على ماذا تشير قيمة ثابت التوازن؟ كتاب الكيمياء

لنفكر في تفاعل كيميائي عكسي من النوع العام، حيث تكون جميع المواد في نفس حالة التجميع، على سبيل المثال، السائل:

أأ + ب ب د ج ج + دد،

حيث A وB هما المادتان البادئتان للتفاعل المباشر؛ C و D عبارة عن منتجات تفاعل مباشر؛ أ، ب، ج، و د- المعاملات المتكافئة.

في اللحظة الأولى من الزمن، عندما يكون تركيز المادتين A وB أكبر، فإن معدل التفاعل المباشر سيكون أيضًا هو الأكبر، ووفقًا لقانون عمل الكتلة، فإنه يساوي

u pr = k 1 C A a C B في (6.1)

حيث k 1 هو ثابت معدل التفاعل الأمامي.

مع مرور الوقت، يتناقص تركيز المادتين A وB، وبالتالي ينخفض ​​معدل التفاعل المباشر.

في اللحظة الأولى من الزمن، يكون تركيز المادتين C وD صفرًا، وبالتالي يكون معدل التفاعل العكسي صفرًا بمرور الوقت، ويزداد تركيز المادتين C وD، وبالتالي معدل التفاعل ويزداد التفاعل العكسي أيضًا وسيكون متساويًا

u arr = k 2 C C c C D د (6.2)

حيث k 2 هو ثابت معدل التفاعل العكسي.

وفي لحظة الوصول إلى التوازن، تأخذ التركيزات قيمة التوازن، وتكون السرعات متساوية لبعضها البعض u pr = u arr، وبالتالي

ك 1 ج أ أ ج ب ج = ك 2 ج ج ج د د (6.3)

دعنا ننقل ثوابت المعدل إلى جانب والتركيزات إلى الجانب الآخر:

النسبة بين كميتين ثابتتين هي كمية ثابتة، وتسمى ثابت التوازن الكيميائي:

يظهر ثابت التوازنكم مرة يكون معدل التفاعل الأمامي أكبر أو أقل من معدل التفاعل العكسي؟

توازن ثابتهي نسبة حاصل ضرب تراكيز التوازن لنواتج التفاعل مقسمة إلى أس معاملاتها المتكافئة إلى حاصل ضرب تراكيز التوازن للمواد الأولية مقسمة إلى أس معاملاتها المتكافئة.

تعتمد قيمة ثابت التوازن على طبيعة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة، ولا تعتمد على التركيز عند لحظة التوازن، حيث أن نسبتها تكون دائما قيمة ثابتة، تساوي عدديا ثابت التوازن. إذا حدث تفاعل متجانس بين المواد في المحلول، فإن ثابت التوازن يُشار إليه بـ K C، وإذا حدث بين الغازات، يُشار إليه بـ K R.

حيث Р С وР D وР А وР В هي ضغوط التوازن للمشاركين في التفاعل.

باستخدام معادل. كلابيرون منديليففمن الممكن تحديد العلاقة بين K R و K ​​C

دعونا ننقل مستوى الصوت إلى الجانب الأيمن

ع = RT، أي ع = CRT (6.9)

دعونا نعوض المعادلة (6.9) في (6.7) لكل كاشف ونبسطها

, (6.10)

حيث Dn هو التغير في عدد مولات المشاركين في التفاعل الغازي

الاسم المميز = (ج + د) - (أ + ج) (6.11)

لذلك،

ك ف = ك ج (RT) د ن (6.12)

يتضح من المعادلة (6.12) أن K P = K C إذا لم يتغير عدد مولات المشاركين الغازيين في التفاعل (Dn = 0) أو لا توجد غازات في النظام.

تجدر الإشارة إلى أنه في حالة العملية غير المتجانسة، لا يؤخذ في الاعتبار تركيز الطور الصلب أو السائل في النظام.

على سبيل المثال، ثابت التوازن لتفاعل على الصورة 2A + 3B = C + 4D، بشرط أن تكون جميع المواد غازات ولها الصورة

وإذا كان D صلبًا، إذن

ثابت التوازن له أهمية نظرية وعملية كبيرة. تسمح لنا القيمة العددية لثابت التوازن بالحكم على الإمكانية العملية وعمق التفاعل الكيميائي.

إذا ك > 1،ثم يستمر هذا التفاعل بإنتاج كبير من منتجات التفاعل؛ إذا كان K > 10 4، فإن التفاعل لا رجعة فيه؛ إذا ك< 1, то такая реакция нетехнологична; если K < 10 -4 , то такая реакция невозможна.

بمعرفة ثابت التوازن، من الممكن تحديد تركيبة خليط التفاعل في لحظة التوازن وحساب ثابت العائد لمنتجات التفاعل. يمكن تحديد ثابت التوازن باستخدام الطرق التجريبية، أو تحليل التركيب الكمي لخليط التفاعل في لحظة التوازن، أو باستخدام الحسابات النظرية. بالنسبة للعديد من التفاعلات في ظل الظروف القياسية، يكون ثابت التوازن قيمة جدولية.

6.3. العوامل المؤثرة على التوازن الكيميائي. مبدأ لو شاتيليه

عند تطبيق تأثير خارجي على النظام، يتغير التوازن الكيميائي، أي تتغير تركيزات التوازن للمواد الأولية ومنتجات التفاعل. إذا زادت تركيزات التوازن لمنتجات التفاعل نتيجة للتأثير الخارجي، فإنهم يتحدثون عن تحول التوازن إلى اليمين (نحو التفاعل المباشر). إذا زادت تركيزات التوازن للمواد الأولية بسبب التأثيرات الخارجية، فإنهم يتحدثون عن تحول التوازن إلى اليسار (باتجاه التفاعل العكسي).

يعكس تأثير العوامل المختلفة على التحول في التوازن الكيميائي مبدأ لو شاتيليه (1884): إذا تأثر نظام في حالة توازن كيميائي مستقر من الخارج بتغير درجة الحرارة أو الضغط أو التركيز، فإن التوازن الكيميائي يتحول في الاتجاه الذي ينخفض ​​فيه تأثير التأثير.

تجدر الإشارة إلى أن المحفز لا يغير التوازن الكيميائي، ولكنه يسرع ظهوره فقط.

دعونا نفكر في تأثير كل عامل على التحول في التوازن الكيميائي للتفاعل العام:

أأ + ب ب = ج ج + دد ± س.

تأثير تغيرات التركيز.وفقا لمبدأ لو شاتيليه، فإن الزيادة في تركيز أحد مكونات التفاعل الكيميائي المتوازن تؤدي إلى تحول في التوازن نحو تكثيف التفاعل الذي تحدث فيه المعالجة الكيميائية لهذا المكون. وعلى العكس من ذلك، فإن انخفاض تركيز أحد المكونات يؤدي إلى تحول التوازن نحو تكوين هذا المكون.

وبالتالي، فإن زيادة تركيز المادة A أو B يؤدي إلى تغيير التوازن في الاتجاه الأمامي؛ تؤدي الزيادة في تركيز المادة C أو D إلى تغيير التوازن في الاتجاه المعاكس؛ يؤدي انخفاض تركيز A أو B إلى إزاحة التوازن في الاتجاه المعاكس؛ يؤدي انخفاض تركيز المادة C أو D إلى تغيير التوازن في الاتجاه الأمامي. (يمكنك الكتابة بشكل تخطيطي: -C A أو C B ®؛ -C C أو C D ¬؛ ¯ C A أو C B ¬؛ ¯ C C أو C D ®).

تأثير درجة الحرارة.القاعدة العامة التي تحدد تأثير درجة الحرارة على التوازن لها الصيغة التالية: زيادة درجة الحرارة تعزز تحول التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة (- Q)؛ يؤدي انخفاض درجة الحرارة إلى تعزيز تحول التوازن نحو التفاعل الطارد للحرارة (+ Q).

التفاعلات التي تحدث بدون تأثيرات حرارية لا تغير التوازن الكيميائي عندما تتغير درجة الحرارة. تؤدي الزيادة في درجة الحرارة في هذه الحالة فقط إلى إنشاء توازن أسرع، وهو ما كان من الممكن تحقيقه في نظام معين بدون تسخين، ولكن على مدى فترة أطول.

وهكذا، في التفاعل الطارد للحرارة (+ Q)، تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تحول في التوازن في الاتجاه المعاكس، وعلى العكس من ذلك، في التفاعل الماص للحرارة (- Q)، تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تحول في الأمام في الاتجاه، وانخفاض في درجات الحرارة في الاتجاه المعاكس. (يمكننا أن نكتب بشكل تخطيطي: في +Q -T ¬; ¯T ®; في -Q -T ®; ¯T ¬).

تأثير الضغط.كما تظهر التجربة، فإن الضغط له تأثير ملحوظ على إزاحة تفاعلات التوازن فقط التي تشارك فيها المواد الغازية، وفي الوقت نفسه، فإن التغير في عدد مولات المشاركين في التفاعل الغازي (Dn) لا يساوي الصفر. ومع زيادة الضغط، يتحول التوازن نحو التفاعل الذي يصاحبه تكوين عدد أقل من مولات المواد الغازية، ومع انخفاض الضغط، نحو تكوين عدد أكبر من مولات المواد الغازية.

وبالتالي، إذا كان Dn = 0، فإن الضغط لا يؤثر على إزاحة التوازن الكيميائي؛ إذا د< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0، فإن زيادة الضغط تؤدي إلى إزاحة التوازن في الاتجاه المعاكس، كما يؤدي انخفاض الضغط إلى إزاحته نحو التفاعل الأمامي. (من الناحية التخطيطية يمكننا أن نكتب: عند Dn = 0 P ليس له أي تأثير؛ عند Dn 0 -P ¬, ¯P ®). ينطبق مبدأ Le Chatelier على كل من الأنظمة المتجانسة وغير المتجانسة ويوفر خاصية نوعية لتحول التوازن.

لنعد إلى عملية إنتاج الأمونيا، معبرًا عنها بالمعادلة:

ن2 (جم) + 3ح2 (جم) → 2NH3 (جم)

كونهما في حجم مغلق، يتحد النيتروجين والهيدروجين ويشكلان الأمونيا. كم من الوقت سوف تستمر هذه العملية؟ من المنطقي أن نفترض ذلك حتى نفاد أي من الكواشف. ومع ذلك، في الحياة الحقيقية هذا ليس صحيحا تماما. الحقيقة هي أنه بعد مرور بعض الوقت على بدء التفاعل، ستبدأ الأمونيا الناتجة في التحلل إلى نيتروجين وهيدروجين، أي سيبدأ التفاعل العكسي:

2NH3 (ز) → N2 (جم) + 3H2 (جم)

في الواقع، في المجلد المغلق، سيحدث تفاعلان متقابلان مباشرة في وقت واحد. ولذلك تتم كتابة هذه العملية بالمعادلة التالية:

ن 2 (جم) + 3 ح 2 (جم) ↔ 2 نه 3 (جم)

يشير السهم المزدوج إلى أن التفاعل يسير في اتجاهين. يسمى تفاعل اتحاد النيتروجين والهيدروجين رد فعل مباشر. تفاعل تحلل الأمونيا - رد فعل عنيف.

في بداية العملية، يكون معدل التفاعل المباشر مرتفعًا جدًا. ولكن مع مرور الوقت، تنخفض تركيزات الكواشف، وتزداد كمية الأمونيا - ونتيجة لذلك، ينخفض ​​معدل التفاعل الأمامي، ويزيد معدل التفاعل العكسي. يأتي وقت تتم فيه مقارنة معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية - يحدث التوازن الكيميائي أو التوازن الديناميكي. في حالة التوازن، تحدث كل من التفاعلات الأمامية والعكسية، ولكن معدلاتها هي نفسها، لذلك لا توجد تغييرات ملحوظة.

توازن ثابت

ردود الفعل المختلفة تجري بطرق مختلفة. في بعض التفاعلات، يتم تشكيل عدد كبير إلى حد ما من منتجات التفاعل قبل حدوث التوازن؛ وفي حالات أخرى - أقل من ذلك بكثير. ومن ثم، يمكننا القول إن معادلة معينة لها ثابت توازن خاص بها. بمعرفة ثابت التوازن للتفاعل، من الممكن تحديد الكميات النسبية للمواد المتفاعلة ومنتجات التفاعل التي يحدث عندها التوازن الكيميائي.

دع بعض التفاعلات توصف بالمعادلة: aA + bB = cC + dD

• أ، ب، ج، د - معاملات معادلة التفاعل؛
• أ، ب، ج، د - الصيغ الكيميائية للمواد.

توازن ثابت:

[C] ج [د] د ك = ———————— [أ] أ [ب] ب

تشير الأقواس المربعة إلى أن الصيغة تتضمن التركيزات المولية للمواد.

ماذا يقول ثابت التوازن؟

لتخليق الأمونيا في درجة حرارة الغرفة K = 3.5·10 8. وهذا رقم كبير إلى حد ما، مما يشير إلى أن التوازن الكيميائي سيحدث عندما يكون تركيز الأمونيا أكبر بكثير من المواد الأولية المتبقية.

في الإنتاج الفعلي للأمونيا، تتمثل مهمة الفني في الحصول على أعلى معامل توازن ممكن، أي حتى يستمر التفاعل المباشر حتى الاكتمال. كيف احقق هذا؟

مبدأ لو شاتيليه

مبدأ لو شاتيليهيقرأ:

كيف نفهم هذا؟ كل شيء بسيط جدا. هناك ثلاث طرق لاختلال التوازن:

• تغيير تركيز المادة.
• تغيير درجة الحرارة
• تغيير الضغط.

عندما يكون تفاعل تصنيع الأمونيا في حالة توازن، يمكن تصويره على النحو التالي (التفاعل طارد للحرارة):

N 2 (جم) + 3H2 (جم) → 2NH3 (جم) + حرارة

تغيير التركيز

دعونا نقدم المزيد من النيتروجين إلى نظام متوازن. وهذا سوف يخل بالتوازن:

سيبدأ التفاعل الأمامي في المضي بشكل أسرع لأن كمية النيتروجين زادت وتفاعل المزيد منه. وبعد مرور بعض الوقت، سيحدث التوازن الكيميائي مرة أخرى، ولكن تركيز النيتروجين سيكون أكبر من تركيز الهيدروجين:

ولكن من الممكن "تحريف" النظام إلى الجانب الأيسر بطريقة أخرى - عن طريق "تفتيح" الجانب الأيمن، على سبيل المثال، عن طريق إزالة الأمونيا من النظام عند تشكله. وبالتالي، فإن رد الفعل المباشر لتكوين الأمونيا سوف يسود مرة أخرى.

تغيير درجة الحرارة

يمكن تغيير الجانب الأيمن من "الموازين" عن طريق تغيير درجة الحرارة. لكي "يتفوق" الجانب الأيسر، من الضروري "تفتيح" الجانب الأيمن - خفض درجة الحرارة:

تغيير الضغط

من الممكن اختلال التوازن في النظام باستخدام الضغط فقط في التفاعلات مع الغازات. هناك طريقتان لزيادة الضغط:

• تقليل حجم النظام.
• إدخال الغاز الخامل.

ومع زيادة الضغط، يزداد عدد التصادمات الجزيئية. وفي الوقت نفسه، يزداد تركيز الغازات في النظام وتتغير معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية - ويضطرب التوازن. ولاستعادة التوازن، "يحاول" النظام تقليل الضغط.

أثناء تصنيع الأمونيا، يتم تشكيل جزيئين من الأمونيا من 4 جزيئات من النيتروجين والهيدروجين. ونتيجة لذلك، يتناقص عدد جزيئات الغاز - وينخفض ​​الضغط. ونتيجة لذلك، من أجل الوصول إلى التوازن بعد زيادة الضغط، يزداد معدل التفاعل الأمامي.

لخص.وفقًا لمبدأ لو شاتيليه، يمكن زيادة إنتاج الأمونيا عن طريق:

• زيادة تركيز الكواشف.
• تقليل تركيز منتجات التفاعل.
• خفض درجة حرارة التفاعل.
• زيادة الضغط الذي يحدث عنده التفاعل.

في الديناميكا الحرارية الكيميائية هناك علاقة تربط طاقة جيبس ​​بثابت التوازن. هذه هي معادلة فانت هوف المعروفة، وهي مكتوبة بالصيغة الخطية والأسية:

أو

ومن خلال حساب قيمة DG 0 298 للتفاعل الكيميائي، يمكن تحديد ثابت التوازن. ويترتب على المعادلة (4.13) أنه إذا كانت قيمة DG 0 سالبة، فيجب أن تكون logK موجبة، وهو ما يعني بدوره أن K >1. والعكس صحيح، إذا كان DG 0 > 0، فإن K<1.

مثال 13. سيحدث رد فعل مباشر أو عكسي في ظل الظروف القياسية في النظام:

CH 4 (جم) + CO 2 (جم) 2CO (جم) + 2H2 (جم).

اكتب قانون عمل الكتلة لهذا التفاعل.

حل: للإجابة على السؤال يجب عليك حساب DG 0 298 أو رد فعل مباشر. التعبير الأخير هو ZDM. وترد قيم DG 0 298 للمواد المقابلة في الجدول 4.1. مع العلم أن قيم DG 0 f للمواد البسيطة في حالات التجميع المستقرة في ظل الظروف القياسية تساوي الصفر، وقيم DG 0 ƒ (بالكيلو جول/مول) لـ CO 2 (-394.3) ، CH 4 (-50.8) وCO (-137.1)، باستخدام المعادلة (4.7)، نحسب DG 0 hr. :

المديرية العامة 0 س..ر. = 2DG 0 ƒ، (CO) - DG 0 ƒ، (CH 4) - DG 0 ƒ، (CO 2) =

2·(-137.1) - (-50.8 - 394.3) = +170.9 كيلوجول = 170900 جول.

وبعد ذلك نحسب ثابت التوازن

حقيقة أن DG > 0 و KР<< 1, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при T = 298 К и равенстве давлений взятых газов
1.013 × 10 5 باسكال (760 ملم زئبق أو 1 ضغط جوي). سيحدث التفاعل العكسي تلقائيًا في ظل هذه الظروف، لأن لأنه DG = -170.9 كيلوجول، و K » 10 37.

مثال 14. بناءً على المحتوى الحراري القياسي للتكوين والإنتروبيا القياسية المطلقة للمواد (الجدول 4.1)، احسب DG 0 298 لسير التفاعل وفقًا للمعادلة

CO (ز) + H2O (ل) CO2 (ز) + H2 (ز)،

DN 0 ƒ، (كيلو جول/مول) -110.5 -285.8 -393.5 0

S 0 (J/mol K) 197.5 70.1 213.6 130.6

اكتب قانون عمل الكتلة واحسب Kp.

حل:

1) DH 0 = (-393.5 + 0) - (-110.5 - 285.8) = + 2.80 كيلوجول.

2) DS 0 = (213.6 + 130.6) - (197.5 + 70.1) = 0.0766 كيلوجول/مول.

3) DG 0 = +2.80 - 298·0.0766 = -20.0 كيلوجول.

يُفترض أن تركيز H 2 O (l) يساوي 1 ولا يتم تضمينه في ZDM، لأن إنها حالة مكثفة.

مثال 15. يتم تفاعل اختزال Fe 2 O 3 مع الهيدروجين وفقًا للمعادلة

Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g)؛ د س = +96.61 كيلوجول.

اكتب قانون عمل الكتلة لهذا التفاعل. هل هذا التفاعل ممكن في ظل الظروف القياسية إذا كان التغير في الإنتروبيا DS 0 = 0.1387 كيلو جول / مول ك؟ عند أي درجة حرارة سيبدأ اختزال Fe 2 O 3؟ ما هي قيمة K عند درجة الحرارة هذه؟

حل. نحسب رد فعل DG 0:

DG 0 = DH 0 - TDS 0 = 96.61 - 298·0.1387 = 55.28 كيلوجول.

ZDM لهذا التفاعل مع الأخذ في الاعتبار حالة تجميع المواد: .

في نفس الوقت

= .

منذ DG > 0، رد الفعل في ظل الظروف القياسية أمر مستحيل؛ على العكس من ذلك، في ظل هذه الظروف يحدث رد فعل عكسي لأكسدة الحديد (التآكل). دعونا نجد درجة الحرارة التي DG = 0. في هذه الحالة، DH 0 = TDS 0، وبالتالي

ولذلك، عند درجة حرارة حوالي 696.5 كلفن، سيبدأ تفاعل الاختزال لـ Fe 2 O 3. ("تقريبًا" لأننا عند حل المشكلة لا نأخذ في الاعتبار الاعتماد الضعيف لـ DH و DS على درجة الحرارة، فضلاً عن حقيقة أن الحالة K< 1 означает не полное отсутствие реакции, а лишь малую степень её протекания). Иногда эту температуру называют температурой начала реакции. Подставляя в выражение для К значение Т = 696,5 К, убеждаемся, что К = 1.

وهذا يعني أن درجة الحرارة التي عندها = تعتبر درجة الحرارة التي يبدأ عندها التفاعل.

مثال 16. ثابت التوازن للنظام H 2 + I 2 2HI عند درجة حرارة معينة هو 40. حدد أي جزء من الهيدروجين واليود (%) سينتقل إلى HI إذا كانت التركيزات الأولية لهذه المواد هي نفسها وكانت 0.01 مول/لتر، وفي = 0.

حل. عند حل مثل هذه المشاكل، يتم استخدام معادلة التفاعل المتكافئة. دعونا نشير بواسطة ساستهلاك الهيدروجين بحلول الوقت الذي يحدث فيه التوازن. وبالتالي فإن تركيز التوازن H 2 سيكون p =
(0.01 - س). نظرًا لأنه يتم استهلاك I 2 بقدر H 2 (وفقًا للمعادلة، يتم استهلاك 1 مول من I 2 مقابل 1 مول من H 2)، ثم p = (0.01 - x). يتضح من المعادلة أنه بحلول لحظة التوازن، يتم الحصول على HI مرتين أكثر من استهلاك H 2، وبالتالي،
ع = 2x. لنكتب تعبير ثابت التوازن ونعوض بالقيم العددية لتركيزات التوازن:

المعادلة لها جذرين: × 1 = 0.0146، × 2 = 0.0076. من بين قيمتي x عليك اختيار القيمة التي تستوفي شروط المشكلة. تبلغ التركيزات الأولية لـ H 2 وI 2 0.01 مول/لتر. ولذلك، لا يمكن أن يكون لـ x قيمة أكبر من 0.01 ويكون للحل قيمة واحدة -0.0076 مول/لتر. وهكذا، من أصل 0.01 مول من H 2 وI 2، تفاعل 0.0076 مول، وهو ما يعادل 76٪.

مثال 17.في النظام CO + Cl 2 COCl 2، تكون تركيزات المواد المتوازنة p = 0.3؛ ع = 0.2؛ ع = 1.2 مول/لتر. احسب ثابت التوازن للنظام والتركيزات الأولية لثاني أكسيد الكربون والكلور 2.

حل.لنجد ثابت التوازن عن طريق استبدال القيم العددية لتركيزات التوازن في التعبير عن ثابت التوازن:

التركيز الأولي للكاشف يساوي مجموع التوازن ويتم استهلاكه في لحظة التوازن. يتضح من معادلة التفاعل أنه لتكوين 1 مول من COCl 2، يتم استهلاك 1 مول من CO و Cl 2. لذلك،

المرجع = ع + المقاس = 0.2 + 1.2 = 1.4 مول/لتر.

المرجع = ع + المقاس = 0.3 + 1.2 = 1.5 مول/لتر.

مبدأ لو شاتيليه

التوازن الكيميائي يتوافق مع الحد الأدنى من طاقة جيبس
(DG = 0)، هي الحالة الأكثر استقرارًا للنظام في ظل هذه الظروف. يمكن أن يؤدي تغيير ظروف التوازن إلى تعطيله، ونتيجة لذلك يبدأ التفاعل في الاتجاه الأمامي أو العكسي (في هذه الحالة، يقال إن التوازن يتحول نحو التفاعل الأمامي أو العكسي). بعد مرور بعض الوقت، يصبح النظام مرة أخرى في حالة توازن مع تركيزات متوازنة جديدة لجميع المواد المتفاعلة. يتم تحديد اتجاه تحول التوازن من خلال مبدأ لوشاتيليه: إذا تأثر نظام في حالة توازن من الخارج، فإن التوازن ينزاح في الاتجاه الذي يضعف هذا التأثير. يتبع هذا المبدأ معادلات قانون فعل الكتلة وفانت هوف لثابت التوازن.

دعونا نوضح مبدأ تحول التوازن باستخدام الأمثلة التالية.

مثال 18. في أي اتجاه يجب أن يتحول توازن التفاعل؟

N 2 O 4 (ز) 2NO 2 (ز)، DH O = 58.0 كيلوجول

عندما أ) إضافة N 2 O 4؛ ب) إزالة NO 2؛ ج) زيادة الضغط.
د) ارتفاع درجة الحرارة؟

حل. وفقًا لمبدأ لو شاتيليه:

أ) عند إضافة N 2 O 4، يجب أن يتحول التوازن في اتجاه التفاعل، ونتيجة لذلك يجب أن ينخفض ​​تركيز هذه المادة، أي. نحو رد الفعل المباشر (®)؛

ب) عند إزالة NO 2 من النظام، فإن التوازن سوف يتحول في اتجاه العملية التي تؤدي إلى تكوين كمية إضافية من NO 2 (إلى اليمين ®)؛

ج) مع زيادة الضغط، يتحول التوازن في اتجاه العملية التي تحدث مع انخفاض في الحجم (انخفاض في عدد جزيئات الغاز)، أي. نحو العملية العكسية (←)؛

د) مع زيادة درجة الحرارة، ينزاح التوازن في اتجاه التفاعل الذي يحدث مع امتصاص الحرارة (أي ماص للحرارة، DH > 0)، أي. الحق (®).

مثال 19.حدد كيف يتغير ثابت التوازن للتفاعل قيد النظر مع تغير درجة الحرارة:

N 2 + 3H 2 2NH 3، DH O = -92.4 كيلوجول.

حل.عملية تصنيع الأمونيا طاردة للحرارة (DHO< 0). Следовательно, согласно принципу Ле Шателье, при повышении температуры равновесие сместится в сторону обратной реакции, т. е. в сторону образования дополнительных количеств реагентов (N 2 ,H 2). При этом К уменьшается. При понижении температуры К увеличивается, а равновесие смещается в направлении роста концентрации аммиака.

هذا الظرف له أهمية عملية مهمة. لإنتاج الأمونيا بمعدل مرتفع بما فيه الكفاية، من الضروري تنفيذ العملية في درجات حرارة مرتفعة. ومع ذلك، في الوقت نفسه، ينخفض ​​\u200b\u200bK، وهو ما يعني انخفاضا في إنتاج الأمونيا. للتعويض عن هذا العيب، لا بد من اللجوء إلى الضغوط العالية، حيث أن زيادة الضغط يؤدي إلى تحويل التوازن نحو تكوين الأمونيا (®)، وهو ما يتوافق مع مبدأ لو شاتيليه (ينخفض ​​حجم الغازات، حيث أن كمية الغازات تنخفض). ينخفض ​​الغاز من 4 إلى 2 مول).

إذا تم دمج المحاليل الحمضية والقلوية، يتكون الملح والماء، على سبيل المثال،

HCl + NaOH = NaCl + H2O، وإذا أخذت المواد بالنسب المطلوبة يكون للمحلول تفاعل متعادل ولا يبقى فيه حتى آثار حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم. إذا حاولت إجراء تفاعل في محلول بين المواد الناتجة - كلوريد الصوديوم والماء، فلن يتم العثور على أي تغييرات. في مثل هذه الحالات يقولون أن تفاعل الحمض مع القلوي لا رجعة فيه، أي. لا يوجد رد فعل عنيف. العديد من التفاعلات لا يمكن عكسها عمليا في درجة حرارة الغرفة، على سبيل المثال،

H2 + Cl2 = 2HCl، 2H2 + O2 = 2H2O، إلخ.

العديد من التفاعلات قابلة للعكس حتى في الظروف العادية، مما يعني أن التفاعل العكسي يحدث إلى حد ملحوظ. على سبيل المثال، إذا حاولت تحييد محلول مائي من حمض هيبوكلوروس ضعيف جدًا باستخدام مادة قلوية، فقد يتبين أن تفاعل التعادل لا يستمر حتى الاكتمال وأن المحلول يحتوي على بيئة قلوية قوية. وهذا يعني أن التفاعل HClO + NaOH NaClO + H 2 O قابل للعكس، أي. منتجات هذا التفاعل، التي تتفاعل مع بعضها البعض، تتحول جزئيا إلى المركبات الأصلية. ونتيجة لذلك، فإن الحل لديه رد فعل قلوي. تفاعل تكوين الاسترات قابل للعكس (التفاعل العكسي يسمى التصبن): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O، والعديد من العمليات الأخرى.

مثل العديد من المفاهيم الأخرى في الكيمياء، فإن مفهوم القابلية العكسية هو مفهوم تعسفي إلى حد كبير. عادة، يعتبر التفاعل لا رجعة فيه إذا كانت تركيزات المواد الأولية، بعد الانتهاء، منخفضة للغاية بحيث لا يمكن اكتشافها (وبالطبع، يعتمد هذا على حساسية الأساليب التحليلية). عندما تتغير الظروف الخارجية (درجة الحرارة والضغط في المقام الأول)، يمكن أن يصبح التفاعل الذي لا رجعة فيه قابلاً للانعكاس والعكس صحيح. وهكذا، عند الضغط الجوي ودرجات الحرارة أقل من 1000 درجة مئوية، لا يزال من الممكن اعتبار التفاعل 2H 2 + O 2 = 2H 2 O غير قابل للانعكاس، بينما عند درجة حرارة 2500 درجة مئوية وما فوق، ينفصل الماء إلى هيدروجين وأكسجين بنسبة 4٪ تقريبًا. وعند درجة حرارة 3000 درجة مئوية – بالفعل بنسبة 20%.

في نهاية القرن التاسع عشر. درس الكيميائي الفيزيائي الألماني ماكس بودنشتاين (1871-1942) بالتفصيل عمليات التكوين والتفكك الحراري ليوديد الهيدروجين: H 2 + I 2 2 HI. من خلال تغيير درجة الحرارة، يمكنه تحقيق حدوث تفضيلي للتفاعل الأمامي فقط أو التفاعل العكسي فقط، ولكن في الحالة العامة، يتم تنفيذ كلا التفاعلين في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين. هناك العديد من الأمثلة المماثلة. ومن أشهرها تفاعل تخليق الأمونيا 3H 2 + N 2 2NH 3؛ العديد من التفاعلات الأخرى قابلة للعكس أيضًا، على سبيل المثال، أكسدة ثاني أكسيد الكبريت 2SO 2 + O 2 2SO 3، وتفاعلات الأحماض العضوية مع الكحوليات، وما إلى ذلك.

سرعة رد الفعل والتوازن.

ليكن هناك تفاعل عكسي A + B C + D. إذا افترضنا أن التفاعلات الأمامية والعكسية تحدث في مرحلة واحدة، فإن معدلات هذه التفاعلات ستكون متناسبة طرديًا مع تراكيز الكواشف: معدل التفاعل الأمامي الخامس 1 = ك 1 [أ] [ب]، سرعة رد الفعل العكسي الخامس 2 = ك 2 [C] [D] (تشير الأقواس المربعة إلى التركيزات المولية للكواشف). ويمكن ملاحظة أنه مع استمرار التفاعل المباشر، ينخفض ​​تركيز المواد البادئة A وB، وبالتالي تنخفض سرعة التفاعل المباشر. معدل التفاعل العكسي، الذي هو صفر في اللحظة الأولية (لا يوجد منتجان C و D)، يزداد تدريجياً. عاجلاً أم آجلاً سيأتي وقت تصبح فيه معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية. بعد ذلك، لا تتغير تركيزات جميع المواد - A وB وC وD بمرور الوقت. وهذا يعني أن التفاعل قد وصل إلى وضع التوازن، وتسمى تركيزات المواد التي لا تتغير مع مرور الوقت بالتوازن. ولكن، على عكس التوازن الميكانيكي، الذي تتوقف فيه كل الحركة، في التوازن الكيميائي، يستمر كلا التفاعلين - المباشر والعكس - في الحدوث، لكن سرعتهما متساوية وبالتالي يبدو أنه لا تحدث أي تغييرات في النظام.

هناك طرق عديدة لإثبات حدوث التفاعلات الأمامية والعكسية بعد تحقيق التوازن. على سبيل المثال، إذا تم إدخال القليل من نظير الهيدروجين، الديوتيريوم D2، في خليط من الهيدروجين والنيتروجين والأمونيا، وهو في وضع التوازن، فإن التحليل الحساس سيكتشف على الفور وجود ذرات الديوتيريوم في جزيئات الأمونيا. والعكس صحيح، إذا قمت بإدخال القليل من الأمونيا المخففة NH 2 D في النظام، فسيظهر الديوتيريوم على الفور في المواد الأولية على شكل جزيئات HD و D 2. تم إجراء تجربة مذهلة أخرى في كلية الكيمياء بجامعة موسكو الحكومية. تم وضع طبق من الفضة في محلول نترات الفضة، ولم يلاحظ أي تغيرات. ثم تم إدخال كمية صغيرة من أيونات الفضة المشعة في المحلول، وبعد ذلك أصبحت اللوحة الفضية مشعة. ولا يمكن لشطف اللوحة بالماء أو غسلها بحمض الهيدروكلوريك أن "يغسل" هذا النشاط الإشعاعي. فقط الحفر باستخدام حمض النيتريك أو معالجة السطح ميكانيكيًا باستخدام ورق الصنفرة الناعم جعله غير نشط. يمكن تفسير هذه التجربة بطريقة واحدة فقط: هناك تبادل مستمر لذرات الفضة بين المعدن والمحلول، أي. يوجد في النظام تفاعل عكسي Ag(s) – e – = Ag +. لذلك، أدت إضافة أيونات Ag + المشعة إلى المحلول إلى "دمجها" في اللوحة على شكل ذرات متعادلة كهربائيًا، لكنها لا تزال مشعة.

وبالتالي، ليست التفاعلات الكيميائية بين الغازات أو المحاليل فقط في حالة توازن، ولكن أيضًا عمليات تحلل المعادن والرواسب. على سبيل المثال، سوف تذوب المادة الصلبة بسرعة أكبر إذا تم وضعها في مذيب نقي عندما يكون النظام بعيدًا عن التوازن، وهو في هذه الحالة محلول مشبع. تدريجيا، يتناقص معدل الذوبان، وفي الوقت نفسه يزيد معدل العملية العكسية - انتقال المادة من المحلول إلى الترسبات البلورية. وعندما يصبح المحلول مشبعا، يصل النظام إلى حالة التوازن، حيث تتساوى معدلات الذوبان والتبلور، ولا تتغير كتلة الراسب مع مرور الوقت.

توازن ثابت.

إن العامل الأكثر أهمية الذي يميز التفاعل الكيميائي العكسي هو ثابت التوازن ل. إذا كتبنا للتفاعل الانعكاسي المعتبر A + D C + D شرط تساوي معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية في حالة التوازن - ك 1 [أ] يساوي [ب] يساوي = ك 2 [C] يساوي [D] يساوي، حيث [C] يساوي [D] يساوي / [A] يساوي [B] يساوي = ك 1 /ك 2 = ل، ثم القيمة لويسمى ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي.

لذلك، في حالة التوازن، تكون نسبة تركيز منتجات التفاعل إلى منتج تركيز المواد المتفاعلة ثابتة، إذا كانت درجة الحرارة ثابتة (ثوابت المعدل ك 1 و ك 2 وبالتالي ثابت التوازن لتعتمد على درجة الحرارة، ولكن لا تعتمد على تركيز الكواشف). إذا شاركت عدة جزيئات من المواد الأولية في التفاعل وتشكلت عدة جزيئات من منتج (أو منتجات)، فإن تركيزات المواد في التعبير عن ثابت التوازن ترتفع إلى القوى المقابلة لمعاملاتها المتكافئة. لذلك بالنسبة للتفاعل 3H 2 + N 2 2NH 3 يتم كتابة التعبير عن ثابت التوازن كـ ك= 2 متساوون / 3 متساوون. لا يمكن استخدام الطريقة الموضحة لاشتقاق ثابت التوازن، بناءً على معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية، في الحالة العامة، لأنه بالنسبة للتفاعلات المعقدة، لا يتم التعبير عن اعتماد المعدل على التركيز عادةً بمعادلة بسيطة أو يتم التعبير عنه بشكل عام مجهول. ومع ذلك، فقد ثبت في الديناميكا الحرارية أن الصيغة النهائية لثابت التوازن صحيحة.

بالنسبة للمركبات الغازية، يمكن استخدام الضغط بدلاً من التركيزات عند كتابة ثابت التوازن؛ من الواضح أن القيمة العددية للثابت قد تتغير إذا كان عدد الجزيئات الغازية على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة ليس هو نفسه.

تظهر الرسوم البيانية التي توضح كيفية اقتراب النظام من التوازن (تسمى هذه الرسوم البيانية المنحنيات الحركية) في الأشكال.

1. دع رد الفعل يكون لا رجعة فيه. ثم ك 2 = 0. ومن الأمثلة على ذلك تفاعل الهيدروجين مع البروم عند 300 درجة مئوية. تظهر المنحنيات الحركية التغير في تركيز المواد A، B، C، D (في هذه الحالة H 2، Br 2 وHBr) حسب الزمن . للتبسيط، يُفترض أن تكون التركيزات الأولية للكواشف H 2 وBr 2 متساوية. ويمكن ملاحظة أن تراكيز المواد البادئة نتيجة التفاعل اللارجعي تنخفض إلى الصفر، بينما يصل مجموع تراكيز النواتج إلى مجموع تراكيز المواد المتفاعلة. كما يمكن ملاحظة أن معدل التفاعل (انحدار المنحنيات الحركية) يصل إلى الحد الأقصى في بداية التفاعل، وبعد الانتهاء من التفاعل تصل المنحنيات الحركية إلى مقطع أفقي (معدل التفاعل صفر). بالنسبة للتفاعلات التي لا رجعة فيها، لم يتم إدخال ثابت التوازن، لأنه لم يتم تعريفه (K ® ).

2. دع ك 2 = 0، و ك 2ك1 و ل> 1 (تفاعل الهيدروجين مع اليود عند 300 درجة مئوية). في البداية، لا تختلف المنحنيات الحركية تقريبًا عن الحالة السابقة، نظرًا لأن معدل التفاعل العكسي منخفض (تركيز المنتجات منخفض). ومع تراكم HI، يزداد معدل التفاعل العكسي، وينخفض ​​معدل التفاعل الأمامي. وفي مرحلة ما سوف تصبح متساوية، وبعد ذلك لن تتغير تركيزات جميع المواد مع مرور الوقت - يصبح معدل التفاعل صفرًا، على الرغم من أن التفاعل لم يكتمل. في هذه الحالة ( ك> 1) قبل الوصول إلى التوازن (الجزء المظلل)، يكون للتفاعل المباشر الوقت الكافي للانتقال إلى عمق كبير، وبالتالي، يوجد في خليط التوازن عدد أكبر من المنتجات (C و D) مقارنة بالمواد الأولية A و B - يتحول التوازن إلى الحق.

3. بالنسبة لتفاعل الأسترة لحمض الأسيتيك (A) مع الإيثانول (B) عند 50 درجة مئوية، يكون ثابت معدل التفاعل الأمامي أقل من التفاعل العكسي: ك 1 ك 2 لذلك ك

4. في حالة نادرة نسبيًا عندما تكون ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية ( ك 1 = ك 2 , ك= 1)، بالنسبة للتفاعل A + B = C + D عند [A] 0 = [B] 0 في خليط متوازن، ستكون تركيزات المواد الأولية والنواتج هي نفسها وسوف تندمج المنحنيات الحركية. في بعض الأحيان يمكن إنشاء مثل هذه الظروف عن طريق اختيار درجة الحرارة بشكل مناسب. على سبيل المثال، بالنسبة للتفاعل العكسي CO + H 2 O = H 2 + CO 2 ل= 1 عند درجة حرارة حوالي 900 درجة مئوية. عند درجات حرارة أعلى، يكون ثابت التوازن لهذا التفاعل أقل من 1 (على سبيل المثال، عند 1000 درجة مئوية ل= 0.61) وينزاح التوازن نحو CO وH 2 O. عند درجات حرارة منخفضة ك> 1 (على سبيل المثال، عند 700 درجة مئوية ل= 1.64) وينزاح التوازن نحو CO 2 وH 2.

معنى كيمكن أن تكون بمثابة سمة من سمات عدم رجعة التفاعل في ظل هذه الظروف. حتى إذا كعالية جداً، مما يعني أن تركيزات نواتج التفاعل أعلى بكثير من تركيزات المواد البادئة عند التوازن، أي. كان رد الفعل شبه كامل. على سبيل المثال، بالنسبة للتفاعل NiO + H2 Ni + H2O عند 523 كلفن (250 درجة مئوية) ل= [H 2 O] يساوي / [H 2 ] يساوي = 800 (تركيزات المواد الصلبة ثابتة وفي التعبير عن لغير مشمول). وبالتالي، في الحجم المغلق، بعد الوصول إلى التوازن، سيكون تركيز بخار الماء أكبر بـ 800 مرة من تركيز الهيدروجين (هنا يمكن استبدال التركيزات بضغوط متناسبة معها). لذا فإن هذا التفاعل عند درجة الحرارة المشار إليها يكاد يكتمل. لكن بالنسبة للتفاعل WO 2 + 2H 2 W + 2H 2 O عند نفس درجة الحرارة ل= ([H 2 ] يساوي / [H 2 O] يساوي) 2 = 10 –27، وبالتالي، لا يتم تقليل ثاني أكسيد التنغستن عمليا بواسطة الهيدروجين عند 500 كلفن.

قيم للبعض ردود الفعل الواردة في الجدول.

لمعلمي المدارس الثانوية وطلاب الجامعات التربوية وأطفال المدارس من الصفوف 9 إلى 10 الذين قرروا تكريس أنفسهم للكيمياء والعلوم الطبيعية

كتاب مدرسي · عامل المشكلة · التدريب العملي في المختبر · قصص علمية للقراءة

§ 3.2. توازن ثابت
وإمكانية رد الفعل متساوي الضغط

يمكن بسهولة العثور على ثابت التوازن من قيمة الجهد متساوي الضغط، والذي يتم حسابه من البيانات المجدولة حول المحتوى الحراري للتكوين والانتروبيا للمواد الأولية ومنتجات التفاعل

ستحتاج إلى هذه الصيغة عندما تحتاج إلى حساب ثابت التوازن للتفاعل قيد الدراسة.

في هذا الكتاب، نحاول ألا نعطي صيغًا جاهزة، بل نحاول اشتقاقها باستخدام أبسط طرق المنطق الرياضي، لذا فإن اشتقاق هذه الصيغة موضح أدناه. بعد قراءة هذه المادة، سوف تصبح على دراية بأبسط مفاهيم نظرية الاحتمالات، وانتروبيا التنشيط، وما إلى ذلك.

ليست طاقة التنشيط فقط هي التي تحدد معدل التفاعل الكيميائي. يلعب حجم وشكل الجزيئات المتفاعلة وموقع الذرات المتفاعلة أو مجموعاتها فيها دورًا كبيرًا. في هذا الصدد، عندما يتصادم جسيمان، يكون اتجاههما المحدد مهمًا، أي الاتصال بالمراكز التفاعلية على وجه التحديد.

دعونا نشير إلى احتمال الاتجاه الجزيئي المطلوب للتفاعل أثناء الاصطدام بواسطة W:

يُطلق على اللوغاريتم الطبيعي للقيمة W مضروبًا في ثابت الغاز R اسم إنتروبيا التنشيط S a:

ويترتب على هذا التعبير:

من حيث، من خلال تعريف اللوغاريتم، نحصل على احتمال الاتجاه المطلوب:

كلما زاد احتمال الاتجاه المطلوب لحدوث التفاعل، زادت سرعته، وبالتالي ثابت المعدل، والذي يمكن كتابته:

علمنا سابقًا أن ثابت المعدل يعتمد على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة:

وبالتالي فإن ثابت المعدل يعتمد على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة وانتروبيا التنشيط:

لنقدم معامل التناسب Z ونضع علامة المساواة:

يسمى التعبير الناتج المعادلة الأساسية للحركية الكيميائية.

تشرح هذه المعادلة بعض جوانب الحفز: يخفض المحفز طاقة التنشيط للتفاعل ويزيد من إنتروبيا التنشيط، أي أنه يزيد من احتمالية التوجه المناسب للجزيئات المتفاعلة للتفاعل.

ومن المثير للاهتمام أن نلاحظ أن إنتروبيا التنشيط لا تأخذ في الاعتبار الاتجاه المحدد للجسيمات فحسب، بل أيضًا مدة الاتصال في لحظة الاصطدام. إذا كانت مدة التلامس بين الجزيئات قصيرة جدًا، فلن يكون لدى كثافاتها الإلكترونية الوقت الكافي لإعادة التوزيع لتكوين روابط كيميائية جديدة، وتتباعد الجزيئات، التي تتنافر، في اتجاهات مختلفة. يزيد المحفز أيضًا بشكل كبير من مدة تلامس الجزيئات المتفاعلة.

ميزة أخرى للعمل التحفيزي: يأخذ المحفز الطاقة الزائدة من الجسيم المتكون حديثًا، ولا يتحلل إلى الجزيئات الأصلية بسبب نشاطه العالي الطاقة.

تعلم أن ثابت التوازن هو نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية:

دعونا نستبدل ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية بعبارات المعادلة الأساسية للحركية الكيميائية:

النسبة بين معاملي التناسب Z pr / Z arr هي قيمة ثابتة، سنضيفها إلى قيمة ثابت التوازن، ولهذا ستبقى ثابتة، كما كان من قبل.

إذا كنت تتذكر قواعد العمل مع الدوال الأسية، فسوف تفهم تحويل الصيغة:

وفقا لقانون هيس، فإن الفرق بين طاقات التنشيط للتفاعلات العكسية والأمامية هو التغير في الإنثالبي (تأكد من ذلك من خلال رسم مخطط أنتلبي للتفاعل الذي يحدث مع إطلاق الحرارة، ولا ننسى ذلك في هذه القضية د ن< 0 ):

بالضبط نفس الفرق دعونا نشير د س:

اشرح سبب وجود علامة الطرح أمام القوسين.

نحصل على المعادلة:

لنأخذ اللوغاريتمات لطرفي هذه المعادلة:

أين نحصل على:

هذه المعادلة مهمة جدًا للكيمياء والعلوم الأخرى لدرجة أن العديد من طلاب الكيمياء في الخارج يرتدون قمصانًا عليها هذه الصيغة.

لو د جييتم التعبير عنها بـ J/mol، ثم تأخذ الصيغة الشكل:

تتميز هذه الصيغة بخاصية واحدة: إذا تم تحديد ثابت التوازن من خلال ضغوط المواد الغازية، فسيتم استبدال ضغوط هذه المواد في الأجواء بالتعبير عن ثابت التوازن (1 atm = 101325 Pa = 760 مم زئبق).

تسمح هذه الصيغة، نظرا لقيمة معروفة، د جيرد الفعل، وحساب ثابت التوازن، وبالتالي معرفة تكوين نظام التوازن عند درجة حرارة معينة. توضح الصيغة أنه كلما ارتفع ثابت التوازن وزاد عدد منتجات التفاعل (المواد الموجودة على الجانب الأيمن من معادلة التفاعل) الموجودة في خليط تفاعل التوازن، كلما كان التغير في الجهد متساوي الضغط للتفاعل أكثر سلبية. والعكس صحيح، فكلما انخفضت قيمة ثابت التوازن وقل عدد نواتج التفاعل وزادت المواد البادئة في خليط التوازن، قلت القيمة السالبة د جي.

عندما يكون ثابت التوازن أكبر من 1 وتكون الإمكانات متساوية الضغط سالبة، فمن المعتاد القول بأن التوازن ينزاح نحو منتجات التفاعل، أو إلى اليمين. عندما يكون ثابت التوازن أقل من 1 ويكون الجهد متساوي الضغط موجبًا، فمن المعتاد أن نقول إن التوازن ينزاح نحو المواد الأولية، أو إلى اليسار.

عندما يكون ثابت التوازن يساوي 1، فإن الإمكانات متساوية الضغط تساوي 0. وتعتبر حالة النظام هذه بمثابة الحد الفاصل بين تحول التوازن إلى اليمين أو إلى اليسار. عندما يكون التغير في الإمكانات متساوية الضغط في تفاعل معين سالبًا ( د جي<0 )، من المعتاد أن نقول أن التفاعل يمكن أن يستمر في الاتجاه الأمامي؛ لو د ز > 0يقولون أن رد الفعل لا يختفي.

هكذا،

د جي<0 - يمكن أن يحدث التفاعل (ممكن من الناحية الديناميكية الحرارية)؛

د جي<0 ، الذي - التي ك>1- يتم تحويل التوازن نحو المنتجات، إلى اليمين؛

د ز > 0، الذي - التي ل<1 – ينزاح التوازن نحو المواد الأولية إلى اليسار.

إذا كنت بحاجة إلى معرفة ما إذا كان التفاعل الذي تهتم به ممكنًا (على سبيل المثال، لمعرفة ما إذا كان تركيب الصبغة المرغوبة ممكنًا، وما إذا كانت تركيبة معدنية معينة سوف تلبد، وتأثير الأكسجين الجوي على اللون، وما إلى ذلك. )، يكفي حساب رد الفعل هذا د جي. إذا تبين أن التغيير في الإمكانات متساوية الضغط سلبي، فسيكون التفاعل ممكنًا ويمكنك مزج مواد أولية مختلفة للحصول على المنتج المطلوب.

اقرأ ما عليك القيام به لحساب التغير في الجهد متساوي الضغط وثابت التوازن عند درجات حرارة مختلفة (خوارزمية الحساب).

1. أكتب من الجداول المرجعية القيم (عند درجة حرارة 298 كلفن) لمحتوى المحتوى الحراري للتكوين من المواد البسيطة د ن آر.والانتروبيا سجميع المواد المكتوبة في معادلة التفاعل الكيميائي. لو د ن آر.يتم التعبير عنها بـ kJ/mol، فيجب تحويلها إلى J/mol (لماذا؟).

2. احسب التغير في المحتوى الحراري في التفاعل (298 كلفن) كالفرق بين مجموع المحتوى الحراري لتكوين المنتجات ومجموع المحتوى الحراري لتكوين المواد الأولية، مع تذكر المعاملات المتكافئة:

3. احسب التغير في الإنتروبيا في التفاعل (298 كلفن) كالفرق بين مجموع إنتروبيا النواتج ومجموع إنتروبيا المواد الأولية، مع تذكر المعاملات المتكافئة:

4. قم بتكوين معادلة لاعتماد التغير في الجهد متساوي الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري للتفاعل والانتروبيا ودرجة الحرارة، مع استبدال القيم العددية التي تم الحصول عليها للتو في المعادلة التي تعرفها د ن ص نشوئهاو مناطق د.س:

5. احسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة قياسية تبلغ 298 كلفن:

6. بالتوقيع مناطق DG, 298 استخلاص استنتاج حول إمكانية حدوث التفاعل عند درجة حرارة قياسية: إذا كانت العلامة "ناقص"، فإن التفاعل ممكن من الناحية الديناميكية الحرارية؛ إذا كانت العلامة "زائد"، فإن رد الفعل مستحيل.

7. قم بالحسابات مناطق DGعند درجة الحرارة T التي تهمك:

واستخلاص استنتاج حول كيفية تأثير التغير في درجة الحرارة على إمكانية حدوث تفاعل. إذا اتضح أنه عند درجة الحرارة هذه أصبح التغير في الجهد متساوي الضغط أقل إيجابية أو أكثر سلبية مقارنة بـ د ج 298وبالتالي، عند درجة الحرارة هذه، يصبح التفاعل أكثر احتمالا.

8. احسب ثابت التوازن K من المعادلة التي تعرفها عند درجة الحرارة T التي تهمك:

9. استخلص استنتاجًا حول تحول التوازن نحو المواد الأولية (K<1) или в сторону продуктов (К>1).

للاستنتاج حول إمكانية حدوث تفاعل مع تغير سلبي في الإمكانات متساوية الضغط ( مناطق DG<0 ) غالبًا ما تكون البيانات الديناميكية الحرارية وحدها غير كافية. قد يتبين أن التفاعل المحتمل من الناحية الديناميكية الحرارية يمكن تثبيطه حركيًا ويكون ممكنًا عندما تتغير الظروف (تركيز المواد، الضغط، درجة الحرارة)، من خلال مسارات تفاعل أخرى أو في وجود محفز محدد بشكل صحيح.

لنأخذ مثال تفاعل الحديد البلوري مع الماء الغازي (بخار الماء):

كيفية التعرف على الاحتمال الديناميكي الحراري للتفاعل.

يعد هذا التفاعل مثيرًا للاهتمام لأنه يوضح أسباب انخفاض لمعان المنتج المعدني وتدميره من التآكل.

أولاً، نختار المعاملات المتكافئة لمعادلة التفاعل:

دعونا نكتب البيانات الديناميكية الحرارية (درجة الحرارة 298 كلفن) لجميع المشاركين في التفاعل من الجداول المرجعية:

دعونا نحسب التغير في المحتوى الحراري في هذا التفاعل، مع الأخذ في الاعتبار أن المحتوى الحراري للمواد البسيطة يساوي الصفر:

دعونا نعبر عن التغير في المحتوى الحراري في J:

يصاحب التفاعل إطلاق حرارة، Q>0، Q=+50300 J/mol، وهذا يجعل من الممكن افتراض حدوثه تلقائيًا. ومع ذلك، يمكننا القول بثقة أن رد الفعل يحدث تلقائيًا فقط من خلال إشارة التغير في الجهد متساوي الضغط.

دعونا نحسب التغير في الإنتروبيا في هذا التفاعل، دون أن ننسى المعاملات المتكافئة:

تتناقص إنتروبيا النظام نتيجة التفاعل، لذلك يمكن ملاحظة حدوث زيادة في الترتيب في النظام.

لنقم الآن بإنشاء معادلة لاعتماد التغيرات في الإمكانات متساوية الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري والانتروبيا ودرجة الحرارة:

دعونا نحسب التغير في الجهد متساوي الضغط في التفاعل عند درجة حرارة قياسية تبلغ 298 كلفن:

تشير القيمة السلبية العالية للتغير في الجهد متساوي الضغط إلى أنه في درجة حرارة الغرفة يمكن أكسدة الحديد بواسطة الأكسجين. لو تمكنت من الحصول على أجود أنواع مسحوق الحديد، لرأيت كيف يحترق الحديد في الهواء. لماذا لا تحترق المنتجات الحديدية والتماثيل والأظافر وما إلى ذلك في الهواء؟ وتظهر نتائج الحساب أن الحديد يتآكل في الهواء، أي أنه يتدمر ويتحول إلى أكاسيد الحديد.

الآن دعونا نرى كيف تؤثر زيادة درجة الحرارة على إمكانية حدوث هذا التفاعل. دعونا نحسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة 500 كلفن:

لقد حصلنا على نتيجة توضح أنه مع زيادة درجة الحرارة، يصبح التغير في الجهد متساوي الضغط للتفاعل أقل سلبية. وهذا يعني أنه مع زيادة درجة الحرارة يصبح التفاعل أقل احتمالا من الناحية الديناميكية الحرارية، أي أن توازن التفاعل ينحرف أكثر فأكثر نحو المواد الأولية.

ومن المثير للاهتمام معرفة درجة الحرارة التي يتحول فيها التوازن بالتساوي نحو كل من منتجات التفاعل والمواد الأولية. يحدث هذا عندما DG r-tion = 0(ثابت التوازن هو 1):

ومن أين نحصل عليه:

T=150300/168.2=894K، أو 621 درجة مئوية.

عند درجة الحرارة هذه، من المرجح أن يحدث التفاعل في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. عند درجات حرارة أعلى من 621 درجة مئوية، يبدأ التفاعل العكسي لاختزال الحديد 3 O 4 مع الهيدروجين في الغلبة. يعد هذا التفاعل إحدى طرق الحصول على الحديد النقي (في علم المعادن، يتم اختزال أكاسيد الحديد بالكربون).

عند درجة حرارة 298 كلفن:

وبالتالي، كلما زادت درجة الحرارة، انخفض ثابت التوازن.

يسمى أكسيد الحديد Fe 3 O 4 بالماجنتيت (خام الحديد المغناطيسي). أكسيد الحديد هذا، على عكس أكاسيد FeO (wüstite) وFe 2 O 3 (الهيماتيت)، ينجذب بواسطة المغناطيس. هناك أسطورة مفادها أنه في العصور القديمة عثر راعي غنم يُدعى ماغنوس على حصاة صغيرة مستطيلة الشكل، فوضعها على سطح الماء في وعاء بيديه السمينتين (لماذا هذا مهم؟). لم تغرق الحصاة وبدأت تطفو على الماء، ومهما أدار الراعي الوعاء، كانت الحصاة تشير دائمًا إلى اتجاه واحد فقط. وكأن هذه هي الطريقة التي اخترعت بها البوصلة، وقد سمي المعدن باسم هذا الراعي. على الرغم من أنه ربما تم تسمية المغنتيت على اسم مدينة آسيا الصغرى القديمة - مغنيسيا. المغنتيت هو الخام الرئيسي الذي يستخرج منه الحديد.

في بعض الأحيان يتم تصوير صيغة المغنتيت على النحو التالي: FeO Fe 2 O 3، مما يعني أن المغنتيت يتكون من اثنين من أكاسيد الحديد. هذا غير صحيح: المغنتيت مادة فردية.

أكسيد آخر من Fe 2 O 3 (الهيماتيت) - خام الحديد الأحمر - سمي بهذا الاسم بسبب لونه الأحمر (مترجم من اليونانية - الدم). يتم الحصول على الحديد من الهيماتيت.

يكاد لا يتم العثور على أكسيد FeO في الطبيعة وليس له أي أهمية صناعية.