Kvantitativno značilnost, ki kaže smer reakcije in premik koncentracije snovi, imenujemo konstanta ravnotežja kemijske reakcije. Konstanta ravnotežja je odvisna od temperature in narave reagentov.

Reverzibilne in ireverzibilne reakcije

Vse reakcije lahko razdelimo na dve vrsti:

reverzibilen, ki teče hkrati v dveh medsebojno nasprotnih smereh;
nepovraten, ki teče v eno smer s popolno porabo vsaj ene izhodne snovi.

Pri ireverzibilnih reakcijah običajno nastanejo netopne snovi v obliki oborine ali plina. Take reakcije vključujejo:

zgorevanje:
C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + H 2 O;
razgradnja:
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + H 2 O;
povezava s tvorbo usedline ali plina:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl.

riž. 1. Tvorba oborine BaSO 4.

Reverzibilne reakcije so možne le pod določenimi stalnimi pogoji. Iz prvotnih snovi nastane nova snov, ki takoj razpade na sestavne dele in se ponovno sestavi. Na primer, kot posledica reakcije 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 se dušikov oksid (IV) zlahka razgradi v dušikov oksid (II) in kisik.

Ravnotežje

Po določenem času hitrost reverzibilna reakcija upočasni. Doseženo je kemijsko ravnovesje - stanje, v katerem se koncentracija izhodnih snovi in reakcijskih produktov skozi čas ne spreminja, saj sta hitrosti neposredne in povratne reakcije izenačeni. Ravnotežje je možno samo v homogenih sistemih, to pomeni, da so vse reagirajoče snovi bodisi tekočine bodisi plini.

Razmislimo o kemijskem ravnovesju na primeru reakcije vodika z jodom:

neposredna reakcija -
H2 + I2 ↔ 2HI;
zračnost -
2HI ↔ H 2 + I 2 .

Takoj, ko se zmešata dva reagenta - vodik in jod - vodikovega jodida še ni, saj reagirajo le preproste snovi. Veliko število izhodne snovi med seboj aktivno reagirajo, zato bo hitrost neposredne reakcije največja. V tem primeru se povratna reakcija ne pojavi in njena hitrost je enaka nič.

Hitrost reakcije naprej lahko izrazimo grafično:

ν pr = k pr ∙ ∙ ,

kjer je k pr konstanta hitrosti neposredne reakcije.

Sčasoma se reagenti porabijo in njihova koncentracija se zmanjša. Skladno s tem se hitrost reakcije naprej zmanjša. Hkrati se poveča koncentracija nove snovi, vodikovega jodida. Ko se kopiči, se začne razpadati in hitrost povratne reakcije se poveča. Lahko se izrazi kot

ν arr = k arr ∙ 2 .

Vodikov jodid na kvadrat, saj je koeficient molekule dva.

Na določeni točki se hitrosti neposredne in povratne reakcije izenačijo. Država pride kemijsko ravnovesje.

riž. 2. Graf hitrosti reakcije v odvisnosti od časa.

Ravnotežje se lahko premakne bodisi proti začetnim snovem bodisi proti reakcijskim produktom. Premik pod vplivom zunanji dejavniki imenovano Le Chatelierjevo načelo. Na ravnotežje vplivajo temperatura, tlak in koncentracija ene od snovi.

Stalni izračun

V stanju ravnovesja potekata obe reakciji, hkrati pa sta koncentraciji snovi v ravnovesju (tvorijo se ravnotežne koncentracije), saj sta hitrosti uravnoteženi (ν pr = ν arr).

Kemijsko ravnovesje je označeno s konstanto kemijskega ravnovesja, ki je izražena s zbirno formulo:

K p = k pr / k arr = konst.

Konstante hitrosti reakcije lahko izrazimo z razmerjem hitrosti reakcije. Vzemimo pogojno enačbo povratne reakcije:

aA + bB ↔ cC + dD.

Potem bosta hitrosti reakcije naprej in nazaj enaki:

ν pr = k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b
ν arr = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .

V skladu s tem, če

ν pr = ν arr,

k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .

Od tu lahko izrazimo razmerje konstant:

k arr / k pr = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

To razmerje je enako ravnotežni konstanti:

K p = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

riž. 3. Formula za konstanto ravnotežja.

Vrednost kaže, kolikokrat je hitrost neposredne reakcije večja od hitrosti povratne reakcije.

Kaj smo se naučili?

Glede na končne produkte reakcije delimo na reverzibilne in ireverzibilne. Reverzibilne reakcije potekajo v obe smeri: iz izhodnih snovi nastanejo končni produkti, ki razpadejo na izhodne snovi. Med reakcijo sta hitrosti neposredne in povratne reakcije uravnoteženi. To stanje imenujemo kemijsko ravnovesje. Lahko se izrazi kot razmerje med produktom ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov in produktom ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi.

Test na temo

Ocena poročila

Povprečna ocena: 4.8. Skupaj prejetih ocen: 64.

Koncept kemijskega ravnovesja

Za ravnovesno stanje se šteje stanje sistema, ki ostane nespremenjeno in to stanje ni posledica delovanja nobenih zunanjih sil. Stanje sistema reagirajočih snovi, v katerem hitrost neposredne reakcije postane enaka hitrosti povratne reakcije, se imenuje kemijsko ravnovesje. To ravnotežje imenujemo tudi mobilni m oz dinamično ravnovesje.

Znaki kemičnega ravnovesja

1. Stanje sistema ostane nespremenjeno skozi čas, ko je shranjen zunanje razmere.

2. Ravnovesje je dinamično, kar pomeni, da je posledica pojava naprej in povratnih reakcij z enakimi hitrostmi.

3. Vsak zunanji vpliv povzroči spremembo ravnovesja sistema; če zunanji vpliv odpravimo, se sistem povrne v prvotno stanje.

4. Ravnotežnemu stanju se lahko približamo z dveh strani - tako s strani izhodnih snovi kot s strani reakcijskih produktov.

5. V stanju ravnotežja doseže Gibbsova energija najmanjšo vrednost.

Le Chatelierjevo načelo

Ugotavlja se vpliv sprememb zunanjih pogojev na ravnotežni položaj Le Chatelierjevo načelo (princip gibljivega ravnovesja): Če se na sistem v stanju ravnovesja uporabi kakršen koli zunanji vpliv, se bo v sistemu okrepila tista smer procesa, ki oslabi učinek tega vpliva, ravnotežni položaj pa se bo premaknil v isto smer.

Le Chatelierjevo načelo ne velja samo za kemične procese, ampak tudi za fizikalne, kot so vrenje, kristalizacija, raztapljanje itd.

Oglejmo si vpliv različnih dejavnikov na kemijsko ravnovesje na primeru reakcije oksidacije NO:

2 ŠT (g) + O 2(g) 2 ŠT 2(g); H o 298 = - 113,4 kJ/mol.

Vpliv temperature na kemijsko ravnovesje

Z zviševanjem temperature se ravnovesje premika proti endotermni reakciji, z zniževanjem temperature pa proti eksotermni reakciji.

Stopnja premika ravnotežja je določena z absolutno vrednostjo toplotni učinek: večja je absolutna vrednost reakcijske entalpije H, večji je vpliv temperature na ravnotežno stanje.

V obravnavani reakciji za sintezo dušikovega oksida (IV ) zvišanje temperature bo premaknilo ravnotežje proti začetnim snovem.

Vpliv pritiska na kemijsko ravnovesje

Stiskanje premakne ravnotežje v smeri procesa, ki ga spremlja zmanjšanje prostornine plinastih snovi, zmanjšanje tlaka pa premakne ravnotežje v nasprotno smer. V obravnavanem primeru so na levi strani enačbe trije zvezki, na desni pa dva. Ker povečanje tlaka daje prednost procesu, ki se pojavi z zmanjšanjem prostornine, se bo s povečanjem tlaka ravnovesje premaknilo v desno, tj. proti produktu reakcije – NO 2 . Zmanjšanje tlaka bo premaknilo ravnovesje na hrbtna stran. Upoštevati je treba, da če je v enačbi reverzibilne reakcije število molekul plinastih snovi na desni in levi strani enako, potem sprememba tlaka ne vpliva na ravnotežni položaj.

Vpliv koncentracije na kemijsko ravnotežje

Za obravnavano reakcijo vnos dodatnih količin NO ali O 2 v ravnotežni sistem povzroči premik ravnotežja v smeri, v kateri koncentracija teh snovi upada, zato pride do premika ravnotežja proti nastanku NE 2 . Povečana koncentracija NE 2 premakne ravnotežje proti izhodnim snovem.

Katalizator enako pospešuje tako naprej kot povratne reakcije in zato ne vpliva na premik kemijskega ravnovesja.

Ko je vnesen v ravnotežni sistem (pri P = konst ) inertnega plina se koncentracije reagentov (parcialni tlaki) zmanjšajo. Ker obravnavani proces oksidaciješt gre z zmanjšanjem volumna, nato pri dodajanju v

Konstanta kemijskega ravnovesja

Za kemično reakcijo:

2 ŠT (g) + O 2 (g) 2 ŠT 2(g)

konstanta kemijske reakcije K c je razmerje:

(12.1)

V tej enačbi so v oglatih oklepajih koncentracije reagirajočih snovi, ki se vzpostavijo pri kemijskem ravnovesju, tj. ravnotežne koncentracije snovi.

Konstanta kemijskega ravnovesja je povezana s spremembo Gibbsove energije z enačbo:

G T o = – RTlnK . (12.2).

Primeri reševanja problemov
Pri določeni temperaturi so ravnotežne koncentracije v sistemu 2CO (g) + O 2(g)2CO 2 (g) so bile: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Določite konstanto ravnotežja pri tej temperaturi in začetni koncentraciji CO in O 2 , če prvotna mešanica ni vsebovala CO 2 .

2CO (g) + O 2 (g) 2CO 2(d).

V drugi vrstici se "proreact" nanaša na koncentracijo reagiranih izhodnih snovi in koncentracijo nastalega CO 2 , in z začetnico = z reakcijo + z enako .

Z referenčnimi podatki izračunajte ravnotežno konstanto procesa

3H 2 (G) + N 2 (G) 2 NH 3 (G) pri 298 K.

G 298 o = 2·( - 16,71) kJ = -33,42 10 3 J.

G T o = - RTlnK.

lnK = 33,42 10 3 /(8,314 × 298) = 13,489. K = 7,21 × 10 5 .

Določite ravnotežno koncentracijo HI v sistemu

H 2(g) + I 2(g) 2HI (G),

če je pri določeni temperaturi konstanta ravnotežja 4 in začetne koncentracije H 2, I 2 in HI sta enaka 1, 2 oziroma 0 mol/l.

rešitev. Naj x mol/l H2 reagira v nekem trenutku.

Če rešimo to enačbo, dobimo x = 0,67.

To pomeni, da je ravnotežna koncentracija HI 2 × 0,67 = 1,34 mol/L.

Z uporabo referenčnih podatkov določite temperaturo, pri kateri je konstanta ravnotežja procesa: H 2 (g) + HCOH (d) CH3OH (d) postane enako 1. Predpostavimo, da je H o T » H o 298 in S o T "S o 298.

Če je K = 1, potem je G o T = - RTlnK = 0;

Pojdi na T » N o 298 - T D S o 298 . Potem ;

N približno 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1 × 10 3 J;

S o 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 J/K;

TO.

Za reakcijo SO 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G) pri določeni temperaturi je konstanta ravnotežja 4. Določite ravnotežno koncentracijo SO 2 Cl 2 , če so začetne koncentracije SO 2, Cl 2 in SO 2 Cl 2 so enake 2, 2 oziroma 1 mol/l.

rešitev. Naj x mol/l SO 2 reagira v nekem trenutku.

SO 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G)

Potem dobimo:

Pri reševanju te enačbe dobimo: x 1 = 3 in x 2 = 1,25. Ampak x 1 = 3 ne izpolnjuje pogojev problema.
Zato je = 1,25 + 1 = 2,25 mol/l.

Težave, ki jih je treba rešiti neodvisno

12.1. Pri kateri od naslednjih reakcij bo povečanje tlaka premaknilo ravnotežje v desno? Odgovor utemelji.

1) 2 NH 3 (g) 3 H 2 (g) + N 2 (d)

2) ZnCO 3 (k) ZnO (k) + CO 2 (d)

3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (š)

4) CO 2 (g) + C (grafit) 2CO (g)

12.2.Pri določeni temperaturi so ravnotežne koncentracije v sistemu

2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (d)

so bile: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Določite konstanto ravnotežja in začetno koncentracijo HBr.

12.3.Za reakcijo H 2(g)+S (d) H 2 S (d) pri določeni temperaturi je ravnotežna konstanta 2. Določite ravnotežne koncentracije H 2 in S, če so začetne koncentracije H 2, S in H 2 S so enaki 2, 3 in 0 mol/l.

Državna izobraževalna ustanova za visoko strokovno izobraževanje "Uralska državna tehnična univerza - UPI"

Določanje konstant kemijskega ravnovesja

reakcije in izračun kemijskega ravnovesja

pri predmetu fizikalna kemija

za redne študente

Ekaterinburg 2007

UDK 544(076)S79

Sestavil

Znanstveni urednik, kandidat kemijskih znanosti, izredni profesor

Določitev ravnotežnih konstant kemijskih reakcij in izračun kemijskega ravnovesja: metodološka navodila za laboratorijsko delo št. 4 pri fizikalni kemiji / comp. - Ekaterinburg: Državna izobraževalna ustanova za visoko strokovno izobraževanje USTU-UPI, 20 str.

Navodila so namenjena dodatnemu poglobljenemu študiju snovi o kemijskem ravnovesju v okviru računsko-analiznega laboratorijskega dela. Vsebuje 15 možnosti za posamezne naloge, kar prispeva k doseganju cilja.

Bibliografija: 5 naslovov. riž. Tabela

Tehniška univerza- UPI", 2007

Uvod

To delo, čeprav poteka v okviru laboratorijske delavnice, se nanaša na računsko in analitično delo in je sestavljeno iz obvladovanja teoretičnega gradiva in reševanja številnih problemov na temo predmeta fizikalne kemije "Kemijsko ravnovesje".

Potrebo po njem povzroča kompleksnost te teme na eni strani in premajhna količina izobraževalnega časa, namenjenega njenemu študiju, na drugi strani.

Glavni del teme “Kemijsko ravnovesje”: izpeljava zakona kemijskega ravnotežja, upoštevanje izobarne enačbe in izoterme kemijske reakcije itd., je predstavljen na predavanjih in študiran na praktične vaje(zato to gradivo v tem delu ni predstavljeno). Ta priročnik podrobno preučuje del teme, ki se nanaša na eksperimentalno določanje ravnotežnih konstant in določanje ravnotežne sestave sistema s kemično reakcijo, ki poteka v njem.

Torej jim bo dokončanje tega dela omogočilo reševanje naslednjih nalog:

1) se seznanijo z metodami za določanje in izračun ravnotežnih konstant kemijskih reakcij;

2) naučiti se izračunati ravnotežno sestavo zmesi na podlagi najrazličnejših eksperimentalnih podatkov.

1. TEORETIČNE INFORMACIJE O METODAH

DOLOČITVE RAVNOTEŽNIH KONSTAN KEMIJSKIH REAKCIJ

Na kratko se osredotočimo na osnovne pojme, uporabljene spodaj. Konstanta ravnotežja kemijske reakcije je količina

https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - standardna molarna Gibbsova energija reakcije r.

Enačba (1) je določujoča enačba za ravnotežno konstanto kemijske reakcije. Upoštevati je treba, da je konstanta ravnotežja kemijske reakcije brezdimenzijska količina.

Zakon kemijskega ravnovesja je zapisan takole

, (2)

kjer https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- dejavnost k- udeleženec v reakciji; - razsežnost dejavnosti; stehiometrični koeficient k- udeleženec reakcije r.

Eksperimentalno določanje ravnotežnih konstant je precej težka naloga. Najprej se morate prepričati, da je pri dani temperaturi doseženo ravnovesje, to je, da sestava reakcijske mešanice ustreza ravnotežnemu stanju - stanju z minimalno Gibbsovo energijo, ničelno reakcijsko afiniteto in enakostjo hitrosti naprej in nazaj reakcije. Pri ravnovesju bodo tlak, temperatura in sestava reakcijske zmesi konstantni.

Na prvi pogled se zdi, da je sestavo ravnotežne mešanice mogoče določiti z metodami kvantitativna analiza z značilnimi kemičnimi reakcijami. Vendar pa vnos tujega reagenta, ki veže eno od komponent kemijskega procesa, premakne (tj. spremeni) ravnotežno stanje sistema. To metodo je mogoče uporabiti le, če je hitrost reakcije dovolj počasna. Zato se zelo pogosto pri proučevanju ravnovesja uporabljajo tudi različne fizikalne metode za določanje sestave sistema.

1.1 Kemijske metode

Obstajajo statični kemične metode in dinamične kemijske metode. Razmislimo konkretni primeri, podan v .

1.1.1 Statične metode.

Statične metode vključujejo namestitev reakcijske mešanice v reaktor pri konstantni temperaturi in nato določanje sestave sistema, ko je doseženo ravnovesje. Preučevana reakcija mora biti dovolj počasna, da vnos tujega reagenta praktično ne poruši ravnotežnega stanja. Če želite upočasniti proces, lahko reakcijsko bučko dokaj hitro ohladite. Klasičen primer tovrstnih raziskav je reakcija med jodom in vodikom

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

Lemoyne je v steklene valje dal mešanico joda in vodika ali vodikovega jodida. Pri 200 oC do reakcije praktično ne pride; pri 265 °C je trajanje ravnovesja nekaj mesecev; pri 350 °C se ravnotežje vzpostavi v nekaj dneh; pri 440 °C - več ur. V zvezi s tem je bilo za preučevanje tega procesa izbrano temperaturno območje 300–400 oC. Sistem je bil analiziran na naslednji način. Reakcijski balon smo hitro ohladili tako, da smo ga spustili v vodo, nato pa odprli pipo in v vodi raztopili vodikov jodid. Količino jodovodikove kisline smo določili s titracijo. Pri vsaki temperaturi smo poskus izvajali, dokler koncentracija ni dosegla konstantne vrednosti, kar kaže na vzpostavitev kemijskega ravnovesja v sistemu.

1.1.2 Dinamične metode.

Dinamične metode so sestavljene iz stalnega kroženja mešanice plinov in njenega hitrega ohlajanja za nadaljnjo analizo. Te metode so najbolj uporabne za dokaj hitre reakcije. Pospešijo reakcije, praviloma oziroma z izvedbo, ko povišane temperature, ali uvedbo katalizatorja v sistem. Dinamična metoda je bila uporabljena zlasti pri analizi naslednjih plinskih reakcij:

2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)

2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)

2SO2 + O2 ⇄ 2SO

3H2 + N2 ⇄ 2NH

1.2 Fizikalne metode

Te metode temeljijo predvsem na merjenju tlaka ali masne gostote reakcijske zmesi, čeprav se lahko uporabijo tudi druge lastnosti sistema.

1.2.1 Merjenje tlaka

Vsako reakcijo, ki jo spremlja sprememba števila molov plinastih reaktantov, spremlja sprememba tlaka pri konstantnem volumnu. Če so plini blizu idealnim, potem je tlak premosorazmeren skupno število molov plinastih reaktantov.

Kot ponazoritev razmislite o naslednji plinski reakciji, napisani na molekulo izhodne snovi

Število molov

v začetnem trenutku 0 0

v ravnovesju

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

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

Med temi pritiski obstajajo razmerja:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image022_24.gif" width="132" height="52 src=">. (11)

https://pandia.ru/text/78/005/images/image024_21.gif" width="108" height="52 src="> . (13)

Ravnotežna konstanta, izražena v p-lestvici, bo

. (14)

Posledično lahko z merjenjem ravnotežnega tlaka določimo stopnjo disociacije z uporabo formule (13), nato pa lahko izračunamo konstanto ravnotežja z uporabo formule (14).

1.2.2 Merjenje masne gostote

Za vsako reakcijo, ki jo spremlja sprememba števila molov plinastih udeležencev v procesu, je značilna sprememba masne gostote pri konstantnem tlaku.

Na primer, za reakcijo (8) velja

, (15)

kjer je https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> prostornina sistema v stanju ravnovesja. Praviloma v realnem poskusi se ne meri prostornina, temveč gostota mase sistema, ki je obratno sorazmerna z prostornino..gif" width="37 height=21" height="21"> - masna gostota sistema v začetnem trenutku oziroma v trenutku ravnotežja. Z merjenjem masne gostote sistema lahko s formulo (16) izračunamo stopnjo disociacije in nato ravnotežno konstanto.

1.2.3 Neposredna meritev parcialnega tlaka

Najbolj neposreden način za določitev konstante ravnotežja kemijske reakcije je merjenje parcialnih tlakov vsakega udeleženca v procesu. Na splošno je to metodo zelo težko uporabiti v praksi, najpogosteje se uporablja le pri analizi plinskih mešanic, ki vsebujejo vodik. V tem primeru se uporablja lastnost kovin platinske skupine, da so prepustne za vodik pri visokih temperaturah. Predgreto mešanico plinov vodimo pri konstantni temperaturi skozi valj 1, v katerem je prazen rezervoar za iridij 2, povezan z manometrom 3 (slika 1). Vodik je edini plin, ki lahko prehaja skozi stene iridijeve posode.

Tako ostane izmeriti skupni tlak mešanice plinov in parcialni tlak vodika, da bi izračunali konstanto ravnotežja reakcije. Ta metoda je Lowensteinu in Wartenbergu (1906) omogočila preučevanje disociacije vode, HCl, HBr, HI in H2S ter reakcij, kot so:

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

1.2.4 Optične metode

Obstajajo ravnotežne preskusne metode, ki temeljijo na meritvah adsorpcije in so še posebej učinkovite v primeru obarvanih plinov. Sestavo binarne mešanice plinov je mogoče določiti tudi z merjenjem lomnega količnika (refraktometrično). Na primer, Chadron (1921) je proučeval redukcijo kovinskih oksidov z ogljikovim monoksidom z refraktometričnim merjenjem sestave plinske mešanice ogljikovega oksida in ogljikovega dioksida.

1.2.5 Merjenje toplotne prevodnosti

Ta metoda je bila uporabljena za preučevanje disociacijskih reakcij v plinski fazi, npr.

Predpostavimo, da je zmes N2O4 in NO2 postavljena v posodo, katere desna stena ima temperaturo T2, leva stena pa T1 in T2>T1 (slika 2). Disociacija N2O4 bo večja v tistem delu posode, ki ima višjo temperaturo. Posledično bo koncentracija NO2 na desni strani posode večja kot na levi, opazili pa bomo difuzijo molekul NO2 od desne proti levi in N2O4 od leve proti desni. Vendar pa se molekule N2O4, ko dosežejo desno stran reakcijske posode, ponovno disociirajo in absorbirajo energijo v obliki toplote, molekule NO2, ki dosežejo levo stran posode, pa se dimerizirajo in sproščajo energijo v obliki toplote. To pomeni, da pride do superpozicije običajne toplotne prevodnosti in toplotne prevodnosti, povezane s pojavom disociacijske reakcije. Ta problem je rešen kvantitativno in omogoča določitev sestave ravnotežne mešanice.

1.2.6 Merjenje elektromotorne sile (EMS) galvanskega člena

Merjenje EMF galvanskih členov je preprosto in natančna metoda izračuni termodinamičnih funkcij kemijskih reakcij. Potrebno je le 1) konstruirati galvanski člen tako, da končna reakcija v njem sovpada s proučevanim, katerega konstanto ravnotežja je treba določiti; 2) meriti EMF galvanskega člena v termodinamično ravnotežnem procesu. Za to je potrebno, da se ustrezen proces generiranja toka odvija neskončno počasi, to je, da element deluje na neskončno majhni jakosti toka, zato se za merjenje EMF galvanskega člena uporablja kompenzacijska metoda, ki temelji na dejstvu, da je proučevani galvanski člen zaporedno povezan proti zunanji potencialni razliki, slednja pa je bila izbrana tako, da v tokokrogu ni bilo toka. Velikost EMF, izmerjena s kompenzacijsko metodo, ustreza termodinamično ravnotežnemu procesu, ki poteka v elementu in koristno delo največja in enaka zmanjšanju Gibbsove energije

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

pri p, T=const, kjer F–Faradayevo število = 96500 C/mol, n– najmanjši skupni večkratnik števila elektronov, ki sodelujejo v elektrodnih reakcijah, Eo– standardni EMF, V.

Vrednost ravnotežne konstante je mogoče najti iz razmerja (21)

(21)

2. PRIMER LABORATORIJSKEGA DELA ZA DOLOČANJE VREDNOSTI KONSTANTE RAVNOTEŽJA

Laboratorijsko delo na študiju disociacijske reakcije kovinskih karbonatov se pogosto srečuje v delavnicah fizikalne kemije. Dajmo povzetek podobno delo.

Cilj dela – določitev konstante ravnotežja in izračun glavnih termodinamičnih veličin reakcije razgradnje karbonata.

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

pri tem nastane plinasti ogljikov monoksid (IV), trden kalcijev oksid in ostane del nedisociiranega kalcijevega karbonata.

Ravnotežna konstanta reakcije (22) bo zapisana kot:

, (23)

kjer https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> v splošni pogled ali ; Aktivnosti čiste trdne ali tekoče faze so enake https://pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.

Če se tlak meri v atmosferah, potem = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">. (24)

Ravnotežni tlak ogljikovega dioksida nad kalcijevim karbonatom imenujemo disociacijski tlak CaCO3.

To pomeni, da bo ravnotežna konstanta reakcije disociacije kalcijevega karbonata številčno enaka elastičnosti disociacije karbonata, če je slednja izražena v atmosferah. Tako je z eksperimentalnim določanjem elastičnosti disociacije kalcijevega karbonata mogoče določiti vrednost ravnotežne konstante te reakcije.

eksperimentalni del

Za določitev elastičnosti disociacije kalcijevega karbonata se uporablja statična metoda. Njegovo bistvo je neposredno merjenje tlaka pri določeni temperaturi ogljikov dioksid v namestitvi.

Oprema. Glavni sestavni deli naprave so: reakcijska posoda (1), izdelana iz toplotno odpornega materiala in postavljena v električno peč (2); živosrebrni manometer (3), hermetično povezan z reakcijsko posodo in preko pipe (4) z ročno vakuumsko črpalko (5). Temperaturo v kurišču vzdržujemo z regulatorjem (6), temperaturo pa uravnavamo s termoelementom (7) in voltmetrom (8). Določeno količino proučevane praškaste snovi (9) (kovinski karbonati) damo v reakcijsko posodo.

Delovni nalog. Po preverjanju tesnosti sistema vklopite peč in z regulatorjem nastavite želeno začetno temperaturo reakcijske posode. Zabeležite prve odčitke termočlena in manometra. Po tem z regulatorjem (6) zvišajte temperaturo v peči za 10-20 stopinj, počakajte, da se vzpostavi nova konstantna vrednost temperature in zabeležite vrednost tlaka, ki ustreza tej temperaturi. Tako postopoma povečujete temperaturo, opravite vsaj 4-5 meritev. Po koncu eksperimenta se peč ohladi in sistem prek ventila (4) poveže z atmosfero. Nato izklopite pečico in voltmeter. Po obdelavi pridobljenih eksperimentalnih podatkov je mogoče izračunati ravnotežno konstanto disociacijske reakcije.

Slika 3. Naprava za določanje elastičnosti disociacije

kovinski karbonati.

3. DOLOČANJE RAVNOTEŽNIH KONSTANT

BREZ IZVEDBE EKSPERIMENTA

3.1 Izračun konstante ravnotežja kemijske reakcije iz

vrednost standardne molarne Gibbsove funkcije reakcije

Ta metoda sploh ne vključuje eksperimentiranja. Če sta znani standardna molarna entalpija in entropija reakcije pri dani temperaturi, lahko z uporabo ustreznih enačb izračunamo standardno molsko Gibbsovo funkcijo proučevane reakcije pri želeni temperaturi in preko nje vrednost konstante ravnotežja.

Če vrednosti standardne molarne entropije in entalpije pri določeni temperaturi niso znane, potem lahko uporabite metodo Temkin in Shvartsman, to je iz vrednosti standardne molarne entalpije in entropije pri temperaturi 298 K in vrednosti koeficientov temperaturne odvisnosti molarne toplotne kapacitete reakcije izračunajte standardno molsko Gibbsovo energijo reakcije pri kateri koli temperaturi.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - referenčni koeficienti, ki niso odvisni od narave reakcije in so določeni le po temperaturnih vrednostih.

3.2 Metoda združevanja ravnotežij

Ta metoda se uporablja v praktični kemijski termodinamiki. Na primer, ravnotežni konstanti dveh reakcij sta bili eksperimentalno ugotovljeni pri isti temperaturi

1. СH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) . (26)

2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) . (27)

Konstanta ravnotežja za reakcijo sinteze metanola

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

. (29)

3.3 Izračun konstante ravnotežja kemijske reakcije pri določeni temperaturi po znane vrednosti ravnotežne konstante iste reakcije pri dveh drugih temperaturah

Ta računska metoda temelji na reševanju izobarne enačbe kemijske reakcije (van't Hoffova izobara)

, (30)

kjer je https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">in izgleda tako:

. (31)

Z uporabo te enačbe lahko izračunate standardno molsko entalpijo reakcije, če poznate ravnotežne konstante pri dveh različnih temperaturah, in če poznate to enačbo in ravnotežno konstanto pri eni temperaturi, lahko izračunate ravnotežno konstanto pri kateri koli drugi temperaturi.

4. PRIMERI REŠEVANJA PROBLEMOV

Poiščite konstanto ravnotežja za sintezo amoniaka y N2 + H2 ⇄ NH3, če je ravnotežni molski delež amoniaka 0,4 pri 1 atm in 600 K. Začetna mešanica je stehiometrična, v začetni mešanici ni produkta.

podano: Reakcija y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0,4 Ugotovite: - ?

rešitev

Iz pogojev problema poznamo stehiometrično enačbo in tudi, da je v začetnem trenutku število molov dušika enako stehiometričnemu, to je 0,5 mol (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">

Zapišimo reakcijo, pod simboli elementov označimo začetno in ravnotežno količino molov snovi.

y N2 + H2 ⇄ NH3

0,5 - 0,5ξ 1,5 - 1,5 ξ ξ

Skupno število molov vseh udeležencev reakcije v sistemu v trenutku ravnotežja

https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif" width="197" height="56 src=">.gif" width="76" height="48 src=">

https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif" width="120" height="47">

= 3,42

Rešitev neposrednega problema kemijskega ravnovesja je izračun ravnotežne sestave sistema, v katerem ta reakcija(več reakcij). Očitno je osnova rešitve zakon kemijskega ravnovesja. Potrebno je samo izraziti vse spremenljivke, vključene v ta zakon, skozi eno od njih: na primer skozi globino kemijske reakcije, skozi stopnjo disociacije ali preko nekega ravnotežnega molskega deleža. Bolje je izbrati, katera spremenljivka je primerna za uporabo glede na specifične pogoje problema.

Problem 2

Ravnotežna konstanta plinske reakcije sinteze vodikovega jodida

H2 + I2 ⇄ 2HI pri temperaturi 600 K in tlaku, izraženem v atmosferah, je enak Kr= 45,7. Poiščite ravnotežno globino te reakcije in ravnotežni izkoristek produkta pri dani temperaturi in tlaku 1 atm, če v začetnem trenutku količine izhodnih snovi ustrezajo stehiometričnim in v začetni fazi ni produktov reakcije. trenutek.

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

rešitev

Zapišimo samo reakcijo, pod simboli elementov pa število molov vsakega udeleženca v začetnem trenutku in v trenutku vzpostavljenega ravnovesja po formuli (4)

1 - ξ 1 - ξ 2ξ

1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2

Izrazimo ravnotežne molske deleže in parcialne tlake vseh udeležencev v reakciji z eno samo spremenljivko - globino kemijske reakcije.

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

Zakon delovanja mase ali zakon kemijskega ravnovesja

https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0,772.

Problem 3

Njegov pogoj se razlikuje od problema 2 le v tem, da sta začetni količini molov vodika in joda enaki 3 oziroma 2 moloma. Izračunajte molsko sestavo ravnotežne zmesi.

dano: Možna reakcija: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. Kr = 45,7 .

3 mol; Krt; Krt. Najdi: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0

3 - ξ 2 - ξ 2ξ

Skupno število molov vseh udeležencev v reakciji v trenutku ravnotežja je enako

3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5

Ravnotežni molski deleži in parcialni tlaki vseh udeležencev reakcije, izraženi z eno samo spremenljivko - globino kemijske reakcije

Zamenjava parcialnih tlakov v zakonu kemijskega ravnovesja daje:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> in izračunajte konstanto ravnotežja, nato zgradite graf in iz njega določite globino reakcije ki ustreza ugotovljeni vrednosti konstante ravnovesja.

= 1,5 = 12

https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> =29,7

https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> = 54

https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" width="35 height=25" height="25">= 0,712

Za izvedbo dela morate opraviti naslednje naloge

1. vaja

1. Opišite metodo za eksperimentalno določanje elastičnosti ogljikovega dioksida pri študiju disociacijske reakcije CaCO3⇄CaO+CO2

(možnosti 1 – 15, tabela 3);

2. Zapišite zakon kemijskega ravnovesja za proučevano reakcijo; določite vrednosti ravnotežnih konstant reakcije disociacije kalcijevega karbonata glede na eksperimentalne podatke (tabela 3) pri različnih temperaturah; dokončajte naloge iz razdelka B (v skladu z navedeno možnostjo) dokončajte naloge 1-3, p;

3. Zapišite definirajoči izraz za ravnotežno konstanto in teoretično izračunajte ravnotežno konstanto reakcije, ki jo preučujete pri zadnji temperaturi, navedeni v tabeli.

Naloga 2

1. Pripravite odgovor na vprašanje 1 (možnosti 1-15, tabela 4)

2. Reši nalogi 2 in 3.

Referenčni podatki, potrebni za dokončanje dela

Vrednost za izračun standardne molarne spremembe Gibbsove energije z uporabo metode Temkin in Shvartsman

Tabela 1

Termodinamični podatki za izračun standardne molarne Gibbsove energije

tabela 2

Eksperimentalni podatki za nalogo 1

Tabela 3

Možnost	Eksperimentalni podatki
	t, oC
str, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

p, mmHg

Pogoji nalog za opravljanje naloge 2

Tabela 4

1 možnost

1. Povejte nam o kemijskih metodah za določanje vrednosti konstant kemijskega ravnovesja.

2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo in tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5 A + 2B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistemu, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici.

3 . Pri 1273 K in skupnem tlaku 30 atm vsebuje ravnotežna mešanica s predpostavljeno reakcijo CO2 (g) + C (s) = 2CO (g) 17 % (po prostornini) CO2. Kolikšen odstotek CO2 bo vseboval plin pri skupnem tlaku 20 atm?. Pri kakšnem tlaku bo plin vseboval 25 % CO2?

Možnost 2

1 . Povejte nam o fizikalna metoda določitev vrednosti konstante kemijskega ravnotežja z merjenjem tlaka.

2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistem, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici.

3 . Pri 2000 °C in skupnem tlaku 1 atm disociira 2 % vode na vodik in kisik po reakciji H2O(g) = H2(g) + 0,5 O2(g). Izračunajte konstanto ravnotežja reakcije pri teh pogojih.

Možnost 3

1 . Opišite metodo za določanje vrednosti ravnotežne konstante iz meritev gostote. Med katere metode spada ta metoda?

2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo A + 2B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistem, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,6, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici.

3 . Ravnotežna konstanta reakcije CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) pri 500 oC je 5,5 ([p]=1 atm). Na to temperaturo smo segreli zmes, sestavljeno iz 1 mol CO in 5 mol H2O. Izračunajte molski delež vode v ravnotežni mešanici.

Možnost 4	1 . Opišite metodo za določanje vrednosti konstante ravnotežja z uporabo neposredno merjenje delni tlak. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo in tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5 A + B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistemu, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je enak 1,5 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 Ravnotežna konstanta reakcije N2O4(g) = 2NO2(g) pri 25 o C je enaka 0,143 ([p]=1 atm). Izračunajte tlak, ki se bo razvil v 1-litrski posodi z 1 g N2O4 pri tej temperaturi.
Možnost 5	1 . Kako lahko določite vrednost konstante ravnotežja reakcije, ne da bi se zatekli k poskusu. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5 A + 3B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistem, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . 3-litrsko posodo, ki je vsebovala 1,79·10 -2 mol I2, smo segreli na 973 K. Izkazalo se je, da je tlak v posodi v ravnotežju 0,49 atm. Ob predpostavki, da so plini idealni, izračunajte konstanto ravnotežja pri 973 K za reakcijo I2(g) = 2I(g).
Možnost 6	1. Uporaba reakcijske izobarne enačbe za določitev vrednosti konstante kemijskega ravnotežja pri predhodno neraziskani temperaturi. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo in tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 3A + B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistemu, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Za reakcijo PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) pri 250 °C je standardna molska sprememba Gibbsove energije = - 2508 J/mol. Pri katerem skupnem tlaku bo stopnja pretvorbe PCl5 v PCl3 in Cl2 30 % pri 250 °C?
Možnost 7	1. Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo dodajanje inertnega plina pri konstantni prostornini vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Za reakcijo 2HI(g) = H2 +I2(g) ravnotežna konstanta Kp= 0,0183 ([p]=1 atm) pri 698,6 K. Koliko gramov HI nastane, ko 10 g I2 in 0,2 g H2 segrejemo na to temperaturo v trilitrski posodi? Kakšni so parcialni tlaki H2, I2 in HI?
Možnost 8	1. Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo povišanje temperature vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5A + 2B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,3, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . 1-litrsko posodo, ki je vsebovala 0,341 mol PCl5 in 0,233 mol N2, smo segreli na 250 °C. Izkazalo se je, da je skupni tlak v posodi v ravnovesju 29,33 atm. Ob predpostavki, da so vsi plini idealni, izračunajte konstanto ravnotežja pri 250 °C za reakcijo PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g), ki poteka v posodi.
Možnost 9	1 . Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo povečanje tlaka vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5A + B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Ravnotežna konstanta reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) pri 500 K je enaka Kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Izračunajte skupni tlak, potreben za proizvodnjo metanola z 90-odstotnim izkoristkom, če sta CO in H2 vzeta v razmerju 1:2.
Možnost 10	1. Opišite metodo za določanje ravnotežnih konstant z merjenjem parcialnega tlaka. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 0,5A + 1,5B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Ravnotežje v reakciji 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2 (g) se vzpostavi pri 227 °C in skupnem tlaku 1,0 bar, ko je parcialni tlak NOCl 0,64 bar (sprva je bil prisoten le NOCl). Izračunajte to reakcijo pri dani temperaturi.
Možnost 11	1 . Opišite kemijske metode za določanje ravnotežnih konstant. 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + 0,5B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,2, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Izračunajte skupni tlak, ki ga je treba uporabiti za mešanico 3 delov H2 in 1 dela N2, da dobimo ravnovesno zmes, ki vsebuje 10 % prostornine NH3 pri 400 °C. Konstanta ravnotežja za reakcijo N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) pri 400 oC in izražanje tlaka v atm je enako 1,6·10-4.
Možnost 12	1 . Sistem, v katerem poteka endotermna reakcija v plinski fazi, reakcija A+3B=2C, je v ravnovesju pri 400 K in 5 atm. Če so plini idealni, kako bo znižanje tlaka vplivalo na izkoristek produkta? 2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = 0,5C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici. 3 . Pri 250 °C in skupnem tlaku 1 atm se PCl5 disociira za 80 % po reakciji PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). Kakšna bo stopnja disociacije PCl5, če v sistem dodamo dušik, tako da je parcialni tlak dušika enak 0,9 atm? Skupni tlak se vzdržuje na 1 atm.

Možnost 13

1 . Sistem, v katerem pride do eksotermne reakcije

CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je v ravnovesju pri 500 K in 10 barih.

Če so plini idealni, kako bo zmanjšanje tlaka vplivalo na izkoristek metanola?

2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 1,5A + 3B = 2C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici.

3 . Ravnotežna konstanta reakcije CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) pri 500 K je 6,09 × 10 5 ([p] = 1 atm). Reakcijska zmes, sestavljena iz 1 mol CO,

2 mola H2 in 1 mol inertnega plina (dušik) se segrejeta na 500 K in skupni tlak 100 atm. Izračunajte sestavo reakcijske mešanice.

Možnost 14

1 . Opišite metodo za določanje ravnotežnih konstant iz elektrokemijskih podatkov.

2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko vstopita v kemijsko reakcijo in tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + 0,5B = C. V začetnem trenutku ni reakcijskega produkta v sistemu, izhodne snovi pa vzamemo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,4, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici.

3. Za reakcijo N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) pri 298 K je konstanta ravnotežja pri izražanju tlaka v atm 6,0 × 10 5, standardna molska entalpija tvorbe amoniaka pa = - 46,1 kJ /mol. Poiščite vrednost konstante ravnotežja pri 500 K.

Možnost 15

1 . Sistem z eksotermno reakcijo CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) je v ravnovesju pri 500 K in 10 barih. Če so plini idealni, kako bo znižanje temperature vplivalo na izkoristek metanola?

2. Obstaja mešanica plinastih snovi A in B, ki lahko kemično reagirata, da tvorita reakcijski produkt C, v skladu s stehiometrično enačbo 2A + B = 1,5C. V začetnem trenutku v sistemu ni produkta reakcije, izhodne snovi pa se vzamejo v stehiometričnih količinah. Po vzpostavitvi ravnotežja vsebuje ravnotežna mešanica število molov produkta C, ki je enako 0,5, skupni tlak pa je 2 atm. Poiščite konstanto ravnotežja na p-lestvici.

3. Ravnotežna konstanta reakcije N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) pri 400 °C in izražena v tlaku v atm je 1,6·10-4. Kolikšen skupni tlak je treba uporabiti za ekvimolarno zmes dušika in vodika, da se 10 % dušika pretvori v amoniak? Plini veljajo za idealne.

V poročilu o laboratorijsko delo zdi se primerno vključiti naslednje razdelke: uvod, 1. del, 2. del, zaključki.

1. V uvodu lahko povzamemo teoretične informacije na eno od naslednjih vprašanj: bodisi o zakonu množičnega delovanja, zgodovini njegovega odkritja in njegovih avtorjih; ali o osnovnih pojmih in opredeljujočih odnosih razdelka "Kemijsko ravnovesje"; ali izpeljati zakon kemijskega ravnovesja v njegovi sodobni formulaciji; ali govoriti o dejavnikih, ki vplivajo na vrednost konstante ravnotežja itd.

Oddelek »Uvod« naj se konča z izjavo o ciljih dela.

V 1. delu potrebno

2.1. Podajte shemo naprave za določanje elastičnosti disociacije kovinskih karbonatov in opišite potek eksperimenta.

2.2 . Navedite rezultate izračuna konstante ravnotežja na podlagi danih eksperimentalnih podatkov

2.3. Izračunajte konstanto ravnotežja z uporabo termodinamičnih podatkov

V 2. delu potrebno

3.1 . Popolno in utemeljeno odgovorite na 1. vprašanje 2. naloge.

3.2 . Podajte rešitev nalog 2 in 3 naloge 2. Pogoji nalog morajo biti zapisani v simbolnem zapisu.

V sklepih Priporočljivo je odražati izpolnjevanje ciljev, zastavljenih v delu, in tudi primerjati vrednosti konstante ravnotežja, izračunane v 2.2 in 2.3.

Bibliografija

1. Karjakin kemijske termodinamike: Učbenik. priročnik za univerze. M.: Akademija, 20 str.

2. Prigozhin I., Kondepudi D. Sodobna termodinamika. Od toplotnih strojev do disipativnih struktur. M.: Mir, 20 str.

3. , Čerepanov o fizikalni kemiji. Komplet orodij. Ekaterinburg: Založba Uralske državne univerze, 2003.

4. Kratka referenčna knjiga fizikalnih in kemijskih količin / Ed. in. L.: Kemija, 20 str.

5. Problemi fizikalne kemije: učbenik. priročnik za univerze / itd. M.: Izpit, 20 str.

Računalniška postavitev

Ker so vse kemijske reakcije reverzibilne, velja za obratno reakcijo (glede na tisto, ko molekule A reagirajo z molekulami B)

ustrezen izraz za hitrost reakcije bo

Reverzibilnost je označena z dvojnimi puščicami:

Ta izraz se glasi: molekule A in molekule B so v ravnovesju z. Predznak za sorazmernost lahko nadomestimo z znakom enačaja, če vnesemo koeficient sorazmernosti k, značilen za obravnavano reakcijo. Na splošno

izraza za hitrost reakcije naprej (Speed) in povratne reakcije (Speed) imata obliko

Če sta hitrosti reakcije naprej in nazaj enaki, pravimo, da je sistem v ravnovesju:

Razmerju pravimo ravnotežna konstanta Zapomni si naslednje lastnosti sistema v ravnovesju

1. Ravnotežna konstanta je enaka razmerju konstant hitrosti neposredne in povratne reakcije,

2. V ravnovesju sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij (vendar ne njunih konstant) enaki.

3. Ravnovesje je dinamično stanje. Čeprav v ravnovesju ni popolne spremembe koncentracije reaktantov in produktov. A in B se nenehno spreminjata v in obratno.

4. Če sta znani ravnotežni koncentraciji A in B in je mogoče najti numerično vrednost konstante ravnotežja.

Razmerje med konstanto ravnotežja in spremembo standardne proste energije reakcije

Konstanta ravnotežja je povezana z razmerjem

Tukaj je plinska konstanta, T je absolutna temperatura. Ker so njihove vrednosti znane, lahko ob poznavanju številčne vrednosti ugotovimo, da če je konstanta ravnotežja večja od ena, reakcija poteka spontano, to je v smeri, kot je napisano (od leve proti desni). Če je konstanta ravnotežja manjša od enote, pride do obratne reakcije spontano. Upoštevajte pa, da konstanta ravnotežja kaže smer, v kateri lahko reakcija poteka spontano, vendar nam ne omogoča presoje, ali bo reakcija potekala hitro. Z drugimi besedami, nič ne pove o višini energijske ovire reakcije (; glej zgoraj). To izhaja iz dejstva, da določa samo A (7°).Hitrost reakcije je odvisna od višine energijske pregrade, ne pa tudi od velikosti

Večina dejavnikov, ki vplivajo na hitrost encimskih reakcij, učinkuje s spreminjanjem lokalnih koncentracij reaktantov.

Konstanta kemijskega ravnovesja

Vse kemijske reakcije lahko razdelimo v 2 skupini: ireverzibilne reakcije, tj. potekajo, dokler se ena od reagirajočih snovi popolnoma ne porabi, in reverzibilne reakcije, pri katerih se nobena od reagirajočih snovi popolnoma ne porabi. To je posledica dejstva, da nepovratna reakcija poteka samo v eni smeri. Reverzibilna reakcija se lahko pojavi v smeri naprej in nazaj. Na primer, reakcija

Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2

teče do popolnega izginotja žveplove kisline ali cinka in ne teče v nasprotni smeri: kovinski cink in žveplova kislina nemogoče pridobiti s prehodom vodika v vodna raztopina cinkov sulfat. Zato je ta reakcija nepovratna.

Klasičen primer reverzibilne reakcije je sinteza amoniaka iz dušika in vodika: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

Če pri visoka temperatura zmešate 1 mol dušika in 3 mole vodika, potem tudi po dovolj dolgem času do reakcije ne bo prisoten samo reakcijski produkt (NH 3), ampak tudi nereagirane izhodne snovi (N 2 in H 2). v reaktorju. Če pod enakimi pogoji v reaktor vnesemo ne mešanico dušika in vodika, ampak čisti amoniak, se čez nekaj časa izkaže, da je del amoniaka razpadel na dušik in vodik, tj. reakcija poteka v nasprotni smeri.

Da bi razumeli naravo kemijskega ravnovesja, je treba upoštevati hitrost prednjih in povratnih reakcij. Hitrost kemijske reakcije je sprememba koncentracije izhodne snovi ali reakcijskega produkta na enoto časa. Pri preučevanju vprašanj kemijskega ravnovesja so koncentracije snovi izražene v mol/l; te koncentracije kažejo, koliko molov danega reaktanta vsebuje 1 liter posode. Na primer, izjava "koncentracija amoniaka je 3 mol/l" pomeni, da vsak liter zadevne prostornine vsebuje 3 mol amoniaka.

Kemijske reakcije se izvajajo kot posledica trkov med molekulami, torej, kot več molekul ki se nahajajo v enoti prostornine, pogosteje prihaja do trkov med njimi in večja je hitrost reakcije. Torej, večja kot je koncentracija reaktantov, večja je hitrost reakcije.

Koncentracije izhodnih snovi v sistemu (sistem je celota reagirajočih snovi) so največje v trenutku začetka reakcije (v času t = 0). V istem trenutku začetka reakcije v sistemu še ni produktov reakcije, zato je hitrost povratne reakcije enaka nič. Ko izhodne snovi medsebojno delujejo, se njihove koncentracije zmanjšajo, zato se zmanjša hitrost neposredne reakcije. Koncentracija reakcijskega produkta postopoma narašča, zato se poveča tudi hitrost povratne reakcije. Po določenem času postane hitrost neposredne reakcije enaka hitrosti povratne reakcije. To stanje sistema se imenuje stanje kemijskega ravnovesja (slika 5.1). riž. 5.1 – Spremembe v hitrosti naprednih in povratnih reakcij skozi čas. V kemičnem stanju

v sistemu ni opaziti ravnovesja

Ni vidnih sprememb.

Tako lahko na primer koncentracije vseh snovi ostanejo nespremenjene neomejeno dolgo časa, če na sistem ni zunanjega vpliva. Ta konstantnost koncentracij v sistemu v stanju kemijskega ravnovesja sploh ne pomeni odsotnosti interakcije in je razložena z dejstvom, da naprej in nazaj reakcije potekajo z enako hitrostjo. To stanje imenujemo tudi pravo kemijsko ravnovesje. Tako je pravo kemijsko ravnovesje dinamično ravnovesje.

Lažno ravnotežje je treba razlikovati od pravega ravnovesja. Nespremenljivost sistemskih parametrov (koncentracije snovi, tlak, temperatura) je nujen, a nezadosten znak pravega kemijskega ravnovesja. To lahko ponazorimo z naslednjim primerom. Medsebojno delovanje dušika in vodika s tvorbo amoniaka, pa tudi razpad amoniaka, poteka z opazno hitrostjo pri visokih temperaturah (približno 500 ° C). Če zmešate vodik, dušik in amoniak v poljubnem razmerju pri sobni temperaturi, potem reakcija N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3

ne bo puščal in vsi sistemski parametri bodo ohranili konstantno vrednost. Vendar pa v v tem primeru ravnovesje je lažno, ni resnično, ker ni dinamično; ni v sistemu kemijska reakcija: Hitrost tako naprej kot povratne reakcije je nič.

V nadaljnji predstavitvi snovi bomo v povezavi s pravim kemijskim ravnovesjem uporabljali izraz »kemijsko ravnovesje«.

Kvantitativne značilnosti sistemi v stanju kemijskega ravnovesja je ravnotežna konstanta K .

Za splošni primer reverzibilne reakcije a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

Ravnotežna konstanta je izražena z naslednjo formulo:

V formuli 5.1 so C(A), C(B), C(P) C(Q) ravnotežne koncentracije (mol/l) vseh snovi, ki sodelujejo v reakciji, tj. koncentracije, ki se vzpostavijo v sistemu v trenutku kemijskega ravnovesja; a, b, p, q – stehiometrični koeficienti v reakcijski enačbi.

Izraz za konstanto ravnotežja za reakcijo sinteze amoniaka N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 ima naslednjo obliko: . (5,2)

Tako je numerična vrednost konstante kemijskega ravnovesja enaka razmerju produkta ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov in produkta ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi, koncentracijo vsake snovi pa je treba dvigniti na potenco enak stehiometričnemu koeficientu v reakcijski enačbi.

To je pomembno razumeti konstanta ravnotežja je izražena z ravnotežnimi koncentracijami, vendar ni odvisna od njih ; nasprotno, razmerje med ravnotežnimi koncentracijami snovi, ki sodelujejo v reakciji, bo takšno, da bo ustrezalo ravnotežni konstanti. Konstanta ravnotežja je odvisna od narave reaktantov in temperature in je konstantna (pri konstantni temperaturi) vrednost .

Če je K >> 1, potem je števec ulomka ravnotežnega konstantnega izraza večkrat večji od imenovalca, zato v trenutku ravnotežja v sistemu prevladujejo produkti reakcije, tj. reakcija večinoma poteka v smeri naprej.

Če 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.

Če je K ≈ 1, so ravnotežne koncentracije izhodnih snovi in reakcijskih produktov primerljive; reakcija poteka v opaznem obsegu tako v smeri naprej kot nazaj.

Upoštevati je treba, da izraz za konstanto ravnotežja vključuje koncentracije samo tistih snovi, ki so v plinski fazi ali v raztopljenem stanju (če reakcija poteka v raztopini). Če je v reakciji udeležena trdna snov, pride do interakcije na njeni površini, zato je koncentracija trdne snovi konstantna in ni zapisana v izrazu konstante ravnotežja.

CO 2 (plin) + C (trdno) ⇆ 2 CO (plin)

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

Ca 3 (PO 4) 2 (trdno) ⇆ 3Ca 2+ (raztopina) + 2PO 4 3– (raztopina) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)