V niektorých prípadoch je potrebné poznať nielen smer redoxovej reakcie, ale aj to, ako úplne pokračuje. Napríklad v kvantitatívnej analýze je možné spoliehať sa len na tieto reakcie, ktoré sa prakticky vyskytujú o 100% (alebo sa blíži k nemu).

Stupeň reakčného prietoku zľava doprava je určená rovnovážnou kondenzáciou. Pre reakciu

podľa zákona hmotnosti môžete napísať:

kde K je rovnovážna konštanta, ktorá ukazuje, aký pomer medzi koncentráciami iónov a je rovnováha.

Konštanta rovnováhy sa stanoví nasledovne. V rovnici (3) (s. 152) nahradiť hodnoty bežných potenciálov pary a nájsť:

V rovnováhe \u003d alebo

Rovnovážna konštanta ukazuje, že zinok premiestňovaciach iónov medi až do roztoku sa koncentrácia iónov nestane nižšou ako koncentrácia iónov. To znamená, že posudzovaná reakcia je prakticky ísť na koniec.

Ak je napríklad koncentrácia na začiatku reakcie 0,1 m, potom s rovnováhou bude 0,1 - x, zatiaľ čo koncentrácia bude X.

Riešenie koncentrácie rovnice s rovnováhou je veľmi blízko 0,1 m.

Avšak, ak by sme mohli zmeniť pomer interagujúcich komponentov, aby sa stal, t.j. Alebo potom reakcia by sa dostala rovno doľava (t.j. v opačnom smere).

Rovnovážna konštanta pre akékoľvek procesy oxidácie a redukcie sa môže vypočítať, ak sú známe oxidačné činidlo potenciálu súkromných reakcií.

Rovnovážna konštanta je spojená s redoxným potenciálom všeobecného vzorca:

kde K je rovnovážna konštanta reakcie; a normálne potenciály (oxidačné činidlo a redukčné činidlo); N je nabíjanie iónov (počet elektrónov poskytnutých redukčným činidlom a oxidačným činidlom).

Z formulára (4) nájdeme rovnovážnu konštantu:

S vedomím rovnováhy konštantu, bez toho, aby sa uchýlili k skúseným údajom, je možné vypočítať, ako plne je reakcia.

Tak napríklad v reakcii

pre pár \u003d -0,126 B, pre pár \u003d -0,136 V.

Nahradenie týchto údajov na rovnicu (4), nájdeme:

Číslo 2.21 znamená, že rovnováha v posudzovanej reakcii nastáva, keď koncentrácia iónov bude 2,21 krát nižšia ako koncentrácia iónov.

Koncentrácia iónov v rovnováhe je 2,21 krát väčšia ako koncentrácia iónov. Preto 2,21 gramov iónových účtov za 1 gram-ión. Celkovo roztok obsahuje 3,21 gramov iónov (2,21 + 1). Tak, 3,21 grams-ion v riešení predstavuje 2,21 grams-ión, a na 100 dieloch, bude klesať x časti.

V dôsledku toho táto reakcia prebieha reverzibilná. Vypočítajte rovnováhu konštantu pre reakciu:

Potenciál pre pár \u003d 1,51 V, potenciál pre pár \u003d 0,77 V. Nahradenie týchto hodnôt potenciálov na rovnicu (4), nájdeme:

Táto konštanta ukazuje, že rovnováha sa vyskytuje, keď sa produkt koncentrácií iónov v nuterátore (vytvorený počas reakcie) stane viac ako produkt koncentrácií iónov menovateľov (reaktívny).

Je jasné, že táto reakcia prebieha takmer nezvratne (t.j. 100% zľava doprava).

Pre reakciu

Výpočet (podobný vyššiemu uvedenému) ukazuje, že táto reakcia prebieha.

Equilibrium sa líši v závislosti od reakčných podmienok.

Reakcia média má výnimočný vplyv na hodnotu konštanty. Napríklad reakcia regenerácie jódu kyseliny arzénu v kyslom médiu prúdi rovnicou:

Potenciál pre obnovenie kyseliny arzénu v alkalickom médiu je podstatne menej. Preto v alkalickom prostredí prebieha reverzný proces:

V neutrálnom prostredí by mohli byť oba procesy reprezentované ako:

avšak, takže nebudú ísť.

Proces v prvej rovnici nebude ísť, pretože je spojený s akumuláciou iónov, ktoré nasmerujú proces v opačnom smere; Len pri vytváraní kyslých médií neutralizujúcich hydroxidových iónov, pôjde doľava doprava.

Podľa druhej rovnice tento proces nebude ísť, pretože je spojený s akumuláciou iónov, ktoré by mali byť neutralizované alkáliou, ak je nevyhnutné, aby reakcia prechádza zľava doprava.

Tam je nasledujúce pravidlo na vytvorenie reakčného média potrebné pre optimálny prietok procesu:

Ak sú akumulované ióny vodíka alebo hydroxidy v dôsledku redukčnej reakcie, potom pre požadovaný spôsob, je potrebné vytvoriť médium, ktoré má opačné vlastnosti: v prípade akumulácie iónov musí byť médium alkalické, v prípade Akumulácia iónov Médium musí byť kyslé.

Pre reakciu potrebujete vziať také zložky, ktoré vyžadujú rovnaké médium (kyselina alebo alkalická). Ak je v reakcii jedna látka redukčným činidlom v kyslom prostredí, a ďalší oxidač v alkalickom, potom sa môže vyskytnúť brzdenie procesu; V tomto prípade sa proces dostane do konca len s veľkým potenciálnym rozdielom, t.j. s vysokou konštantnou reakciou.

Rovnovážna konštanta umožňuje predpovedať možnosť oxidácie, napríklad a kyseliny dusičnej.

Stanovujeme rovnováhu konštantu pre rozpúšťaciu reakciu v. Dobre sa rozpustí v zriedení. Rovnováha konštanta pre reakciu:

možno vypočítať z rovnice:

Takáto malá hodnota konštantu naznačuje, že rovnováha tejto reakcie bola takmer zameraná na vpravo doľava, to znamená, že sírovou ortuťou na rozdiel od sulfidu medi sa prakticky rozpustí v zriedení.

Chemická rovnováha sa nazýva stav reverzibilnej chemickej reakcie.

aA +. b.B \u003d. c.C +. d.D,

pri ktorom neexistuje zmena koncentrácií reakčných látok v reakčnej zmesi. Vyznačuje sa stav chemickej rovnováhy chemická rovnováha konštanta:

kde C I. - koncentrácia komponentov v rovnováhadokonalá zmes.

Rovnovážna konštanta môže byť tiež vyjadrená prostredníctvom rovnovážnych migénnych akcií X I. Komponenty:

Pre reakcie vyskytujúce sa v plynnej fáze, rovnovážna konštanta je vhodná na vyjadrenie rovnovážnych čiastkových tlakov P I. Komponenty:

Pre dokonalé plyny P I. = C i rt. a P I. = X I P.kde P. \\ t - všeobecný tlak KP P., K C C. a K X. týkajúce sa nasledujúceho pomeru:

K p \u003d K C (RT) C + D-A-B \u003d K x P C + D-A-B. (9.4)

Rovnovážna konštanta súvisí R G. o Chemická reakcia:

(9.5)

(9.6)

Zmena R G. alebo R F. v chemickej reakcii so špecifikovanými (nie nevyhnutne rovnováhou) čiastkové tlaky P I. alebo koncentrácie C I. komponenty možno vypočítať rovnicou chemické reakcie izotermy (isterma vant-gooff):

. (9.7)

. (9.8)

Podľa princíp Le ChatelaAk existuje externý vplyv na systém v rovnováhe, potom sa rovnováha zmení tak, aby sa znížil účinok vonkajšieho vplyvu. Zvýšenie tlaku sa teda posúva rovnováhu smerom k zníženiu množstva molekúl plynu. Pridanie rovnovážnej zmesi akejkoľvek zložky reakcie posunie rovnováhu k zníženiu množstva tejto zložky. Zvýšenie (alebo zníženie) teploty posunie rovnováhu smerom k reakčnej zmesi s absorpciou (uvoľňovanie) tepla.

Kvantitatívne závislosť Konštantná rovnováha na teplotu je opísaná rovnicou isobara chemické reakcie (iSOBARA VANT-GOOFF)

(9.9)

a zahraničná chemická reakcia (chýbať)

. (9.10)

Integrácia rovnice (9.9) ako predpoklad, že R H. Reakcia nezávisí od teploty (ktorá je platná pri úzkych miestach), dáva:

(9.11)

(9.12)

kde C -integrácia konštanta. Tak, závislosť LN K. P z 1. / T. Musí byť lineárne, a sklopná čiara je rovnaká - R H./R..

Integrácia v rámci K. 1 , K. 2, I. T. 1, T. 2 dáva:

(9.13)

(9.14)

Podľa tejto rovnice, poznanie rovnovážnych konštánt pri dvoch rôznych teplotách, môžete vypočítať R H. reakcie. V súlade s tým, vedieť R H. Reakcie a rovnovážna konštanta pri jednej teplote sa môžu vypočítať na rovnovážnu konštantu pri inej teplote.

Príklady

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

pri 500 k. F g o.pre CO (g) a CH30H (g) pri 500 K sa rovnajú -155,41 kJ. Mol -1 a -134.20 kJ. Mol -1.

Rozhodnutia. G o.reakcie:

R g o.= F g o.(CH3OH) - F g o.(CO) \u003d -134.20 - (-155,41) \u003d 21,21 kJ. Mol -1.

= 6.09 10 –3 .

Príklad 9-2. Konštantná rovnovážna reakcia

rovný K. P \u003d 1,64 10 -4 pri 400 ° C Aký všeobecný tlak by sa mal aplikovať na ekvimolárnu zmes N2 a H2, takže 10% N2 sa zmenila na NH3? Plyny sa považujú za ideálne.

Rozhodnutia. Nechajte mol n2 reagovať. Potom

	N 2 (g)	+	3h 2 (g)	=	2NH 3 (D)
Zdrojové číslo	1		1
Rovnovážna suma	1–		1–3		2 (Spolu: 2-2)
Equilibrium molárny podiel:

Teda, K. X \u003d. a K p \u003d k x. P. \\ t –2 = .

Nahradenie \u003d 0,1 V výslednom vzorec máme

1.64 10 –4 =Z! P. \\ t \u003d 51.2 ATM.

Príklad 9-3. Konštantná rovnovážna reakcia

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

pri 500 k je rovnocenné K. P \u003d 6,09 10 -3. Reakčná zmes sa skladá z 1 mol CO, 2 mol H2 a 1 mol inertného plynu (N2) zahrievania na 500 K a celkový tlak 100 ATM. Vypočítajte zloženie rovnovážnej zmesi.

Rozhodnutia. Nechajte mol CO reagovať. Potom

	TRESKA)	+	2H 2 (d)	=	CH 3 OH (D)
Zdroj:	1		2		0
Equilibrium Suma:	1–		2–2
Celkovo v rovnovážnom zmesi:	3-2 molové zložky + 1 mol N2 \u003d 4-2 mol
Rovnovážny molárny podiel

Teda, K. X \u003d. a K p \u003d k x. P -2. = .

Tak, 6,09 10 -3 \u003d .

Riešenie tejto rovnice, získavame \u003d 0,732. Molárne podiely látok v rovnovážnej zmesi sú teda rovnaké: \u003d 0,288, \u003d 0,106, \u003d 0,212 a \u003d 0,394.

Príklad 9-4. Pre reakciu

N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g)

na 298 K. K. P \u003d 6,0 10 5 a F H O.(NH 3) \u003d -46.1 KJ. Mol -1. Posúďte hodnotu rovnováhy konštantu pri 500 K.

Rozhodnutia. Štandardná molová entalpová reakcia je rovnaká

R h o.= 2 F H O.(NH 3) \u003d -92.2 KJ. Mol -1.

Podľa rovnice (9.14), \\ t =

LN (6.0 10 5) + \u003d -1,73, odkiaľ K. 2 = 0.18.

Všimnite si, že rovnovážna konštanta exotermickej reakcie sa znižuje so zvyšujúcou sa teplotou, čo zodpovedá princípu Le chenelu.

Úlohy

Pri 1273 až a celkový tlak 30 atm v rovnovážnej zmesi

CO 2 (G) + C (TV) \u003d 2CO (g)

obsahuje 17% (objemovo) CO 2. Koľko percent CO 2 bude obsiahnuté v plyne s celkovým tlakom 20 atm? S akými tlakom v Gaze bude obsahovať 25% CO 2?

Pri 2000 ° C a celkový tlak 1 atm 2% vody sa disšije do vodíka a kyslíka. Vypočítajte konštantu reagilibrium

H20 (g) \u003d H2 (g) + 1 / 2O2 (g) Za týchto podmienok.

Konštantná rovnovážna reakcia

CO (D) + H20 (g) \u003d C02 (g) + H2 (g)

pri 500 ° C sa rovná KP P. \u003d 5.5. Zmes pozostávajúca z 1 mol CO a 5 mOL H20, zahreje na túto teplotu. Vypočítajte molárnu frakciu H20 v rovnovážnej zmesi.

Konštantná rovnovážna reakcia

N204 (g) \u003d 2NO 2 (g)

pri 25 ° C sa rovná KP P. \u003d 0,143. Vypočítajte tlak, ktorý je nastavený v objemom 1 1, v ktorom sa pri tejto teplote umiestnilo 1 g N204.

A 3 l nádoby obsahujúce 1,79 10 -2 mol I2 sa zahreje na 973 K. Tlak v nádobe s rovnováhou sa rovná 0,49 atm. Vzhľadom na plyny sú ideálne, vypočítajte rovnováhu konštantu pri 973 K pre reakciu

I 2 (g) \u003d 2i (g).

Pre reakciu

pri 250 ° C R G. O \u003d -2508 J. MOL -1. S aký všeobecný tlak, stupeň konverzie PCL5 v PCL3 a Cl2 pri 250 ° C bude 30%?

Pre reakciu

2HI (g) \u003d H2 (g) + I 2 (g)

konštanta rovnováhy K. P \u003d 1,83 10 -2 pri 698,6 K. Koľko gramov hi je vytvorené, keď sa zahrieva na túto teplotu 10 g I2 a 0,2 g H2 v trojlitricovej nádobe? Aký je čiastočný tlak H2, I 2 a Ahoj?

Objemová nádoba 1 1 obsahujúca 0,341 mol PCL5 a 0,233 mol N2 sa zahreje na 250 ° C. Celkový tlak v nádobe s rovnováhou sa rovná 29.33 atm. Vzhľadom na všetky plyny perfektné, vypočítajte rovnováhu konštantu pri 250 ° C pre reakčnú nádobu

PCL5 (g) \u003d PCI3 (g) + Cl 2 (g)

Konštantná rovnovážna reakcia

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

pri 500 k je rovnocenné K. P \u003d 6,09 10 -3. Vypočítajte celkový tlak potrebný na výrobu metanolu s 90% výťažkom, ak sa CO a H2 odoberajú v pomere 1: 2.

Pri 25 ° C F g o.(NH3) \u003d -16,5 KJ. Mol -1. Vypočítať R G. NH3 formácie reakcie s čiastočnými tlakmi N2, H2 a NH3, rovný 3 ATM, 1 ATM a 4 ATM, resp. Akým spôsobom bude reakcia spontánne za týchto podmienok?
Exotermická reakcia

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

nachádza sa v rovnováhe na 500 K a 10 bar. Ak sú plyny dokonalé, ako sa tieto faktory ovplyvňujú metanol: a) zvýšenie T.; \\ T b) zvyšovanie P. \\ t; \\ T c) pridanie inertného plynu na V. \u003d const; d) Pridanie inertného plynu, keď P. \\ t \u003d const; e) pridať H2 Kedy P. \\ t \u003d const?

Rovnovážna rovnováha konštanta izomerizácie Borneolu (C 10 H170H) k Izoborneolu je 0,106 pri 503 K. Zmes 7,5 g Borneneolu a 14,0 g izoborneola bola umiestnená v objeme 5 litrov a udržiavaná pri 503 K na dosiahnutie rovnováhy . Vypočítajte molárne frakcie a hmotnosť boreoly a izoborneolu v rovnovážnej zmesi.
Rovnováha v reakcii

2noCl (g) \u003d 2NO (g) + Cl 2 (g)

je inštalovaný pri 227 ° C a celkový tlak 1,0 bar, keď je čiastočný tlak NOCL 0,64 bar (najskôr bol prítomný len NOCL). Vypočítať R g o.pre reakciu. S akou všeobecnou tlakovou čiastočným tlakom CL2 bude 0,10 bar?

Vypočítajte celkový tlak, ktorý sa musí aplikovať na zmes 3 dielov H2 a 1 časti N2, čím sa získa rovnovážna zmes obsahujúca 10% NH3 objemovo pri 400 O C. Rovnovážna konštanta pre reakciu

N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g)

pri 400 ° C je rovnaké K. = 1.60 10 –4 .

Pri 250 ° C a celkový tlak 1 atm PCL 5 disocioval o 80% reakciou

PCL5 (d) \u003d PCL3 (g) + Cl 2 (g).

Aký bude stupeň disociácie PCL 5, ak systém pridá N2 tak, že čiastočný tlak dusíka je rovný 0,9 atm? Všeobecný tlak je podporovaný rovný 1 atm.

Pri 2000 ° C pre reakciu

N2 (g) + 02 (g) \u003d 2NO (g)

K p \u003d 2,5 10 -3. V rovnovážnej zmesi N2, O2, NO a inertný plyn pri všeobecnom tlaku 1 bar obsahuje 80% (objemovo) N2 a 16% 02. Koľko percent zväzku nie je? Čo sa rovná čiastočnému tlaku inertného plynu?

Vypočítajte štandardnú reakciu entalpiu, pre ktorú rovnovážna konštanta
a) Zvýšenie 2-krát, b) sa zníži o 2-krát, keď sa teploty menia z 298 na 308 K.
Závislosť rovnovážnej konštantnej 2c3H6 (g) \u003d C2H4 (g) + C4H8 (g) na teplotu medzi 300 K a 600 K je opísaná rovnicou

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

Pretože všetky chemické reakcie sú reverzibilné pre reverznú reakciu (vzhľadom na ten, keď molekuly a reagujú s molekulami b)

zodpovedajúci výraz pre reakčnú rýchlosť sa zobrazí

Reverzibilita je označená dvojitým šípkami:

Tento výraz by mal byť čítaný: molekuly A a molekuly v rovnováhe sa môžu v rovnováhe s znakom proporcionality, môžu byť nahradené známkou rovnosti, ak vstupujú do koeficientov proporcionality k charakteristické pre posudzovanú reakciu. Všeobecne

výrazy pre rýchlosť priamej reakcie (rýchlosť) a reverznej reakcie (rýchlosť)

Keď je rýchlosť priamych a reverzných reakcií rovnaká, hovorí sa, že systém je v rovnováhe:

Pomer sa nazýva rovnovážna konštanta na zapamätanie nasledujúcich vlastností systému v rovnováhe

1. Rovnovážna konštanta sa rovná pomeru konštantných rýchlostí priamych a reverzných reakcií, \\ t

2. V rovnováhe je rýchlosť priamych a reverzných reakcií (ale nie ich konštanta) rovnaká.

3. Equilibrium je dynamický stav. Hoci sa celková zmena v koncentrácii činidiel a produktov v rovnováhe nevyskytuje. A neustále sa otočia a naopak.

4. Ak sú známe rovnovážne koncentrácie a v a môžu byť nájdené numerickú hodnotu rovnovážnej konštanty.

Komunikácia medzi rovnovážnou kondenzáciou a meniacou sa štandardnou energiou voľnej reakcie

Rovnováha konštanta súvisí s pomerom

Tu - Konštanta plynu T je absolútna teplota. Vzhľadom k tomu, ich hodnoty sú známe, poznanie numerickej hodnoty, ak je rovnovážna konštanta väčšia ako jednotka, reakcia je spontánne, to znamená v smere, ako je napísané (zľava doprava). Ak je rovnovážna konštanta menšia ako jedna, potom je reverzná reakcia spontánne. Všimnite si však, že rovnovážna konštanta označuje smer, v ktorom môže reakcia ísť spontánne, ale neumožňuje posúdiť, či reakcia pôjde rýchlo. Inými slovami, neznamená nič o výške energetickej bariéry reakcie (pozri vyššie). To vyplýva zo skutočnosti, že určuje len (7 °. Reakčná sadzba závisia od výšky energetickej bariéry, ale nie z veľkosti

Väčšina faktorov ovplyvňujúcich sadzby enzymatických reakcií majú akciu zmenou miestnych koncentrácií činidiel.

Úloha 135.
Vypočítajte rovnováhu konštantu pre homogénny systém

ak je rovnováha koncentrácie reakčných látok (móly / l):
[CO] p \u003d 0,004; [H20] p \u003d 0,064; [CO 2] p \u003d 0,016; [H2] p \u003d 0,016,
Aké sú počiatočné koncentrácie vody a CO? Odpoveď: K \u003d 1; Ex \u003d 0,08 mol / l; [CO] ex \u003d 0, 02 mol / l.
Rozhodnutie:
Reakčná rovnica je:

CO (g) + H20 (g)  CO 2 (g) + H2 (g)

Konštanta rovnice tejto reakcie má výraz:

Ak chcete nájsť počiatočné koncentrácie látok N 2O a zvážiť, že podľa reakčnej rovnice z 1 mol CO a 1 mOL H20, 1 mol C02 a 1 mol H2. Vzhľadom k tomu, podľa stavu problému v každom litri systému, 0,016 mol CO2 a 0,016 mol H2, zatiaľ čo 0,016 mol CO a H20. Takto požadované počiatočné koncentrácie sú rovnaké:

Ex \u003d [H20] p + 0,016 \u003d 0,004 + 0,016 \u003d 0,02 mol / l;
[CO] ex \u003d [c] p + 0,016 \u003d 0,064 + 0,016 \u003d 0, 08 mol / l.

Odpoveď: Kp \u003d 1; Ex \u003d 0,08 mol / l; [CO] ex \u003d 0, 02 mol / l.

Úloha 136.
Rovnovážna konštanta homogénneho systému

pri určitej teplote 1. vypočítajte rovnovážne koncentrácie všetkých reaktantov, ak sú počiatočné koncentrácie rovnaké (mol / l): [CO] ex \u003d 0,10; [H20] ex \u003d 0,40.
Odpoveď: [CO 2] p \u003d [H2] p \u003d 0,08; [CO] p \u003d 0,02; [H20] p \u003d 0,32.
Rozhodnutie:
Reakčná rovnica je:

CO (g) + H20 (g)  CO 2 (g) + H2 (g)

Keď je rovnováha, rýchlosť priamych a reverzných reakcií je rovnaká a pomer konštánt týchto rýchlostí sa neustále nazýva rovnovážna konštanta tohto systému:

Uvádzame X mol / l rovnovážnu koncentráciu jednej z reakčných produktov, potom rovnovážna koncentrácia druhej bude tiež X mol / l. Vzhľadom k tomu, že obidva sú vytvorené v rovnakom množstve. Rovnovážne koncentrácie zdrojových látok budú: \\ t
[CO] ex \u003d 0,10 - x mol / l; [H20] ex \u003d 0,40 - x mol / l. (Vzhľadom k tomu, že tvorba X mol / l reakčného produktu sa spotrebuje podľa X mol / l CO a H20. V čase rovnováhy sa koncentrácia všetkých látok (mol / l): [CO 2] p \u003d [H2] p \u003d X; [CO] p \u003d 0,10 - X; [H20] p \u003d 0,4 - x.

Tieto hodnoty nahrádzame do vyjadrenia rovnováhy konštantu:

Riešenie rovnice, nájdeme X \u003d 0,08. Teda rovnováha koncentrácie (mol / l):

[CO 2] p \u003d [H2] p \u003d X \u003d 0,08 mol / l;
[H20] 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.

Úloha 137.

Rovnováha konštanta homogénneho systému N2 + ZN2 \u003d 2NH 3 pri určitej teplote je 0,1. Rovnovážne koncentrácie vodíka a amoniaku sa rovnajú 0,2 a 0,08 mol / l. Vypočítajte rovnováhu a počiatočnú koncentráciu dusíka. Odpoveď: p \u003d 8 mol / l; Oxe \u003d 8,04 mol / l.
Rozhodnutie:
Reakčná rovnica je:

N 2 + Zn 2 \u003d 2NH 3

Označujú rovnovážnu koncentráciu N2 až x mol / l. Výraz rovnovážnej konštanty tejto reakcie má formu:

Nahradiť rovnovážnu konštantu v expresii a nájsť koncentráciu N2

Ak chcete nájsť počiatočnú koncentráciu N2, berieme do úvahy, že podľa reakčnej rovnice na tvorbu 1 mol NH3 sa 0,2 mol N2. Vzhľadom k tomu, podmienkam problému v každom litri systému, 0,08 mol NH3, potom sa strávil 0,08 . 1/2 \u003d 0,04 mol N2. Požadovaná počiatočná koncentrácia N2 je teda:

Ex \u003d p + 0,04 \u003d 8 + 0,04 \u003d 8,04 mol / l.

Odpoveď: P \u003d 8 moly / l; Oxe \u003d 8,04 mol / l.

Úloha 138.
Pri určitej teplote, rovnováha homogénneho systému
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 sa stanovilo v nasledujúcich koncentráciách reakčných látok (mol / l): p \u003d 0,2; [02] p \u003d 0,1; p \u003d 0,1. Vypočítajte rovnovážnu konštantu a počiatočnú koncentráciu NO a O2. Odpoveď: K \u003d 2,5; Ex \u003d 0,3 mol / l; [02] je X \u003d 0,15 mol / l.
Rozhodnutie:
Rovnica reakcie:

2NO + O 2 ↔ 2NO 2

Ak chcete nájsť počiatočné koncentrácie NO a O 2, berieme do úvahy, že podľa reakčnej rovnice sa 2 mol NO 2 vytvára z 2 mol NO a 1, potom sa strávil 0,1 mol NO a 0,05 mol približne 2. Počiatočné koncentrácie NO a 2 sú teda rovnaké:

Ex \u003d no] p + 0,1 \u003d 0,2 + 0,1 \u003d 0,3 mol / l;
[02] ex- \u003d [02] p + 0,05 \u003d 0,1 + 0,05 \u003d 0,15 mol / l.

Odpoveď: Kp \u003d 2,5; Ex \u003d 0,3 mol / l; [02] ex- \u003d 0,15 mol / l.

Úloha 139.
Prečo pri výmene tlaku je rovnovážna rovnováha systému posunutá
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 a nesmierovou rovnováhou systému N2 + O2  2NO? Odpoveď je motivovaná na základe výpočtu rýchlosti priamych a reverzných reakcií v týchto systémoch pred a po výmene tlaku. Napíšte výrazy pre rovnováhu konštantu každého z týchto systémov.
Rozhodnutie:
a) Reakcia Rovnica:

N 2 + 3N 2 ↔ 2NH 3.

Z reakčnej rovnice vyplýva, že reakcia prebieha so znížením objemu v systéme (zo 4 mol plynných látok je vytvorená 2 mol plynnej látky). Preto pri zmene tlaku v systéme bude pozorovaná rovnováha rovnováhy. Ak zvýšite tlak v tomto systéme, podľa princípu LE CHAPEEL sa rovnováha zmení doprava smerom doprava smerom k zníženiu objemu. Keď je rovnováha posunutá v systéme doprava, rýchlosť priamej reakcie bude väčšia ako rýchlosť krmiva:

pR\u003e OBD alebo PR \u003d K 3\u003e O BR \u003d K 2.

Ak je tlak v systéme znížený, rovnováha systému sa presunie doľava, v smere zvyšovania objemu, potom, keď je rovnováha posunutá, rýchlosť priamej reakcie bude menšia ako rýchlosť priamej reakcie :

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

b) Reakčná rovnica:

N2 + O2) ↔ 2NO. .

Z reakčnej rovnice vyplýva, že keď reakcia nie je sprevádzaná zmenou objemu, reakcia prebieha bez zmeny počtu mólov plynných látok. Zmena bazéna v systéme nevedie k rovnovážnemu posunu, preto sa rýchlosť priamej a reverznej reakcie bude rovnaká:

pR \u003d OB \u003d ALEBO (PR K [O 2]) \u003d (ARR \u003d K 2).

Úloha 140.
Počiatočné koncentrácie OSX a [C12] cvičenia v homogénnom systéme
2NO + CL2 ↔ 2NOS1 je 0,5 a 0,2 mol / l. Vypočítajte rovnováhu konštantu, ak v čase rovnovážneho nástupu reagovala 20% NO. Odpoveď: 0,417.
Rozhodnutie:
Reakčná rovnica je: 2NO + SL 2 ↔ 2NOS1
Podľa stavu problému, 20% NO vstúpilo do reakcie, ktorá je 0,5 . 0,2 \u003d 0,1 mol a nereagoval 0,5 - 0,1 \u003d 0,4 mol č. Z reakčnej rovnice z toho vyplýva, že 1 mol CL2 sa spotrebuje pre každý 2 mol a vytvorí sa 2 mol NOCl. Preto, C 0,1 mol NO, 0,05 mol Cl2 vstúpil do reakcie a vytvorila sa 0,1 mol nokl. Zostáva 0,15 mOL C12 (0,2 - 0,05 \u003d 0,15). Rovnovážne koncentrácie zúčastnených látok sa teda rovná (mol / l):

P \u003d 0,4; p \u003d 0,15; p \u003d 0,1.

Rovnovážna konštanta tejto reakcie je vyjadrená rovnicou:

Nahradenie rovnovážnych koncentrácií látok v tomto výraze, dostaneme.

Chemická rovnováha konštanta

Všetky chemické reakcie môžu byť rozdelené do 2 skupín: Reakcie sú ireverzibilné, t.j. Pred úplnou spotrebou jednej z reakčných látok a reaktívnych reakcií, v ktorých nie je úplne nevyčerpaná žiadna z reakčných látok. Je to spôsobené tým, že ireverzibilná reakcia prebieha len v jednom smere. Reverzibilná reakcia môže prúdiť ako v priamom aj opačnom smere. Napríklad reakcia

ZN + H 2 SO 4 ® ZNSO 4 + H2

trvá na úplne zmizne alebo kyselina sírová, alebo zinok a nepokračuje v opačnom smere: kovový zinok a kyselina sírová sa nedajú získať, tečúcu vodík do vodného roztoku sulfátu zinočnatého. V dôsledku toho je táto reakcia nezvratná.

Klasickým príkladom reverzibilnej reakcie môže byť reakcia syntézy amoniaku z dusíka a vodíka: N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3.

Ak pri vysokej teplote zmesi 1 mol dusíka a 3 mol vodíka, potom aj po dostatočne dlhej dobe reakčného prúdu v reaktore, nielen reakčný produkt (NH3), ale tiež nezreagované východiskové látky (N2 a H2) ) bude prítomná. Ak nie je zmesou dusíka a vodíka za rovnakých podmienok za rovnakých podmienok a čistého amoniaku, potom sa po určitom čase ukáže, že časť amoniaku sa rozkladá na dusík a vodík, t.j. Reakcia prebieha v opačnom smere.

Na pochopenie povahy chemickej rovnováhy je potrebné zvážiť sadzby priamych a reverzných reakcií. Pod rýchlosťou chemickej reakcie sa rozumie zmena koncentrácie východiskového materiálu alebo reakčného produktu na jednotku času. Pri štúdiu problémov chemickej rovnováhy je koncentrácia látok vyjadrená v mol / l; Tieto koncentrácie ukazujú, koľko mól tejto látky reaktantu je obsiahnutá v 1 litri nádoby. Napríklad vyhlásenie "koncentrácia amoniaku je 3 mol / l" znamená, že v každom literi posudzovanej objem obsahuje 3 molárny amoniak.

Chemické reakcie sa vykonávajú v dôsledku kolízií medzi molekulami, preto sa viac molekúl sú v jednotke objemu, pričom častejšie sa vyskytujú medzi nimi a tým väčšia je reakčná rýchlosť. Čím vyššia je teda koncentrácia reakčných látok, tým väčšia je rýchlosť reakcie.

Koncentrácie východiskových látok v systéme (systém sa nazývajú kombinácia reakčných látok), sú maximálne v čase začiatku reakcie (v čase t \u003d 0). Zároveň sa reakcia začala v systéme, stále nie sú žiadne reakčné produkty, preto sa rýchlosť reverznej reakcie je nula. Keďže počiatočné látky vzájomne spolupracujú, ich koncentrácie sa preto znižujú miera priamej reakcie. Koncentrácia reakčného produktu sa postupne zvyšuje, teda sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje. Po chvíli sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti opačného. Tento stav systému sa nazýva stav chemickej rovnováhy (Obr. 5.1). Obr. 5.1 - Zmena rýchlosti priamych a reverzných reakcií v priebehu času. V chemickom stave

equilibrium v \u200b\u200bsystéme nie je pozorovaná

neexistujú žiadne viditeľné zmeny.

Koncentrácie všetkých látok môžu napríklad zostať nezmenené, ak systém nemá vonkajší vplyv. Táto stálosť koncentrácií v systéme v stave chemickej rovnováhy vôbec neznamená nedostatok interakcie a je vysvetlený tým, že priama a reverzná reakcia prúdi rovnakou rýchlosťou. Táto podmienka sa tiež nazýva skutočná chemická rovnováha. Skutočnou chemickou rovnováhou je teda dynamická rovnováha.

Z pravej rovnováhy by sa mala rozlišovať rovnováha nepravdivo. Konštanta parametrov systému (koncentrácie látok, tlaku, teploty) je nevyhnutným, ale nedostatočným znakom skutočnej chemickej rovnováhy. To možno vysvetliť nasledujúcim príkladom. Interakcia dusíka a vodíka s tvorbou amoniaku, ako aj rozkladu amoniaku prúdi pri viditeľnej rýchlosti pri vysokej teplote (asi 500 ° C). Ak sa pri teplote miestnosti zmieša v akýchkoľvek pomeroch vodíka, dusíka a amoniaku, potom reakcia N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3

nebude možné úniku a všetky systémové parametre uložia konštantnú hodnotu. Avšak, v tomto prípade je rovnováha nepravdivá, a nie je pravda, pretože Nie je dynamický; V systéme neexistuje chemická interakcia: rýchlosť priamych a reverznej reakcie je nula.

S ďalšou prezentáciou materiálu sa termín "chemický rovnováž" použije vo vzťahu k skutočnej chemickej rovnováhe.

Kvantitatívna charakteristika systému v stave chemickej rovnováhy je rovnováha konštanta K. .

Pre všeobecný prípad reverzibilnej reakcie A + B B + ... ⇆ P P + Q Q + ...

Konštanta rovnováhy je vyjadrená nasledujúcim vzorcom:

Vo vzorci 5,1 c (A), C (B), C (p) C (Q) - rovnovážne koncentrácie (mol / l) všetkých látok účastníkov reakcie, t.j. koncentrácie, ktoré sú inštalované v systéme v čase chemickej rovnováhy; A, B, P, Q je stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici.

Expresia rovnováhy konštantu pre reakciu syntézy amoniaku N2 + 3H2 ⇆2NH3 má nasledujúci formulár :. \\ T (5.2)

Tak, numerická hodnota chemickej rovnovážnej konštanty je rovnaká ako pomer produktu rovnovážnych koncentrácií reakčných produktov na produkt rovnovážnych koncentrácií zdrojových látok a koncentrácia každej látky sa musí postaviť do ekvivaleného stupňa na stechiometrický koeficient v reakčnej rovnici.

Je dôležité, aby to pochopili rovnovážna konštanta je vyjadrená rovnovážnymi koncentráciami, ale nezávisí od nich ; \\ T Naopak, pomer rovnovážnych koncentrácií látok zapojených do reakcie bude taký, aby sa zmestili rovnovážna konštanta. Rovnovážna konštanta závisí od povahy reakčných látok a teploty a je trvalá (pri konštantnej teplote) .

Ak k \u003e\u003e 1, číselné číslo expresie rovnovážnej konštanty je mnohokrát denominátor, preto v čase rovnováhy, reakčné produkty prevládajú v systéme, t.j. Reakcia významne prebieha v smere dopredu.

Ak 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.

Ak sú k ≈ 1, rovnovážne koncentrácie zdrojových látok a reakčné produkty sú porovnateľné; Reakcia na pozoruhodný rozsah tokuje tak v priamom aj opačnom smere.

Treba mať na pamäti, že expresia rovnovážnej konštanty zahŕňa koncentrácie len tých látok, ktoré sú v plynnej fáze alebo v rozpustenom stave (ak reakcia prebieha v roztoku). Ak sa do reakcie podieľa na pevnej látke, potom sa interakcia vyskytuje na jeho povrchu, preto sa koncentrácia pevnej látky zhotovuje konštantná a nie je zapísaná na expresiu rovnováhy konštanty.

CO 2 (plyn) + C (TV) ⇆ 2 CO (plyn)

CACO 3 (TV) ⇆ CaO (TV.) + CO 2 (Gaz) K \u003d C (CO 2)

CA 3 (PO 4) 2 (TV.) ⇆ 3CA2 + (roztok) + 2PO43- (roztok) K \u003d C3 (CA2 +) · C2 (PO 4 3-)