denge sabiti K p = 50 ise, reaksiyona giren maddelerin denge konsantrasyonlarını belirleyin.

Çözüm. A ve B maddelerinin her bir molü için 2 mol C maddesi oluşur.A ve B maddelerinin konsantrasyonundaki azalma X mol ile gösteriliyorsa, maddenin konsantrasyonundaki artış 2X mol'e eşit olacaktır. Reaktanların denge konsantrasyonları şöyle olacaktır:

İLE A = (o, 5-x) mol ∙ l -1; CB = (0.7-x) mol ∙ l -1; С С = 2х mol ∙ l -1

x 1 = 0.86; x 2 = 0.44

Problemin durumuna göre x 2 değeri geçerlidir. Bu nedenle, reaktanların denge konsantrasyonları eşittir:

CA = 0.5-0.44 = 0.06 mol ∙ l-1; CB = 0.7-0.44 = 0.26 mol ∙ l -1; С С = 0.44 ∙ 2 = 0.88 mol ∙ l -1.

Örnek 3. Reaksiyonun Gibbs enerjisindeki ∆G o değişiminin denge sabiti K p değeri ile belirlenmesi. Gibbs enerjisini hesaplayın ve denge sabiti Kp = 1.0685 ∙ 10 -4'e eşitse, 700K'da CO + Cl2 = COCl2 reaksiyonunun olasılığını belirleyin. Tüm reaktanların kısmi basıncı aynıdır ve 101325Pa'ya eşittir.

Çözüm.∆G 700 = 2.303 ∙ RT .

Bu işlem için:

∆G®'den beri<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Örnek 4... Kimyasal denge kayması. N 2 + 3H 2 2NH 3 -22kcal sisteminde denge hangi yöne kayar:

a) N2 konsantrasyonunda bir artış ile;

b) H2 konsantrasyonunda bir artış ile;

c) sıcaklık yükseldiğinde;

d) azalan basınçla?

Çözüm. Le Chatelier kuralına göre, reaksiyon denkleminin sol tarafındaki maddelerin konsantrasyonundaki bir artış, etkiyi zayıflatma eğiliminde olan, konsantrasyonlarda bir azalmaya yol açan bir sürece neden olmalıdır, yani. denge sağa kayar (a ve b durumları).

Amonyak sentez reaksiyonu ekzotermiktir. Sıcaklıktaki bir artış, dengede sola - uygulanan etkiyi zayıflatan bir endotermik reaksiyona doğru kaymaya neden olur (durum c).

Basınçtaki bir azalma (d durumu), sistemin hacminde bir artışa yol açan bir reaksiyonu destekleyecektir, yani. N 2 ve H 2 oluşumuna doğru.

Örnek 5. Gaz karışımının hacmi üç kat azalırsa 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) sisteminde ileri ve geri reaksiyonun hızı kaç kez değişir? Sistemin dengesi hangi yöne kayacak?

Çözüm. Tepkimeye girenlerin konsantrasyonunu belirleyelim: = a, =B,=ile birlikte. Kütle eylemi yasasına göre, hacim değişikliğinden önceki ileri ve geri reaksiyonların hızları eşittir.

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

Homojen sistemin hacmini üç kat azalttıktan sonra, reaksiyona giren maddelerin her birinin konsantrasyonu üç kat artacaktır: = 3 A,[Yaklaşık 2] = 3b; = 3c. Yeni konsantrasyonlarda, ileri ve geri reaksiyonların oranları v "np:

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

;

Sonuç olarak, ileri reaksiyonun hızı 27 kat arttı ve tersi - sadece dokuz kat. Sistemin dengesi SO 3 oluşumuna doğru kaymıştır.

Örnek 6. Reaksiyonun sıcaklık katsayısı 2 ise, sıcaklık 30'dan 70 0 C'ye yükseldiğinde gaz fazında gerçekleşen reaksiyon hızının kaç kat artacağını hesaplayın.

Çözüm. Bir kimyasal reaksiyonun hızının sıcaklığa bağımlılığı, aşağıdaki formüle göre van't Hoff kuralı ile belirlenir.

Sonuç olarak, 70 °C'deki reaksiyon hızı, 30 °C'deki reaksiyon hızından 16 kat daha fazladır.

Örnek 7. Homojen bir sistemin denge sabiti

CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) 850 °C'de 1'e eşittir. Başlangıç ​​konsantrasyonları: [CO] RR = 3 ise dengedeki tüm maddelerin konsantrasyonlarını hesaplayın. mol / L, [H 2 O] ISC = 2 mol / l.

Çözüm. Dengede, doğrudan ve ters reaksiyonların hızları eşittir ve bu hızların sabitlerinin oranı sabittir ve verilen sistemin denge sabiti olarak adlandırılır:

V np = 1[CO] [H20]; V o b p = İLE 2 [CO 2] [H 2];

Problem durumunda, ifadede iken başlangıç ​​konsantrasyonları verilir. kp sadece sistemdeki tüm maddelerin denge konsantrasyonları dahil edilmiştir. Denge anında [CO 2] P = konsantrasyonunun olduğunu varsayalım. NS mol / l. Sistemin denklemine göre, oluşan hidrojenin mol sayısı da olacaktır. NS mol / l. Aynı sayıda mol (NS mol/l) CO ve H 2 O oluşumu için tüketilir NS CO2 ve H2 molleri. Bu nedenle, dört maddenin hepsinin denge konsantrasyonları (mol / l):

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

Denge sabitini bilerek, değeri buluruz NS, ve ardından tüm maddelerin başlangıç ​​konsantrasyonları:

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

ORTAOKUL ÖĞRETMENLERİ, PEDAGOJİ ÜNİVERSİTELERİ ÖĞRENCİLERİ VE KİMYA VE DOĞA BİLİMLERİNE KARAR VEREN 9-10 SINIF ÖĞRENCİLERİ İÇİN

DERS KİTABI · GÖREVLENDİRİCİ · LABORATUVAR UYGULAMASI · OKUNACAK BİLİMSEL HİKAYELER

§ 3.2. Denge sabiti
ve izobarik reaksiyon potansiyeli

Denge sabiti, başlangıç ​​maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin oluşum entalpisi ve entropisi hakkındaki tablo verilerinden hesaplanan izobarik potansiyel değerinden kolayca bulunabilir.

İncelenen reaksiyonun denge sabitini hesaplamanız gerektiğinde bu formüle ihtiyacınız olacak.

Bu derste hazır formüller vermeye değil, matematiksel mantığın en basit yöntemlerini kullanarak çıkarmaya çalışıyoruz, bu nedenle bu formülün türetilmesi aşağıda verilmiştir. Bu materyali okuduktan sonra, aktivasyon entropisi vb. ile olasılık teorisinin en basit kavramlarını öğreneceksiniz.

Aktivasyon enerjisi, bir kimyasal reaksiyonun hızının tek belirleyicisi değildir. Reaksiyona giren moleküllerin boyutu ve şekli ve reaktif atomların veya bunların içindeki gruplarının düzenlenmesi çok büyük bir rol oynar. Bu bağlamda, iki parçacık çarpıştığında, bunların kesin yönelimi, yani tam olarak reaktif olan merkezlerin teması önemlidir.

W çarpışması sırasında etkileşim için gerekli moleküllerin oryantasyon olasılığını gösterelim:

Gaz sabiti R ile çarpılan W'nin doğal logaritmasına aktivasyon entropisi S a denir:

Bu ifade şu anlama gelir:

Buradan, logaritmanın tanımıyla, gerekli yönelimin olasılığını elde ederiz:

Reaksiyonun devam etmesi için gerekli yönelimin olasılığı ne kadar büyük olursa, hızı ve buna bağlı olarak yazılabilecek hız sabiti o kadar yüksek olur:

Daha önce hız sabitinin aktivasyon enerjisine ve sıcaklığa bağlı olduğunu öğrenmiştik:

Böylece hız sabiti aktivasyon enerjisine, sıcaklığa ve aktivasyon entropisine bağlıdır:

Z orantılılık katsayısını girelim ve bir eşittir işareti koyalım:

Ortaya çıkan ifade denir kimyasal kinetiğin temel denklemi.

Bu denklem, katalizin bazı yönlerini açıklar: katalizör, reaksiyonun aktivasyon enerjisini düşürür ve aktivasyon entropisini arttırır, yani reaksiyona giren parçacıkların etkileşim için uygun oryantasyon olasılığını arttırır.

Aktivasyon entropisinin yalnızca parçacıkların belirli bir yönelimini değil, aynı zamanda çarpışma anındaki temasın süresini de hesaba kattığını belirtmek ilginçtir. Parçacıkların temas süresi çok kısaysa, elektron yoğunluklarının yeni kimyasal bağlar oluşturmak için yeniden dağıtmak için zamanları yoktur ve itici parçacıklar farklı yönlerde ayrılır. Katalizör ayrıca reaksiyona giren parçacıkların temas süresini büyük ölçüde artırır.

Katalitik etkinin bir başka özelliği: Katalizör, yeni oluşan parçacıktan fazla enerjiyi alır ve yüksek enerjili aktivitesi nedeniyle orijinal parçacıklara ayrışmaz.

Denge sabitinin ileri ve geri reaksiyonların hız sabitlerinin oranı olduğunu biliyorsunuz:

İleri ve geri reaksiyonların hız sabitlerini, kimyasal kinetik temel denklemi için ifadelerle değiştirelim:

İki orantılılık katsayısının oranı Z pr / Z arr, denge sabitinin değerine dahil ettiğimiz sabit bir değerdir, bu nedenle daha önce olduğu gibi bir sabit kalacaktır.

Üstel fonksiyonlarla eylem kurallarını hatırlarsanız, formülün dönüşümünü anlayacaksınız:

Hess yasasına göre, ters ve doğrudan reaksiyonların aktivasyon enerjileri arasındaki fark, entalpideki bir değişikliktir (bundan emin olun, ısı salınımı ile ilerleyen reaksiyonun entalpi diyagramını çizerek ve bu durumda unutmayınız. DH< 0 ):

Aynı şekilde, fark belirtmek D S:

Parantezlerin önünde neden eksi işareti olduğunu açıklayın.

Denklemi elde ederiz:

Bu denklemin her iki tarafını da logaritma yapalım:

nereden alıyoruz:

Bu denklem kimya ve diğer doğa bilimleri için o kadar önemlidir ki, birçok denizaşırı kimya öğrencisi formülü içeren gömlekler giyer.

Eğer DG J / mol cinsinden ifade edilir, ardından formül şu şekli alır:

Bu formülün bir özelliği vardır: Denge sabiti gaz halindeki maddelerin basıncı ile belirlenirse, bu maddelerin atmosferdeki basıncı (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg) denge sabiti ifadesinde değiştirilir.

Bu formül bilinen bir değere izin verir DG reaksiyon, denge sabitini hesaplayın ve böylece belirli bir sıcaklıkta denge sisteminin bileşimini bulun. Formül, denge sabiti ne kadar yüksekse ve denge reaksiyon karışımında ne kadar fazla reaksiyon ürünü (reaksiyon denkleminin sağ tarafındaki maddeler) bulunursa, reaksiyonun izobarik potansiyelindeki değişiklik o kadar olumsuz olur. Ve bunun tersi, denge sabitinin değeri ne kadar düşükse ve denge karışımında reaksiyon ürünleri ne kadar az bulunursa ve başlangıç ​​maddeleri ne kadar fazla olursa, negatif değer o kadar az olur. DG.

Denge sabiti 1'den büyük ve izobarik potansiyel negatif olduğunda, dengenin reaksiyon ürünlerine veya sağa kaydırıldığını söylemek adettendir. Denge sabiti 1'den küçük ve izobarik potansiyel pozitif olduğunda, dengenin başlangıç ​​maddelerine veya sola kaydırıldığını söylemek adettendir.

Denge sabiti 1'e eşitse, izobarik potansiyel 0'a eşittir. Sistemin bu durumu, dengenin sağa veya sola kayması arasındaki sınır olarak kabul edilir. Belirli bir reaksiyon için izobarik potansiyeldeki değişiklik negatif olduğunda ( DG<0 ), reaksiyonun ileri yönde ilerleyebileceğini söylemek gelenekseldir; Eğer DG> 0, reaksiyonun gitmediğini söylüyorlar.

Böylece,

DG<0 - reaksiyon gerçekleşebilir (termodinamik olarak mümkün);

DG<0 , sonra K> 1- denge ürünlere doğru, sağa kaydırılır;

DG> 0, sonra İLE<1 - denge başlangıç ​​maddelerine doğru sola kaydırılır.

İlgilendiğiniz reaksiyonun mümkün olup olmadığını (örneğin, istenen boyanın sentezinin mümkün olup olmadığını, verilen mineral bileşimin sinterlenip sinterlenip sinterlenmediğini, havadaki oksijenin renk üzerindeki etkisini vb.) .), bu reaksiyon için hesaplamak yeterlidir DG... İzobarik potansiyeldeki değişimin negatif olduğu ortaya çıkarsa, reaksiyon mümkündür ve istenen ürünü elde etmek için farklı başlangıç ​​maddelerini karıştırabilirsiniz.

Farklı sıcaklıklarda izobarik potansiyel ve denge sabitindeki değişimi hesaplamak için yapmanız gerekenleri okuyun (hesaplama algoritması).

1. Arama tablolarından basit maddelerden oluşum entalpilerinin değerlerini (298 K sıcaklık için) yazın D H arr ve entropi S kimyasal reaksiyon denkleminde yazılan tüm maddelerin. Eğer D H arr kJ / mol cinsinden ifade edilirse, J / mol'e dönüştürülmeleri gerekir (neden?).

2. Reaksiyondaki (298 K) entalpi değişimini, ürünlerin oluşum entalpilerinin toplamı ile başlangıç ​​malzemelerinin oluşum entalpilerinin toplamı arasındaki fark olarak, stokiyometrik katsayıları akılda tutarak hesaplayın:

3. Tepkimedeki (298 K) entropi değişimini, ürünlerin entropilerinin toplamı ile başlangıç ​​maddelerinin entropilerinin toplamı arasındaki fark olarak, stokiyometrik katsayıları akılda tutarak hesaplayın:

4. İzobarik potansiyeldeki değişimin reaksiyon, entropi ve sıcaklık entalpisindeki değişikliklere bağımlılığının bir denklemini yapın, az önce elde edilen sayısal değerleri sizin için bilinen denklemde değiştirin D N p-tion ve D S p-syonları:

5. 298 K standart sıcaklıkta izobarik potansiyeldeki değişimi hesaplayın:

6. İşaretle D G p-syonları, 298 standart bir sıcaklıkta reaksiyonun olasılığı hakkında bir sonuç çıkarın: işaret "eksi" ise, o zaman reaksiyon termodinamik olarak mümkündür; işaret "artı" ise, reaksiyon imkansızdır.

7. Say D G p-syonları ilgilendiğiniz T sıcaklığında:

ve sıcaklık değişiminin reaksiyon olasılığını nasıl etkilediğine dair bir sonuca varın. Bu sıcaklıkta izobarik potansiyeldeki değişikliğin daha az pozitif veya daha fazla negatif olduğu ortaya çıkarsa, DG 298, bu nedenle, bu sıcaklıkta, reaksiyon daha olası hale gelir.

8. Bildiğiniz denklemden, ilgilendiğiniz T sıcaklığındaki K denge sabitini hesaplayın:

9. Dengenin başlangıç ​​maddelerine doğru yer değiştirmesi hakkında bir sonuca varın (K<1) или в сторону продуктов (К>1).

İzobarik potansiyeldeki değişimin negatif değerine sahip bir reaksiyon olasılığı hakkında sonuca varmak ( D G p-syonları<0 ) tek başına termodinamik veriler genellikle yetersizdir. Termodinamik olarak olası bir reaksiyon, koşullar değiştiğinde (maddelerin konsantrasyonu, basınç, sıcaklık), diğer reaksiyon yolları aracılığıyla veya uygun şekilde seçilmiş bir katalizör varlığında kinetik olarak engellenebilir ve uygulanabilir hale gelebilir.

Kristal demirin gaz halindeki su (su buharı) ile reaksiyonu örneğini düşünün:

Bir reaksiyonun termodinamik olasılığı nasıl bulunur.

Bu reaksiyon, metal bir ürünün parlaklığındaki azalmanın ve korozyondan tahribatının nedenlerini göstermesi bakımından ilginçtir.

Her şeyden önce, reaksiyon denkleminin stokiyometrik katsayılarını seçiyoruz:

Reaksiyondaki tüm katılımcılar için termodinamik verileri (sıcaklık 298 K) referans tablolarından yazalım:

Basit maddelerin entalpilerinin sıfıra eşit olduğunu hatırlayarak bu reaksiyondaki entalpi değişimini hesaplayalım:

J cinsinden entalpi değişimini ifade edelim:

Reaksiyona, Q> 0, Q = + 50 300 J / mol ısı salınımı eşlik eder ve bu, kendiliğinden gerçekleştiğini varsaymayı mümkün kılar. Bununla birlikte, reaksiyonun kendiliğinden olduğunu söylemek güvenlidir, ancak izobarik potansiyeldeki değişimin işareti ile mümkündür.

Stokiyometrik katsayıları unutmadan bu reaksiyondaki entropi değişimini hesaplayalım:

Tepkime sonucunda sistemin entropisi azalır, bu nedenle sistemde bir düzen artışı olduğu not edilebilir.

Şimdi izobarik potansiyeldeki değişimin entalpi, entropi ve sıcaklıktaki değişikliklere bağımlılığının denklemini oluşturacağız:

298 K standart sıcaklıkta reaksiyondaki izobarik potansiyeldeki değişimi hesaplayalım:

İzobarik potansiyeldeki değişimin yüksek negatif değeri, demirin oda sıcaklığında oksijen ile oksitlenebileceğini gösterir. En iyi demir tozunu elde edebilseydin, demirin havada nasıl yandığını görürdün. Ütülenen ürünler, heykelcikler, çiviler vb. neden havada yanmaz? Hesap sonuçları, demirin havada paslandığını yani parçalanarak demir oksitlere dönüştüğünü göstermektedir.

Şimdi sıcaklıktaki bir artışın bu reaksiyonun olasılığını nasıl etkilediğini görelim. 500 K sıcaklıkta izobarik potansiyeldeki değişimi hesaplayalım:

Sıcaklık arttıkça reaksiyonun izobarik potansiyelindeki değişimin daha az negatif hale geldiğini gösteren bir sonuç elde edildi. Bu, sıcaklık arttıkça reaksiyonun termodinamik olarak daha az olası hale geldiği, yani reaksiyonun dengesinin başlangıç ​​maddelerine doğru gittikçe daha fazla kaydığı anlamına gelir.

Dengenin hangi sıcaklıkta reaksiyon ürünlerine ve başlangıç ​​malzemelerine eşit olarak kaydığını bilmek ilginçtir. Bu ne zaman olur D G p-tion = 0(denge sabiti 1'dir):

Nereden alıyoruz:

T = 150300 / 168,2 = 894K, veya 621°C.

Bu sıcaklıkta, reaksiyon hem ileri hem de ters yönde eşit derecede olasıdır. 621 ° C'nin üzerindeki sıcaklıklarda, Fe3O4 indirgenmesinin hidrojen ile ters reaksiyonu hakim olmaya başlar. Bu reaksiyon, saf demir elde etmenin yollarından biridir (metalurjide demir oksitler karbonla indirgenir).

298 K sıcaklıkta:

Böylece sıcaklık arttıkça denge sabiti azalır.

Demir oksit Fe 3 O 4 manyetit (manyetik demir cevheri) olarak adlandırılır. Bu demir oksit, FeO (wustit) ve Fe2O3 (hematit) oksitlerinden farklı olarak bir mıknatıs tarafından çekilir. Antik çağda Magnus adında bir çobanın çok küçük dikdörtgen bir çakıl bulduğuna dair bir efsane var, onu yağlı (neden önemli?) Ellerini bir kasede suyun yüzeyine koydu. Çakıl boğulmadı ve suda yüzmeye başladı ve çoban kaseyi nasıl çevirirse çevirsin, çakıl her zaman sadece bir yönü işaret etti. Sanki pusula icat edilmiş ve minerale bu çobanın adı verilmiş gibi. Belki de manyetit, Küçük Asya - Magnesia antik kentinin adını almıştır. Manyetit, demirin çıkarıldığı ana cevherdir.

Bazen manyetitin formülü şu şekilde gösterilir: Manyetitin iki demir oksitten oluştuğunu ima eden FeO Fe 2 O 3. Bu yanlış: manyetit bireysel bir maddedir.

Başka bir oksit Fe 2 O 3 (hematit) - kırmızı demir cevheri - kırmızı renginden dolayı böyle adlandırılmıştır (Yunanca - kandan çeviride). Demir hematitten elde edilir.

FeO oksit doğada neredeyse hiç bulunmaz ve endüstriyel değeri yoktur.