W niektórych przypadkach konieczna jest znajomość nie tylko kierunku reakcji redoks, ale także tego, jak całkowicie ona przebiega. I tak na przykład w analiza ilościowa można polegać tylko na tych reakcjach, które praktycznie przebiegają w 100% (lub zbliżają się do tego).

Stopień, w jakim reakcja przebiega od lewej do prawej, jest określony przez stałą równowagi. Dla reakcji

zgodnie z prawem akcji masowych możemy napisać:

gdzie K jest stałą równowagi, pokazującą, jaki jest stosunek stężeń jonów do stanu równowagi.

Stałą równowagi wyznacza się w następujący sposób. W równaniu (3) (s. 152) zastąp wartości normalnych potencjałów par i znajdź:

W równowadze = lub

Stała równowagi pokazuje, że cynk wypiera jony miedzi z roztworu, aż stężenie jonów w roztworze stanie się kilka razy mniejsze niż stężenie jonów. Oznacza to, że rozważana reakcja praktycznie dobiega końca.

Jeśli np. stężenie na początku reakcji wynosi 0,1 m, to w stanie równowagi będzie to 0,1 - x, natomiast stężenie będzie wynosić x.

Rozwiązując równanie, stężenie w równowadze jest bardzo bliskie 0,1 m.

Gdybyśmy jednak mogli zmienić stosunek oddziałujących składników tak, aby stał się , tj. lub wtedy reakcja przebiegałaby od prawej do lewej (tj. w przeciwnym kierunku).

Stałą równowagi dla dowolnych procesów redoks można obliczyć, znając potencjały redoks poszczególnych reakcji.

Stała równowagi jest powiązana z potencjałami redoks za pomocą ogólnego wzoru:

gdzie K jest stałą równowagi reakcji; i normalne potencjały (utleniacz i reduktor); n to ładunek jonu (liczba elektronów oddanych przez środek redukujący i odebranych przez środek utleniający).

Ze wzoru (4) znajdujemy stałą równowagi:

Znając stałą równowagi, można bez uciekania się do danych eksperymentalnych obliczyć, jak całkowicie przebiega reakcja.

Na przykład w reakcji

dla pary = -0,126 V, dla pary = -0,136 V.

Podstawiając te dane do równania (4), znajdujemy:

Liczba 2,21 oznacza, że ​​równowaga w rozważanej reakcji zachodzi, gdy stężenie jonów staje się 2,21 razy mniejsze niż stężenie jonów.

Stężenie jonów w stanie równowagi jest 2,21 razy większe niż stężenie jonów. Dlatego na każde 2,21 grama jonu przypada 1 gram jonu. W sumie roztwór zawiera 3,21 grama jonów (2,21 + 1). Zatem w roztworze jest 2,21 grama jonów na 3,21 grama jonów, a na 100 części przypada x części.

Stąd, ta reakcja przebiega odwracalnie. Oblicz stałą równowagi reakcji:

Potencjał dla pary = 1,51 V, potencjał dla pary = 0,77 V. Podstawiając te potencjalne wartości do równania (4), znajdujemy:

Ta stała pokazuje, że równowaga występuje, gdy iloczyn stężeń jonów w liczniku (powstałych podczas reakcji) staje się wielokrotnie większy niż iloczyn stężeń jonów mianownika (reagujących).

Oczywiste jest, że ta reakcja przebiega prawie nieodwracalnie (tj. 100% od lewej do prawej).

Dla reakcji

Z obliczeń (podobnych do powyższych) wynika, że ​​reakcja ta przebiega przez .

Równowaga zmienia się w zależności od warunków reakcji.

Wyjątkowy wpływ na wartość stałej ma reakcja ośrodka. Na przykład reakcja redukcji kwasu arsenowego jonem jodu w środowisku kwaśnym przebiega zgodnie z równaniem:

Potencjał redukcyjny kwasu arsenowego w środowisku alkalicznym jest znacznie mniejszy. Dlatego w środowisku alkalicznym zachodzi proces odwrotny:

W neutralnym środowisku oba procesy można przedstawić w następujący sposób:

jednak tego nie zrobią.

Proces według pierwszego równania nie przebiegnie, ponieważ wiąże się to z gromadzeniem się jonów, które kierują ten proces Odwrotna strona; tylko podczas tworzenia kwaśnego środowiska, które neutralizuje jony wodorotlenkowe, będzie przechodzić od lewej do prawej.

Zgodnie z drugim równaniem proces nie będzie przebiegał, ponieważ wiąże się z gromadzeniem się jonów, które należy zneutralizować alkaliami, jeśli reakcja musi przebiegać od lewej do prawej.

istnieje następna reguła w celu stworzenia medium reakcyjnego niezbędnego do optymalnego przebiegu procesu:

Jeżeli w wyniku reakcji redoks gromadzą się jony wodorowe lub wodorotlenkowe, to dla pożądanego przebiegu procesu konieczne jest stworzenie takiego środowiska, które ma przeciwne właściwości: w przypadku gromadzenia się jonów środowisko musi być zasadowe, w w przypadku gromadzenia się jonów środowisko musi być kwaśne.

Do reakcji należy wziąć takie składniki, które wymagają tego samego środowiska (kwaśnego lub zasadowego). Jeżeli w reakcji jedna substancja jest reduktorem w środowisku kwaśnym, a druga utleniaczem w środowisku zasadowym, to proces może zostać zahamowany; w tym przypadku proces zakończy się dopiero przy dużej różnicy potencjałów, tj. przy wysokiej stałej reakcji.

Stała równowagi pozwala przewidzieć możliwość utlenienia np. kwasem azotowym.

Znajdź stałą równowagi dla reakcji rozpuszczania w . dobrze rozpuszcza się w rozcieńczeniu. Stała równowagi dla reakcji:

można obliczyć z równania:

Tak mała wartość stałej wskazuje, że równowaga tej reakcji jest prawie całkowicie przesunięta z prawej strony na lewą, czyli siarczek rtęci, w przeciwieństwie do siarczku miedzi, jest praktycznie nierozpuszczalny w rozcieńczeniu.

Równowaga chemiczna to stan odwracalnej reakcji chemicznej

aA + B B= C C+ D D,

przy którym w czasie nie ma zmiany stężeń reagentów w mieszaninie reakcyjnej. Scharakteryzowano stan równowagi chemicznej stały równowaga chemiczna :

Gdzie C i są stężeniami składników w równowaga idealna mieszanka.

Stałą równowagi można również wyrazić jako równowagowe ułamki molowe X i składniki:

W przypadku reakcji zachodzących w fazie gazowej wygodnie jest wyrazić stałą równowagi w postaci równowagowych ciśnień cząstkowych Liczba Pi składniki:

Dla gazów doskonałych Liczba Pi = C i RT I Liczba Pi = X i P, Gdzie P jest całkowitym ciśnieniem, więc K P, K C I K X są powiązane następującą relacją:

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

Stała równowagi jest związana z rG reakcja chemiczna:

(9.5)

(9.6)

Zmiana rG Lub rF w reakcji chemicznej przy danych (niekoniecznie w równowadze) ciśnieniach cząstkowych Liczba Pi lub stężenia C i składniki można obliczyć za pomocą równania izotermy reakcji chemicznych (izotermy van't Hoffa):

. (9.7)

. (9.8)

Według zasada Le Chateliera Jeżeli na układ w równowadze wywierany jest wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga przesunie się w taki sposób, aby zredukować efekt wpływu zewnętrznego. Zatem wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku spadku liczby cząsteczek gazu. Dodanie składnika reakcji do mieszaniny równowagowej przesuwa równowagę w kierunku zmniejszania się ilości tego składnika. Wzrost (lub spadek) temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji przebiegającej z pochłanianiem (uwalnianiem) ciepła.

Ilościowo zależność stałej równowagi od temperatury opisuje równanie izobary reakcji chemicznej (izobary van't Hoffa)

(9.9)

I izochory reakcji chemicznych (izochory van't Hoffa)

. (9.10)

Całkowanie równania (9.9) przy założeniu, że r H reakcja nie zależy od temperatury (co jest prawdą w wąskich zakresach temperatur), daje:

(9.11)

(9.12)

Gdzie C- stała integracji. Zatem zależność ln k P od 1 /T musi być liniowy, a nachylenie prostej wynosi - r H/R.

Integracja wewnątrz k 1 , k 2 i T 1, T 2 daje:

(9.13)

(9.14)

Korzystając z tego równania, znając stałe równowagi w dwóch różnych temperaturach, możemy obliczyć r H reakcje. W związku z tym wiedząc r H reakcji i stałej równowagi w jednej temperaturze, można obliczyć stałą równowagi w innej temperaturze.

PRZYKŁADY

CO (g) + 2H 2 (g) \u003d CH3OH (g)

przy 500 tys. f G o dla CO(g) i CH3OH(g) przy 500 K wynoszą –155,41 kJ. mol –1 i –134,20 kJ. odpowiednio mol –1.

Rozwiązanie. Iść reakcje:

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

= 6.09 10 –3 .

Przykład 9-2. Stała równowagi reakcji

jest równe k P = 1,64 10 –4 w 400 o C. Jakie ciśnienie całkowite należy zastosować do równomolowej mieszaniny N 2 i H 2, aby przekształcić 10% N 2 w NH 3? Przyjmuje się, że gazy są idealne.

Rozwiązanie. Niech mol N 2 przereaguje. Następnie

	N 2 (d)	+	3H2 (g)	=	2NH 3 (g)
Ilość początkowa	1		1
Wielkość równowagi	1–		1–3		2 (łącznie: 2–2)
Równoważny ułamek molowy:

Stąd, k X= I K P = K X . P –2 = .

Podstawiając = 0,1 do wynikowego wzoru, mamy

1.64 10 –4 =, Gdzie P= 51,2 atm.

Przykład 9-3. Stała równowagi reakcji

CO (g) + 2H 2 (g) \u003d CH3OH (g)

przy 500 K jest k P = 6,0910–3. Mieszaninę reakcyjną składającą się z 1 mola CO, 2 moli H2 i 1 mola gazu obojętnego (N2) ogrzewa się do 500 K i pod całkowitym ciśnieniem 100 atmosfer. Oblicz skład mieszaniny równowagowej.

Rozwiązanie. Niech zareaguje mol CO2. Następnie

	Koło zębate)	+	2H 2 (g)	=	CH3OH (g)
Początkowa ilość:	1		2		0
Kwota równowagi:	1–		2–2
Razem w równowadze mieszaniny:	3–2 molowe składniki + 1 mol N 2 \u003d 4–2 mol
Równoważny ułamek molowy

Stąd, k X= I K P = K X . P-2 = .

Zatem 6,09 10 –3 = .

Rozwiązując to równanie, otrzymujemy = 0,732. Odpowiednio, ułamki molowe substancji w mieszaninie równowagowej wynoszą: = 0,288, = 0,106, = 0,212 i = 0,394.

Przykład 9-4. Dla reakcji

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

przy 298 K k P = 6,0 10 5 i f H o(NH3) \u003d -46,1 kJ. mol -1 . Oszacuj wartość stałej równowagi przy 500 K.

Rozwiązanie. Standardowa molowa entalpia reakcji to

r H o= 2f H o(NH3) \u003d -92,2 kJ. mol -1 .

Zgodnie z równaniem (9.14), =

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

Należy zauważyć, że stała równowagi reakcji egzotermicznej maleje wraz ze wzrostem temperatury, co odpowiada zasadzie Le Chateliera.

ZADANIA

1. W temperaturze 1273 K i całkowitym ciśnieniu 30 atmosfer w równowagowej mieszaninie

CO 2 (g) + C (tv) \u003d 2CO (g)

zawiera 17% (objętościowo) CO 2 . Jaki procent CO 2 będzie zawarty w gazie pod całkowitym ciśnieniem 20 atmosfer? Pod jakim ciśnieniem gaz będzie zawierał 25% CO2?

2. W temperaturze 2000 o C i pod całkowitym ciśnieniem 1 atm 2% wody dysocjuje na wodór i tlen. Oblicz stałą równowagi reakcji

H 2 O (g) \u003d H 2 (g) + 1 / 2O 2 (g) w tych warunkach.

3. Stała równowagi reakcji

CO (g) + H2O (g) \u003d CO2 (g) + H2 (g)

w 500 o C jest kp= 5,5. Mieszaninę 1 mola CO i 5 moli H2O ogrzano do tej temperatury. Oblicz ułamek molowy H 2 O w równowagowej mieszaninie.

4. Stała równowagi reakcji

N 2 O 4 (g) \u003d 2NO 2 (g)

w 25 o C jest kp= 0,143. Oblicz ciśnienie, jakie powstanie w naczyniu o pojemności 1 litra, w którym umieszczono 1 g N 2 O 4 w tej temperaturze.

5. Naczynie o pojemności 3 l zawierające 1,7910–2 mol I 2 ogrzano do 973 K. Ciśnienie w naczyniu w stanie równowagi okazało się równe 0,49 atm. Zakładając, że gazy doskonałe, oblicz stałą równowagi przy 973 K dla tej reakcji

ja 2 (g) = 2 ja (g).

6. Dla reakcji

w 250°C rG o \u003d -2508 J. mol -1. Przy jakim ciśnieniu całkowitym stopień przemiany PCl 5 w PCl 3 i Cl 2 w temperaturze 250 o C wyniesie 30%?

7. Dla reakcji

2HI (g) \u003d H 2 (g) + I 2 (g)

stała równowagi k P = 1,83 10 –2 przy 698,6 K. Ile gramów HI powstaje, gdy 10 g I 2 i 0,2 g H 2 podgrzewa się do tej temperatury w trzylitrowym naczyniu? Jakie są ciśnienia cząstkowe H 2 , I 2 i HI?

8. Naczynie o pojemności 1 litra zawierające 0,341 mola PCl 5 i 0,233 mola N2 ogrzano do 250 o C. Całkowite ciśnienie w naczyniu w stanie równowagi wynosiło 29,33 atm. Zakładając, że wszystkie gazy są idealne, oblicz stałą równowagi w temperaturze 250 o C dla reakcji zachodzącej w naczyniu

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

9. Stała równowagi reakcji

CO (g) + 2H 2 (g) \u003d CH3OH (g)

przy 500 K jest k P = 6,0910–3. Oblicz całkowite ciśnienie potrzebne do wytworzenia metanolu z wydajnością 90%, jeśli weźmiemy CO i H 2 w stosunku 1:2.

10. W temperaturze 25°C f G o(NH3) = –16,5 kJ. mol -1 . Oblicz rG reakcje tworzenia NH 3 przy ciśnieniach cząstkowych N 2 , H 2 i NH 3 równych odpowiednio 3 atm, 1 atm i 4 atm. W jakim kierunku reakcja będzie przebiegać samorzutnie w tych warunkach?
11. reakcja egzotermiczna

CO (g) + 2H 2 (g) \u003d CH3OH (g)

znajduje się w równowadze w temperaturze 500 K i ciśnieniu 10 barów. Jeśli gazy są idealne, w jaki sposób następujące czynniki wpłyną na wydajność metanolu: a) wzrost T; b) promocja P; c) dodanie gazu obojętnego w temp V= stała; d) dodanie gazu obojętnego w temp P= stała; e) dodanie H2 w P= stała?

12. Stała równowagi reakcji izomeryzacji w fazie gazowej borneolu (C10H17OH) do izoborneolu wynosi 0,106 w temperaturze 503 K. Mieszaninę 7,5 g borneolu i 14,0 g izoborneolu umieszczono w 5-litrowym naczyniu i utrzymywano w temperaturze 503 K do osiągnięcia stanu równowagi został osiągnięty. Oblicz ułamki molowe i masy borneolu i izoborneolu w równowagowej mieszaninie.
13. Równowaga w reakcji

2NOCl (g) \u003d 2NO (g) + Cl2 (g)

nastawiony na 227 o C i ciśnienie całkowite 1,0 bar, przy ciśnieniu cząstkowym NOCl równym 0,64 bar (początkowo obecny był tylko NOCl). Oblicz r Go o za reakcję. Przy jakim całkowitym ciśnieniu ciśnienie cząstkowe Cl 2 wyniesie 0,10 bara?

14. Oblicz całkowite ciśnienie, jakie należy przyłożyć do mieszaniny 3 części H 2 i 1 części N 2, aby otrzymać równowagową mieszaninę zawierającą 10% objętościowych NH 3 w temperaturze 400 o C. Stała równowagi dla reakcji

N 2 (g) + 3H 2 (g) \u003d 2NH 3 (g)

w 400 o C jest k = 1.60 10 –4 .

15. W temperaturze 250 o C i pod całkowitym ciśnieniem 1 atm PCl 5 dysocjuje w 80% zgodnie z reakcją

PCl 5 (g) = PCl 3 (g) + C1 2 (g).

Jaki będzie stopień dysocjacji PCl 5, jeśli do układu zostanie dodany N 2 tak, że ciśnienie cząstkowe azotu wyniesie 0,9 atm? Całkowite ciśnienie utrzymuje się na poziomie 1 atm.

16. W 2000 o C dla reakcji

N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g)

Kp = 2,510–3. Mieszanina równowagowa N 2 , O 2 , NO i gazu obojętnego pod ciśnieniem całkowitym 1 bar zawiera 80% (objętościowo) N 2 i 16% O 2 . Jaki procent objętościowy stanowi NIE? Jakie jest ciśnienie cząstkowe gazu obojętnego?

17. Oblicz standardową entalpię reakcji, dla której wynosi stała równowagi
    a) wzrasta 2 razy, b) maleje 2 razy, gdy temperatura zmienia się z 298 K na 308 K.
18. Zależność stałej równowagi reakcji 2C 3 H 6 (g) \u003d C 2 H 4 (g) + C 4 H 8 (g) od temperatury między 300 K a 600 K opisuje równanie

ln k = –1.04 –1088 /T +1.51 10 5 /T 2 .

Ponieważ wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne, dla reakcji odwrotnej (w stosunku do tej, w której cząsteczki A reagują z cząsteczkami B)

odpowiednim wyrażeniem dla szybkości reakcji będzie

Odwracalność jest wskazywana przez podwójne strzałki:

Wyrażenie to należy odczytywać: cząsteczki A i cząsteczki B są w równowadze ze Znak proporcjonalności można zastąpić znakiem równości, jeśli wprowadzimy współczynnik proporcjonalności k, charakterystyczny dla rozpatrywanej reakcji. Ogólnie

wyrażenia na szybkość reakcji do przodu (Prędkość) i reakcję odwrotną (Prędkość) przyjmują postać

Kiedy szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, mówi się, że układ jest w równowadze:

Stosunek ten nazywa się stałą równowagi.Powinieneś zapamiętać następujące własności układu w równowadze

1. Stała równowagi jest równa stosunkowi stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu,

2. W równowadze szybkości reakcji do przodu i do tyłu (ale nie ich stałe) są równe.

3. Równowaga jest stan dynamiczny. Chociaż całkowita zmiana stężenia reagentów i produktów w równowadze nie występuje. A i B nieustannie zamieniają się w i odwrotnie.

4. Jeżeli znane są stężenia równowagowe A, B i można znaleźć wartość liczbową stałej równowagi.

Zależność między stałą równowagi a zmianą standardowej energii swobodnej reakcji

Stała równowagi jest związana z zależnością

Tutaj jest stała gazowa, T jest temperaturą bezwzględną. Ponieważ ich wartości są znane, znając wartość liczbową, można znaleźć.Jeśli stała równowagi jest większa niż jeden, reakcja przebiega spontanicznie, to znaczy w kierunku, w jakim jest napisana (od lewej do prawej). Jeśli stała równowagi jest mniejsza od jedności, reakcja odwrotna zachodzi spontanicznie. Należy jednak zauważyć, że stała równowagi wskazuje kierunek, w którym reakcja może przebiegać spontanicznie, ale nie pozwala nam ocenić, czy reakcja będzie przebiegać szybko. Innymi słowy, nie mówi nic o wysokości bariery energetycznej reakcji (; patrz wyżej). Wynika to z faktu, że określa tylko A (7°). Szybkości reakcji zależą od wysokości bariery energetycznej, ale nie od wielkości

Większość czynników wpływających na szybkość reakcji enzymatycznych wywiera swoje działanie poprzez zmianę lokalnych stężeń reagentów.

Zadanie 135.
Oblicz stałą równowagi dla układu jednorodnego

jeżeli równowagowe stężenie reagentów (mole/l):
[CO] P = 0,004; [H20] P = 0,064; [CO2] P = 0,016; [H2] p \u003d 0,016,
Jakie są początkowe stężenia wody i CO? Odpowiedź: K = 1; ref = 0,08 mola/l; [CO]ref =0,02 mola/l.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji to:

CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g)

Stała równania dla tej reakcji ma postać:

Aby znaleźć początkowe stężenia substancji H2O i CO, bierzemy pod uwagę, że zgodnie z równaniem reakcji z 1 mola CO i 1 mola H2O, 1 mol CO2 i 1 mol H2 to uformowany. Ponieważ zgodnie z warunkami zadania w każdym litrze układu powstało 0,016 mol CO 2 i 0,016 mol H 2, to zużyto 0,016 mol CO i H 2 O. Pożądane stężenia początkowe to:

Ref \u003d [H2O] P + 0,016 \u003d 0,004 + 0,016 \u003d 0,02 mol / l;
[CO] ref \u003d [CO] P + 0,016 \u003d 0,064 + 0,016 \u003d 0,08 mol / l.

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

Zadanie 136.
Stała równowagi układu jednorodnego

w określonej temperaturze jest równy 1. Oblicz stężenia równowagowe wszystkich reagujących substancji, jeśli początkowe stężenia są równe (mole/l): [CO] ref = 0,10; [H2O] ref = 0,40.
Odpowiedź: [CO 2] P \u003d [H 2] P \u003d 0,08; [CO] P = 0,02; [H2O] P = 0,32.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji to:

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

W stanie równowagi szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, a stosunek stałych tych szybkości jest stały i nazywany jest stałą równowagi danego układu:

Oznaczamy przez x mol / l stężenie równowagowe jednego z produktów reakcji, wówczas stężenie równowagowe drugiego również będzie wynosić x mol / l, ponieważ oba powstają w tej samej ilości. Równowagowe stężenia substancji wyjściowych będą wynosić:
[CO] ref = 0,10 – x mol/l; [H2O] ref = 0,40 - x mol / l. (ponieważ tworzenie x mol / l produktu reakcji zużywa odpowiednio x mol / l CO i H 2 O. W momencie równowagi stężenie wszystkich substancji będzie wynosić (mol / l): [CO 2 ] P \u003d [H 2] P \u003d x ; [CO] P \u003d 0,10 - x; [H 2 O] P \u003d 0,4 - x.

Podstawiamy te wartości do wyrażenia na stałą równowagi:

Rozwiązując równanie, znajdujemy x = 0,08. Stąd równowaga stężeń (mol/l):

[CO2] P = [H2] P = x = 0,08 mol/l;
[H2O] P \u003d 0,4 - x \u003d 0,4 - 0,08 \u003d 0,32 mol / l;
[CO] P \u003d 0,10 - x \u003d 0,10 - 0,08 \u003d 0,02 mol / l.

Zadanie 137.

Stała równowagi jednorodnego układu N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 w określonej temperaturze wynosi 0,1. Równowagowe stężenia wodoru i amoniaku wynoszą odpowiednio 0,2 i 0,08 mol/l. Oblicz stan równowagi i początkowe stężenia azotu. Odpowiedź: P = 8 moli/l; ref = 8,04 mola/l.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji to:

N2 + ZN2 \u003d 2NH3

Oznaczmy równowagowe stężenie N2 jako x mol/L. Wyrażenie na stałą równowagi tej reakcji to:

Podstawmy dane problemu do wyrażenia na stałą równowagi i znajdźmy stężenie N 2

Aby znaleźć początkowe stężenie N2, bierzemy pod uwagę, że zgodnie z równaniem reakcji tworzenia 1 mola NH3 zużywa się ½ mola N2. Ponieważ, zgodnie z warunkami problemu, w każdym litrze układu powstało 0,08 mola NH3, 0,08 mola NH3 . 1/2 \u003d 0,04 mola N2. Zatem pożądane początkowe stężenie N2 jest równe:

Ref \u003d P + 0,04 \u003d 8 + 0,04 \u003d 8,04 mol / l.

Odpowiedź: P = 8 moli/l; ref = 8,04 mola/l.

Zadanie 138
W pewnej temperaturze równowaga układu jednorodnego
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ustalono przy następujących stężeniach reagentów (mole/l): p = 0,2; [02] p = 0,1; p = 0,1. Oblicz stałą równowagi i początkowe stężenie NO i O 2 . Odpowiedź: K = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [02] ex x = 0,15 mola/l.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji:

2NO + O 2 ↔ 2NO 2

Aby znaleźć początkowe stężenia NO i O2, bierzemy pod uwagę, że zgodnie z równaniem reakcji z 2 moli NO i 1 mola O2 powstają 2 mole NO2, a następnie wydano 0,1 mola NO i 0,05 mola O2. Zatem początkowe stężenia NO i O 2 są równe:

Ref = NIE] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mol/l;
[O 2] ref \u003d [O 2] p + 0,05 \u003d 0,1 + 0,05 \u003d 0,15 mol / l.

Odpowiedź: Kp = 2,5; ref = 0,3 mola/l; [O2] ref = 0,15 mola / l.

Zadanie 139.
Dlaczego równowaga układu zmienia się, gdy zmienia się ciśnienie?
N 2 + 3Н 2 ↔ 2NH 3 i równowaga układu N 2 + O 2  2NO nie przesuwa się? Uzasadnij swoją odpowiedź, opierając się na obliczeniu szybkości reakcji do przodu i do tyłu w tych układach przed i po zmianie ciśnienia. Napisz wyrażenia określające stałe równowagi każdego z tych układów.
Rozwiązanie:
a) Równanie reakcji:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.

Z równania reakcji wynika, że ​​reakcja przebiega ze spadkiem objętości w układzie (z 4 moli substancji gazowych powstają 2 mole substancji gazowej). Dlatego wraz ze zmianą ciśnienia w układzie zaobserwowane zostanie przesunięcie równowagi. Jeśli ciśnienie w tym układzie wzrośnie, to zgodnie z zasadą Le Chateliera równowaga przesunie się w prawo, w kierunku zmniejszenia objętości. Gdy równowaga w układzie przesunie się w prawo, szybkość reakcji do przodu będzie większa niż szybkość reakcji odwrotnej:

pr>arr lub pr \u003d k 3\u003e o br \u003d k 2.

Jeżeli ciśnienie w układzie zmniejszy się, to równowaga układu przesunie się w lewo, w kierunku wzrostu objętości, to gdy równowaga przesunie się w lewo, szybkość reakcji bezpośredniej będzie mniejsza niż szybkość reakcji bezpośredniej bezpośredni:

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

b) Równanie reakcji:

N2 + O2) ↔ 2NO. .

Z równania reakcji wynika, że ​​gdy reakcji nie towarzyszy zmiana objętości, reakcja przebiega bez zmiany liczby moli substancji gazowych. Dlatego zmiana ciśnienia w układzie nie doprowadzi do przesunięcia równowagi, więc szybkości reakcji do przodu i do tyłu będą równe:

pr \u003d arr \u003d lub (pr k [O 2]) \u003d (arr \u003d k 2) .

Zadanie 140.
Początkowe stężenia ref i [С1 2 ]ref w układzie jednorodnym
2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1 wynoszą odpowiednio 0,5 i 0,2 mol/l. Oblicz stałą równowagi, jeśli 20% NO przereagowało do czasu osiągnięcia równowagi. Odpowiedź: 0,417.
Rozwiązanie:
Równanie reakcji to: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1
W zależności od stanu problemu, do reakcji weszło 20% NO, czyli 0,5 . 0,2 = 0,1 mola, ale 0,5 - 0,1 = 0,4 mola NO nie przereagował. Z równania reakcji wynika, że ​​na każde 2 mole NO zużywa się 1 mol Cl2 i powstają 2 mole NOCl. Dlatego 0,05 mola Cl2 przereagowało z 0,1 mola NO i powstało 0,1 mola NOCl. 0,15 mola Cl2 pozostało niewykorzystane (0,2 - 0,05 = 0,15). Zatem stężenia równowagowe zaangażowanych substancji są równe (mol / l):

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

Stałą równowagi tej reakcji wyraża równanie:

Zastępując w tym wyrażeniu równowagowe stężenia substancji, otrzymujemy.

Stała równowagi chemicznej

Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na 2 grupy: reakcje nieodwracalne, tj. reakcje przebiegające do całkowitego zużycia jednej z reagujących substancji oraz reakcje odwracalne, w których żadna z reagujących substancji nie ulega całkowitemu zużyciu. Wynika to z faktu, że nieodwracalna reakcja przebiega tylko w jednym kierunku. Reakcja odwracalna może przebiegać zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu. Na przykład reakcja

Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2

płynie aż do całkowitego zaniku kwasu siarkowego lub cynku i nie płynie w kierunku przeciwnym: cynk metaliczny i Kwas Siarkowy nie można uzyskać przepuszczając wodór roztwór wodny siarczan cynku. Dlatego ta reakcja jest nieodwracalna.

Klasyczny przykład reakcja odwracalna może służyć jako reakcja syntezy amoniaku z azotu i wodoru: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

Jestem gruby wysoka temperatura zmieszać 1 mol azotu i 3 mole wodoru, to nawet po dostatecznie długim czasie reakcji w reaktorze będzie obecny nie tylko produkt reakcji (NH 3), ale także nieprzereagowane materiały wyjściowe (N 2 i H 2). Jeśli w tych samych warunkach do reaktora wprowadzi się nie mieszaninę azotu i wodoru, ale czysty amoniak, to po pewnym czasie okaże się, że część amoniaku uległa rozkładowi na azot i wodór, tj. reakcja przebiega w przeciwnym kierunku.

Aby zrozumieć naturę równowagi chemicznej, konieczne jest rozważenie kwestii szybkości reakcji do przodu i do tyłu. Przez szybkość reakcji chemicznej rozumie się zmianę stężenia substancji wyjściowej lub produktu reakcji w jednostce czasu. Badając kwestie równowagi chemicznej, stężenia substancji wyraża się w molach / l; stężenia te wskazują, ile moli danego reagenta znajduje się w 1 litrze naczynia. Na przykład stwierdzenie „stężenie amoniaku wynosi 3 mol/l” oznacza, że ​​każdy litr rozpatrywanej objętości zawiera 3 mole amoniaku.

reakcje chemiczne są przeprowadzane w wyniku zderzeń między cząsteczkami, a więc niż więcej cząsteczek przypada na jednostkę objętości, im więcej zderzeń występuje między nimi i tym większa jest szybkość reakcji. Zatem im większe stężenie reagentów, tym większa szybkość reakcji.

Stężenia substancji wyjściowych w układzie (układ to zbiór reagujących substancji) są maksymalne w momencie rozpoczęcia reakcji (w chwili t = 0). W tym samym momencie rozpoczęcia reakcji w układzie jeszcze nie ma produktów reakcji, więc szybkość reakcji odwrotnej wynosi zero. Ponieważ substancje wyjściowe oddziałują ze sobą, ich stężenia zmniejszają się, a co za tym idzie, zmniejsza się również szybkość reakcji bezpośredniej. Stężenie produktu reakcji stopniowo wzrasta, dlatego też zwiększa się szybkość reakcji odwrotnej. Po pewnym czasie szybkość reakcji w przód staje się równa szybkości reakcji w odwrotnej kolejności. Ten stan systemu nazywa się stan równowagi chemicznej (Rys. 5.1). Ryż. 5.1 - Zmiana szybkości reakcji do przodu i do tyłu w czasie. W stanie chemicznym

równowaga w systemie nie jest przestrzegana

nie ma widocznej zmiany.

Na przykład stężenia wszystkich substancji mogą pozostać niezmienione przez dowolnie długi czas, jeśli na system nie wywiera się wpływu zewnętrznego. Ta stałość stężeń w układzie znajdującym się w stanie równowagi chemicznej wcale nie oznacza braku interakcji i tłumaczy się tym, że reakcje w przód iw tył przebiegają z tą samą szybkością. Ten stan jest również nazywany prawdziwą równowagą chemiczną. Zatem prawdziwa równowaga chemiczna jest równowagą dynamiczną.

Należy odróżnić fałszywą równowagę od prawdziwej równowagi. Stałość parametrów układu (stężeń substancji, ciśnienia, temperatury) jest koniecznym, ale niewystarczającym znakiem prawdziwej równowagi chemicznej. Można to zilustrować następującym przykładem. Oddziaływanie azotu i wodoru z tworzeniem amoniaku, jak również rozkład amoniaku, przebiega z zauważalną szybkością w wysokiej temperaturze (około 500 ° C). Jeśli wodór, azot i amoniak miesza się w temperaturze pokojowej w dowolnym stosunku, wówczas reakcja N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3

nie będzie przeciekać, a wszystkie parametry systemu pozostaną stałe. Jednak w ta sprawa równowaga jest fałszywa, a nie prawdziwa, ponieważ nie jest dynamiczny; brakuje w systemie interakcja chemiczna: Szybkość zarówno reakcji do przodu, jak i do tyłu wynosi zero.

W dalszej prezentacji materiału termin „równowaga chemiczna” będzie używany w odniesieniu do rzeczywistej równowagi chemicznej.

Charakterystyka ilościowa Układy w stanie równowagi chemicznej to stała równowagi K .

Dla ogólnego przypadku reakcji odwracalnej a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

Stałą równowagi wyraża się wzorem:

We wzorze 5.1 C(A), C(B), C(P) C(Q) są równowagowymi stężeniami (mol/l) wszystkich substancji biorących udział w reakcji, tj. stężenia, które ustalają się w układzie w momencie równowagi chemicznej; a, b, p, q to współczynniki stechiometryczne w równaniu reakcji.

Wyrażenie na stałą równowagi dla reakcji syntezy amoniaku N 2 + 3H 2 ⇆2NH 3 jest następujące: . (5.2)

Zatem wartość liczbowa stałej równowagi chemicznej jest równa stosunkowi iloczynu równowagowych stężeń produktów reakcji do iloczynu równowagowych stężeń substancji wyjściowych, a stężenie każdej substancji należy podnieść do potęgi równy współczynnikowi stechiometrycznemu w równaniu reakcji.

Ważne jest, aby to zrozumieć stała równowagi jest wyrażona jako stężenia równowagowe, ale nie zależy od nich ; przeciwnie, stosunek równowagowych stężeń substancji biorących udział w reakcji będzie taki, aby odpowiadał stałej równowagi. Stała równowagi zależy od charakteru reagujących substancji i temperatury i jest wartością stałą (przy stałej temperaturze). .

Jeżeli K >> 1, to licznik ułamka wyrażenia na stałą równowagi jest wielokrotnie większy od mianownika, a więc w momencie równowagi w układzie dominują produkty reakcji, tj. reakcja przebiega głównie w kierunku do przodu.

jeśli 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.

Jeżeli K ≈ 1, to równowagowe stężenia substancji wyjściowych i produktów reakcji są porównywalne; reakcja przebiega w znacznym stopniu zarówno w kierunku do przodu, jak iw odwrotnym kierunku.

Należy pamiętać, że wyrażenie na stałą równowagi obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub w stanie rozpuszczonym (jeśli reakcja przebiega w roztworze). Jeśli w reakcji bierze udział substancja stała, to oddziaływanie zachodzi na jej powierzchni, więc zakłada się, że stężenie substancji stałej jest stałe i nie jest zapisywane w wyrażeniu na stałą równowagi.

CO 2 (gaz) + C (ciało stałe) ⇆ 2 CO (gaz)

CaCO 3 (ciało stałe) ⇆ CaO (ciało stałe) + CO 2 (gaz) K = C (CO 2)

Ca 3 (PO 4) 2 (ciało stałe) ⇆ 3Ca 2+ (roztwór) + 2PO 4 3– (roztwór) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)