Una característica cuantitativa que muestra la dirección de la reacción y el cambio en la concentración de las sustancias se denomina constante de equilibrio de una reacción química. La constante de equilibrio depende de la temperatura y de la naturaleza de los reactivos.
Reacciones reversibles e irreversibles.
Todas las reacciones se pueden dividir en dos tipos:
- reversible, fluyendo simultáneamente en dos direcciones mutuamente opuestas;
- irreversible que fluye en la misma dirección con el consumo total de al menos una sustancia inicial.
En las reacciones irreversibles, las sustancias insolubles suelen formarse en forma de precipitado o gas. Estas reacciones incluyen:
- combustión:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + H2O;
- descomposición:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + H2O;
- conexión con la formación de un precipitado o gas:
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaCl.
Arroz. 1. Precipitación de BaSO 4 .
Las reacciones reversibles son posibles solo bajo ciertas condiciones constantes. Las sustancias originales dan una nueva sustancia, que inmediatamente se descompone en sus partes constituyentes y se recoge de nuevo. Por ejemplo, como resultado de la reacción 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 el óxido nítrico (IV) se descompone fácilmente en óxido nítrico (II) y oxígeno.
Equilibrio
Después de cierto tiempo, la velocidad Reacción reversible ralentiza. Se logra el equilibrio químico, un estado en el que no hay cambios en la concentración de las sustancias iniciales y los productos de reacción a lo largo del tiempo, ya que se igualan las velocidades de las reacciones directa e inversa. El equilibrio solo es posible en sistemas homogéneos, es decir, todas las sustancias que reaccionan son líquidos o gases.
Considere el equilibrio químico en el ejemplo de la reacción de la interacción del hidrógeno con el yodo:
- reacción directa -
H2+I2 ↔ 2HI;
- reacción trasera -
2HI ↔ H 2 + I 2 .
Tan pronto como se mezclan dos reactivos, hidrógeno y yodo, el yodo de hidrógeno todavía no existe, ya que solo reaccionan sustancias simples. Un gran número de las sustancias iniciales reaccionan activamente entre sí, por lo que la velocidad de la reacción directa será máxima. En este caso, la reacción inversa no procede y su velocidad es cero.
La velocidad de una reacción directa se puede expresar gráficamente:
ν pr = k pr ∙ ∙ ,
donde k pr es la constante de velocidad de la reacción directa.
Con el tiempo, los reactivos se consumen, su concentración disminuye. En consecuencia, la velocidad de la reacción directa disminuye. Al mismo tiempo, aumenta la concentración de una nueva sustancia, el yoduro de hidrógeno. Cuando se acumula, comienza a descomponerse y aumenta la velocidad de la reacción inversa. Se puede expresar como
ν arr = k arr ∙ 2 .
El yoduro de hidrógeno está elevado al cuadrado, ya que el coeficiente de la molécula es dos.
En algún punto, las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan. viene un estado equilibrio químico.
Arroz. 2. Gráfico de velocidad de reacción versus tiempo.
El equilibrio se puede desplazar hacia los materiales de partida o hacia los productos de la reacción. Desplazamiento bajo influencia factores externos se llama principio de Le Chatelier. El equilibrio se ve afectado por la temperatura, la presión, la concentración de una de las sustancias.
Cálculo constante
En un estado de equilibrio, ambas reacciones proceden, pero al mismo tiempo, las concentraciones de sustancias están en equilibrio (se forman concentraciones de equilibrio), ya que las velocidades están equilibradas (ν pr \u003d ν arr).
El equilibrio químico se caracteriza por la constante de equilibrio químico, que se expresa mediante la fórmula resumida:
K p \u003d k pr / k arr \u003d const.
Las constantes de velocidad de reacción se pueden expresar en términos de la relación de velocidad de reacción. Tomemos la ecuación condicional de la reacción inversa:
aA + bB ↔ cC + dD.
Entonces las velocidades de las reacciones directa e inversa serán iguales:
- ν aum = k aum ∙ [A] pag un ∙ [B] pag segundo
- ν arr = k arr ∙ [C] pags do ∙ [re] pags re .
En consecuencia, si
ν pr \u003d ν arr,
k ex ∙ [A] pags un ∙ [B] pags segundo = k arr ∙ [C] pags C ∙ [D] pags re .
A partir de aquí podemos expresar la relación de constantes:
k arr / k inc = [C] pags c ∙ [D] pags re / [A] pags a ∙ [B] pags segundo .
Esta relación es igual a la constante de equilibrio:
K pags = [C] pags C ∙ [D] pags re / [A] pags un ∙ [B] pags segundo .
Arroz. 3. La fórmula de la constante de equilibrio.
El valor muestra cuántas veces la velocidad de la reacción directa es mayor que la velocidad de la reacción inversa.
¿Qué hemos aprendido?
Las reacciones en función de los productos finales se clasifican en reversibles e irreversibles. Las reacciones reversibles proceden en ambas direcciones: los materiales de partida forman productos finales, que se descomponen en sustancias de partida. Durante una reacción, las velocidades de las reacciones directa e inversa están equilibradas. Este estado se llama equilibrio químico. Puede expresarse como la relación entre el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción y el producto de las concentraciones de equilibrio de los materiales de partida.
Cuestionario de tema
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El concepto de equilibrio químico.
Se considera que el estado de equilibrio es el estado del sistema, que permanece sin cambios, y este estado no se debe a la acción de ninguna fuerza externa. El estado de un sistema de reactivos en el que la velocidad de la reacción directa se vuelve igual a la velocidad de la reacción inversa se llama equilibrio químico. Este saldo también se llama móvil m o dinámica balance.
Signos de equilibrio químico
1. El estado del sistema permanece invariable en el tiempo mientras se mantienen las condiciones externas.
2. El equilibrio es dinámico, es decir, debido al flujo de reacciones directas e inversas a la misma velocidad.
3. Cualquier influencia externa provoca un cambio en el equilibrio del sistema; si se elimina la influencia externa, el sistema vuelve a su estado original nuevamente.
4. El estado de equilibrio se puede abordar desde dos lados, tanto desde el lado de las sustancias iniciales como desde el lado de los productos de reacción.
5. En el equilibrio, la energía de Gibbs alcanza su valor mínimo.
El principio de Le Chatelier
La influencia de los cambios en las condiciones externas sobre la posición de equilibrio está determinada por El principio de Le Chatelier (el principio del equilibrio en movimiento): si se produce alguna influencia externa sobre un sistema en estado de equilibrio, entonces en el sistema aumentará una de las direcciones del proceso que debilita el efecto de esta influencia, y la posición de equilibrio se desplazará en la misma dirección.
El principio de Le Chatelier se aplica no solo a los procesos químicos, sino también a los físicos, como la ebullición, la cristalización, la disolución, etc.
Considere la influencia de varios factores en el equilibrio químico usando la reacción de oxidación de NO como ejemplo:
2 NO (d) + O 2(d) 2 NO 2(d); H sobre 298 = - 113,4 kJ/mol.
Efecto de la temperatura sobre el equilibrio químico
A medida que aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia una reacción endotérmica y, a medida que la temperatura disminuye, se desplaza hacia una reacción exotérmica.
El grado de cambio de equilibrio está determinado por el valor absoluto efecto térmico: mayor es el valor absoluto de la entalpía de reacción H, más significativo es el efecto de la temperatura sobre el estado de equilibrio.
En la reacción de síntesis considerada de óxido nítrico (IV ) un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio en la dirección de las sustancias de partida.
Efecto de la presión sobre el equilibrio químico
La compresión desplaza el equilibrio en la dirección del proceso, lo que va acompañado de una disminución del volumen de las sustancias gaseosas, y una disminución de la presión desplaza el equilibrio en la dirección opuesta. En este ejemplo, hay tres volúmenes en el lado izquierdo de la ecuación y dos en el lado derecho. Dado que un aumento de la presión favorece un proceso que procede con una disminución del volumen, un aumento de la presión desplazará el equilibrio hacia la derecha, es decir hacia el producto de reacción - NO 2 . Una disminución de la presión cambiará el equilibrio a reverso. Cabe señalar que si en la ecuación de una reacción reversible el número de moléculas de sustancias gaseosas en las partes derecha e izquierda son iguales, entonces el cambio de presión no afecta la posición de equilibrio.
Efecto de la concentración en el equilibrio químico
Para la reacción bajo consideración, la introducción de cantidades adicionales de NO u O 2 en el sistema de equilibrio provoca un cambio en el equilibrio en la dirección en que la concentración de estas sustancias disminuye, por lo tanto, hay un cambio en el equilibrio hacia la formación Nº 2 . Concentración creciente Nº 2 desplaza el equilibrio hacia los materiales de partida.
El catalizador acelera igualmente las reacciones directa e inversa y, por lo tanto, no afecta el cambio del equilibrio químico.
Cuando se introduce en un sistema de equilibrio (en Р = const ) de un gas inerte, las concentraciones de los reactivos (presiones parciales) disminuyen. Dado que el proceso de oxidación en consideración NO va con una disminución en el volumen, luego al agregar en
Constante de equilibrio químico
Para una reacción química:
2 NO (d) + O 2 (d) 2 NO 2(d)
constante de reacción química K con es la relación:
(12.1)
En esta ecuación, entre corchetes están las concentraciones de reactivos que se establecen en el equilibrio químico, es decir concentraciones de equilibrio de las sustancias.
La constante de equilibrio químico está relacionada con el cambio en la energía de Gibbs por la ecuación:
G T o = - RTlnK . (12.2).
Ejemplos de resolución de problemas
A cierta temperatura, las concentraciones de equilibrio en el sistema 2CO (g) + O 2 (d) 2CO 2 (d) fueron: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 prostituta. Determine la constante de equilibrio a esta temperatura y las concentraciones iniciales de CO y O 2 si la mezcla inicial no contuviera CO 2 .
.
2CO (g) + O2(g) 2CO 2(d).
En la segunda línea, c proreactor significa la concentración de las sustancias de partida reaccionadas y la concentración del CO 2 formado. , además, c inicial = c proreact + c igual .
Utilizando los datos de referencia, calcule la constante de equilibrio del proceso.3H 2 (G) + N 2 (G) 2 NH 3 (G) a 298 K.
G 298 o \u003d 2 ( - 16,71) kJ = -33,42 10 3 J.
G T o = - RTlnK.
lnK \u003d 33.42 10 3 / (8.314 × 298) \u003d 13.489. K \u003d 7.21 × 10 5.
Determine la concentración de equilibrio de HI en el sistemaH 2(d) + I 2(d) 2HI (G) ,
si a alguna temperatura la constante de equilibrio es 4, y las concentraciones iniciales de H 2 , I 2 y HI son 1, 2 y 0 mol/l, respectivamente.
Solución. Supongamos que x mol/l H 2 han reaccionado en un cierto punto en el tiempo.
.
Resolviendo esta ecuación, obtenemos x = 0.67.
Por tanto, la concentración de equilibrio de HI es 2 × 0,67 = 1,34 mol/l.
Usando datos de referencia, determine la temperatura a la cual la constante de equilibrio del proceso: H 2 (g) + HCOH (d) CH3OH (d) se vuelve igual a 1. Suponga que H o T » H o 298 y S o T " S alrededor de 298 .Si K = 1, entonces G o T = - RTlnK = 0;
Consiguió » H o 298 - T D S alrededor de 298 . Entonces ;
H o 298 \u003d -202 - (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1 × 103 J;
S sobre 298 \u003d 239.7 - 218.7 - 130.52 \u003d -109.52 J / K;
A.
Solución. Supongamos que x mol/l de SO 2 han reaccionado en un determinado momento.
ENTONCES 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G)
Entonces obtenemos:
.
Resolviendo esta ecuación, encontramos: x 1 \u003d 3 y x 2 \u003d 1.25. pero x1 = 3 no satisface la condición del problema.
Por lo tanto, \u003d 1.25 + 1 \u003d 2.25 mol / l.
Tareas para solución independiente
12.1. ¿En cuál de las siguientes reacciones un aumento en la presión desplazará el equilibrio hacia la derecha? Justifica la respuesta.
1) 2NH 3 (d) 3 H 2 (d) + N 2 (g)
2) ZnCO 3 (c) ZnO (c) + CO 2 (g)
3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (w)
4) CO2 (d) + C (grafito) 2CO (g)
12.2.A cierta temperatura, las concentraciones de equilibrio en el sistema
2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (g)
fueron: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Determine la constante de equilibrio y la concentración inicial de HBr.
12.3.Para la reacción H 2 (g)+ S (d) H2S (d) a cierta temperatura, la constante de equilibrio es 2. Determine las concentraciones de equilibrio de H 2 y S si las concentraciones iniciales de H 2, S y H 2 S son 2, 3 y 0 mol/l, respectivamente.
SEI VPO "Universidad Técnica Estatal de los Urales - UPI"
Determinación de las constantes de equilibrio químico
reacciones y cálculo del equilibrio químico
en la carrera de fisicoquimica
para estudiantes de tiempo completo
Ekaterimburgo 2007
UDC 544(076)С79
Compilador
Editor científico, Ph.D., profesor asociado
Determinación de las constantes de equilibrio de las reacciones químicas y cálculo del equilibrio químico: lineamientos para el trabajo de laboratorio No. 4 en el curso de química física / comp. - Ekaterimburgo: GOU VPO USTU-UPI, años 20.
Las directrices están destinadas a un estudio adicional en profundidad del material sobre el equilibrio químico como parte del trabajo de laboratorio analítico y de cálculo. Contienen 15 opciones para tareas individuales, lo que contribuye al logro de la meta.
Bibliografía: 5 títulos. Arroz. Pestaña.
© GOU VPO "Estado de los Urales
Universidad Tecnica-UPI", 2007
Introducción
Este trabajo, aunque se lleva a cabo en el marco de un taller de laboratorio, pertenece al cálculo y análisis y consiste en dominar el material teórico y resolver una serie de problemas sobre el tema del curso de química física "Equilibrio químico".
La necesidad de su implementación se debe a la complejidad de este tema, por un lado, y la cantidad insuficiente de tiempo de estudio asignado para su estudio, por el otro.
La parte principal del tema "Equilibrio químico": la derivación de la ley del equilibrio químico, la consideración de la ecuación isobárica y la isoterma de una reacción química, etc. se presenta en conferencias y se estudia en ejercicios practicos(Por lo tanto, este material no se presenta en este documento). Este manual considera en detalle la sección del tema concerniente a la determinación experimental de las constantes de equilibrio y la determinación de la composición de equilibrio de un sistema con una reacción química ocurriendo en él.
Entonces, la implementación de este trabajo por parte de los estudiantes resolverá las siguientes tareas:
1) familiarizarse con los métodos para determinar y calcular las constantes de equilibrio de las reacciones químicas;
2) aprender a calcular la composición de equilibrio de la mezcla, con base en una variedad de datos experimentales.
1. INFORMACIÓN TEÓRICA SOBRE MÉTODOS
DEFINICIONES DE CONSTANTES DE EQUILIBRIO PARA REACCIONES QUÍMICAS
Detengámonos brevemente en los principales conceptos utilizados a continuación. La constante de equilibrio de una reacción química es la cantidad
https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29">- energía molar estándar de Gibbs de la reacción r.
La ecuación (1) es la ecuación que define la constante de equilibrio de una reacción química. Cabe señalar que la constante de equilibrio de una reacción química es una cantidad adimensional.
La ley del equilibrio químico se escribe de la siguiente manera
, (2)
donde https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- actividad k- participante de reacción; - dimensión de la actividad; coeficiente estequiométrico k- participante de reacción r.
La determinación experimental de las constantes de equilibrio es una tarea bastante difícil. En primer lugar, es necesario asegurarse de que se alcanza el equilibrio a una temperatura dada, es decir, la composición de la mezcla de reacción corresponde al estado de equilibrio, un estado con una energía de Gibbs mínima, afinidad de reacción cero y tasas iguales de avance. y reacciones inversas. En el equilibrio, la presión, la temperatura y la composición de la mezcla de reacción serán constantes.
A primera vista, parece que la composición de una mezcla en equilibrio se puede determinar usando los métodos análisis cuantitativo con reacciones químicas características. Sin embargo, la introducción de un reactivo extraño que se une a uno de los componentes del proceso químico desplaza (es decir, cambia) el estado de equilibrio del sistema. Este método solo se puede utilizar si la velocidad de reacción es lo suficientemente baja. Es por eso que muy a menudo, cuando se estudia el equilibrio, también se utilizan varios métodos físicos para determinar la composición del sistema.
1.1 Métodos químicos
hay estática metodos quimicos y métodos químicos dinámicos. Considerar ejemplos concretos, dada en .
1.1.1 Métodos estáticos.
Los métodos estáticos consisten en que la mezcla de reacción se coloca en un reactor a temperatura constante y luego, al alcanzar el equilibrio, se determina la composición del sistema. La reacción en estudio debe ser lo suficientemente lenta como para que la introducción de un reactivo extraño prácticamente no altere el estado de equilibrio. Para ralentizar el proceso, es posible enfriar el matraz de reacción lo suficientemente rápido. Un ejemplo clásico de tal estudio es la reacción entre el yodo y el hidrógeno.
H2(g) + I2(g) = 2HI(g) (3)
Lemoyne colocó una mezcla de yodo con hidrógeno o yoduro de hidrógeno en cilindros de vidrio. A 200 °C, la reacción prácticamente no procede; a 265 °C, la duración del equilibrio es de varios meses; a 350 °C, el equilibrio se establece en pocos días; a 440 °C - durante varias horas. En este sentido, para estudiar este proceso se eligió un rango de temperatura de 300 - 400 °C. El análisis del sistema se llevó a cabo de la siguiente manera. El recipiente de reacción se enfrió rápidamente sumergiéndolo en agua, luego se abrió un grifo y se disolvió yoduro de hidrógeno en agua. La cantidad de ácido yodhídrico se determinó por valoración. A cada temperatura se realizó el experimento hasta que la concentración alcanzó un valor constante, lo que indica el establecimiento del equilibrio químico en el sistema.
1.1.2 Métodos dinámicos.
Los métodos dinámicos consisten en el hecho de que la mezcla de gases circula continuamente, luego se enfría rápidamente para su posterior análisis. Estos métodos son más aplicables a reacciones bastante rápidas. Acelerar las reacciones, generalmente llevándolas a cabo en temperaturas elevadas o introducir un catalizador en el sistema. El método dinámico se utilizó, en particular, en el análisis de las siguientes reacciones de gases:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)
2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)
2SO2 + O2 ⇄ 2SO
3H2 + N2 ⇄ 2NH
1.2 Métodos físicos
Estos métodos se basan principalmente en medir la presión o la densidad másica de la mezcla de reacción, aunque se pueden utilizar otras propiedades del sistema.
1.2.1 Medición de presión
Toda reacción que va acompañada de un cambio en el número de moles de reactivos gaseosos va acompañada de un cambio en la presión a volumen constante. Si los gases están cerca del ideal, entonces la presión es directamente proporcional a numero total moles de reactivos gaseosos.
Como ilustración, considere la siguiente reacción de gas, escrita sobre la base de una molécula del material de partida
Número de moles
en el momento inicial 0 0
en equilibrio
donde https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" width="245" height="25 src=">, (9)
donde https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width="20" height="21 src=">.gif" width="91" height="31">.
Hay relaciones entre estas presiones:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image022_24.gif" ancho="132" altura="52 src=">. (11)
https://pandia.ru/text/78/005/images/image024_21.gif" ancho="108" altura="52 src="> . (13)
La constante de equilibrio, expresada en escala p, tendrá la forma
. (14)
Por lo tanto, midiendo la presión de equilibrio, se puede determinar el grado de disociación usando la fórmula (13), y luego, usando la fórmula (14), también se puede calcular la constante de equilibrio.
1.2.2 Medición de la densidad de masa
Cada reacción, que va acompañada de un cambio en el número de moles de los participantes gaseosos en el proceso, se caracteriza por un cambio en la densidad de masa a presión constante.
Por ejemplo, para la reacción (8) es cierto
, (15)
donde https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19">- el volumen del sistema en equilibrio. Como regla general, en experimentos reales, no se mide el volumen, pero la densidad es la masa del sistema, que es inversamente proporcional al volumen..gif" width="37 height=21" height="21"> - la densidad de masa del sistema en el momento inicial y en el momento del equilibrio, respectivamente. Al medir la densidad de masa del sistema, podemos usar la fórmula (16) para calcular el grado de disociación y luego la constante de equilibrio.
1.2.3 Medición directa de presión parcial
La forma más directa de determinar la constante de equilibrio de una reacción química es medir las presiones parciales de cada participante en el proceso. En el caso general, este método es muy difícil de aplicar en la práctica, la mayoría de las veces se usa solo en el análisis de mezclas de gases que contienen hidrógeno. En este caso, se aprovecha la propiedad de los metales del grupo del platino de ser permeables al hidrógeno a altas temperaturas. La mezcla de gas precalentada se pasa a una temperatura constante a través de un cilindro 1, que contiene un depósito de iridio vacío 2 conectado a un manómetro 3 (Fig. 1). El hidrógeno es el único gas capaz de atravesar las paredes del tanque de iridio.
Por lo tanto, queda por medir la presión total de la mezcla de gases y la presión parcial de hidrógeno para calcular la constante de equilibrio de la reacción. Este método permitió a Lowenstein y Wartenberg (1906) estudiar la disociación del agua, HCl, HBr, HI y H2S, así como una reacción como:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" ancho="89 alto=23" alto="23">. (17)
1.2.4 Métodos ópticos
Existen métodos de equilibrio basados en mediciones de adsorción que son particularmente efectivos para gases coloreados. También es posible determinar la composición de una mezcla binaria de gases midiendo el índice de refracción (refractométricamente). Por ejemplo, Chadron (1921) estudió la reducción de óxidos metálicos con monóxido de carbono midiendo refractométricamente la composición de una mezcla gaseosa de óxido y dióxido de carbono.
1.2.5 Medición de la conductividad térmica
Este método se ha utilizado en el estudio de reacciones de disociación en fase gaseosa, por ejemplo
Supongamos que se coloca una mezcla de N2O4 y NO2 en un recipiente cuya pared derecha tiene una temperatura T2 y la izquierda T1, con T2>T1 (Fig. 2). La disociación del N2O4 será en mayor medida en la parte del recipiente que tenga mayor temperatura. En consecuencia, la concentración de NO2 en el lado derecho del vaso será mayor que en el izquierdo, y se observará difusión de moléculas de NO2 de derecha a izquierda y de N2O4 de izquierda a derecha. Sin embargo, al llegar al lado derecho del recipiente de reacción, las moléculas de N2O4 se disocian nuevamente con absorción de energía en forma de calor, y las moléculas de NO2, al llegar al lado izquierdo del recipiente, se dimerizan con liberación de energía en forma de calor. Es decir, hay una superposición de conductividad térmica ordinaria y conductividad térmica asociada con el curso de la reacción de disociación. Este problema se resuelve cuantitativamente y permite determinar la composición de la mezcla en equilibrio.
1.2.6 Medición de la fuerza electromotriz (EMF) de una celda galvánica
La medición de EMF de celdas galvánicas es simple y método exacto cálculo de funciones termodinámicas de reacciones químicas. Solo es necesario 1) componer tal celda galvánica de modo que la reacción final en ella coincida con la que se está estudiando, cuya constante de equilibrio debe determinarse; 2) medir la FEM de una celda galvánica en un proceso de equilibrio termodinámico. Para ello, es necesario que el proceso de generación de corriente correspondiente se realice de forma infinitamente lenta, es decir, que el elemento trabaje con una intensidad de corriente infinitamente pequeña, por lo que se utiliza el método de compensación para medir la FEM de una celda galvánica, el cual se basa en que la celda galvánica en estudio se enciende en serie contra una diferencia de potencial externa, y esta última se eligió de tal forma que no hubiera corriente en el circuito. El valor de EMF medido por el método de compensación corresponde al proceso de equilibrio termodinámico que ocurre en el elemento y trabajo útil proceso es máximo y es igual a la pérdida de la energía de Gibbs
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" ancho="181" altura="29 src="> (20)
para p, T=const, donde F– Número de Faraday = 96500 C/mol, norte es el múltiplo común más pequeño del número de electrones involucrados en las reacciones de los electrodos, eo- FEM estándar, V.
El valor de la constante de equilibrio se puede encontrar a partir de la relación (21)
(21)
2. EJEMPLO DE TRABAJO DE LABORATORIO PARA DETERMINAR EL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
En los talleres de química física, a menudo se encuentran trabajos de laboratorio relacionados con el estudio de la reacción de disociación de carbonatos metálicos. vamos a traer resumen trabajo parecido
objetivo del trabajo – determinación de la constante de equilibrio y cálculo de las principales magnitudes termodinámicas de la reacción de descomposición del carbonato.
Carbonato de calcio https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)
en este caso se forma monóxido de carbono gaseoso (IV), óxido de calcio sólido y queda una parte de carbonato de calcio no disociado.
La constante de equilibrio de la reacción (22) se escribe como:
, (23)
donde https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> en vista general o ; las actividades de las fases sólidas o líquidas puras son iguales a https://pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.
Si la presión se mide en atmósferas, entonces = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53"> . (24)
La presión de equilibrio del dióxido de carbono sobre el carbonato de calcio se denomina elasticidad de disociación del CaCO3.
Es decir, la constante de equilibrio de la reacción de disociación del carbonato de calcio será numéricamente igual a la elasticidad de disociación del carbonato, si ésta se expresa en atmósferas. Así, habiendo determinado experimentalmente la elasticidad de disociación del carbonato de calcio, es posible determinar el valor de la constante de equilibrio de esta reacción.
parte experimental
Se utiliza un método estático para determinar la elasticidad de disociación del carbonato de calcio. Su esencia radica en la medición directa a una temperatura dada de la presión. dióxido de carbono en instalación
Equipo. Los componentes principales de la instalación son: un recipiente de reacción (1) fabricado en material resistente al calor y colocado en un horno eléctrico (2); un manómetro de mercurio (3), conectado herméticamente al recipiente de reacción ya través de un grifo (4) a una bomba de vacío manual (5). La temperatura en el horno es mantenida por un regulador (6), la temperatura es controlada por un termopar (7) y un voltímetro (8). Una cierta cantidad de la sustancia en polvo investigada (9) (carbonatos metálicos) se coloca en el recipiente de reacción.
Orden de trabajo. Después de verificar la estanqueidad del sistema, encienda el horno y ajuste la temperatura inicial requerida del recipiente de reacción con la ayuda de un regulador. Registre las primeras lecturas del termopar y el manómetro. Después de eso, usando el regulador (6) aumente la temperatura en el horno de 10 a 20 grados, espere el establecimiento de un nuevo valor de temperatura constante y registre el valor de presión correspondiente a esta temperatura. Por lo tanto, al aumentar gradualmente la temperatura, se toman al menos 4-5 mediciones. Una vez finalizado el experimento, el horno se enfría y el sistema se conecta a la atmósfera a través de una válvula (4). Luego apague el horno y el voltímetro. Habiendo procesado los datos experimentales obtenidos, es posible calcular la constante de equilibrio de la reacción de disociación.
Fig. 3. Instalación para determinar la elasticidad de disociación
carbonatos metálicos.
3. DETERMINACIÓN DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO
SIN EXPERIMENTO
3.1 Cálculo de la constante de equilibrio de una reacción química a partir de
el valor de la función molar estándar de Gibbs de la reacción
Este método no implica experimentación en absoluto. Si se conocen la entalpía molar estándar y la entropía de la reacción a una temperatura dada, entonces, usando las ecuaciones correspondientes, es posible calcular la función molar de Gibbs estándar de la reacción en estudio a la temperatura deseada, y a través de ella el valor de la equilibrio constante.
Si se desconocen los valores de las entropías y entalpías molares estándar a una temperatura dada, entonces puede usar el método de Temkin y Schwartzman, es decir, por el valor de las entalpías y entropías molares estándar a una temperatura de 298 K y el valores de los coeficientes de dependencia de la temperatura de la capacidad calorífica molar de la reacción, calcule la energía de Gibbs molar estándar de la reacción para cualquier temperatura.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - coeficientes de referencia que no dependen de la naturaleza de la reacción y se determinan solo por valores de temperatura.
3.2 Método de combinación de equilibrios
Este método se utiliza en la termodinámica química práctica. Por ejemplo, experimentalmente a la misma temperatura, se encontraron las constantes de equilibrio de dos reacciones
1. CH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
La constante de equilibrio de la reacción de síntesis de metanol.
3..gif" ancho="31" altura="32"> y :
. (29)
3.3 Cálculo de la constante de equilibrio de una reacción química a una determinada temperatura utilizando valores conocidos constantes de equilibrio de la misma reacción a otras dos temperaturas
Este método de cálculo se basa en resolver la ecuación de la isobara de una reacción química (isobara de van't Hoff)
, (30)
donde https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32"> y se ve así:
. (31)
Usando esta ecuación, conociendo las constantes de equilibrio a dos temperaturas diferentes, se puede calcular la entalpía molar estándar de la reacción, y conociendo esta y la constante de equilibrio a una temperatura, se puede calcular la constante de equilibrio a cualquier otra temperatura.
4. EJEMPLOS DE RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS
Encuentre la constante de equilibrio para la síntesis de amoníaco y N2 + H2 ⇄ NH3 si la fracción molar de equilibrio de amoníaco es 0.4 a 1 atm y 600K. La mezcla inicial es estequiométrica, no hay producto en la mezcla inicial.
Dado: Reacción y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 moles; = 0 mol = 0.4 Hallar: - ?
Solución
De la condición del problema, conocemos la ecuación estequiométrica, así como el hecho de que en el momento inicial el número de moles de nitrógeno es igual al estequiométrico, es decir, 0,5 mol (https://pandia.ru /text/78/005/images/image069_3.gif " ancho="247" altura="57 src=">
Escribimos la reacción, debajo de los símbolos de los elementos indicamos los números iniciales y de equilibrio de moles de sustancias.
y N2 + H2 ⇄ NH3
0.5 - 0.5ξ 1.5 - 1.5 ξ ξ
El número total de moles de todos los participantes en la reacción en el sistema en el momento del equilibrio.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif" ancho="197" altura="56 src=">.gif" ancho="76" altura="48 src=">
https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif" ancho="120" alto="47">
= 3,42
La solución del problema directo del equilibrio químico es el cálculo de la composición de equilibrio del sistema en el que esta reacción(varias reacciones). Obviamente, la base de la solución es la ley del equilibrio químico. Sólo es necesario expresar todas las variables incluidas en esta ley a través de cualquiera: por ejemplo, a través de la profundidad de una reacción química, a través del grado de disociación, oa través de alguna fracción molar de equilibrio. Es mejor elegir qué variable conviene utilizar en función de las condiciones específicas del problema.
Tarea 2
Constante de equilibrio de la reacción del gas para la síntesis de yoduro de hidrógeno
H2 + I2 ⇄ 2HI a 600 K y la presión expresada en atmósferas es kr= 45,7. Encuentre la profundidad de equilibrio de esta reacción y el rendimiento de equilibrio del producto a una temperatura y presión dadas de 1 atm, si en el momento inicial las cantidades de las sustancias iniciales corresponden a las estequiométricas y no hay productos de reacción en el momento inicial.
Dado kr= 45.7. = 1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> mol. Encuentra: - ? - ?
Solución
Escribamos la reacción en sí, y bajo los símbolos de los elementos del número de moles de cada participante en el momento inicial y en el momento de equilibrio establecido por la fórmula (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Las fracciones molares de equilibrio y las presiones parciales de todos los participantes en la reacción, las expresamos a través de una sola variable: la profundidad de la reacción química.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width="144" height="47 src=">.
La ley de acción de masas o la ley del equilibrio químico
https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0.772.
Tarea 3
Su condición difiere del problema 2 solo en que las cantidades iniciales de moles de hidrógeno y yodo son 3 y 2 moles, respectivamente. Calcular la composición molar de la mezcla en equilibrio.
Dado: Reacción posible: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. kr = 45,7 .
3 moles; lunar; mol. Buscar: - ?.gif" ancho="32" altura="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
El número total de moles de todos los participantes en la reacción en el momento del equilibrio es
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Fracciones molares de equilibrio y presiones parciales de todos los participantes en la reacción, expresadas en términos de una sola variable: la profundidad de la reacción química.
La sustitución de las presiones parciales en la ley del equilibrio químico da:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> y calcule la constante de equilibrio, luego construya un gráfico y determine a partir de él la profundidad de reacción que corresponde al hallar el valor de la constante de equilibrio.
= 1,5 =
12
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" ancho="29" alto="29 src="> =29,7
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" ancho="29" alto="29 src="> = 54
https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" ancho="35 altura=25" altura="25">= 0,712
Para completar el trabajo, debe completar las siguientes tareas
Ejercicio 1
1. Describa un método para determinar experimentalmente la elasticidad del dióxido de carbono al estudiar la reacción de disociación СaCO3⇄CaO+CO2
(opciones 1 - 15, Tabla 3);
2. Escriba la ley del equilibrio químico para la reacción en estudio; determine los valores de las constantes de equilibrio de la reacción de disociación del carbonato de calcio según datos experimentales (Tabla 3) a diferentes temperaturas, tareas de la sección B (según la opción indicada) y tareas 1-3, p;
3. Escriba la expresión que define la constante de equilibrio y calcule teóricamente la constante de equilibrio de la reacción en estudio a la última temperatura indicada en la tabla.
Tarea 2
1. Prepare una respuesta a la pregunta 1 (opciones 1-15, Tabla 4)
2. Resuelve los problemas 2 y 3.
Datos de referencia necesarios para completar el trabajo
Cantidad para calcular el cambio molar estándar en la energía de Gibbs por el método de Temkin y Schwartzman
tabla 1
Datos termodinámicos para calcular la energía molar estándar de Gibbs
Tabla 2
Datos experimentales para la tarea 1
Tabla 3
Opción | Datos experimentales |
|||
t, oC | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg | ||||
pag, mmHg |
Condiciones de la tarea para completar la tarea 2
Tabla 4
1 opción | 1. Cuéntenos sobre los métodos químicos para determinar los valores de las constantes de equilibrio químico. 2. Hay una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación de un producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 0.5 A + 2B = C. En el tiempo inicial, no hay reacción producto en el sistema, y las sustancias de partida se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,4 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . A 1273 K y una presión total de 30 atm, la mezcla en equilibrio con la reacción supuesta CO2(g) + C(s) = 2CO(g) contiene 17% (en volumen) de CO2. ¿Qué porcentaje de CO2 estará contenido en el gas a una presión total de 20 atm?. ¿A qué presión el gas contendrá 25% de CO2? |
opcion 2 | 1 . Contar sobre método físico determinar el valor de la constante de equilibrio químico midiendo la presión. 2. Hay una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación de un producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 2A + B = C. En el tiempo inicial, no hay producto de reacción en el sistema, y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,5 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . A 2000 °C y una presión total de 1 atm, el 2% del agua se disocia en hidrógeno y oxígeno según la reacción H2O(g)= H2(g) + 0,5 O2(g). Calcule la constante de equilibrio de la reacción en estas condiciones. |
3 opción | 1 . Describa el método para determinar el valor de la constante de equilibrio midiendo la densidad. ¿A qué métodos se refiere este método? 2. Hay una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación de un producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica A + 2B = C. En el tiempo inicial, no hay producto de reacción en el sistema, y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,6 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . La constante de equilibrio de la reacción CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) a 500 °C es 5,5 ([p]=1 atm). Una mezcla compuesta por 1 mol de CO y 5 mol de H2O se calentó a esta temperatura. Calcule la fracción molar de agua en la mezcla de equilibrio. |
4 opción | 1 . Describir el método para determinar el valor de la constante de equilibrio por medio de medición directa presión parcial. 2. Hay una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación de un producto de reacción C, de acuerdo con la ecuación estequiométrica 0.5 A + B \u003d C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema, y las sustancias de partida se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,3 y la presión total es de 1,5 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 .La constante de equilibrio de la reacción N2O4 (g) \u003d 2NO2 (g) a 25 ° C es 0.143 ([p] \u003d 1 atm). Calcular la presión que se establecerá en un recipiente de 1 litro que contenga 1 g de N2O4 a esta temperatura. |
5 opción | 1 . ¿Cómo se puede determinar el valor de la constante de equilibrio de una reacción sin recurrir a la experimentación? 2. Hay una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación de un producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 0.5 A + 3B = C. En el tiempo inicial, no hay reacción producto en el sistema, y los materiales de partida se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,3 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . Un recipiente de 3 litros que contenía 1,79·10 -2 mol I2 se calentó a 973 K. La presión en el recipiente en equilibrio resultó ser de 0,49 atm. Suponiendo gases ideales, calcule la constante de equilibrio a 973 K para la reacción I2(r) = 2I(r). |
6 opción | 1. Usar la ecuación isobara de reacción para determinar el valor de la constante de equilibrio químico a una temperatura no explorada previamente. 2. Hay una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación de un producto de reacción C, de acuerdo con la ecuación estequiométrica 3A + B = C. En el tiempo inicial, no hay producto de reacción en el sistema, y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,4 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . Para la reacción PCl5(g) =PCl3(g) +Cl2(g) a 250 °C, el cambio molar estándar en la energía de Gibbs = - 2508 J/mol. ¿A qué presión total el grado de conversión de PCl5 en PCl3 y Cl2 será del 30% a 250 °C? |
7 opción | 1. El sistema en el que tiene lugar la reacción endotérmica en fase gaseosa A + 3B = 2C está en equilibrio a 400 K y 5 atm. Si los gases son ideales, ¿cómo se verá afectado el rendimiento del producto por la adición de un gas inerte a volumen constante? 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 2A + B = 2C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,3 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . Para la reacción 2HI(g) = H2 + I2(g), la constante de equilibrio es Kp\u003d 0.0183 ([p] \u003d 1 atm) a 698.6 K. ¿Cuántos gramos de HI se forman cuando 10 g de I2 y 0.2 g de H2 se calientan a esta temperatura en un recipiente de tres litros? ¿Cuáles son las presiones parciales de H2, I2 y HI? |
8 opción | 1. El sistema en el que tiene lugar la reacción endotérmica en fase gaseosa A + 3B = 2C está en equilibrio a 400 K y 5 atm. Si los gases son ideales, ¿cómo se verá afectado el rendimiento del producto al aumentar la temperatura? 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 0.5A + 2B = 2C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,3 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . Un recipiente de 1 litro que contenía 0,341 mol de PCl5 y 0,233 mol de N2 se calentó a 250°C. La presión total en el recipiente en equilibrio resultó ser 29,33 atm. Considerando que todos los gases son ideales, calcule la constante de equilibrio a 250 °C para la reacción PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) que tiene lugar en el recipiente. |
9 opción | 1 . El sistema en el que procede la reacción endotérmica en fase gaseosa A+3B=2C está en equilibrio a 400 K y 5 atm. Si los gases son ideales, ¿cómo afectará el aumento de presión al rendimiento del producto? 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 0.5A + B = 2C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,5 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . La constante de equilibrio de la reacción CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) a 500 K es kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Calcule la presión total requerida para producir metanol con un rendimiento del 90 % si se toman CO y H2 en una proporción de 1:2. |
10 opción | 1. Describa el método para determinar las constantes de equilibrio midiendo la presión parcial. 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 0.5A + 1.5B = 2C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,4 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . El equilibrio en la reacción 2NOCl (g)=2NO(g)+Cl2(g) se establece a 227°C y una presión total de 1,0 bar, cuando la presión parcial de NOCl es de 0,64 bar (inicialmente solo estaba presente NOCl). Calcular esta reacción a la temperatura dada. |
11 opción | 1 . Describir los métodos químicos para determinar las constantes de equilibrio. 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 2A + 0.5B = 2C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,2 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . Calcule la presión total que debe aplicarse a una mezcla de 3 partes de H2 y 1 parte de N2 para obtener una mezcla en equilibrio que contenga 10% en volumen de NH3 a 400 °C. Constante de equilibrio para la reacción N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) a 400°C y la expresión de la presión en atm es 1.6 10-4. |
12 opción | 1 . El sistema en el que procede la reacción endotérmica en fase gaseosa A+3B=2C está en equilibrio a 400 K y 5 atm. Si los gases son ideales, ¿cómo se verá afectado el rendimiento del producto por una disminución de la presión? 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 2A + B = 0,5C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,4 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . A 250 °C y una presión total de 1 atm, el PCl5 se disocia en un 80 % según la reacción PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). ¿Cuál será el grado de disociación de PCl5 si se agrega nitrógeno al sistema de modo que la presión parcial de nitrógeno sea de 0,9 atm? La presión total se mantiene a 1 atm. |
13 opción | 1 . Sistema en el que se produce una reacción exotérmica. CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) está en equilibrio a 500 K y 10 bar. Si los gases son ideales, ¿cómo se verá afectada la producción de metanol por una disminución de la presión? 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 1.5A + 3B = 2C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,5 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3 . La constante de equilibrio de la reacción CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) a 500 K es 6,09 × 10 5 ([p] = 1 atm). La mezcla de reacción, que consta de 1 mol de CO, 2 mol de H2 y 1 mol de gas inerte (nitrógeno) se calientan a 500 K y una presión total de 100 atm. Calcular la composición de la mezcla de reacción. |
14 opción | 1 . Describir un método para determinar las constantes de equilibrio a partir de datos electroquímicos. 2. Hay una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación de un producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 2A + 0.5B = C. En el tiempo inicial, no hay reacción producto en el sistema, y las sustancias de partida se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,4 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3. Para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) \u003d 2NH3 (g) a 298 K, la constante de equilibrio cuando se expresa en presión atm es 6.0 × 10 5, y la entalpía molar estándar de formación de amoníaco es = - 46.1 kJ / mol Encuentre el valor de la constante de equilibrio a 500 K. |
15 opción | 1 . El sistema con la reacción exotérmica CO(g) + 2H2 = СH3OH(g) está en equilibrio a 500 K y 10 bar. Si los gases son ideales, ¿cómo se verá afectada la producción de metanol al bajar la temperatura? 2. Existe una mezcla de sustancias gaseosas A y B, que pueden entrar en una reacción química con la formación del producto de reacción C, según la ecuación estequiométrica 2A + B = 1.5C. En el momento inicial, no hay producto de reacción en el sistema y las sustancias iniciales se toman en cantidades estequiométricas. Una vez establecido el equilibrio, la mezcla en equilibrio contiene un número de moles de producto C igual a 0,5 y la presión total es de 2 atm. Encuentre la constante de equilibrio en la escala p. 3. La constante de equilibrio de la reacción N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) a 400 °C y expresada en atm es 1.6 10-4. ¿Qué presión total debe aplicarse a una mezcla equimolar de nitrógeno e hidrógeno para convertir el 10% del nitrógeno en amoníaco? Se supone que los gases son ideales. |
en un informe sobre trabajo de laboratorio parece adecuado incluir los siguientes apartados: introducción, parte 1, parte 2, conclusiones.
1. Introducción se puede resumir información teórica sobre una de las siguientes cuestiones: ya sea sobre la ley de acción de masas, la historia de su descubrimiento y sus autores; o sobre los conceptos básicos y relaciones definitorias del apartado "Equilibrio Químico"; o derivar la ley del equilibrio químico en su formulación moderna; o hablar de los factores que afectan el valor de la constante de equilibrio, etc.
La sección "Introducción" debe terminar con una declaración de los objetivos del trabajo.
Parte 1 necesario
2.1. Dé un diagrama de la instalación para determinar la elasticidad de disociación de carbonatos metálicos y describa el curso del experimento.
2.2 . Dé los resultados del cálculo de la constante de equilibrio de acuerdo con los datos experimentales.
2.3. Dar el cálculo de la constante de equilibrio según los datos termodinámicos.
Parte 2 necesario
3.1 . Dé una respuesta justificada completa a la pregunta 1 de la tarea 2.
3.2 . Dé la solución de las tareas 2 y 3 de la tarea 2. La condición de las tareas debe escribirse en notación simbólica.
En las conclusiones es recomendable reflejar el cumplimiento de las metas planteadas en el trabajo, así como comparar los valores de la constante de equilibrio calculada en 2.2 y 2.3.
lista bibliografica
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2. Prigozhin I., Kondepudi D. Termodinámica moderna. Desde motores térmicos hasta estructuras disipativas. M.: Mir, 20s.
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4. Breve libro de consulta de magnitudes físicas y químicas / Ed. Y. L.: Química, años 20.
5. Tareas en química física: libro de texto. asignación para universidades /, etc. M .: Examen, 20s.
diseño de la computadora
Dado que todas las reacciones químicas son reversibles, para la reacción inversa (en relación con la reacción en la que las moléculas A reaccionan con las moléculas B)
la expresión correspondiente para la velocidad de reacción será
La reversibilidad se indica mediante flechas dobles:
Esta expresión debe leerse: las moléculas A y las moléculas B están en equilibrio con El signo de proporcionalidad puede sustituirse por un signo igual si introducimos el coeficiente de proporcionalidad k, característico de la reacción considerada. En general
las expresiones para la velocidad de la reacción directa (Velocidad) y la reacción inversa (Velocidad) toman la forma
Cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, se dice que el sistema está en equilibrio:
La razón se llama constante de equilibrio Debes recordar las siguientes propiedades de un sistema en equilibrio
1. La constante de equilibrio es igual a la relación de las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa,
2. En equilibrio, las velocidades de las reacciones directa e inversa (pero no sus constantes) son iguales.
3. El saldo es estado dinámico. Aunque no se produce el cambio total en la concentración de reactivos y productos en equilibrio. A y B se transforman constantemente y viceversa.
4. Si se conocen las concentraciones de equilibrio A, B y se puede encontrar el valor numérico de la constante de equilibrio.
Relación entre la constante de equilibrio y el cambio en la energía libre estándar de una reacción
La constante de equilibrio está relacionada con la relación
Aquí está la constante de los gases, T es la temperatura absoluta. Como se conocen sus valores, conociendo el valor numérico se puede encontrar, si la constante de equilibrio es mayor a uno, la reacción procede espontáneamente, es decir, en el sentido que está escrito (de izquierda a derecha). Si la constante de equilibrio es menor que la unidad, la reacción inversa ocurre espontáneamente. Tenga en cuenta, sin embargo, que la constante de equilibrio indica la dirección en la que la reacción puede proceder espontáneamente, pero no nos permite juzgar si la reacción procederá rápidamente. En otras palabras, no dice nada sobre la altura de la barrera de energía de la reacción (ver arriba). Esto se sigue del hecho de que determina solo A (7°. Las velocidades de reacción dependen de la altura de la barrera de energía, pero no de la magnitud
La mayoría de los factores que afectan las velocidades de las reacciones enzimáticas ejercen su efecto cambiando las concentraciones locales de los reactivos.
Constante de equilibrio químico
Todas las reacciones químicas se pueden dividir en 2 grupos: reacciones irreversibles, es decir, reacciones que proceden hasta el consumo completo de una de las sustancias reaccionantes, y reacciones reversibles en las que ninguna de las sustancias reaccionantes se consume por completo. Esto se debe al hecho de que una reacción irreversible procede en una sola dirección. Una reacción reversible puede proceder tanto en la dirección directa como en la inversa. Por ejemplo, la reacción
Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2
fluye hasta la completa desaparición del ácido sulfúrico o del zinc y no fluye en dirección opuesta: zinc metálico y ácido sulfúrico no se puede obtener pasando hidrógeno a solución de agua sulfato de cinc. Por lo tanto, esta reacción es irreversible.
Un ejemplo clásico de una reacción reversible es la síntesis de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.
Estoy gordo alta temperatura mezcle 1 mol de nitrógeno y 3 mol de hidrógeno, luego, incluso después de un tiempo de reacción suficientemente largo, no solo el producto de reacción (NH 3), sino también los materiales de partida sin reaccionar (N 2 y H 2) estarán presentes en el reactor. Si, en las mismas condiciones, no se introduce una mezcla de nitrógeno e hidrógeno, sino amoníaco puro en el reactor, luego de un tiempo resultará que parte del amoníaco se ha descompuesto en nitrógeno e hidrógeno, es decir. la reacción procede en la dirección opuesta.
Para comprender la naturaleza del equilibrio químico, es necesario considerar la cuestión de las velocidades de las reacciones directa e inversa. La velocidad de una reacción química se entiende como el cambio en la concentración de la sustancia de partida o producto de reacción por unidad de tiempo. Cuando se estudian cuestiones de equilibrio químico, las concentraciones de las sustancias se expresan en mol/l; estas concentraciones indican cuántos moles de un reactivo dado están contenidos en 1 litro del recipiente. Por ejemplo, la afirmación “la concentración de amoníaco es de 3 mol/l” significa que cada litro del volumen considerado contiene 3 mol de amoníaco.
reacciones químicas se llevan a cabo como resultado de colisiones entre moléculas, por lo tanto, que más moléculas es por unidad de volumen, más colisiones ocurren entre ellos y mayor es la velocidad de reacción. Por lo tanto, cuanto mayor sea la concentración de los reactivos, mayor será la velocidad de la reacción.
no se observa equilibrio en el sistema
no hay cambios visibles.
Así, por ejemplo, las concentraciones de todas las sustancias pueden permanecer sin cambios durante un tiempo arbitrariamente largo si no se ejerce ninguna influencia externa sobre el sistema. Esta constancia de concentraciones en un sistema en estado de equilibrio químico no significa en absoluto la ausencia de interacción y se explica por el hecho de que las reacciones directa e inversa transcurren a la misma velocidad. Este estado también se llama equilibrio químico verdadero. Así, el verdadero equilibrio químico es el equilibrio dinámico.
El falso equilibrio debe distinguirse del verdadero equilibrio. La constancia de los parámetros del sistema (concentraciones de sustancias, presión, temperatura) es un signo necesario pero no suficiente del verdadero equilibrio químico. Esto se puede ilustrar con el siguiente ejemplo. La interacción de nitrógeno e hidrógeno con la formación de amoníaco, así como la descomposición del amoníaco, se produce a un ritmo notable a alta temperatura (alrededor de 500 ° C). Si se mezclan hidrógeno, nitrógeno y amoníaco a temperatura ambiente en cualquier proporción, entonces la reacción N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3
no tendrá fugas y todos los parámetros del sistema permanecerán constantes. Sin embargo, en este caso el equilibrio es falso, no verdadero, porque no es dinámico; falta en el sistema interacción química: La velocidad de las reacciones directa e inversa es cero.
En la presentación posterior del material, el término "equilibrio químico" se utilizará en relación con el verdadero equilibrio químico.
Característica cuantitativa sistemas en un estado de equilibrio químico es constante de equilibrio K .
Para el caso general de una reacción reversible a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...
La constante de equilibrio se expresa mediante la siguiente fórmula:
En la fórmula 5.1 C(A), C(B), C(P) C(Q) son las concentraciones de equilibrio (mol/l) de todas las sustancias que participan en la reacción, es decir concentraciones que se establecen en el sistema en el momento del equilibrio químico; a, b, p, q son coeficientes estequiométricos en la ecuación de reacción.
La expresión de la constante de equilibrio para la reacción de síntesis de amoníaco N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 es la siguiente: . (5.2)
Por tanto, el valor numérico de la constante de equilibrio químico es igual a la relación entre el producto de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción y el producto de las concentraciones de equilibrio de las sustancias iniciales, y la concentración de cada sustancia debe elevarse a una potencia igual al coeficiente estequiométrico en la ecuación de reacción.
Es importante entender que la constante de equilibrio se expresa en términos de concentraciones de equilibrio, pero no depende de ellas ; por el contrario, la relación de las concentraciones de equilibrio de las sustancias que participan en la reacción será tal que corresponda a la constante de equilibrio. La constante de equilibrio depende de la naturaleza de las sustancias que reaccionan y de la temperatura y es un valor constante (a una temperatura constante) .
Si K >> 1, entonces el numerador de la fracción de la expresión de la constante de equilibrio es muchas veces mayor que el denominador, por lo tanto, en el momento del equilibrio, los productos de reacción predominan en el sistema, es decir la reacción procede en gran medida en la dirección de avance.
si k<< 1, то знаменатель во много раз превышает числитель, следовательно, в момент равновесия в системе преобладают исходные вещества, т.е. реакция лишь в незначительной степени протекает в прямом направлении.
Si K ≈ 1, entonces las concentraciones de equilibrio de las sustancias iniciales y los productos de reacción son comparables; la reacción procede en gran medida tanto en la dirección directa como en la inversa.
Debe tenerse en cuenta que la expresión de la constante de equilibrio incluye las concentraciones de solo aquellas sustancias que se encuentran en fase gaseosa o en estado disuelto (si la reacción transcurre en solución). Si una sustancia sólida está involucrada en la reacción, entonces la interacción ocurre en su superficie, por lo que se supone que la concentración de la sustancia sólida es constante y no se escribe en la expresión de la constante de equilibrio.
CO 2 (gas) + C (sólido) ⇆ 2 CO (gas)
CaCO 3 (sólido) ⇆ CaO (sólido) + CO 2 (gas) K = C (CO 2)
Ca 3 (PO 4) 2 (sólido) ⇆ 3Ca 2+ (solución) + 2PO 4 3– (solución) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)
