Ας εξετάσουμε μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση ενός γενικού τύπου, στην οποία όλες οι ουσίες βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης, για παράδειγμα, υγρό:
aA + bB D cC + ρεΡΕ,
όπου Α και Β είναι οι πρώτες ύλες της άμεσης αντίδρασης. Τα C και D είναι προϊόντα άμεσης αντίδρασης. α, β, γ και ρε- στοιχειομετρικοί συντελεστές.
Την αρχική χρονική στιγμή, όταν η συγκέντρωση των ουσιών Α και Β είναι μεγαλύτερη, ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης θα είναι επίσης ο μεγαλύτερος και, σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας, είναι ίσος με
u pr = k 1 C A a C B σε (6.1)
όπου k 1 είναι η σταθερά ταχύτητας της μπροστινής αντίδρασης.
Με την πάροδο του χρόνου, η συγκέντρωση των ουσιών Α και Β μειώνεται και, κατά συνέπεια, μειώνεται ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης.
Την αρχική χρονική στιγμή, η συγκέντρωση των ουσιών C και D είναι μηδέν και, κατά συνέπεια, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης είναι μηδέν με την πάροδο του χρόνου, η συγκέντρωση των ουσιών C και D αυξάνεται και, κατά συνέπεια, ο ρυθμός της Η αντίστροφη αντίδραση επίσης αυξάνεται και θα είναι ίση
u arr = k 2 C C c C D ρε (6.2)
όπου k 2 είναι η σταθερά ταχύτητας της αντίστροφης αντίδρασης.
Τη στιγμή της επίτευξης της ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις παίρνουν την τιμή ισορροπίας και οι ταχύτητες είναι ίσες μεταξύ τους u pr = u arr, επομένως
k 1 C A a C B c = k 2 C C c C D ρε (6.3)
Ας μετακινήσουμε τις σταθερές ρυθμού στη μία πλευρά και τις συγκεντρώσεις στην άλλη:
Ο λόγος δύο σταθερών μεγεθών είναι μια σταθερή ποσότητα και ονομάζεται σταθερά χημικής ισορροπίας:
Η σταθερά ισορροπίας δείχνειΠόσες φορές ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης είναι μεγαλύτερος ή μικρότερος από τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης;
Σταθερά ισορροπίαςείναι η αναλογία του γινομένου των συγκεντρώσεων ισορροπίας των προϊόντων αντίδρασης, λαμβανόμενης προς την ισχύ των στοιχειομετρικών συντελεστών τους, προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών, λαμβανομένης της ισχύος των στοιχειομετρικών τους συντελεστών.
Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία και δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση τη στιγμή της ισορροπίας, αφού ο λόγος τους είναι πάντα μια σταθερή τιμή, αριθμητικά ίση με τη σταθερά ισορροπίας. Εάν συμβεί ομοιογενής αντίδραση μεταξύ ουσιών στο διάλυμα, τότε η σταθερά ισορροπίας συμβολίζεται με K C και αν μεταξύ αερίων, τότε K R.
όπου Р С, Р D, Р А και Р В είναι οι πιέσεις ισορροπίας των συμμετεχόντων στην αντίδραση.
Χρησιμοποιώντας την Εξ. Clapeyron-Mendeleev, είναι δυνατό να προσδιοριστεί η σχέση μεταξύ K R και K C
Ας μετακινήσουμε την ένταση στη δεξιά πλευρά
p = RT, δηλ. p = CRT (6,9)
Ας αντικαταστήσουμε την εξίσωση (6.9) σε (6.7) για κάθε αντιδραστήριο και να απλοποιήσουμε
, (6.10)
όπου Dn είναι η μεταβολή του αριθμού των γραμμομορίων των συμμετεχόντων στην αέρια αντίδραση
Dn = (c + ρε) - (α + γ) (6.11)
Ως εκ τούτου,
K P = K C (RT) D n (6.12)
Από την εξίσωση (6.12) είναι σαφές ότι K P = K C εάν ο αριθμός των γραμμομορίων αέριων συμμετεχόντων στην αντίδραση δεν μεταβάλλεται (Dn = 0) ή δεν υπάρχουν αέρια στο σύστημα.
Πρέπει να σημειωθεί ότι σε περίπτωση ετερογενούς διεργασίας δεν λαμβάνεται υπόψη η συγκέντρωση της στερεάς ή υγρής φάσης στο σύστημα.
Για παράδειγμα, η σταθερά ισορροπίας για μια αντίδραση της μορφής 2A + 3B = C + 4D, με την προϋπόθεση ότι όλες οι ουσίες είναι αέρια και έχουν τη μορφή
και αν το D είναι συμπαγές, τότε
Η σταθερά ισορροπίας έχει μεγάλη θεωρητική και πρακτική σημασία. Η αριθμητική τιμή της σταθεράς ισορροπίας μας επιτρέπει να κρίνουμε την πρακτική δυνατότητα και το βάθος της χημικής αντίδρασης.
Αν K > 1,τότε αυτή η αντίδραση προχωρά με σημαντική απόδοση προϊόντων αντίδρασης. εάν K > 10 4, τότε η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη. αν ο Κ< 1, то такая реакция нетехнологична; если K < 10 -4 , то такая реакция невозможна.
Γνωρίζοντας τη σταθερά ισορροπίας, είναι δυνατό να προσδιοριστεί η σύσταση του μείγματος της αντίδρασης τη στιγμή της ισορροπίας και να υπολογιστεί η σταθερά απόδοσης των προϊόντων αντίδρασης. Η σταθερά ισορροπίας μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας πειραματικές μεθόδους, αναλύοντας την ποσοτική σύνθεση του μείγματος αντίδρασης τη στιγμή της ισορροπίας ή χρησιμοποιώντας θεωρητικούς υπολογισμούς. Για πολλές αντιδράσεις υπό τυπικές συνθήκες, η σταθερά ισορροπίας είναι μια τιμή πίνακα.
6.3. Παράγοντες που επηρεάζουν τη χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier
Όταν εφαρμόζεται μια εξωτερική επίδραση στο σύστημα, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται, δηλ. αλλάζουν οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης. Εάν, ως αποτέλεσμα μιας εξωτερικής επίδρασης, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των προϊόντων αντίδρασης αυξηθούν, τότε μιλούν για μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά (προς την άμεση αντίδραση). Εάν, λόγω εξωτερικών επιδράσεων, αυξηθούν οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών, τότε μιλούν για μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά (προς την αντίστροφη αντίδραση).
Η επίδραση διαφόρων παραγόντων στη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας αντανακλά Η αρχή του Le Chatelier (1884): εάν ένα σύστημα που βρίσκεται σε σταθερή χημική ισορροπία επηρεάζεται από έξω από την αλλαγή της θερμοκρασίας, της πίεσης ή της συγκέντρωσης, τότε η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση στην οποία μειώνεται η επίδραση της επίδρασης.
Πρέπει να σημειωθεί ότι ο καταλύτης δεν μετατοπίζει τη χημική ισορροπία, αλλά μόνο επιταχύνει την έναρξή της.
Ας εξετάσουμε την επίδραση κάθε παράγοντα στη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας για μια γενική αντίδραση:
aA + bB = cC + ρε D±Q.
Επίδραση των αλλαγών συγκέντρωσης.Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση στη συγκέντρωση ενός από τα συστατικά μιας χημικής αντίδρασης ισορροπίας οδηγεί σε μια μετατόπιση της ισορροπίας προς μια εντατικοποίηση της αντίδρασης στην οποία λαμβάνει χώρα η χημική επεξεργασία αυτού του συστατικού. Αντίθετα, μια μείωση στη συγκέντρωση ενός από τα συστατικά οδηγεί σε μια μετατόπιση της ισορροπίας προς το σχηματισμό αυτού του συστατικού.
Έτσι, μια αύξηση στη συγκέντρωση της ουσίας Α ή Β μετατοπίζει την ισορροπία προς την κατεύθυνση προς τα εμπρός. μια αύξηση στη συγκέντρωση της ουσίας C ή D μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίθετη κατεύθυνση. μια μείωση στη συγκέντρωση του Α ή του Β μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίθετη κατεύθυνση. μια μείωση της συγκέντρωσης της ουσίας C ή D μετατοπίζει την ισορροπία προς την κατεύθυνση προς τα εμπρός. (Σχηματικά μπορείτε να γράψετε: -C A ή C B ®; -C C ή C D ¬; ¯ C A ή C B ¬; ¯ C C ή C D ®).
Επίδραση της θερμοκρασίας.Ο γενικός κανόνας που καθορίζει την επίδραση της θερμοκρασίας στην ισορροπία έχει την ακόλουθη διατύπωση: μια αύξηση της θερμοκρασίας προάγει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την ενδόθερμη αντίδραση (- Q). μια μείωση της θερμοκρασίας προάγει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την εξώθερμη αντίδραση (+ Q).
Αντιδράσεις που συμβαίνουν χωρίς θερμικές επιδράσεις δεν αλλάζουν τη χημική ισορροπία όταν αλλάζει η θερμοκρασία. Μια αύξηση της θερμοκρασίας σε αυτή την περίπτωση οδηγεί μόνο σε μια πιο γρήγορη δημιουργία ισορροπίας, η οποία θα είχε επιτευχθεί σε ένα δεδομένο σύστημα χωρίς θέρμανση, αλλά για μεγαλύτερο χρονικό διάστημα.
Έτσι, σε μια εξώθερμη αντίδραση (+ Q), μια αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την αντίθετη κατεύθυνση και, αντιστρόφως, σε μια ενδόθερμη αντίδραση (- Q), μια αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε μετατόπιση προς τα εμπρός κατεύθυνση και μείωση της θερμοκρασίας προς την αντίθετη κατεύθυνση. (Σχηματικά μπορούμε να γράψουμε: στο +Q -T ¬; ¯T ®; στο -Q -T ®; ¯T ¬).
Επίδραση της πίεσης.Όπως δείχνει η εμπειρία, η πίεση έχει αισθητή επίδραση στη μετατόπιση μόνο εκείνων των αντιδράσεων ισορροπίας στις οποίες συμμετέχουν αέριες ουσίες και ταυτόχρονα, η αλλαγή στον αριθμό των γραμμομορίων των συμμετεχόντων στην αέρια αντίδραση (Dn) δεν είναι ίση με μηδέν. Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίδραση που συνοδεύεται από το σχηματισμό λιγότερων γραμμομορίων αερίων ουσιών και καθώς μειώνεται η πίεση, προς το σχηματισμό μεγαλύτερου αριθμού γραμμομορίων αερίων ουσιών.
Έτσι, εάν Dn = 0, τότε η πίεση δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας. αν Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, τότε μια αύξηση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίθετη κατεύθυνση και μια μείωση της πίεσης τη μετατοπίζει προς την προς τα εμπρός αντίδραση. (Σχηματικά μπορούμε να γράψουμε: στο Dn = 0 το P δεν έχει αποτέλεσμα, στο Dn 0 -P ¬, ¯P ®). Η αρχή του Le Chatelier εφαρμόζεται τόσο σε ομοιογενή όσο και σε ετερογενή συστήματα και παρέχει ένα ποιοτικό χαρακτηριστικό της μετατόπισης ισορροπίας.
Ας επιστρέψουμε στη διαδικασία παραγωγής αμμωνίας, που εκφράζεται με την εξίσωση:
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g)
Όντας σε κλειστό όγκο, το άζωτο και το υδρογόνο συνδυάζονται και σχηματίζουν αμμωνία. Πόσο θα διαρκέσει αυτή η διαδικασία; Είναι λογικό να υποθέσουμε ότι μέχρι να τελειώσει κάποιο από τα αντιδραστήρια. Ωστόσο, στην πραγματική ζωή αυτό δεν είναι απολύτως αλήθεια. Το γεγονός είναι ότι λίγο καιρό μετά την έναρξη της αντίδρασης, η προκύπτουσα αμμωνία θα αρχίσει να αποσυντίθεται σε άζωτο και υδρογόνο, δηλαδή, θα ξεκινήσει μια αντίστροφη αντίδραση:
2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g)
Μάλιστα, σε έναν κλειστό όγκο, δύο αντιδράσεις, ακριβώς αντίθετες μεταξύ τους, θα γίνουν ταυτόχρονα. Επομένως, αυτή η διαδικασία γράφεται με την ακόλουθη εξίσωση:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g)
Ένα διπλό βέλος υποδεικνύει ότι η αντίδραση προχωρά προς δύο κατευθύνσεις. Η αντίδραση του συνδυασμού αζώτου και υδρογόνου ονομάζεται άμεση αντίδραση. Αντίδραση αποσύνθεσης αμμωνίας - Αντίκτυπος.
Στην αρχή της διαδικασίας, ο ρυθμός άμεσης αντίδρασης είναι πολύ υψηλός. Αλλά με την πάροδο του χρόνου, οι συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων μειώνονται και η ποσότητα της αμμωνίας αυξάνεται - ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης μειώνεται και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται. Έρχεται μια στιγμή που συγκρίνονται οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων - εμφανίζεται χημική ή δυναμική ισορροπία. Στην ισορροπία, συμβαίνουν και οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις, αλλά οι ρυθμοί τους είναι οι ίδιοι, επομένως δεν γίνονται αισθητές αλλαγές.
Σταθερά ισορροπίας
Διαφορετικές αντιδράσεις προχωρούν με διαφορετικούς τρόπους. Σε ορισμένες αντιδράσεις, ένας αρκετά μεγάλος αριθμός προϊόντων αντίδρασης σχηματίζεται πριν επέλθει ισορροπία. σε άλλα - πολύ λιγότερο. Έτσι, μπορούμε να πούμε ότι μια συγκεκριμένη εξίσωση έχει τη δική της σταθερά ισορροπίας. Γνωρίζοντας τη σταθερά ισορροπίας μιας αντίδρασης, είναι δυνατό να προσδιοριστούν οι σχετικές ποσότητες των αντιδρώντων και των προϊόντων αντίδρασης στις οποίες εμφανίζεται η χημική ισορροπία.
Ας περιγραφεί κάποια αντίδραση με την εξίσωση: aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d - συντελεστές της εξίσωσης αντίδρασης.
- A, B, C, D - χημικοί τύποι ουσιών.
Σταθερά ισορροπίας:
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] β
Οι αγκύλες υποδεικνύουν ότι ο τύπος περιλαμβάνει μοριακές συγκεντρώσεις ουσιών.
Τι λέει η σταθερά ισορροπίας;
Για τη σύνθεση αμμωνίας σε θερμοκρασία δωματίου K = 3,5·10 8. Αυτός είναι ένας αρκετά μεγάλος αριθμός, υποδεικνύοντας ότι η χημική ισορροπία θα συμβεί όταν η συγκέντρωση αμμωνίας είναι πολύ μεγαλύτερη από τις υπόλοιπες πρώτες ύλες.
Στην πραγματική παραγωγή αμμωνίας, το καθήκον του τεχνολόγου είναι να επιτύχει τον υψηλότερο δυνατό συντελεστή ισορροπίας, δηλ. έτσι ώστε η άμεση αντίδραση να προχωρήσει στην ολοκλήρωση. Πώς μπορεί να επιτευχθεί αυτό;
Η αρχή του Le Chatelier
Η αρχή του Le Chatelierδιαβάζει:
Πώς να το καταλάβετε αυτό; Όλα είναι πολύ απλά. Υπάρχουν τρεις τρόποι για να διαταραχθεί η ισορροπία:
- αλλαγή της συγκέντρωσης της ουσίας·
- αλλαγή της θερμοκρασίας?
- αλλάζοντας την πίεση.
Όταν η αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας βρίσκεται σε ισορροπία, μπορεί να απεικονιστεί ως εξής (η αντίδραση είναι εξώθερμη):
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + Θερμότητα
Αλλαγή συγκέντρωσης
Ας εισάγουμε επιπλέον άζωτο σε ένα ισορροπημένο σύστημα. Αυτό θα διαταράξει την ισορροπία:
Η προς τα εμπρός αντίδραση θα αρχίσει να προχωρά πιο γρήγορα επειδή η ποσότητα του αζώτου έχει αυξηθεί και περισσότερο αντιδρά. Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, η χημική ισορροπία θα εμφανιστεί ξανά, αλλά η συγκέντρωση αζώτου θα είναι μεγαλύτερη από τη συγκέντρωση του υδρογόνου:
Αλλά, είναι δυνατόν να "λοξά" το σύστημα προς την αριστερή πλευρά με άλλο τρόπο - "ελαφρώνοντας" τη δεξιά πλευρά, για παράδειγμα, αφαιρώντας την αμμωνία από το σύστημα καθώς σχηματίζεται. Έτσι, η άμεση αντίδραση του σχηματισμού αμμωνίας θα κυριαρχήσει και πάλι.
Αλλαγή θερμοκρασίας
Η δεξιά πλευρά της «ζυγαριάς» μας μπορεί να αλλάξει αλλάζοντας τη θερμοκρασία. Προκειμένου η αριστερή πλευρά να "ξεπεράσει", είναι απαραίτητο να "ελαφρύνετε" τη δεξιά πλευρά - μειώστε τη θερμοκρασία:
Αλλαγή της πίεσης
Είναι δυνατό να διαταραχθεί η ισορροπία σε ένα σύστημα χρησιμοποιώντας πίεση μόνο σε αντιδράσεις με αέρια. Υπάρχουν δύο τρόποι για να αυξήσετε την πίεση:
- μείωση του όγκου του συστήματος.
- εισαγωγή αδρανούς αερίου.
Καθώς η πίεση αυξάνεται, ο αριθμός των μοριακών συγκρούσεων αυξάνεται. Ταυτόχρονα, η συγκέντρωση των αερίων στο σύστημα αυξάνεται και οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων αλλάζουν - η ισορροπία διαταράσσεται. Για να αποκαταστήσει την ισορροπία, το σύστημα «προσπαθεί» να μειώσει την πίεση.
Κατά τη σύνθεση της αμμωνίας σχηματίζονται δύο μόρια αμμωνίας από 4 μόρια αζώτου και υδρογόνου. Ως αποτέλεσμα, ο αριθμός των μορίων αερίου μειώνεται - η πίεση πέφτει. Κατά συνέπεια, για να επιτευχθεί ισορροπία μετά την αύξηση της πίεσης, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης αυξάνεται.
Συνοψίζω.Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η παραγωγή αμμωνίας μπορεί να αυξηθεί με:
- αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων.
- μείωση της συγκέντρωσης των προϊόντων αντίδρασης.
- μείωση της θερμοκρασίας της αντίδρασης.
- αυξάνοντας την πίεση στην οποία συμβαίνει η αντίδραση.
Στη χημική θερμοδυναμική υπάρχει μια σχέση που συνδέει την ενέργεια Gibbs με τη σταθερά ισορροπίας. Αυτή είναι η γνωστή εξίσωση Van't Hoff, η οποία είναι γραμμένη σε γραμμική και εκθετική μορφή:
Ή 
Υπολογίζοντας την τιμή του DG 0 298 μιας χημικής αντίδρασης, μπορεί να προσδιοριστεί η σταθερά ισορροπίας. Από την εξίσωση (4.13) προκύπτει ότι εάν η τιμή του DG 0 είναι αρνητική, τότε το logK πρέπει να είναι θετικό, το οποίο, με τη σειρά του, σημαίνει ότι K >1. Και αντίστροφα, εάν ΓΔ 0 > 0, τότε το Κ<1.
Παράδειγμα 13. Μια άμεση ή αντίστροφη αντίδραση θα συμβεί υπό τυπικές συνθήκες στο σύστημα:
CH 4 (g) + CO 2 (g) 2CO (g) + 2H 2 (g).
Γράψτε το νόμο της δράσης της μάζας για αυτήν την αντίδραση.
Λύση: Για να απαντήσετε στην ερώτηση θα πρέπει να υπολογίσετε DG 0 298 ή 
άμεση αντίδραση. Η τελευταία έκφραση είναι ZDM. Οι τιμές DG 0 298 των αντίστοιχων ουσιών δίνονται στον Πίνακα 4.1. Γνωρίζοντας ότι οι τιμές της DG 0 f για απλές ουσίες σε καταστάσεις συσσωμάτωσης που είναι σταθερές υπό τυπικές συνθήκες είναι ίσες με μηδέν και οι τιμές της DG 0 ƒ (σε kJ/mol) για το CO 2 (-394,3) , CH 4 (-50. 8) και CO (-137.1), χρησιμοποιώντας την εξίσωση (4.7), υπολογίζουμε DG 0 h.r. :
ΓΔ 0 χ..ρ. = 2DG 0 ƒ, (CO) - DG 0 ƒ, (CH 4) - DG 0 ƒ, (CO 2) =
2·(-137,1) - (-50,8 - 394,3) = +170,9 kJ = 170900 J.
Μετά από αυτό υπολογίζουμε τη σταθερά ισορροπίας
Το γεγονός ότι ΓΔ > 0 και Κρ<< 1, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при T = 298 К и равенстве давлений взятых газов
1,013 × 10 5 Pa (760 mm Hg ή 1 atm.). Η αντίστροφη αντίδραση θα συμβεί αυθόρμητα υπό αυτές τις συνθήκες, επειδή για αυτό DG = -170,9 kJ και K » 10 37.
Παράδειγμα 14. Με βάση τις τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού και τις απόλυτες τυπικές εντροπίες ουσιών (Πίνακας 4.1), υπολογίστε το DG 0 298 της αντίδρασης που εξελίσσεται σύμφωνα με την εξίσωση
CO (g) + H 2 O (l) CO 2 (g) + H 2 (g),
DN 0 ƒ, (kJ/mol) -110,5 -285,8 -393,5 0
S 0 (J/mol K) 197,5 70,1 213,6 130,6
Να γράψετε τον νόμο της δράσης της μάζας και να υπολογίσετε το Kp.
Λύση:
1) DH 0 = (-393,5 + 0) - (-110,5 - 285,8) = + 2,80 kJ.
2) DS 0 = (213,6 + 130,6) - (197,5 + 70,1) = 0,0766 kJ/mol.
3) ΓΔ 0 = +2,80 - 298·0,0766 = -20,0 kJ.
Η συγκέντρωση του H 2 O (l) θεωρείται ίση με 1 και δεν περιλαμβάνεται στο ZDM, επειδή είναι μια συμπυκνωμένη κατάσταση.
Παράδειγμα 15. Η αντίδραση αναγωγής του Fe 2 O 3 με υδρογόνο προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση
Fe2O3 (k) + 3H2 = 2Fe (k) + 3H2O (g); DH o = +96,61 kJ.
Γράψτε το νόμο της δράσης της μάζας για αυτήν την αντίδραση. Είναι δυνατή αυτή η αντίδραση υπό τυπικές συνθήκες εάν η μεταβολή της εντροπίας DS 0 = 0,1387 kJ/mol K; Σε ποια θερμοκρασία θα αρχίσει η αναγωγή του Fe 2 O 3; Ποια είναι η τιμή του Κ σε αυτή τη θερμοκρασία;
Λύση. Υπολογίζουμε την αντίδραση DG 0:
DG 0 = DH 0 - TDS 0 = 96,61 - 298·0,1387 = 55,28 kJ.
ZDM για αυτή την αντίδραση λαμβάνοντας υπόψη την κατάσταση συσσωμάτωσης των ουσιών: .
Ταυτοχρονα
= .
Επειδή ΓΔ >0, η αντίδραση υπό τυπικές συνθήκες είναι αδύνατη. Αντίθετα, κάτω από αυτές τις συνθήκες συμβαίνει μια αντίστροφη αντίδραση οξείδωσης του σιδήρου (διάβρωση). Ας βρούμε τη θερμοκρασία στην οποία DG = 0. Στην περίπτωση αυτή, DH 0 = TDS 0, επομένως
Επομένως, σε θερμοκρασία περίπου 696,5 K, θα ξεκινήσει η αντίδραση αναγωγής του Fe 2 O 3. ("Περίπου" γιατί κατά την επίλυση του προβλήματος δεν λαμβάνουμε υπόψη την ασθενή εξάρτηση των DH και DS από τη θερμοκρασία, καθώς και το γεγονός ότι η συνθήκη Κ< 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.
Αυτό σημαίνει ότι η θερμοκρασία στην οποία = λαμβάνεται ως η θερμοκρασία στην οποία αρχίζει η αντίδραση.
Παράδειγμα 16. Η σταθερά ισορροπίας του συστήματος H 2 + I 2 2HI σε μια ορισμένη θερμοκρασία είναι 40. Προσδιορίστε ποιο μέρος του υδρογόνου και του ιωδίου (%) θα εισέλθει στο HI εάν οι αρχικές συγκεντρώσεις αυτών των ουσιών είναι ίδιες και είναι 0,01 mol/l, και σε = 0.
Λύση. Κατά την επίλυση τέτοιων προβλημάτων, χρησιμοποιείται η στοιχειομετρική εξίσωση αντίδρασης. Ας υποδηλώσουμε με Χκατανάλωση υδρογόνου μέχρι να υπάρξει ισορροπία. Επομένως, η συγκέντρωση ισορροπίας του H 2 θα είναι p =
(0,01 - x). Εφόσον το I 2 καταναλώνεται όσο το H 2 (σύμφωνα με την εξίσωση, 1 mole του I 2 καταναλώνεται για 1 mole H 2), τότε p = (0,01 - x). Από την εξίσωση είναι ξεκάθαρο ότι τη στιγμή της ισορροπίας, το HI λαμβάνεται 2 φορές περισσότερο από το H 2 που καταναλώνεται, επομένως,
p = 2x. Ας γράψουμε την έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας και ας αντικαταστήσουμε τις αριθμητικές τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας:
Η εξίσωση έχει δύο ρίζες: x 1 = 0,0146, x 2 = 0,0076. Από τις δύο τιμές του x, θα πρέπει να επιλέξετε αυτή που πληροί τις προϋποθέσεις του προβλήματος. Οι αρχικές συγκεντρώσεις των H 2 και I 2 είναι 0,01 mol/l. Επομένως, το x δεν μπορεί να έχει τιμή μεγαλύτερη από 0,01 και το διάλυμα έχει μία τιμή -0,0076 mol/L. Έτσι, από 0,01 mol H 2 και I 2, αντέδρασαν 0,0076 mol, που είναι 76%.
Παράδειγμα 17.Στο σύστημα CO + Cl 2 COCl 2, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών είναι p = 0,3. p = 0,2; p = 1,2 mol/l. Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας του συστήματος και τις αρχικές συγκεντρώσεις CO και Cl 2.
Λύση.Ας βρούμε τη σταθερά ισορροπίας αντικαθιστώντας τις αριθμητικές τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας στην έκφραση της σταθεράς ισορροπίας:
Η αρχική συγκέντρωση του αντιδραστηρίου είναι ίση με το άθροισμα της ισορροπίας και καταναλώνεται τη στιγμή της ισορροπίας. Από την εξίσωση της αντίδρασης είναι σαφές ότι για να σχηματιστεί 1 mol COCl 2, καταναλώνεται 1 mole CO και Cl 2. Ως εκ τούτου,
ref = p + μετρημένο = 0,2 + 1,2 = 1,4 mol/l.
ref = p + μετρημένο = 0,3 + 1,2 = 1,5 mol/l.
Η αρχή του Le Chatelier
Χημική ισορροπία που αντιστοιχεί στην ελάχιστη ενέργεια Gibbs
(DG = 0), είναι η πιο σταθερή κατάσταση του συστήματος κάτω από αυτές τις συνθήκες. Η αλλαγή των συνθηκών ισορροπίας μπορεί να τη διαταράξει, με αποτέλεσμα η αντίδραση να αρχίσει να προχωρά προς την εμπρός ή την αντίστροφη κατεύθυνση (στην περίπτωση αυτή, η ισορροπία λέγεται ότι μετατοπίζεται προς την προς τα εμπρός ή την αντίστροφη αντίδραση). Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, το σύστημα επανέρχεται σε ισορροπία με νέες συγκεντρώσεις ισορροπίας όλων των αντιδρώντων. Η κατεύθυνση της μετατόπισης της ισορροπίας καθορίζεται από την αρχή του Le Chatelier: εάν ένα σύστημα σε ισορροπία επηρεάζεται από το εξωτερικό, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση που εξασθενεί αυτή την επιρροή. Αυτή η αρχή προκύπτει από τις εξισώσεις του νόμου της δράσης της μάζας και του Van't Hoff για τη σταθερά ισορροπίας.
Ας επεξηγήσουμε την αρχή της μετατόπισης ισορροπίας χρησιμοποιώντας τα ακόλουθα παραδείγματα.
Παράδειγμα 18. Σε ποια κατεύθυνση πρέπει να μετατοπιστεί η ισορροπία της αντίδρασης;
N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g), DH O = 58,0 kJ
όταν α) προσθέτουμε N 2 O 4; β) αφαίρεση του ΝΟ 2. γ) αυξημένη πίεση.
δ) αύξηση της θερμοκρασίας;
Λύση. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier:
α) όταν προστεθεί N 2 O 4, η ισορροπία θα πρέπει να μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση της αντίδρασης, με αποτέλεσμα να μειωθεί η συγκέντρωση αυτής της ουσίας, δηλ. προς την άμεση αντίδραση (®);
β) όταν το NO 2 αφαιρεθεί από το σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση της διαδικασίας που έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό μιας επιπλέον ποσότητας NO 2 (στα δεξιά ®).
γ) με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της διαδικασίας που συμβαίνει με μείωση του όγκου (μείωση του αριθμού των μορίων αερίου), δηλ. προς την αντίστροφη διαδικασία (←);
δ) με την αύξηση της θερμοκρασίας, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της αντίδρασης που συμβαίνει με την απορρόφηση της θερμότητας (δηλαδή, ενδόθερμη, DH > 0), δηλ. δεξιά (®).
Παράδειγμα 19.Προσδιορίστε πώς θα αλλάξει η σταθερά ισορροπίας της υπό εξέταση αντίδρασης με μια αλλαγή στη θερμοκρασία:
N 2 + 3H 2 2NH 3, DHO = -92,4 kJ.
Λύση.Η διαδικασία της σύνθεσης αμμωνίας είναι εξώθερμη (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.
Αυτή η περίσταση έχει σημαντική πρακτική σημασία. Για την παραγωγή αμμωνίας σε αρκετά υψηλό ρυθμό, είναι απαραίτητο να πραγματοποιηθεί η διαδικασία σε υψηλές θερμοκρασίες. Ταυτόχρονα όμως μειώνεται και το Κ, που σημαίνει μείωση της απόδοσης αμμωνίας. Για να αντισταθμιστεί αυτό το μειονέκτημα, είναι απαραίτητο να καταφύγουμε σε υψηλές πιέσεις, καθώς η αύξηση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς το σχηματισμό αμμωνίας (®), η οποία είναι σύμφωνη με την αρχή του Le Chatelier (ο όγκος των αερίων μειώνεται, καθώς η ποσότητα το αέριο μειώνεται από 4 σε 2 moles) .
Εάν συνδυαστούν διαλύματα οξέος και αλκαλίου, σχηματίζεται αλάτι και νερό, για παράδειγμα,
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, και αν οι ουσίες ελήφθησαν στις απαιτούμενες αναλογίες, το διάλυμα έχει ουδέτερη αντίδραση και δεν παραμένουν καν ίχνη υδροχλωρικού οξέος και υδροξειδίου του νατρίου σε αυτό. Εάν προσπαθήσετε να πραγματοποιήσετε μια αντίδραση σε διάλυμα μεταξύ των ουσιών που προκύπτουν - χλωριούχο νάτριο και νερό, τότε δεν θα βρεθούν αλλαγές. Σε τέτοιες περιπτώσεις λένε ότι η αντίδραση ενός οξέος με ένα αλκάλι είναι μη αναστρέψιμη, δηλ. δεν υπάρχει καμία αντίδραση. Πολλές αντιδράσεις είναι πρακτικά μη αναστρέψιμες σε θερμοκρασία δωματίου, για παράδειγμα,
H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O, κ.λπ.
Πολλές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες ακόμη και υπό κανονικές συνθήκες, πράγμα που σημαίνει ότι η αντίστροφη αντίδραση εμφανίζεται σε αξιοσημείωτο βαθμό. Για παράδειγμα, εάν προσπαθήσετε να εξουδετερώσετε ένα υδατικό διάλυμα ενός πολύ ασθενούς υποχλωριώδους οξέος με ένα αλκάλιο, αποδεικνύεται ότι η αντίδραση εξουδετέρωσης δεν ολοκληρώνεται και το διάλυμα έχει ένα έντονα αλκαλικό περιβάλλον. Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση HClO + NaOH NaClO + H 2 O είναι αναστρέψιμη, δηλ. Τα προϊόντα αυτής της αντίδρασης, αντιδρώντας μεταξύ τους, μετατρέπονται εν μέρει στις αρχικές ενώσεις. Ως αποτέλεσμα, το διάλυμα έχει μια αλκαλική αντίδραση. Η αντίδραση σχηματισμού εστέρων είναι αναστρέψιμη (η αντίστροφη αντίδραση ονομάζεται σαπωνοποίηση): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, πολλές άλλες διεργασίες.
Όπως πολλές άλλες έννοιες στη χημεία, η έννοια της αναστρεψιμότητας είναι σε μεγάλο βαθμό αυθαίρετη. Τυπικά, μια αντίδραση θεωρείται μη αναστρέψιμη εάν, μετά την ολοκλήρωση, οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών είναι τόσο χαμηλές που δεν μπορούν να ανιχνευθούν (φυσικά, αυτό εξαρτάται από την ευαισθησία των αναλυτικών μεθόδων). Όταν αλλάζουν οι εξωτερικές συνθήκες (κυρίως θερμοκρασία και πίεση), μια μη αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να γίνει αναστρέψιμη και το αντίστροφο. Έτσι, σε ατμοσφαιρική πίεση και θερμοκρασίες κάτω από 1000 ° C, η αντίδραση 2H 2 + O 2 = 2H 2 O μπορεί ακόμα να θεωρηθεί μη αναστρέψιμη, ενώ σε θερμοκρασία 2500 ° C και άνω το νερό διασπάται σε υδρογόνο και οξυγόνο κατά περίπου 4%. και σε θερμοκρασία 3000 °C – ήδη κατά 20%.
Στα τέλη του 19ου αιώνα. Ο Γερμανός φυσικοχημικός Max Bodenstein (1871–1942) μελέτησε λεπτομερώς τις διαδικασίες σχηματισμού και θερμικής διάστασης του υδροϊωδίου: H 2 + I 2 2HI. Αλλάζοντας τη θερμοκρασία, μπορούσε να επιτύχει προτιμησιακή εμφάνιση μόνο της προς τα εμπρός ή μόνο της αντίστροφης αντίδρασης, αλλά στη γενική περίπτωση και οι δύο αντιδράσεις προχωρούσαν ταυτόχρονα σε αντίθετες κατευθύνσεις. Υπάρχουν πολλά παρόμοια παραδείγματα. Ένα από τα πιο διάσημα είναι η αντίδραση της σύνθεσης αμμωνίας 3H 2 + N 2 2NH 3; Πολλές άλλες αντιδράσεις είναι επίσης αναστρέψιμες, για παράδειγμα, η οξείδωση του διοξειδίου του θείου 2SO 2 + O 2 2SO 3, οι αντιδράσεις οργανικών οξέων με αλκοόλες κ.λπ.
Ταχύτητα αντίδρασης και ισορροπία.
Έστω ότι υπάρχει μια αναστρέψιμη αντίδραση A + B C + D. Αν υποθέσουμε ότι οι μπροστινές και οι αντίστροφες αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε ένα στάδιο, τότε οι ρυθμοί αυτών των αντιδράσεων θα είναι ευθέως ανάλογοι με τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων: ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης v 1 = κ 1 [A][B], ταχύτητα αντίστροφης αντίδρασης v 2 = κ 2 [C][D] (οι τετράγωνες αγκύλες υποδεικνύουν τις μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων). Μπορεί να φανεί ότι καθώς προχωρά η άμεση αντίδραση, οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών Α και Β μειώνονται και κατά συνέπεια μειώνεται ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης. Ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης, που είναι μηδέν την αρχική στιγμή (δεν υπάρχουν προϊόντα C και D), σταδιακά αυξάνεται. Αργά ή γρήγορα θα έρθει μια στιγμή που οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα γίνουν ίσοι. Μετά από αυτό, οι συγκεντρώσεις όλων των ουσιών - A, B, C και D δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου. Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση έχει φτάσει σε θέση ισορροπίας και οι συγκεντρώσεις ουσιών που δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου ονομάζονται ισορροπία. Όμως, σε αντίθεση με τη μηχανική ισορροπία, στην οποία κάθε κίνηση σταματά, στη χημική ισορροπία και οι δύο αντιδράσεις - άμεσες και αντίστροφες - συνεχίζουν να συμβαίνουν, αλλά οι ταχύτητες τους είναι ίσες και επομένως φαίνεται ότι δεν συμβαίνουν αλλαγές στο σύστημα.
Υπάρχουν πολλοί τρόποι για να αποδειχθεί η εμφάνιση μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων μετά την επίτευξη ισορροπίας. Για παράδειγμα, εάν ένα μικρό ισότοπο υδρογόνου, το δευτέριο D2, εισαχθεί σε ένα μείγμα υδρογόνου, αζώτου και αμμωνίας, το οποίο βρίσκεται σε θέση ισορροπίας, τότε μια ευαίσθητη ανάλυση θα ανιχνεύσει αμέσως την παρουσία ατόμων δευτερίου στα μόρια αμμωνίας. Και αντίστροφα, εάν εισαγάγετε λίγη δευτεριωμένη αμμωνία NH 2 D στο σύστημα, τότε το δευτέριο θα εμφανιστεί αμέσως στις αρχικές ουσίες με τη μορφή μορίων HD και D 2. Ένα άλλο θεαματικό πείραμα πραγματοποιήθηκε στη Χημική Σχολή του Κρατικού Πανεπιστημίου της Μόσχας. Μια πλάκα αργύρου τοποθετήθηκε σε διάλυμα νιτρικού αργύρου και δεν παρατηρήθηκαν αλλαγές. Στη συνέχεια, μια μικροσκοπική ποσότητα ραδιενεργών ιόντων αργύρου εισήχθη στο διάλυμα, μετά την οποία η πλάκα αργύρου έγινε ραδιενεργή. Ούτε το ξέπλυμα της πλάκας με νερό ούτε το πλύσιμο με υδροχλωρικό οξύ θα μπορούσαν να «ξεπλύνουν» αυτή τη ραδιενέργεια. Μόνο η χάραξη με νιτρικό οξύ ή η μηχανική επεξεργασία της επιφάνειας με λεπτό γυαλόχαρτο την κατέστησε ανενεργή. Αυτό το πείραμα μπορεί να εξηγηθεί μόνο με έναν τρόπο: υπάρχει μια συνεχής ανταλλαγή ατόμων αργύρου μεταξύ του μετάλλου και του διαλύματος, δηλ. στο σύστημα υπάρχει αναστρέψιμη αντίδραση Ag(s) – e – = Ag +. Επομένως, η προσθήκη ραδιενεργών ιόντων Ag + στο διάλυμα οδήγησε στην «ενσωμάτωσή» τους στην πλάκα με τη μορφή ηλεκτρικά ουδέτερων, αλλά ακόμα ραδιενεργών ατόμων.
Έτσι, όχι μόνο οι χημικές αντιδράσεις μεταξύ αερίων ή διαλυμάτων βρίσκονται σε ισορροπία, αλλά και οι διαδικασίες διάλυσης μετάλλων και ιζημάτων. Για παράδειγμα, ένα στερεό θα διαλυθεί πιο γρήγορα εάν τοποθετηθεί σε έναν καθαρό διαλύτη όταν το σύστημα βρίσκεται μακριά από την ισορροπία, στην περίπτωση αυτή σε ένα κορεσμένο διάλυμα. Σταδιακά, ο ρυθμός διάλυσης μειώνεται και ταυτόχρονα αυξάνεται ο ρυθμός της αντίστροφης διαδικασίας - η μετάβαση μιας ουσίας από διάλυμα σε κρυσταλλικό ίζημα. Όταν το διάλυμα γίνει κορεσμένο, το σύστημα φθάνει σε κατάσταση ισορροπίας, στην οποία οι ρυθμοί διάλυσης και κρυστάλλωσης είναι ίσοι και η μάζα του ιζήματος δεν αλλάζει με την πάροδο του χρόνου.
Σταθερά ισορροπίας.
Η πιο σημαντική παράμετρος που χαρακτηρίζει μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση είναι η σταθερά ισορροπίας ΠΡΟΣ ΤΗΝ. Αν γράψουμε για τη θεωρούμενη αναστρέψιμη αντίδραση A + D C + D την συνθήκη για την ισότητα των ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων στην κατάσταση ισορροπίας – κ 1 [A] ίσον [B] ίσον = κ 2 [C] ίσον [D] ίσον, από όπου [C] ίσον [D] ίσον / [A] ίσον [B] ίσον = κ 1 /κ 2 = ΠΡΟΣ ΤΗΝ, μετά την τιμή ΠΡΟΣ ΤΗΝονομάζεται σταθερά ισορροπίας μιας χημικής αντίδρασης.
Άρα, σε κατάσταση ισορροπίας, ο λόγος της συγκέντρωσης των προϊόντων αντίδρασης προς το προϊόν της συγκέντρωσης των αντιδρώντων είναι σταθερός, εάν η θερμοκρασία είναι σταθερή (σταθερές ταχύτητας κ 1 και κ 2 και επομένως η σταθερά ισορροπίας ΠΡΟΣ ΤΗΝεξαρτώνται από τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτώνται από τη συγκέντρωση των αντιδραστηρίων). Εάν πολλά μόρια αρχικών ουσιών συμμετέχουν σε μια αντίδραση και σχηματίζονται πολλά μόρια ενός προϊόντος (ή προϊόντων), οι συγκεντρώσεις των ουσιών στην έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας αυξάνονται στις δυνάμεις που αντιστοιχούν στους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους. Έτσι για την αντίδραση 3H 2 + N 2 2NH 3 η έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας γράφεται ως κ= 2 ίσα / 3 ίσα ίσα. Η περιγραφόμενη μέθοδος για την εξαγωγή της σταθεράς ισορροπίας, με βάση τους ρυθμούς των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων, δεν μπορεί να χρησιμοποιηθεί στη γενική περίπτωση, καθώς για σύνθετες αντιδράσεις η εξάρτηση του ρυθμού από τη συγκέντρωση συνήθως δεν εκφράζεται με μια απλή εξίσωση ή γενικά άγνωστος. Ωστόσο, στη θερμοδυναμική αποδεικνύεται ότι ο τελικός τύπος για τη σταθερά ισορροπίας είναι σωστός.
Για αέριες ενώσεις, μπορεί να χρησιμοποιηθεί πίεση αντί για συγκεντρώσεις κατά την εγγραφή της σταθεράς ισορροπίας. Προφανώς, η αριθμητική τιμή της σταθεράς μπορεί να αλλάξει εάν ο αριθμός των αέριων μορίων στη δεξιά και την αριστερή πλευρά της εξίσωσης δεν είναι ο ίδιος.
Γραφήματα που δείχνουν πώς το σύστημα προσεγγίζει την ισορροπία (τέτοιες γραφικές παραστάσεις ονομάζονται κινητικές καμπύλες) φαίνονται στα σχήματα.
1. Αφήστε την αντίδραση να είναι μη αναστρέψιμη. Επειτα κ 2 = 0. Παράδειγμα είναι η αντίδραση υδρογόνου με βρώμιο στους 300° C. Οι κινητικές καμπύλες δείχνουν τη μεταβολή της συγκέντρωσης των ουσιών A, B, C, D (στην περίπτωση αυτή H 2, Br 2 και HBr) ανάλογα με το χρόνο . Για λόγους απλότητας, οι αρχικές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων H 2 και Br 2 θεωρούνται ίσες. Μπορεί να φανεί ότι οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών ως αποτέλεσμα της μη αναστρέψιμης αντίδρασης μειώνονται στο μηδέν, ενώ το άθροισμα των συγκεντρώσεων των προϊόντων φτάνει στο άθροισμα των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων. Μπορεί επίσης να φανεί ότι ο ρυθμός αντίδρασης (η κλίση των κινητικών καμπυλών) είναι μέγιστος στην αρχή της αντίδρασης και μετά την ολοκλήρωση της αντίδρασης οι κινητικές καμπύλες φτάνουν σε οριζόντια τομή (ο ρυθμός αντίδρασης είναι μηδέν). Για μη αναστρέψιμες αντιδράσεις, η σταθερά ισορροπίας δεν εισάγεται, αφού δεν ορίζεται (K ® Ґ).
2. Αφήστε κ 2 = 0, και κ 2 κ 1 και ΠΡΟΣ ΤΗΝ> 1 (αντίδραση υδρογόνου με ιώδιο στους 300° C). Αρχικά, οι κινητικές καμπύλες δεν διαφέρουν σχεδόν καθόλου από την προηγούμενη περίπτωση, αφού ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης είναι χαμηλός (η συγκέντρωση των προϊόντων είναι χαμηλή). Καθώς το HI συσσωρεύεται, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται και ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης μειώνεται. Κάποια στιγμή θα γίνουν ίσα, μετά την οποία οι συγκεντρώσεις όλων των ουσιών δεν αλλάζουν πλέον με το χρόνο - ο ρυθμός αντίδρασης γίνεται μηδέν, αν και η αντίδραση δεν έχει ολοκληρωθεί. Σε αυτήν την περίπτωση ( κ> 1) πριν φτάσει στην ισορροπία (σκιασμένο μέρος), η άμεση αντίδραση έχει χρόνο να προχωρήσει σε σημαντικό βάθος, επομένως, στο μείγμα ισορροπίας υπάρχουν περισσότερα προϊόντα (C και D) από τις αρχικές ουσίες Α και Β - η ισορροπία μετατοπίζεται σε το σωστό.
3. Για την αντίδραση εστεροποίησης οξικού οξέος (Α) με αιθανόλη (Β) στους 50° C, η σταθερά ταχύτητας της μπροστινής αντίδρασης είναι μικρότερη από την αντίστροφη: κ 1 k 2, επομένως κ
4. Στη σχετικά σπάνια περίπτωση που οι σταθερές ταχύτητας της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης είναι ίσες ( κ 1 = κ 2 , κ= 1), για την αντίδραση A + B = C + D στο [A] 0 = [B] 0 σε ένα μείγμα ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών και προϊόντων θα είναι ίδιες και οι κινητικές καμπύλες θα συγχωνευθούν. Μερικές φορές τέτοιες συνθήκες μπορούν να δημιουργηθούν επιλέγοντας κατάλληλα τη θερμοκρασία. Για παράδειγμα, για την αναστρέψιμη αντίδραση CO + H 2 O = H 2 + CO 2 ΠΡΟΣ ΤΗΝ= 1 σε θερμοκρασία περίπου 900 ° C. Σε υψηλότερες θερμοκρασίες, η σταθερά ισορροπίας για αυτήν την αντίδραση είναι μικρότερη από 1 (για παράδειγμα, στους 1000 ° C ΠΡΟΣ ΤΗΝ= 0,61) και η ισορροπία μετατοπίζεται προς CO και H 2 O. Σε χαμηλότερες θερμοκρασίες κ> 1 (για παράδειγμα, στους 700°C ΠΡΟΣ ΤΗΝ= 1,64) και η ισορροπία μετατοπίζεται προς το CO 2 και το H 2.
Εννοια κμπορεί να χρησιμεύσει ως χαρακτηριστικό της μη αναστρεψιμότητας της αντίδρασης υπό αυτές τις συνθήκες. Οπότε αν κείναι πολύ υψηλή, πράγμα που σημαίνει ότι οι συγκεντρώσεις των προϊόντων της αντίδρασης είναι πολύ υψηλότερες από τις συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών σε κατάσταση ισορροπίας, δηλ. η αντίδραση είχε σχεδόν ολοκληρωθεί. Για παράδειγμα, για την αντίδραση NiO + H 2 Ni + H 2 O στους 523 K (250 ° C) ΠΡΟΣ ΤΗΝ= [H 2 O] ίσον / [H 2 ] ίσον = 800 (οι συγκεντρώσεις των στερεών είναι σταθερές και στην έκφραση για ΠΡΟΣ ΤΗΝΔεν περιλαμβάνονται). Κατά συνέπεια, σε έναν κλειστό όγκο, αφού επιτευχθεί η ισορροπία, η συγκέντρωση των υδρατμών θα είναι 800 φορές μεγαλύτερη από αυτή του υδρογόνου (εδώ οι συγκεντρώσεις μπορούν να αντικατασταθούν από πιέσεις ανάλογες με αυτές). Έτσι, αυτή η αντίδραση στην υποδεικνυόμενη θερμοκρασία προχωρά σχεδόν μέχρι την ολοκλήρωση. Αλλά για την αντίδραση WO 2 + 2H 2 W + 2H 2 O στην ίδια θερμοκρασία ΠΡΟΣ ΤΗΝ= ([H 2 ] ίσο / [H 2 O] ίσο) 2 = 10 –27, επομένως, το διοξείδιο του βολφραμίου πρακτικά δεν ανάγεται από το υδρογόνο στους 500 K.
Αξίες ΠΡΟΣ ΤΗΝγια ορισμένες αντιδράσεις δίνονται στον πίνακα.
ΓΙΑ ΕΚΠΑΙΔΕΥΤΙΚΟΥΣ ΔΗΜΟΣΙΕΥΜΑΤΟΣ, ΜΑΘΗΤΕΣ ΠΑΙΔΑΓΩΓΙΚΟΥ ΠΑΝΕΠΙΣΤΗΜΙΟΥ ΚΑΙ ΜΑΘΗΤΕΣ 9-10 ΤΑΞΙΩΝ ΠΟΥ ΑΠΟΦΑΣΙΣΑΝ ΝΑ ΑΦΟΣΙΩΘΟΥΝ ΣΤΗ ΧΗΜΕΙΑ ΚΑΙ ΤΗ ΦΥΣΙΚΗ ΕΠΙΣΤΗΜΗ
ΣΧΟΛΙΚΟ ΒΙΒΛΙΟ · ΠΡΟΒΛΗΜΑΤΙΚΟΣ ΕΡΓΑΤΗΣ · ΕΡΓΑΣΤΗΡΙΑΚΗ ΠΡΑΚΤΙΚΗ · ΕΠΙΣΤΗΜΟΝΙΚΕΣ ΙΣΤΟΡΙΕΣ ΠΡΟΣ ΔΙΑΒΑΣΗ
§ 3.2. Σταθερά ισορροπίας
και δυναμικό ισοβαρικής αντίδρασης
Η σταθερά ισορροπίας μπορεί εύκολα να βρεθεί από την τιμή του ισοβαρικού δυναμικού, η οποία υπολογίζεται από δεδομένα σε πίνακα για την ενθαλπία σχηματισμού και την εντροπία των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης
Θα χρειαστείτε αυτόν τον τύπο όταν πρέπει να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης που μελετάται.
Σε αυτό το εγχειρίδιο, προσπαθούμε να μην δώσουμε έτοιμους τύπους, αλλά να τους εξάγουμε χρησιμοποιώντας τις απλούστερες μεθόδους της μαθηματικής λογικής, επομένως η παραγωγή αυτού του τύπου δίνεται παρακάτω. Αφού διαβάσετε αυτό το υλικό, θα εξοικειωθείτε με τις απλούστερες έννοιες της θεωρίας πιθανοτήτων, της εντροπίας ενεργοποίησης κ.λπ.
Δεν είναι μόνο η ενέργεια ενεργοποίησης που καθορίζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Το μέγεθος και το σχήμα των μορίων που αντιδρούν και η θέση των αντιδρώντων ατόμων ή των ομάδων τους σε αυτά παίζουν τεράστιο ρόλο. Από αυτή την άποψη, όταν δύο σωματίδια συγκρούονται, ο συγκεκριμένος προσανατολισμός τους είναι σημαντικός, δηλαδή η επαφή εκείνων ακριβώς των κέντρων που αντιδρούν.
Ας υποδηλώσουμε την πιθανότητα του μοριακού προσανατολισμού που απαιτείται για την αλληλεπίδραση κατά τη διάρκεια μιας σύγκρουσης με W:
Ο φυσικός λογάριθμος της τιμής W πολλαπλασιαζόμενος με τη σταθερά αερίου R ονομάζεται εντροπία ενεργοποίησης S a:
Από αυτή την έκφραση προκύπτει:
Από όπου, με τον ορισμό του λογάριθμου, προκύπτει η πιθανότητα του απαιτούμενου προσανατολισμού:
Όσο μεγαλύτερη είναι η πιθανότητα του απαιτούμενου προσανατολισμού για να συμβεί η αντίδραση, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητά της και, κατά συνέπεια, η σταθερά του ρυθμού, η οποία μπορεί να γραφτεί:
Προηγουμένως, μάθαμε ότι η σταθερά του ρυθμού εξαρτάται από την ενέργεια ενεργοποίησης και τη θερμοκρασία:
Έτσι, η σταθερά ρυθμού εξαρτάται από την ενέργεια ενεργοποίησης, τη θερμοκρασία και την εντροπία ενεργοποίησης:
Ας εισάγουμε τον συντελεστή αναλογικότητας Z και ας βάλουμε πρόσημο ίσου:
Η έκφραση που προκύπτει ονομάζεται βασική εξίσωση χημικής κινητικής.
Αυτή η εξίσωση εξηγεί ορισμένες πτυχές της κατάλυσης: ένας καταλύτης μειώνει την ενέργεια ενεργοποίησης μιας αντίδρασης και αυξάνει την εντροπία ενεργοποίησης, δηλ. αυξάνει την πιθανότητα του κατάλληλου προσανατολισμού των αντιδρώντων σωματιδίων για αλληλεπίδραση.
Είναι ενδιαφέρον να σημειωθεί ότι η εντροπία ενεργοποίησης λαμβάνει υπόψη όχι μόνο τον συγκεκριμένο προσανατολισμό των σωματιδίων, αλλά και τη διάρκεια της επαφής τη στιγμή της σύγκρουσης. Εάν η διάρκεια της επαφής μεταξύ των σωματιδίων είναι πολύ μικρή, τότε οι πυκνότητες των ηλεκτρονίων τους δεν έχουν χρόνο να ανακατανεμηθούν για να σχηματίσουν νέους χημικούς δεσμούς και τα σωματίδια, που απωθούνται, αποκλίνουν σε διαφορετικές κατευθύνσεις. Ο καταλύτης αυξάνει επίσης σημαντικά τη διάρκεια επαφής των σωματιδίων που αντιδρούν.
Ένα άλλο χαρακτηριστικό της καταλυτικής δράσης: ο καταλύτης παίρνει περίσσεια ενέργειας από το νεοσχηματισμένο σωματίδιο και δεν αποσυντίθεται στα αρχικά σωματίδια λόγω της υψηλής ενεργειακής του δραστηριότητας.
Γνωρίζετε ότι η σταθερά ισορροπίας είναι ο λόγος των σταθερών ρυθμού των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων:
Ας αντικαταστήσουμε τις σταθερές ταχύτητας των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων με τις εκφράσεις της βασικής εξίσωσης της χημικής κινητικής:
Ο λόγος δύο συντελεστών αναλογικότητας Z pr / Z arr είναι μια σταθερή τιμή, την οποία θα προσθέσουμε στην τιμή της σταθεράς ισορροπίας, γι' αυτό και θα παραμείνει σταθερή, όπως πριν.
Εάν θυμάστε τους κανόνες λειτουργίας με εκθετικές συναρτήσεις, θα καταλάβετε τον μετασχηματισμό του τύπου:
Σύμφωνα με το νόμο του Hess, η διαφορά μεταξύ των ενεργειών ενεργοποίησης της αντίστροφης και της μπροστινής αντίδρασης είναι η αλλαγή της ενθαλπίας (βεβαιωθείτε για αυτό σχεδιάζοντας ένα διάγραμμα ενθαλπίας της αντίδρασης που λαμβάνει χώρα με την απελευθέρωση θερμότητας και μην ξεχνάτε ότι σε αυτή η υπόθεση Δ Ν< 0 ):
Ακριβώς η ίδια διαφορά 
ας υποδηλώσουμε Δ Σ:
Εξηγήστε γιατί υπάρχει το σύμβολο μείον μπροστά από τις παρενθέσεις.
Παίρνουμε την εξίσωση:
Ας πάρουμε λογάριθμους και των δύο πλευρών αυτής της εξίσωσης:
Πού παίρνουμε:
Αυτή η εξίσωση είναι τόσο σημαντική για τη χημεία και άλλες επιστήμες που πολλοί φοιτητές χημείας στο εξωτερικό φορούν πουκάμισα με αυτόν τον τύπο.
Αν Δ Γεκφράζεται σε J/mol, τότε ο τύπος παίρνει τη μορφή:
Αυτός ο τύπος έχει ένα χαρακτηριστικό: εάν η σταθερά ισορροπίας προσδιορίζεται μέσω των πιέσεων των αερίων ουσιών, τότε οι πιέσεις αυτών των ουσιών στις ατμόσφαιρες αντικαθίστανται στην έκφραση της σταθεράς ισορροπίας (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).
Αυτός ο τύπος επιτρέπει, δεδομένης μιας γνωστής τιμής, Δ Γαντίδραση, υπολογίστε τη σταθερά ισορροπίας και έτσι ανακαλύψτε τη σύνθεση του συστήματος ισορροπίας σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Ο τύπος δείχνει ότι όσο υψηλότερη είναι η σταθερά ισορροπίας και όσο περισσότερα προϊόντα αντίδρασης (ουσίες στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης αντίδρασης) περιέχονται στο μείγμα αντίδρασης ισορροπίας, τόσο πιο αρνητική είναι η αλλαγή στο ισοβαρικό δυναμικό της αντίδρασης. Και αντίστροφα, όσο χαμηλότερη είναι η τιμή της σταθεράς ισορροπίας και όσο λιγότερα προϊόντα αντίδρασης και περισσότερες πρώτες ουσίες στο μείγμα ισορροπίας, τόσο μικρότερη είναι η αρνητική τιμή Δ Γ.
Όταν η σταθερά ισορροπίας είναι μεγαλύτερη από 1 και το ισοβαρικό δυναμικό είναι αρνητικό, συνηθίζεται να λέμε ότι η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα αντίδρασης ή προς τα δεξιά. Όταν η σταθερά ισορροπίας είναι μικρότερη από 1 και το ισοβαρικό δυναμικό είναι θετικό, συνηθίζεται να λέμε ότι η ισορροπία μετατοπίζεται προς τις αρχικές ουσίες ή προς τα αριστερά.
Όταν η σταθερά ισορροπίας είναι ίση με 1, το ισοβαρικό δυναμικό είναι ίσο με 0. Αυτή η κατάσταση του συστήματος θεωρείται ότι είναι το όριο μεταξύ της μετατόπισης ισορροπίας προς τα δεξιά ή προς τα αριστερά. Όταν για μια δεδομένη αντίδραση η μεταβολή του ισοβαρικού δυναμικού είναι αρνητική ( Δ Γ<0 ), συνηθίζεται να λέμε ότι η αντίδραση μπορεί να προχωρήσει προς την κατεύθυνση προς τα εμπρός. Αν D G>0, λένε ότι η αντίδραση δεν φεύγει.
Ετσι,
Δ Γ<0 – η αντίδραση μπορεί να λάβει χώρα (θερμοδυναμικά δυνατή).
Δ Γ<0 , Οτι Κ>1– η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα, προς τα δεξιά.
D G>0, Οτι ΠΡΟΣ ΤΗΝ<1 – η ισορροπία μετατοπίζεται προς τις αρχικές ουσίες, προς τα αριστερά.
Εάν πρέπει να μάθετε εάν η αντίδραση που σας ενδιαφέρει είναι δυνατή (για παράδειγμα, για να μάθετε εάν είναι δυνατή η σύνθεση της επιθυμητής βαφής, εάν μια δεδομένη σύνθεση ορυκτών θα πυροσυσσωματωθεί, η επίδραση του ατμοσφαιρικού οξυγόνου στο χρώμα κ.λπ. ), αρκεί να υπολογίσουμε για αυτή την αντίδραση Δ Γ. Εάν η αλλαγή στο ισοβαρικό δυναμικό αποδειχθεί αρνητική, τότε η αντίδραση είναι δυνατή και μπορείτε να αναμίξετε διαφορετικές πρώτες ύλες για να αποκτήσετε το επιθυμητό προϊόν.
Διαβάστε τι πρέπει να κάνετε για να υπολογίσετε τη μεταβολή του ισοβαρικού δυναμικού και τη σταθερά ισορροπίας σε διαφορετικές θερμοκρασίες (αλγόριθμος υπολογισμού).
1. Γράψτε από τους πίνακες αναφοράς τις τιμές (για θερμοκρασία 298 K) των ενθαλπιών σχηματισμού από απλές ουσίες D N arr.και εντροπία μικρόόλες οι ουσίες που γράφονται στην εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης. Αν D N arr.εκφράζονται σε kJ/mol, τότε θα πρέπει να μετατραπούν σε J/mol (γιατί;).
2. Υπολογίστε τη μεταβολή της ενθαλπίας στην αντίδραση (298 K) ως τη διαφορά μεταξύ του αθροίσματος των ενθαλπιών σχηματισμού των προϊόντων και του αθροίσματος των ενθαλπιών σχηματισμού των αρχικών ουσιών, θυμόμαστε τους στοιχειομετρικούς συντελεστές:
3. Υπολογίστε τη μεταβολή της εντροπίας στην αντίδραση (298 K) ως τη διαφορά μεταξύ του αθροίσματος των εντροπιών των προϊόντων και του αθροίσματος των εντροπιών των αρχικών ουσιών, θυμόμαστε τους στοιχειομετρικούς συντελεστές:
4. Δημιουργήστε μια εξίσωση για την εξάρτηση της μεταβολής του ισοβαρικού δυναμικού από τις αλλαγές στην ενθαλπία της αντίδρασης, της εντροπίας και της θερμοκρασίας, αντικαθιστώντας τις αριθμητικές τιμές που μόλις λήφθηκαν στην εξίσωση που γνωρίζετε D N r-tionΚαι D S συνοικίες:
5. Υπολογίστε τη μεταβολή του ισοβαρικού δυναμικού σε τυπική θερμοκρασία 298 K:
6. Με σημάδι Δ Γ συνοικίες, 298 βγάλτε ένα συμπέρασμα σχετικά με την πιθανότητα η αντίδραση να συμβεί σε τυπική θερμοκρασία: εάν το πρόσημο είναι "μείον", τότε η αντίδραση είναι θερμοδυναμικά δυνατή. εάν το πρόσημο είναι "συν", τότε η αντίδραση είναι αδύνατη.
7. Κάντε τα μαθηματικά Δ Γ συνοικίεςστη θερμοκρασία Τ που σας ενδιαφέρει:
και βγάλτε ένα συμπέρασμα για το πώς μια αλλαγή της θερμοκρασίας επηρεάζει την πιθανότητα αντίδρασης. Εάν αποδειχθεί ότι σε αυτή τη θερμοκρασία η μεταβολή του ισοβαρικού δυναμικού έχει γίνει λιγότερο θετική ή πιο αρνητική σε σύγκριση με D G 298, τότε, λοιπόν, σε αυτή τη θερμοκρασία η αντίδραση γίνεται πιο πιθανή.
8. Υπολογίστε τη σταθερά ισορροπίας Κ από την εξίσωση που γνωρίζετε στη θερμοκρασία Τ που σας ενδιαφέρει:
9. Εξάγετε ένα συμπέρασμα σχετικά με τη μετατόπιση της ισορροπίας προς τις αρχικές ουσίες (Κ<1) или в сторону продуктов (К>1).
Συμπερασματικά σχετικά με την πιθανότητα να συμβεί μια αντίδραση με αρνητική αλλαγή στο ισοβαρικό δυναμικό ( Δ Γ συνοικίες<0 ) Τα θερμοδυναμικά δεδομένα από μόνα τους είναι συχνά ανεπαρκή. Μια θερμοδυναμικά πιθανή αντίδραση μπορεί να αποδειχθεί ότι αναστέλλεται κινητικά και είναι εφικτή όταν αλλάζουν οι συνθήκες (συγκέντρωση ουσιών, πίεση, θερμοκρασία), μέσω άλλων οδών αντίδρασης ή παρουσία ενός σωστά επιλεγμένου καταλύτη.
Ας εξετάσουμε το παράδειγμα της αντίδρασης του κρυσταλλικού σιδήρου με το αέριο νερό (υδροατμός):
Πώς να μάθετε για τη θερμοδυναμική πιθανότητα μιας αντίδρασης.
Αυτή η αντίδραση είναι ενδιαφέρουσα γιατί δείχνει τους λόγους για τη μείωση της λάμψης ενός μεταλλικού προϊόντος και την καταστροφή του από τη διάβρωση.
Πρώτα απ 'όλα, επιλέγουμε τους στοιχειομετρικούς συντελεστές της εξίσωσης αντίδρασης:
Ας γράψουμε τα θερμοδυναμικά δεδομένα (θερμοκρασία 298 K) για όλους τους συμμετέχοντες στην αντίδραση από τους πίνακες αναφοράς:
Ας υπολογίσουμε τη μεταβολή της ενθαλπίας σε αυτή την αντίδραση, υπενθυμίζοντας ότι οι ενθαλπίες απλών ουσιών είναι ίσες με μηδέν:
Ας εκφράσουμε την αλλαγή της ενθαλπίας σε J:
Η αντίδραση συνοδεύεται από απελευθέρωση θερμότητας, Q>0, Q=+50 300 J/mol, και αυτό καθιστά δυνατό να υποθέσουμε ότι συμβαίνει αυθόρμητα. Ωστόσο, μπορούμε με βεβαιότητα να πούμε ότι η αντίδραση είναι αυθόρμητη μόνο με το πρόσημο της αλλαγής στο ισοβαρικό δυναμικό.
Ας υπολογίσουμε τη μεταβολή της εντροπίας σε αυτήν την αντίδραση, χωρίς να ξεχνάμε τους στοιχειομετρικούς συντελεστές:
Η εντροπία του συστήματος μειώνεται ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, επομένως μπορεί να σημειωθεί ότι εμφανίζεται μια αύξηση της σειράς στο σύστημα.
Τώρα ας δημιουργήσουμε μια εξίσωση για την εξάρτηση των αλλαγών στο ισοβαρικό δυναμικό από τις αλλαγές στην ενθαλπία, την εντροπία και τη θερμοκρασία:
Ας υπολογίσουμε τη μεταβολή του ισοβαρικού δυναμικού στην αντίδραση σε τυπική θερμοκρασία 298 K:
Μια υψηλή αρνητική τιμή της μεταβολής του ισοβαρικού δυναμικού δείχνει ότι σε θερμοκρασία δωματίου ο σίδηρος μπορεί να οξειδωθεί από το οξυγόνο. Αν μπορούσατε να πάρετε την καλύτερη σκόνη σιδήρου, θα βλέπατε πώς ο σίδηρος καίγεται στον αέρα. Γιατί τα προϊόντα σιδήρου, τα ειδώλια, τα καρφιά κ.λπ. δεν καίγονται στον αέρα; Τα αποτελέσματα των υπολογισμών δείχνουν ότι ο σίδηρος διαβρώνεται στον αέρα, δηλ. καταστρέφεται και μετατρέπεται σε οξείδια του σιδήρου.
Τώρα ας δούμε πώς η αύξηση της θερμοκρασίας επηρεάζει την πιθανότητα αυτής της αντίδρασης. Ας υπολογίσουμε τη μεταβολή του ισοβαρικού δυναμικού σε θερμοκρασία 500 K:
Λάβαμε ένα αποτέλεσμα που δείχνει ότι όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, η αλλαγή στο ισοβαρικό δυναμικό της αντίδρασης γίνεται λιγότερο αρνητική. Αυτό σημαίνει ότι με την αύξηση της θερμοκρασίας η αντίδραση γίνεται λιγότερο θερμοδυναμικά πιθανή, δηλαδή η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται όλο και περισσότερο προς τις αρχικές ουσίες.
Είναι ενδιαφέρον να γνωρίζουμε σε ποια θερμοκρασία η ισορροπία μετατοπίζεται εξίσου τόσο προς τα προϊόντα της αντίδρασης όσο και προς τα αρχικά υλικά. Αυτό συμβαίνει όταν D G r-tion =0(η σταθερά ισορροπίας είναι 1):
Από πού το παίρνουμε:
Τ=150300/168,2=894Κ, ή 621°C.
Σε αυτή τη θερμοκρασία, η αντίδραση είναι εξίσου πιθανό να συμβεί τόσο προς την εμπρόσθια όσο και προς την αντίστροφη κατεύθυνση. Σε θερμοκρασίες άνω των 621°C, αρχίζει να κυριαρχεί η αντίστροφη αντίδραση αναγωγής του Fe 3 O 4 με το υδρογόνο. Αυτή η αντίδραση είναι ένας από τους τρόπους λήψης καθαρού σιδήρου (στη μεταλλουργία, τα οξείδια του σιδήρου ανάγεται με άνθρακα).
Σε θερμοκρασία 298 K:
Έτσι, όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, η σταθερά ισορροπίας μειώνεται.
Το οξείδιο του σιδήρου Fe 3 O 4 ονομάζεται μαγνητίτης (μαγνητικό σιδηρομετάλλευμα). Αυτό το οξείδιο του σιδήρου, σε αντίθεση με τα οξείδια FeO (wüstite) και Fe 2 O 3 (αιματίτης), έλκεται από έναν μαγνήτη. Υπάρχει ένας μύθος ότι στην αρχαιότητα ένας βοσκός ονόματι Μάγκνους βρήκε ένα πολύ μικρό στενόμακρο βότσαλο, το οποίο τοποθέτησε στην επιφάνεια του νερού σε ένα μπολ με τα παχιά (γιατί είναι σημαντικό αυτό;) χέρια του. Το βότσαλο δεν πνίγηκε και άρχισε να επιπλέει στο νερό, και ανεξάρτητα από το πώς ο βοσκός γύριζε το μπολ, το βότσαλο έδειχνε πάντα μόνο προς μια κατεύθυνση. Λες και έτσι εφευρέθηκε η πυξίδα και το ορυκτό πήρε το όνομά του από το όνομα αυτού του βοσκού. Αν και, ίσως, ο μαγνητίτης πήρε το όνομά του από την αρχαία πόλη της Μικράς Ασίας - Μαγνησία. Ο μαγνητίτης είναι το κύριο μετάλλευμα από το οποίο εξάγεται ο σίδηρος.
Μερικές φορές ο τύπος του μαγνητίτη απεικονίζεται ως εξής: FeO Fe 2 O 3, υπονοώντας ότι ο μαγνητίτης αποτελείται από δύο οξείδια σιδήρου. Αυτό είναι λάθος: ο μαγνητίτης είναι μια μεμονωμένη ουσία.
Ένα άλλο οξείδιο του Fe 2 O 3 (αιματίτης) - κόκκινο σιδηρομετάλλευμα - ονομάζεται έτσι λόγω του κόκκινου χρώματός του (σε μετάφραση από τα ελληνικά - αίμα). Ο σίδηρος λαμβάνεται από τον αιματίτη.
Το οξείδιο FeO δεν βρίσκεται σχεδόν ποτέ στη φύση και δεν έχει βιομηχανική σημασία.
