U nekim slučajevima potrebno je znati ne samo smjer redoks reakcije, već i koliko se potpuno odvija. Tako, na primjer, u kvantitativna analiza možete se osloniti samo na one reakcije koje se praktički odvijaju 100% (ili su blizu toga).

Stupanj do kojeg se reakcija odvija slijeva nadesno određen je konstantom ravnoteže. Za reakciju

Prema zakonu djelovanja mase, možemo napisati:

gdje je K konstanta ravnoteže, koja pokazuje kakav je odnos između koncentracija iona i u ravnoteži.

Konstanta ravnoteže određena je na sljedeći način. U jednadžbi (3) (str. 152) zamijenite vrijednosti normalnih potencijala parova i pronađite:

U ravnoteži = ili

Konstanta ravnoteže pokazuje da cink istiskuje ione bakra iz otopine sve dok koncentracija iona u otopini ne postane jedanput manja od koncentracije iona. To znači da je dotična reakcija gotovo završena.

Ako je npr. koncentracija na početku reakcije 0,1 m, onda će u ravnoteži biti 0,1 - x dok će koncentracija biti x.

Rješavajući jednadžbu, koncentracija u ravnoteži je vrlo blizu 0,1 m.

Međutim, ako bismo mogli promijeniti omjer međudjelovajućih komponenti tako da postane , tj. ili bi tada reakcija išla s desna na lijevo (tj. u suprotnom smjeru).

Konstanta ravnoteže za bilo koji redoks proces može se izračunati ako su poznati redoks potencijali pojedinih reakcija.

Konstanta ravnoteže povezana je s redoks potencijalima općom formulom:

gdje je K konstanta ravnoteže reakcije; i normalni potencijali (oksidator i reduktor); n je naboj iona (broj elektrona koje preda redukcijsko sredstvo i prihvati oksidacijsko sredstvo).

Iz formule (4) nalazimo konstantu ravnoteže:

Poznavajući konstantu ravnoteže, moguće je, bez pribjegavanja eksperimentalnim podacima, izračunati koliko se reakcija odvija.

Tako npr. u reakciji

za par = -0,126 V, za par = -0,136 V.

Zamjenom ovih podataka u jednadžbu (4), nalazimo:

Broj 2,21 znači da se ravnoteža u reakciji koja se razmatra javlja kada koncentracija iona postane 2,21 puta manja od koncentracije iona.

Koncentracija iona u ravnoteži je 2,21 puta veća od koncentracije iona. Prema tome, na svakih 2,21 grama iona dolazi 1 gram iona. Ukupno, otopina sadrži 3,21 grama iona (2,21 + 1). Dakle, na svakih 3,21 grama iona u otopini dolazi 2,21 grama iona, a na 100 dijelova bit će x dijelova.

Stoga, ovu reakciju teče reverzibilno. Izračunajmo konstantu ravnoteže za reakciju:

Potencijal za par = 1,51 V, potencijal za par = 0,77 V. Zamjenom ovih potencijalnih vrijednosti u jednadžbu (4), nalazimo:

Ova konstanta pokazuje da do ravnoteže dolazi kada umnožak koncentracija iona u brojniku (nastalih tijekom reakcije) postane nekoliko puta veći od umnoška koncentracija iona nazivnika (reagirajućih).

Jasno je da se ova reakcija odvija gotovo nepovratno (tj. 100% s lijeva na desno).

Za reakciju

Izračun (sličan gornjem) pokazuje da se ova reakcija događa pri .

Ravnoteža se mijenja ovisno o uvjetima reakcije.

Reakcija medija ima izuzetan utjecaj na vrijednost konstante. Na primjer, reakcija redukcije arsenske kiseline ionom joda u kiselom mediju odvija se prema jednadžbi:

Potencijal redukcije arsenske kiseline u alkalna sredina znatno manje. Stoga se u alkalnoj sredini odvija obrnuti proces:

U neutralnom okruženju, oba procesa mogu se predstaviti na sljedeći način:

međutim, oni to neće učiniti.

Proces prema prvoj jednadžbi neće funkcionirati, jer je povezan s nakupljanjem iona, koji usmjeravaju proces u obrnuta strana; tek kad se stvori kiseli okoliš koji neutralizira hidroksidne ione, kretat će se slijeva nadesno.

Prema drugoj jednadžbi, proces neće funkcionirati, jer je povezan s nakupljanjem iona, koji se moraju neutralizirati lužinom ako se reakcija želi odvijati slijeva nadesno.

postoji sljedeće pravilo stvoriti reakcijsko okruženje potrebno za optimalan tijek procesa:

Ako se vodikovi ili hidroksidni ioni nakupljaju kao rezultat redoks reakcije, tada je za željeni tijek procesa potrebno stvoriti okolinu koja ima suprotna svojstva: u slučaju nakupljanja iona okolina mora biti alkalna, ali u slučaju nakupljanja iona okolina mora biti kisela.

Za reakciju morate uzeti komponente koje zahtijevaju isto okruženje (kiselo ili alkalno). Ako je u reakciji jedna tvar redukcijsko sredstvo u kiseloj sredini, a druga je oksidacijsko sredstvo u alkalnoj sredini, tada se proces može inhibirati; u ovom slučaju proces će se završiti samo uz veliku razliku potencijala, tj. uz visoku konstantu reakcije.

Konstanta ravnoteže omogućuje predviđanje mogućnosti oksidacije, na primjer, dušičnom kiselinom.

Nađimo konstantu ravnoteže za reakciju otapanja u . dobro se otapa u razrijeđenom . Konstanta ravnoteže za reakciju:

može se izračunati iz jednadžbe:

Tako mala vrijednost konstante ukazuje da je ravnoteža ove reakcije gotovo potpuno pomaknuta s desna na lijevo, tj. živin sulfid je, za razliku od bakrenog sulfida, praktički netopljiv u razrijeđenoj otopini.

Kemijska ravnoteža je stanje reverzibilne kemijske reakcije.

aA+ b B= c C+ d D,

kod kojih nema promjena koncentracija reaktanata u reakcijskoj smjesi tijekom vremena. Karakterizira se stanje kemijske ravnoteže konstantno kemijska ravnoteža :

Gdje C i– koncentracija komponenti u ravnoteža savršena mješavina.

Konstanta ravnoteže također se može izraziti u obliku ravnotežnih molnih udjela X i komponente:

Za reakcije koje se odvijaju u plinovitoj fazi, prikladno je izraziti konstantu ravnoteže u smislu ravnotežnih parcijalnih tlakova P i komponente:

Za idealne plinove P i = C i RT I P i = X i P, Gdje P je ukupni pritisak, dakle KP, K C I K X povezani su sljedećim odnosom:

K P = K C (RT) c+d–a–b = K X P c+d–a–b. (9.4)

Konstanta ravnoteže povezana je s rG o kemijska reakcija:

(9.5)

(9.6)

Promijeniti rG ili r F u kemijskoj reakciji pri zadanim (ne nužno ravnotežnim) parcijalnim tlakovima P i odnosno koncentracije C i komponente se mogu izračunati pomoću jednadžbe izoterme kemijske reakcije (van't Hoffove izoterme):

. (9.7)

. (9.8)

Prema Le Chatelierov princip, ako se vanjski utjecaj izvrši na sustav koji je u ravnoteži, tada će se ravnoteža pomaknuti tako da se smanji učinak vanjskog utjecaja. Dakle, povećanje tlaka pomiče ravnotežu prema smanjenju broja molekula plina. Dodavanje bilo koje reakcijske komponente u ravnotežnu smjesu pomiče ravnotežu prema smanjenju količine te komponente. Povećanje (ili smanjenje) temperature pomiče ravnotežu prema reakciji koja se događa s apsorpcijom (oslobađanjem) topline.

Kvantitativna ovisnost konstante ravnoteže o temperaturi opisana je jednadžbom izobare kemijske reakcije (van't Hoffove izobare)

(9.9)

I izohore kemijske reakcije (van't Hoffove izohore)

. (9.10)

Integriranje jednadžbe (9.9) pod pretpostavkom da r H reakcija ne ovisi o temperaturi (što vrijedi u uskim temperaturnim područjima), daje:

(9.11)

(9.12)

Gdje C – integracijska konstanta. Dakle, ovisnost ln K P od 1 /T mora biti linearan, a nagib ravne linije je – r H/R.

Integracija unutar K 1 , K 2, i T 1, T 2 daje:

(9.13)

(9.14)

Pomoću ove jednadžbe, poznavajući konstante ravnoteže na dvije različite temperature, možemo izračunati r H reakcije. Prema tome, znajući r H reakciju i konstantu ravnoteže na jednoj temperaturi, možete izračunati konstantu ravnoteže na drugoj temperaturi.

PRIMJERI

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH (g)

na 500 K. f G o za CO(g) i CH 3 OH(g) pri 500 K jednaki su –155,41 kJ. mol –1 i –134,20 kJ. mol –1 odnosno.

Riješenje. idi o reakcije:

r G o= f G o(CH3OH) – f G o(CO) = –134,20 – (–155,41) = 21,21 kJ. mol –1 .

= 6.09 10 –3 .

Primjer 9-2. Konstanta ravnoteže reakcije

jednak K P = 1,64 10 –4 pri 400 o C. Koliki ukupni tlak treba primijeniti na ekvimolarnu smjesu N 2 i H 2 da 10% N 2 prijeđe u NH 3? Plinovi se smatraju idealnima.

Riješenje. Neka mol N 2 reagira. Zatim

	N 2 (g)	+	3H 2 (g)	=	2NH3 (g)
Izvorna količina	1		1
Ravnotežna količina	1–		1–3		2 (Ukupno: 2–2)
Ravnotežni molni udio:

Stoga, K X = I K P = K X . P –2 = .

Zamjenom = 0,1 u dobivenu formulu, imamo

1.64 10 –4 =, gdje P= 51,2 atm.

Primjer 9-3. Konstanta ravnoteže reakcije

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH (g)

na 500 K jednako je K P = 6,09 · 10 –3. Reakcijska smjesa koja se sastoji od 1 mol CO, 2 mol H 2 i 1 mol inertnog plina (N 2) zagrijava se do 500 K i ukupnog tlaka od 100 atm. Izračunajte sastav ravnotežne smjese.

Riješenje. Neka mol CO reagira. Zatim

	CO(g)	+	2H 2 (g)	=	CH3OH (g)
Izvorna količina:	1		2		0
Ravnotežna količina:	1–		2–2
Ukupno u ravnotežnoj smjesi:	3–2 mol komponente + 1 mol N 2 = 4–2 mol
Ravnotežni molni udio

Stoga, K X = I K P = K X . P–2 = .

Dakle, 6,09 10 –3 = .

Rješavanjem ove jednadžbe dobivamo = 0,732. Prema tome, molni udjeli tvari u ravnotežnoj smjesi jednaki su: = 0,288, = 0,106, = 0,212 i = 0,394.

Primjer 9-4. Za reakciju

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)

na 298 K K P = 6,0 10 5, a f H o(NH 3) = –46,1 kJ. mol –1 . Procijenite vrijednost konstante ravnoteže pri 500 K.

Riješenje. Standardna molarna entalpija reakcije je

r H o= 2f H o(NH 3) = –92,2 kJ. mol –1 .

Prema jednadžbi (9.14), =

Ln (6,0 10 5) + = –1,73, odakle K 2 = 0.18.

Imajte na umu da konstanta ravnoteže egzotermne reakcije opada s porastom temperature, što odgovara Le Chatelierovom principu.

ZADACI

Pri 1273 K i ukupnom tlaku od 30 atm u ravnotežnoj smjesi

CO 2 (g) + C(tv) = 2CO(g)

sadrži 17% (volumenski) CO 2 . Koliki će postotak CO 2 biti sadržan u plinu pri ukupnom tlaku od 20 atm? Pri kojem će tlaku plin sadržavati 25% CO 2?

Pri 2000 o C i ukupnom tlaku od 1 atm, 2% vode disocira na vodik i kisik. Izračunajte konstantu ravnoteže reakcije

H2O (g) = H2 (g) + 1/2O2 (g) pod ovim uvjetima.

Konstanta ravnoteže reakcije

CO(g) + H 2 O (g) = CO 2 (g) + H 2 (g)

na 500 o C jednaka je K str= 5,5. Smjesa koja se sastoji od 1 mol CO i 5 mol H 2 O zagrijana je na tu temperaturu. Izračunajte molni udio H 2 O u ravnotežnoj smjesi.

Konstanta ravnoteže reakcije

N 2 O 4 (g) = 2NO 2 (g)

na 25 o C jednaka je K str= 0,143. Izračunajte tlak koji će se uspostaviti u posudi obujma 1 litre u koju je pri toj temperaturi stavljeno 1 g N 2 O 4 .

Posuda od 3 litre koja sadrži 1,79 10 –2 mol I 2 zagrijana je na 973 K. Pokazalo se da je tlak u posudi u ravnoteži 0,49 atm. Pretpostavljajući da su plinovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže pri 973 K za reakciju

I 2 (g) = 2I (g).

Za reakciju

na 250 o C rG o = –2508 J mol –1. Pri kojem će ukupnom tlaku stupanj pretvorbe PCl 5 u PCl 3 i Cl 2 pri 250 o C biti 30%?

Za reakciju

2HI(g) = H 2 (g) + I 2 (g)

konstanta ravnoteže K P = 1,83 10 –2 pri 698,6 K. Koliko grama HI nastaje kada se 10 g I 2 i 0,2 g H 2 zagrije na tu temperaturu u posudi od tri litre? Koliki su parcijalni tlakovi H 2, I 2 i HI?

Posuda od 1 litre koja sadrži 0,341 mol PCl 5 i 0,233 mol N 2 zagrijana je na 250 o C. Ukupni tlak u posudi u ravnoteži iznosi 29,33 atm. Pod pretpostavkom da su svi plinovi idealni, izračunajte konstantu ravnoteže na 250 o C za reakciju koja se odvija u posudi

PCl 5 (g) = PCl 3 (g) + Cl 2 (g)

Konstanta ravnoteže reakcije

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH (g)

na 500 K jednako je K P = 6,09 · 10 –3. Izračunajte ukupni tlak potreban za proizvodnju metanola u prinosu od 90 % ako se CO i H2 uzmu u omjeru 1:2.

Na 25 o C f G o(NH 3) = –16,5 kJ. mol –1 . Izračunati rG reakcije stvaranja NH3 pri parcijalnim tlakovima N2, H2 i NH3 jednakim 3 atm, 1 atm i 4 atm, redom. U kojem smjeru će se reakcija odvijati spontano u tim uvjetima?
Egzotermna reakcija

CO(g) + 2H 2 (g) = CH 3 OH (g)

je u ravnoteži na 500 K i 10 bara. Ako su plinovi idealni kako će sljedeći faktori utjecati na prinos metanola: a) povećanje T; b) promicanje P; c) dodavanje inertnog plina pri V= konst; d) dodavanje inertnog plina pri P= konst; e) dodavanjem H2 at P= konst?

Konstanta ravnoteže reakcije plinske faze izomerizacije borneola (C 10 H 17 OH) u izoborneol je 0,106 pri 503 K. Mješavina 7,5 g borneola i 14,0 g izoborneola stavljena je u posudu od 5 litara i držana na 503 K dok se ne postigne ravnoteža. Izračunajte molne udjele i mase borneola i izoborneola u ravnotežnoj smjesi.
Ravnoteža u reakciji

2NOCl(g) = 2NO(g) + Cl 2 (g)

podešen na 227 o C i ukupni tlak od 1,0 bar kada je parcijalni tlak NOCl 0,64 bara (u početku je bio prisutan samo NOCl). Izračunati r G o za reakciju. Pri kojem ukupnom tlaku će parcijalni tlak Cl 2 biti jednak 0,10 bara?

Izračunajte ukupni tlak koji se mora primijeniti na smjesu od 3 dijela H 2 i 1 dijela N 2 da bi se dobila ravnotežna smjesa koja sadrži 10 % volumena NH 3 pri 400 o C. Konstanta ravnoteže za reakciju

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g)

na 400 o C jednaka je K = 1.60 10 –4 .

Pri 250 o C i ukupnom tlaku od 1 atm, PCl 5 disocira 80% reakcijom

PCl5 (g) = PCl3 (g) + Cl2 (g).

Koliki će biti stupanj disocijacije PCl 5 ako se u sustav doda N 2 tako da parcijalni tlak dušika bude 0,9 atm? Ukupni tlak se održava na 1 atm.

Na 2000 o C za reakciju

N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g)

K p = 2,5 10 –3 . Ravnotežna smjesa N 2, O 2, NO i inertnog plina pri ukupnom tlaku od 1 bara sadrži 80% (po volumenu) N 2 i 16% O 2. Koliki je postotak volumena NO? Koliki je parcijalni tlak inertnog plina?

Izračunajte standardnu entalpiju reakcije za koju je konstanta ravnoteže
a) povećava se 2 puta, b) smanjuje se 2 puta kada se temperatura promijeni s 298 K na 308 K.
Ovisnost konstante ravnoteže reakcije 2C 3 H 6 (g) = C 2 H 4 (g) + C 4 H 8 (g) o temperaturi između 300 K i 600 K opisana je jednadžbom

ul K = –1.04 –1088 /T +1.51 10 5 /T 2 .

Kako su sve kemijske reakcije reverzibilne, za obrnutu reakciju (u odnosu na onu kada molekule A reagiraju s molekulama B)

odgovarajući izraz za brzinu reakcije bit će

Reverzibilnost je označena dvostrukim strelicama:

Ovaj izraz treba glasiti: molekule A i molekule B su u ravnoteži s. Znak proporcionalnosti možemo zamijeniti znakom jednakosti ako uvedemo koeficijent proporcionalnosti k, karakterističan za reakciju koja se razmatra. Općenito

izrazi za brzinu reakcije naprijed (Speed) i povratne reakcije (Speed) imaju oblik

Kada su brzine prednje i obrnute reakcije jednake, kaže se da je sustav u ravnoteži:

Omjer se naziva konstanta ravnoteže Upamtite sljedeća svojstva sustava u ravnoteži

1. Konstanta ravnoteže jednaka je omjeru konstanti brzine prednje i obrnute reakcije,

2. U ravnoteži, brzine prednje i obrnute reakcije (ali ne i njihove konstante) su jednake.

3. Ravnoteža je dinamično stanje. Iako nema ukupne promjene u koncentraciji reaktanata i produkata u ravnoteži. A i B se stalno pretvaraju u i obrnuto.

4. Ako su poznate ravnotežne koncentracije A i B i može se pronaći brojčana vrijednost konstante ravnoteže.

Odnos između konstante ravnoteže i promjene standardne slobodne energije reakcije

Konstanta ravnoteže povezana je s relacijom

Ovdje je plinska konstanta, T je apsolutna temperatura. Budući da su njihove vrijednosti poznate, znajući numeričku vrijednost, može se naći Ako je konstanta ravnoteže veća od jedan, reakcija se odvija spontano, odnosno u smjeru kako je napisano (s lijeva na desno). Ako je konstanta ravnoteže manja od jedinice, tada se obrnuta reakcija događa spontano. Imajte na umu, međutim, da konstanta ravnoteže pokazuje smjer u kojem se reakcija može odvijati spontano, ali nam ne dopušta prosuditi hoće li se reakcija odvijati brzo. Drugim riječima, ne govori ništa o visini energetske barijere reakcije (; vidi gore). To slijedi iz činjenice da samo A (7°) određuje. Brzine reakcije ovise o visini energetske barijere, ali ne o veličini

Većina čimbenika koji utječu na brzine enzimskih reakcija svoj učinak ispoljavaju mijenjanjem lokalnih koncentracija reaktanata.

135. zadatak.
Izračunajte konstantu ravnoteže za homogeni sustav

ako je ravnotežna koncentracija reaktanata (mol/l):
[SD] P = 0,004; [H20] P = 0,064; [C02] P = 0,016; [H2] p = 0,016,
Kolike su početne koncentracije vode i CO? Odgovor: K = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO]ref=0,02 mol/l.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je:

CO (g) + H 2 O (g)  CO 2 (g) + H2 (g)

Konstanta jednadžbe za ovu reakciju ima izraz:

Za određivanje početnih koncentracija tvari H 2 O i CO uzmemo u obzir da prema jednadžbi reakcije 1 mol CO 2 i 1 mol H 2 nastaju iz 1 mol CO i 1 mol H 2 O. Budući da je prema uvjetima zadatka u svakoj litri sustava nastalo 0,016 mol CO 2 i 0,016 mol H 2, utrošeno je 0,016 mol CO i H 2 O. Dakle, tražene početne koncentracije jednake su:

Out = [H2O] P + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 mol/l;
[CO] van = [CO] P + 0,016 = 0,064 + 0,016 = 0,08 mol/l.

Odgovor: Kp = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO] ref=0,02 mol/l.

136. zadatak.
Konstanta ravnoteže homogenog sustava

pri određenoj temperaturi jednaka je 1. Izračunajte ravnotežne koncentracije svih tvari koje reagiraju ako su početne koncentracije jednake (mol/l): [CO] out = 0,10; [H2O] izlaz = 0,40.
Odgovor: [CO 2 ] P = [H 2 ] P = 0,08; [CO]P = 0,02; [H20] P = 0,32.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je:

CO (g) + H 2 O (g)  CO 2 (g) + H 2 (g)

U ravnoteži su brzine prednje i obrnute reakcije jednake, a omjer konstanti tih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže zadanog sustava:

Označimo s x mol/l ravnotežnu koncentraciju jednog od produkata reakcije, tada će ravnotežna koncentracija drugog također biti x mol/l budući da oba nastaju u istoj količini. Ravnotežne koncentracije polaznih tvari bit će:
[CO] ref = 0,10 – x mol/l; [H2O] ref = 0,40 - x mol/l. (budući da se za nastanak x mol/l produkta reakcije troši x mol/l CO odnosno H 2 O. U trenutku ravnoteže koncentracija svih tvari bit će (mol/l): [ CO2] P = [H2] P = x; [CO] P = 0,10 - x; [H2O] P = 0,4 - x.

Zamjenjujemo ove vrijednosti u izraz konstante ravnoteže:

Rješavanjem jednadžbe nalazimo x = 0,08. Otuda ravnotežna koncentracija (mol/l):

[CO2] P = [H2] P = x = 0,08 mol/l;
[H 2 O] P = 0,4 – x = 0,4 – 0,08 = 0,32 mol/l;
[CO] P = 0,10 – x = 0,10 – 0,08 = 0,02 mol/l.

137. zadatak.

Konstanta ravnoteže homogenog sustava N 2 + ZN 2 = 2NH 3 pri određenoj temperaturi iznosi 0,1. Ravnotežne koncentracije vodika i amonijaka su 0,2 odnosno 0,08 mol/l. Izračunajte ravnotežnu i početnu koncentraciju dušika. Odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je:

N2 + ZN2 = 2NH3

Označimo ravnotežnu koncentraciju N2 s x mol/l. Izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije ima oblik:

Zamijenimo podatke zadatka u izraz konstante ravnoteže i pronađimo koncentraciju N 2

Da bismo pronašli početnu koncentraciju N2, uzimamo u obzir da, prema jednadžbi reakcije, za stvaranje 1 mola NH3 treba ½ mola N2. Budući da je prema uvjetima zadatka u svakoj litri sustava nastalo 0,08 mol NH3, tada je 0,08 . 1/2 = 0,04 mol N 2. Stoga je željena početna koncentracija N 2 jednaka:

Ref = P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 mol/l.

Odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.

138. zadatak
Na određenoj temperaturi ravnoteža homogenog sustava
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 utvrđen je pri sljedećim koncentracijama reaktanata (mol/l): p = 0,2; [O2] p = 0,1; p = 0,1. Izračunajte konstantu ravnoteže i početnu koncentraciju NO i O 2. Odgovor: K = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O 2 ] je x = 0,15 mol/l.
Riješenje:
Jednadžba reakcije:

2NO + O 2 ↔ 2NO 2

Za određivanje početnih koncentracija NO i O 2 uzmemo u obzir da je, prema jednadžbi reakcije, 2 mol NO 2 nastalo iz 2 mol NO i 1 mol O 2, zatim je utrošeno 0,1 mol NO i 0,05 mol O 2 . Dakle, početne koncentracije NO i O 2 su jednake:

Izlaz = NO] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mola/l;
[O 2 ] van = [O 2 ] p + 0,05 = 0,1 + 0,05 = 0,15 mol/l.

Odgovor: Kp = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O 2 ] ref = 0,15 mol/l.

139. zadatak.
Zašto se ravnoteža sustava pomiče kada se tlak promijeni?
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 i, mijenja li se ravnoteža sustava N 2 + O 2  2NO? Motivirajte svoj odgovor na temelju izračuna brzine prednje i obrnute reakcije u tim sustavima prije i nakon promjene tlaka. Napišite izraze za konstante ravnoteže svakog od ovih sustava.
Riješenje:
a) Jednadžba reakcije:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.

Iz jednadžbe reakcije proizlazi da reakcija teče uz smanjenje volumena u sustavu (od 4 mola plinovitih tvari nastaje 2 mola plinovitih tvari). Stoga, kada se tlak u sustavu promijeni, primijetit će se pomak u ravnoteži. Ako povećate tlak u ovom sustavu, tada će se, prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža pomaknuti udesno, prema smanjenju volumena. Kada se ravnoteža u sustavu pomakne udesno, brzina prednje reakcije bit će veća od brzine obrnute reakcije:

pr > arr ili pr = k 3 > o br = k 2 .

Ako se tlak u sustavu smanji, tada će se ravnoteža sustava pomaknuti ulijevo, prema povećanju volumena, a kada se ravnoteža pomakne ulijevo, brzina prednje reakcije bit će manja od brzine naprijed reakcija:

itd< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).

b) Jednadžba reakcije:

N2 + O2) ↔ 2NO. .

Iz reakcijske jednadžbe proizlazi da kada se reakcija dogodi, nije popraćena promjenom volumena; reakcija se odvija bez promjene broja molova plinovitih tvari. Stoga promjena tlaka u sustavu neće dovesti do pomaka u ravnoteži, stoga će brzine naprijed i obrnute reakcije biti jednake:

pr = arr = ili (pr k [O 2 ]) = (arr = k 2) .

140. zadatak.
Početne koncentracije out i [C1 2 ] out u homogenom sustavu
2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1 su 0,5 odnosno 0,2 mol/l. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je 20% NO reagiralo do trenutka kada se uspostavi ravnoteža. Odgovor: 0,417.
Riješenje:
Jednadžba reakcije je: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1
Prema uvjetima zadatka u reakciju je ušlo 20% NO, što je 0,5 . 0,2 = 0,1 mol, a 0,5 – 0,1 = 0,4 mol NO nije reagirao. Iz jednadžbe reakcije proizlazi da se na svaka 2 mola NO potroši 1 mol Cl2, a nastane 2 mola NOCl. Posljedično, s 0,1 mol NO reagira 0,05 mol Cl 2 i nastaje 0,1 mol NOCl. 0,15 mol Cl 2 ostalo je neiskorišteno (0,2 – 0,05 = 0,15). Stoga su ravnotežne koncentracije tvari koje sudjeluju jednake (mol/l):

P = 0,4; p = 0,15; p = 0,1.

Konstanta ravnoteže ove reakcije izražena je jednadžbom:

Zamjenom ravnotežnih koncentracija tvari u ovaj izraz dobivamo.

Konstanta kemijske ravnoteže

Sve kemijske reakcije mogu se podijeliti u 2 skupine: ireverzibilne reakcije, tj. odvijaju se dok se jedna od reagirajućih tvari potpuno ne potroši, i reverzibilne reakcije, u kojima nijedna od reagirajućih tvari nije potpuno potrošena. To je zbog činjenice da ireverzibilna reakcija teče samo u jednom smjeru. Reverzibilna reakcija može se dogoditi i u smjeru naprijed i unatrag. Na primjer, reakcija

Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2

teče do potpunog nestanka ili sumporne kiseline ili cinka i ne teče u suprotnom smjeru: metalni cink i sumporne kiseline nemoguće dobiti propuštanjem vodika u vodena otopina cinkov sulfat. Stoga je ova reakcija nepovratna.

Klasičan primjer reverzibilne reakcije je sinteza amonijaka iz dušika i vodika: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

Ako na visoka temperatura pomiješati 1 mol dušika i 3 mola vodika, tada će čak i nakon dovoljno dugog vremena do reakcije doći ne samo produkt reakcije (NH3), već i neizreagirane početne tvari (N2 i H2). u reaktoru. Ako se pod istim uvjetima u reaktor ne uvede smjesa dušika i vodika, nego čisti amonijak, tada se nakon nekog vremena pokaže da se dio amonijaka raspao na dušik i vodik, tj. reakcija se odvija u suprotnom smjeru.

Da bismo razumjeli prirodu kemijske ravnoteže, potrebno je razmotriti brzinu prednjih i obrnutih reakcija. Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije polazne tvari ili produkta reakcije u jedinici vremena. Pri proučavanju pitanja kemijske ravnoteže koncentracije tvari izražavaju se u mol/l; te koncentracije pokazuju koliko je molova određenog reaktanta sadržano u 1 litri posude. Na primjer, izjava "koncentracija amonijaka je 3 mol/l" znači da svaka litra dotičnog volumena sadrži 3 mola amonijaka.

Kemijske reakcije provode se kao rezultat sudara između molekula, dakle, nego više molekula koji se nalaze u jedinici volumena, to češće dolazi do sudara između njih i veća je brzina reakcije. Dakle, što je veća koncentracija reaktanata, veća je brzina reakcije.

Koncentracije polaznih tvari u sustavu (sustav je skup tvari koje reagiraju) maksimalne su u trenutku početka reakcije (u trenutku t = 0). U istom trenutku početka reakcije u sustavu još nema produkata reakcije, stoga je brzina reverzne reakcije jednaka nuli. Kako polazne tvari međusobno djeluju, njihove se koncentracije smanjuju, a time i brzina izravne reakcije. Koncentracija produkta reakcije postupno raste, stoga se povećava i brzina reverzne reakcije. Nakon nekog vremena, brzina prednje reakcije postaje jednaka brzini obrnute reakcije. Ovo stanje sustava naziva se stanje kemijske ravnoteže (Slika 5.1). Riža. 5.1 – Promjena u brzinama naprijed i nazad reakcija tijekom vremena. U stanju kemijske

u sustavu se ne uočava ravnoteža

Nema vidljivih promjena.

Na primjer, koncentracije svih tvari mogu ostati nepromijenjene neodređeno dugo vremena ako nema vanjskog utjecaja na sustav. Ova postojanost koncentracija u sustavu u stanju kemijske ravnoteže uopće ne znači odsutnost međudjelovanja i objašnjava se činjenicom da se prednje i obrnute reakcije odvijaju istom brzinom. Ovo se stanje naziva i prava kemijska ravnoteža. Dakle, prava kemijska ravnoteža je dinamička ravnoteža.

Lažnu ravnotežu treba razlikovati od prave ravnoteže. Konstantnost parametara sustava (koncentracija tvari, tlak, temperatura) nužan je, ali nedovoljan znak prave kemijske ravnoteže. To se može ilustrirati sljedećim primjerom. Međudjelovanje dušika i vodika uz stvaranje amonijaka, kao i razgradnja amonijaka, odvija se primjetnom brzinom na visokim temperaturama (oko 500 ° C). Ako pomiješate vodik, dušik i amonijak u bilo kojem omjeru na sobnoj temperaturi, reakcija N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3

neće curiti, a svi parametri sustava održavat će konstantnu vrijednost. Međutim, u u ovom slučaju ravnoteža je lažna, nije istinita, jer nije dinamičan; nije u sustavu kemijska reakcija: Brzina i naprijed i natrag reakcija je nula.

U daljnjem izlaganju gradiva termin kemijska ravnoteža koristit će se u odnosu na pravu kemijsku ravnotežu.

Kvantitativne karakteristike sustavi u stanju kemijske ravnoteže je konstanta ravnoteže K .

Za opći slučaj reverzibilne reakcije a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

Konstanta ravnoteže izražava se sljedećom formulom:

U formuli 5.1 C(A), C(B), C(P) C(Q) su ravnotežne koncentracije (mol/l) svih tvari koje sudjeluju u reakciji, tj. koncentracije koje se uspostavljaju u sustavu u trenutku kemijske ravnoteže; a, b, p, q – stehiometrijski koeficijenti u jednadžbi reakcije.

Izraz za konstantu ravnoteže za reakciju sinteze amonijaka N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 ima sljedeći oblik: . (5.2)

Dakle, brojčana vrijednost konstante kemijske ravnoteže jednaka je omjeru umnoška ravnotežnih koncentracija produkata reakcije i umnoška ravnotežnih koncentracija polaznih tvari, a koncentracija svake tvari mora se podići na potenciju jednak stehiometrijskom koeficijentu u jednadžbi reakcije.

Važno je to razumjeti konstanta ravnoteže izražava se preko ravnotežnih koncentracija, ali ne ovisi o njima ; naprotiv, omjer ravnotežnih koncentracija tvari koje sudjeluju u reakciji bit će takav da odgovara konstanti ravnoteže. Konstanta ravnoteže ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi i konstantna je (pri konstantnoj temperaturi) vrijednost .

Ako je K >> 1, tada je brojnik ulomka izraza konstante ravnoteže višestruko veći od nazivnika, stoga u trenutku ravnoteže u sustavu prevladavaju produkti reakcije, tj. reakcija se uglavnom odvija u smjeru naprijed.

Ako je 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.

Ako je K ≈ 1, tada su ravnotežne koncentracije polaznih tvari i produkata reakcije usporedive; reakcija se odvija u značajnoj mjeri i u smjeru naprijed i unatrag.

Treba imati na umu da izraz za konstantu ravnoteže uključuje koncentracije samo onih tvari koje su u plinovitom stanju ili u otopljenom stanju (ako se reakcija odvija u otopini). Ako u reakciji sudjeluje kruta tvar, tada se interakcija događa na njezinoj površini, stoga se koncentracija krute tvari smatra konstantnom i ne upisuje se u izraz konstante ravnoteže.

CO 2 (plin) + C (krutina) ⇆ 2 CO (plin)

CaCO 3 (krutina) ⇆ CaO (krutina) + CO 2 (plin) K = C(CO 2)

Ca 3 (PO 4) 2 (krutina) ⇆ 3Ca 2+ (otopina) + 2PO 4 3– (otopina) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)