Constante d'équilibre chimique

La plupart des réactions chimiques sont réversibles, c'est-à-dire circuler simultanément dans des directions opposées. Dans les cas où les réactions directes et inverses se produisent au même rythme, un équilibre chimique se produit. Par exemple, dans une réaction homogène réversible : H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), le rapport des taux de réactions directes et inverses selon la loi d'action de masse dépend du rapport des concentrations des réactifs, à savoir : la vitesse de la réaction directe : υ 1 = k 1 [H 2 ]. Taux de réaction inverse : υ 2 = k 2 2.

Si H 2 et I 2 sont des substances de départ, alors au premier instant, la vitesse de la réaction directe est déterminée par leurs concentrations initiales et la vitesse de la réaction inverse est nulle. À mesure que H 2 et I 2 sont consommés et que HI se forme, la vitesse de la réaction directe diminue et la vitesse de la réaction inverse augmente. Après un certain temps, les deux taux s'égalisent et l'équilibre chimique s'établit dans le système, c'est-à-dire le nombre de molécules HI produites et consommées par unité de temps devient le même.

Puisqu'à l'équilibre chimique, les taux de réactions directes et inverses sont égaux à V 1 = V 2, alors k 1 = k 2 2.

Puisque k 1 et k 2 sont constants à une température donnée, leur rapport sera constant. En le notant K, on ​​obtient :

K est appelée constante d'équilibre chimique et l'équation ci-dessus est appelée loi d'action de masse (Guldberg - Waale).

Dans le cas général, pour une réaction de la forme aA+bB+…↔dD+eE+…, la constante d'équilibre est égale à . Pour l'interaction entre substances gazeuses, on utilise souvent l'expression dans laquelle les réactifs sont représentés par des pressions partielles d'équilibre p. Pour la réaction mentionnée .

L'état d'équilibre caractérise la limite jusqu'à laquelle, dans des conditions données, la réaction se déroule spontanément (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

La relation entre les concentrations d'équilibre ne dépend pas des substances prises comme substances initiales (par exemple, H 2 et I 2 ou HI), c'est-à-dire l’état d’équilibre peut être abordé des deux côtés.

La constante d'équilibre chimique dépend de la nature des réactifs et de la température ; La constante d'équilibre ne dépend pas de la pression (si elle est trop élevée) ni de la concentration des réactifs.

Influence sur la constante d'équilibre des facteurs de température, d'enthalpie et d'entropie. La constante d'équilibre est liée à la variation du potentiel isobare-isotherme standard d'une réaction chimique ∆G o par la simple équation ∆G o = -RT ln K.

Il montre que les grandes valeurs négatives de ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), alors les substances de départ prédominent dans le mélange à l'équilibre. Cette équation permet de calculer K à partir de la valeur de ∆G o, puis des concentrations à l'équilibre (pressions partielles) des réactifs. Si nous prenons en compte le fait que ∆G o =∆Н o -Т∆S o , alors après quelques transformations nous obtenons . Cette équation montre clairement que la constante d’équilibre est très sensible aux changements de température. L'influence de la nature des réactifs sur la constante d'équilibre détermine sa dépendance aux facteurs d'enthalpie et d'entropie.

État chimique équilibre- il s'agit d'un état dans lequel les potentiels chimiques des produits et des substances initiales sont égaux, compte tenu de la stœchiométrie du procédé.

On peut parler d’équilibre chimique si deux conditions sont remplies :

Les taux de réactions directes et inverses sont égaux.

L'équilibre existe si, lorsqu'une influence externe est appliquée puis lorsqu'elle est supprimée, le système revient à son état d'origine.

11. Loi de l'action de masse.

À température constante, la vitesse d'une réaction chimique est directement proportionnelle au produit des concentrations des réactifs, prises en puissances égales aux coefficients stoechiométriques de l'équation de réaction.

Par exemple, pour la réaction de synthèse de l'ammoniac :

N2 + 3H2 = 2NH3

la loi d'action de masse a la forme :

Kc = 2 / 3

12.Constante d'équilibre dans un système homogène. Façons d'exprimer la constante d'équilibre.

constante d'équilibre est une valeur constante égale au rapport des produits des concentrations à l'équilibre des participants à la réaction finale et initiale, pris en puissances correspondant aux coefficients stoechiométriques

Homogène Les réactions qui se produisent dans une phase sont appelées : dans un mélange de gaz, dans un liquide ou parfois dans une solution solide.

Façons d'exprimer la constante d'équilibre

Si les concentrations des substances impliquées dans la réaction sont exprimées en unités molaires de molarité, c'est-à-dire en mol/l, on la note généralement Kc

Pour une réaction gazeuse homogène, il est plus pratique d'exprimer la constante d'équilibre en termes de pressions partielles des substances :

Parfois, il est pratique d'exprimer la constante d'équilibre non pas en termes de pressions partielles et de concentrations, mais en termes de quantités de substances :
ou à travers les fractions molaires correspondantes :

Dans le cas général, les constantes d'équilibre Kc, Kp, Kn et KN sont différentes.

13. Principe du Chatelier-Brown .

Si une influence externe s’exerce sur un système en équilibre, alors l’équilibre se déplace dans le sens qui affaiblit l’influence externe.

14. Équation isobare de Van't Hoff.

Cette expression permet d'évaluer qualitativement l'influence de T sur l'équilibre et la constante d'équilibre.

15.Phase.

La phase est appelée - une partie homogène d'un système hétérogène qui possède une interface réelle, au sein de laquelle toutes les propriétés peuvent changer continuellement, et en la traversant brusquement.

16.Constituants et composants.

Le composant s'appelle– le nombre minimum de composants suffisant pour décrire l'état des systèmes.

Substances constitutivessont appelés - substances qui font partie d’un système qui peuvent être isolées à l’aide de méthodes médicamenteuses conventionnelles et qui peuvent exister en dehors du système aussi longtemps que souhaité.

17. Règle de phase de Gibbs .

Le nombre de degrés de liberté d'un système thermodynamique à l'équilibre, qui n'est influencé que par la température et la pression parmi des facteurs externes, est égal au nombre de composants indépendants S=K-F+n(nombre de paramètres externes)

La règle des phases montre que le nombre de degrés de liberté augmente avec le nombre de composants et diminue avec le nombre de phases du système.

18. Conditions d'équilibre des phases dans le système.

Dans un système hétérogène, il y a équilibre de phases si les types d'équilibres suivants existent entre les phases :

Thermique (égalité de température)

Mécanique (égalité de pression)

Chimique pour chaque composant

19.Équation Clausius-Clausius

Où, - Δ V- modification du volume d'une substance lors de son passage de la première phase à la seconde, T – température de transition, Δ H– changement d'entropie et d'enthalpie d'une substance lors de la transition de 1 mole d'une substance d'une phase à une autre

Il vous permet d'estimer l'évolution de la température ou de la pression lors d'une transition de phase lorsque 2 paramètres changent.

20. diagramme de l'état de l'eau

La relation entre les grandeurs caractérisant l'état du système et les transformations de phase dans le système - transition du solide au liquide, du liquide au gazeux

21. De vraies solutions. Façons d'exprimer la concentration d'une solution. Calcul de la fraction molaire et massique d'une substance et de la concentration molaire d'une substance en solution.

Vraie solution- il s'agit d'un type de solution dans laquelle la taille des particules du soluté est extrêmement petite et comparable à la taille des particules du solvant.

Il existe des solutions gazeux(mélanges de gaz), liquide Et dur. La solution gazeuse est l'air. L'eau de mer est un mélange de sels dans l'eau – une solution liquide. Solutions solides – alliages métalliques. Les solutions sont constituées d’un solvant et d’un ou plusieurs solutés.

Cela s'appelle une solution système homogène solide ou liquide constitué de deux ou plusieurs éléments constitutifs.

Un solvant est considéré– une substance qui détermine l’état d’agrégation d’une solution ou une substance plus grande en volume ou en masse.

Méthodes d'expression de la concentration des solutions.

Concentration de la solution est la masse ou la quantité d'un soluté dans une quantité, une masse ou un volume spécifique d'une solution ou d'un solvant.

1) Fraction massique ( wi ) est la masse de soluté contenue dans 100 grammes de solution.

2) Fraction molaire (mol) – X je – nombre de moles de composant contenues dans 1 mole de solution.

3) Concentration molale (molalité) mi – nombre de moles de soluté contenues dans 1 kg de solvant [mol/kg].

4) Concentration molaire AVEC je – le nombre de moles de substance dissoute contenues dans 1 litre ou 1 dm3 de solution [mol/l].

Questions d'étude

1. État d'équilibre

Constante d'équilibre

Calcul des concentrations d'équilibre

Changement d'équilibre chimique. Le principe du Chatelier

1. État d'équilibre

Les réactions qui se produisent simultanément dans des directions opposées dans les mêmes conditions sont dites réversibles..

Considérons une réaction réversible qui se produit dans un système fermé

La vitesse de la réaction directe est décrite par l’équation :

pr = k pr [UNE] [B],

Où pr – taux de réaction directe ;

k pr est la constante de vitesse de la réaction directe.

Au fil du temps, les concentrations de réactifs UN Et DANS diminue, la vitesse de réaction diminue (Fig. 1, courbe pr).

Réaction entre UN Et DANS conduit à la formation de substances C Et D, dont les molécules lors de collisions peuvent à nouveau donner des substances UN Et DANS.

La vitesse de la réaction inverse est décrite par l’équation :

arr = k arr [C] [D],

Où rev – taux de réaction inverse ;

k rev – constante de vitesse de la réaction inverse.

En tant que concentrations de substances C Et D augmente, la vitesse de la réaction inverse augmente (Fig. 1, courbe arr).

Figure 1. Modifications des taux de réactions directes et inverses au fil du temps

Après un certain temps les taux de réactions directes et inverses deviennent égaux :

pr = arr.

Cet état du système est appelé état d'équilibre .

En état d'équilibre, les concentrations de tous ses participants cessent de changer avec le temps . De telles concentrations sont appelées équilibre .

Équilibre chimique – Ce équilibre dynamique. L'invariabilité des concentrations de substances présentes dans un système fermé est une conséquence de processus chimiques en cours. Les taux des réactions directes et inverses ne sont pas égaux à zéro, mais le taux observé du processus est égal à zéro.

L'égalité des taux de réactions directes et inverses est une condition cinétique de l'équilibre chimique.

2. Constante d'équilibre

Lorsque les taux de réactions directes et inverses sont égaux

pr = arr.

l'égalité est vraie

k pr [A] [B] = k arr [C] [D],

Où [ UN], [B], [AVEC], [D] – concentrations d'équilibre de substances.

Puisque les constantes de vitesse ne dépendent pas des concentrations, l'égalité peut s'écrire différemment :

Rapport des constantes de vitesse des réactions directes et inverses ( k pr / k arr. ) est appelée constante d’équilibre chimique :

Le véritable équilibre chimique ne peut être établi que si toutes les étapes élémentaires du mécanisme réactionnel sont en équilibre. Quelle que soit la complexité des mécanismes des réactions directes et inverses, dans un état d'équilibre, ils doivent assurer la transition stoechiométrique des substances de départ en produits de réaction et inversement. Cela signifie que la somme algébrique de toutes les étapes du processus est égale à l'équation stoechiométrique de la réaction, c'est-à-dire les coefficients stœchiométriques représentent la somme des molécules de toutes les étapes du mécanisme.

Pour une réaction complexe

aA + bB  cC + dD

Pour la même température, le rapport du produit des concentrations à l'équilibre des produits de réaction en degrés égaux aux coefficients stoechiométriques au produit des concentrations à l'équilibre des substances de départ en degrés égaux aux coefficients stoechiométriques est une valeur constante.

C'est la deuxième formulation de la loi de l'action de masse.

L'expression de la constante d'équilibre d'une réaction hétérogène inclut uniquement les concentrations de substances dans la phase liquide ou gazeuse, car les concentrations de substances solides restent généralement constantes.

Par exemple, l’expression de la constante d’équilibre de la réaction suivante est

CO 2 (g) + C (tv)  2 CO (g)

s'écrit ainsi :

À c =
.

L'équation de la constante d'équilibre montre que dans des conditions d'équilibre, les concentrations de toutes les substances participant à la réaction sont liées les unes aux autres. La valeur numérique de la constante d'équilibre détermine quel doit être le rapport des concentrations de toutes les substances en réaction à l'équilibre.

Un changement dans la concentration de l’une de ces substances entraîne des changements dans les concentrations de toutes les autres substances. En conséquence, de nouvelles concentrations s'établissent, mais le rapport entre elles correspond à nouveau à la constante d'équilibre.

La valeur de la constante d'équilibre dépend de nature des réactifs et température.

Constante d'équilibre exprimée en termes de concentrations molaires de réactifs ( ÀAvec) et la constante d'équilibre exprimée en termes de pressions partielles d'équilibre ( Àr) (voir « Fondements de la thermodynamique chimique ») sont interconnectés par les relations suivantes :

Àr=KAvecRT  , Kc =Kr / (RT)  ,

où  est la variation du nombre de moles gazeuses dans la réaction.

Le changement standard de l'énergie de Gibbs est

G T = - RT dans Kp,

GT =  H – T  S.

Après avoir égalisé les membres droits des équations :

- RT dans Kp =  H – T  S

dans K r = -  H / ( RT) +  S/ R. .

L'équation établit non seulement le type de dépendance de la constante à la température, mais montre également que la constante est déterminée par la nature des substances en réaction.

La constante d'équilibre ne dépend pas des concentrations (comme la constante de vitesse de réaction), du mécanisme de réaction, de l'énergie d'activation ou de la présence de catalyseurs.. Changer le mécanisme, par exemple lors de l'introduction d'un catalyseur, n'affecte pas la valeur numérique de la constante d'équilibre, mais modifie bien sûr la vitesse d'atteinte de l'état d'équilibre.

Constante d'équilibre chimique

Toutes les réactions chimiques peuvent être divisées en 2 groupes : les réactions irréversibles, c'est-à-dire se déroulant jusqu'à ce que l'une des substances réagissantes soit complètement consommée, et des réactions réversibles, dans lesquelles aucune des substances réagissantes n'est complètement consommée. Cela est dû au fait qu’une réaction irréversible ne se produit que dans un seul sens. Une réaction réversible peut se produire dans le sens aller et retour. Par exemple, la réaction

Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2

se déroule jusqu'à disparition complète soit de l'acide sulfurique, soit du zinc et ne s'écoule pas en sens inverse : le zinc métallique et l'acide sulfurique ne peuvent être obtenus par passage d'hydrogène dans une solution aqueuse de sulfate de zinc. Cette réaction est donc irréversible.

Un exemple classique de réaction réversible est la synthèse d'ammoniac à partir d'azote et d'hydrogène : N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

Si vous mélangez 1 mole d'azote et 3 moles d'hydrogène à haute température, même après une période de réaction suffisamment longue, non seulement le produit de réaction (NH 3), mais également les substances de départ n'ayant pas réagi (N 2 et H 2) sera présent dans le réacteur. Si, dans les mêmes conditions, nous introduisons dans le réacteur non pas un mélange d'azote et d'hydrogène, mais de l'ammoniac pur, il s'avérera après un certain temps qu'une partie de l'ammoniac s'est décomposée en azote et en hydrogène, c'est-à-dire la réaction se déroule dans la direction opposée.

Pour comprendre la nature de l’équilibre chimique, il est nécessaire de considérer la vitesse des réactions directes et inverses. La vitesse d'une réaction chimique est la modification de la concentration de la substance de départ ou du produit de réaction par unité de temps. Lors de l'étude des questions d'équilibre chimique, les concentrations de substances sont exprimées en mol/l ; ces concentrations montrent combien de moles d'un réactif donné sont contenues dans 1 litre de récipient. Par exemple, la mention « la concentration en ammoniac est de 3 moles/l » signifie que chaque litre du volume en question contient 3 moles d’ammoniac.

Les réactions chimiques se produisent à la suite de collisions entre molécules. Par conséquent, plus il y a de molécules dans une unité de volume, plus les collisions entre elles se produisent souvent et plus la vitesse de réaction est élevée. Ainsi, plus la concentration des réactifs est élevée, plus la vitesse de réaction est élevée.

aucun équilibre n'est observé dans le système

Il n’y a aucun changement visible.

Par exemple, les concentrations de toutes les substances peuvent rester inchangées pendant une période indéfinie s'il n'y a aucune influence extérieure sur le système. Cette constance des concentrations dans un système en état d'équilibre chimique ne signifie pas du tout l'absence d'interaction et s'explique par le fait que les réactions directes et inverses se déroulent au même rythme. Cet état est également appelé véritable équilibre chimique. Ainsi, le véritable équilibre chimique est un équilibre dynamique.

Le faux équilibre doit être distingué du véritable équilibre. La constance des paramètres du système (concentrations de substances, pression, température) est un signe nécessaire mais insuffisant d'un véritable équilibre chimique. Cela peut être illustré par l’exemple suivant. L'interaction de l'azote et de l'hydrogène avec la formation d'ammoniac, ainsi que la décomposition de l'ammoniac, se produisent à une vitesse notable à des températures élevées (environ 500°C). Si vous mélangez de l'hydrogène, de l'azote et de l'ammoniac dans n'importe quel rapport à température ambiante, alors la réaction N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3

ne fuira pas et tous les paramètres du système conserveront une valeur constante. Cependant, dans ce cas, l’équilibre est faux et non vrai, car ce n'est pas dynamique ; Il n’y a pas d’interaction chimique dans le système : le taux de réactions directes et inverses est nul.

Dans une présentation plus approfondie du matériel, le terme « équilibre chimique » sera utilisé en relation avec le véritable équilibre chimique.

Une caractéristique quantitative d’un système en état d’équilibre chimique est constante d'équilibre K .

Pour le cas général d'une réaction réversible a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

La constante d'équilibre est exprimée par la formule suivante :

Dans la formule 5.1, C(A), C(B), C(P) C(Q) sont les concentrations d'équilibre (mol/l) de toutes les substances participant à la réaction, c'est-à-dire concentrations qui s'établissent dans le système au moment de l'équilibre chimique ; a, b, p, q – coefficients stoechiométriques dans l'équation de réaction.

L'expression de la constante d'équilibre pour la réaction de synthèse de l'ammoniac N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 a la forme suivante : . (5.2)

Ainsi, la valeur numérique de la constante d'équilibre chimique est égale au rapport du produit des concentrations d'équilibre des produits de réaction au produit des concentrations d'équilibre des substances de départ, et la concentration de chaque substance doit être élevée à une puissance égal au coefficient stoechiométrique dans l'équation de réaction.

Il est important de comprendre que la constante d'équilibre est exprimée en termes de concentrations d'équilibre, mais n'en dépend pas ; au contraire, le rapport des concentrations d'équilibre des substances participant à la réaction sera tel qu'il correspondra à la constante d'équilibre. La constante d'équilibre dépend de la nature des réactifs et de la température et est une valeur constante (à température constante). .

Si K >> 1, alors le numérateur de la fraction de l'expression de la constante d'équilibre est plusieurs fois supérieur au dénominateur, donc au moment de l'équilibre, les produits de réaction prédominent dans le système, c'est-à-dire la réaction se déroule en grande partie vers l’avant.

Si 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.

Si K ≈ 1, alors les concentrations à l'équilibre des substances de départ et des produits de réaction sont comparables ; la réaction se déroule dans une mesure notable à la fois dans le sens direct et dans le sens inverse.

Il convient de garder à l'esprit que l'expression de la constante d'équilibre inclut uniquement les concentrations des substances qui sont en phase gazeuse ou à l'état dissous (si la réaction se produit en solution). Si une substance solide est impliquée dans la réaction, alors l'interaction se produit à sa surface, donc la concentration de la substance solide est supposée constante et n'est pas inscrite dans l'expression de la constante d'équilibre.

CO 2 (gaz) + C (solide) ⇆ 2 CO (gaz)

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

Ca 3 (PO 4) 2 (solide) ⇆ 3Ca 2+ (solution) + 2PO 4 3– (solution) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)

POUR LES ENSEIGNANTS DU SECONDAIRE, LES ÉTUDIANTS UNIVERSITAIRES PÉDAGOGIQUES ET LES ÉLÈVES DE LA 9E À LA 10E ANNÉE QUI ONT DÉCIDÉ DE SE CONSACTER À LA CHIMIE ET ​​AUX SCIENCES NATURELLES

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§3.2. Constante d'équilibre
et potentiel de réaction isobare

La constante d'équilibre peut facilement être trouvée à partir de la valeur du potentiel isobare, qui est calculée à partir de données tabulées sur l'enthalpie de formation et l'entropie des substances de départ et des produits de réaction.

Vous aurez besoin de cette formule pour calculer la constante d’équilibre de la réaction étudiée.

Dans ce manuel, nous essayons de ne pas donner de formules toutes faites, mais de les dériver en utilisant les méthodes les plus simples de la logique mathématique, c'est pourquoi la dérivation de cette formule est donnée ci-dessous. Après avoir lu ce matériel, vous vous familiariserez avec les concepts les plus simples de la théorie des probabilités, de l'entropie d'activation, etc.

Ce n’est pas seulement l’énergie d’activation qui détermine la vitesse d’une réaction chimique. La taille et la forme des molécules réagissantes ainsi que l'emplacement des atomes réactifs ou de leurs groupes jouent un rôle énorme. À cet égard, lorsque deux particules entrent en collision, leur orientation spécifique est importante, c’est-à-dire le contact précisément des centres réactifs.

Notons la probabilité de l'orientation moléculaire requise pour l'interaction lors d'une collision par W :

Le logarithme népérien de la valeur W multiplié par la constante des gaz R est appelé entropie d'activation S a :

De cette expression il résulte :

D'où, par la définition du logarithme, on obtient la probabilité de l'orientation recherchée :

Plus la probabilité que l'orientation requise pour que la réaction se produise est grande, plus sa vitesse et, par conséquent, la constante de vitesse, qui peut s'écrire :

Auparavant, nous avons appris que la constante de vitesse dépend de l'énergie d'activation et de la température :

Ainsi, la constante de vitesse dépend de l'énergie d'activation, de la température et de l'entropie d'activation :

Introduisons le coefficient de proportionnalité Z et mettons un signe égal :

L'expression résultante s'appelle équation de base de la cinétique chimique.

Cette équation explique certains aspects de la catalyse : un catalyseur diminue l'énergie d'activation d'une réaction et augmente l'entropie d'activation, c'est-à-dire qu'il augmente la probabilité d'une orientation appropriée des particules en réaction pour l'interaction.

Il est intéressant de noter que l’entropie d’activation prend en compte non seulement l’orientation spécifique des particules, mais aussi la durée du contact au moment de la collision. Si la durée de contact entre les particules est très courte, alors leurs densités électroniques n'ont pas le temps de se redistribuer pour former de nouvelles liaisons chimiques, et les particules, se repoussant, divergent dans des directions différentes. Le catalyseur augmente également considérablement la durée de contact des particules en réaction.

Autre caractéristique de l'action catalytique : le catalyseur prélève l'excès d'énergie de la particule nouvellement formée et ne se désintègre pas en particules d'origine en raison de sa haute activité énergétique.

Vous savez que la constante d'équilibre est le rapport des constantes de vitesse des réactions directes et inverses :

Remplaçons les constantes de vitesse des réactions directes et inverses par les expressions de l'équation de base de la cinétique chimique :

Le rapport de deux coefficients de proportionnalité Z pr / Z arr est une valeur constante, que l'on ajoutera à la valeur de la constante d'équilibre, c'est pourquoi elle restera constante, comme auparavant.

Si vous vous souvenez des règles pour fonctionner avec des fonctions exponentielles, vous comprendrez la transformation de la formule :

Conformément à la loi de Hess, la différence entre les énergies d'activation des réactions inverse et directe est le changement d'enthalpie (assurez-vous-en en traçant un diagramme d'enthalpie de la réaction qui a lieu avec dégagement de chaleur, et sans oublier que dans ce cas DN< 0 ):

Exactement la même différence désignons D.S.:

Explique pourquoi il y a un signe moins devant les parenthèses.

On obtient l'équation :

Prenons les logarithmes des deux côtés de cette équation :

Où obtenons-nous :

Cette équation est si importante pour la chimie et d’autres sciences que de nombreux étudiants en chimie étrangers portent des chemises avec cette formule.

Si DG est exprimé en J/mol, alors la formule prend la forme :

Cette formule a une particularité : si la constante d'équilibre est déterminée par les pressions des substances gazeuses, alors les pressions de ces substances dans les atmosphères se substituent à l'expression de la constante d'équilibre (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).

Cette formule permet, étant donné une valeur connue, DG réaction, calculer la constante d'équilibre et connaître ainsi la composition du système d'équilibre à une température donnée. La formule montre que plus la constante d'équilibre est élevée et plus le mélange réactionnel à l'équilibre contient de produits de réaction (substances du côté droit de l'équation de réaction), plus la variation du potentiel isobare de la réaction est négative. Et vice versa, plus la valeur de la constante d'équilibre est faible et moins il y a de produits de réaction et de substances de départ dans le mélange à l'équilibre, plus la valeur négative est petite. DG.

Lorsque la constante d'équilibre est supérieure à 1 et que le potentiel isobare est négatif, il est d'usage de dire que l'équilibre se déplace vers les produits de réaction, ou vers la droite. Lorsque la constante d'équilibre est inférieure à 1 et que le potentiel isobare est positif, il est d'usage de dire que l'équilibre se déplace vers les substances de départ, ou vers la gauche.

Lorsque la constante d'équilibre est égale à 1, le potentiel isobare est égal à 0. Cet état du système est considéré comme la limite entre le déplacement d'équilibre vers la droite ou vers la gauche. Lorsque pour une réaction donnée la variation du potentiel isobare est négative ( DG<0 ), il est d'usage de dire que la réaction peut se dérouler dans le sens direct ; Si DG>0, ils disent que la réaction ne disparaît pas.

Ainsi,

DG<0 – la réaction peut avoir lieu (thermodynamiquement possible) ;

DG<0 , Que K>1– la balance se déplace vers les produits, vers la droite ;

DG>0, Que À<1 – l'équilibre se déplace vers les substances de départ, vers la gauche.

Si vous avez besoin de savoir si la réaction qui vous intéresse est possible (par exemple, savoir si la synthèse du colorant souhaité est possible, si une composition minérale donnée va fritter, l'effet de l'oxygène de l'air sur la couleur, etc. ), il suffit de calculer cette réaction DG. Si la variation du potentiel isobare s’avère négative, alors la réaction est possible et vous pouvez mélanger différentes matières premières pour obtenir le produit souhaité.

Lisez ce que vous devez faire pour calculer la variation du potentiel isobare et la constante d'équilibre à différentes températures (algorithme de calcul).

1. Notez à partir des tableaux de référence les valeurs (pour une température de 298 K) des enthalpies de formation à partir de substances simples D N arr. et l'entropie S toutes les substances écrites dans l’équation d’une réaction chimique. Si D N arr. sont exprimés en kJ/mol, il faut alors les convertir en J/mol (pourquoi ?).

2. Calculez le changement d'enthalpie dans la réaction (298 K) comme la différence entre la somme des enthalpies de formation des produits et la somme des enthalpies de formation des substances de départ, en vous rappelant les coefficients stoechiométriques :

3. Calculez la variation d'entropie dans la réaction (298 K) comme la différence entre la somme des entropies des produits et la somme des entropies des substances de départ, en vous rappelant les coefficients stoechiométriques :

4. Composez une équation pour la dépendance de la variation du potentiel isobare sur les modifications de l'enthalpie de la réaction, de l'entropie et de la température, en remplaçant les valeurs numériques qui viennent d'être obtenues dans l'équation que vous connaissez D N r-tion Et Quartiers DS:

5. Calculez la variation du potentiel isobare à une température standard de 298 K :

6. Par signe Quartiers D G, 298 tirer une conclusion sur la possibilité que la réaction se produise à une température standard : si le signe est « moins », alors la réaction est thermodynamiquement possible ; si le signe est « plus », alors la réaction est impossible.

7. Faites le calcul Quartiers D Gà la température T qui vous intéresse :

et tirer une conclusion sur la façon dont un changement de température affecte la possibilité d'une réaction. S'il s'avère qu'à cette température la variation du potentiel isobare est devenue moins positive ou plus négative par rapport à DG 298, donc à cette température, la réaction devient plus probable.

8. Calculez la constante d'équilibre K à partir de l'équation que vous connaissez à la température T qui vous intéresse :

9. Tirer une conclusion sur le déplacement de l'équilibre vers les substances de départ (K<1) или в сторону продуктов (К>1).

Pour conclure sur la possibilité qu'une réaction se produise avec un changement négatif du potentiel isobare ( Quartiers D G<0 ) les données thermodynamiques seules sont souvent insuffisantes. Une réaction thermodynamiquement possible peut s'avérer cinétiquement inhibée et réalisable lorsque les conditions changent (concentration de substances, pression, température), par d'autres chemins de réaction ou en présence d'un catalyseur correctement sélectionné.

Prenons l'exemple de la réaction du fer cristallin avec de l'eau gazeuse (vapeur d'eau) :

Comment connaître la possibilité thermodynamique d'une réaction.

Cette réaction est intéressante car elle montre les raisons de la diminution de la brillance d'un produit métallique et de sa destruction par corrosion.

Tout d'abord, on sélectionne les coefficients stoechiométriques de l'équation de réaction :

Notons les données thermodynamiques (température 298 K) pour tous les participants à la réaction à partir des tableaux de référence :

Calculons la variation d'enthalpie dans cette réaction, en nous rappelant que les enthalpies des substances simples sont égales à zéro :

Exprimons la variation d'enthalpie en J :

La réaction s'accompagne d'un dégagement de chaleur, Q>0, Q=+50 300 J/mol, ce qui permet de supposer qu'elle se produit spontanément. Cependant, nous pouvons affirmer avec certitude que la réaction n'est spontanée que par le signe d'un changement du potentiel isobare.

Calculons la variation d'entropie dans cette réaction, sans oublier les coefficients stoechiométriques :

L'entropie du système diminue à la suite de la réaction, on peut donc noter qu'une augmentation de l'ordre se produit dans le système.

Créons maintenant une équation pour la dépendance des changements du potentiel isobare aux changements d'enthalpie, d'entropie et de température :

Calculons la variation du potentiel isobare dans la réaction à une température standard de 298 K :

Une valeur négative élevée de la variation du potentiel isobare indique qu'à température ambiante, le fer peut être oxydé par l'oxygène. Si vous pouviez obtenir la poudre de fer la plus fine, vous verriez comment le fer brûle dans l’air. Pourquoi les produits en fer, les figurines, les clous, etc. ne brûlent-ils pas à l’air ? Les résultats des calculs montrent que le fer se corrode dans l'air, c'est-à-dire qu'il est détruit et se transforme en oxydes de fer.

Voyons maintenant comment l'augmentation de la température affecte la possibilité de cette réaction. Calculons la variation du potentiel isobare à une température de 500 K :

Nous avons obtenu un résultat montrant que plus la température augmente, plus la variation du potentiel isobare de la réaction devient moins négative. Cela signifie qu'avec l'augmentation de la température, la réaction devient moins probable thermodynamiquement, c'est-à-dire que l'équilibre de la réaction se déplace de plus en plus vers les substances de départ.

Il est intéressant de savoir à quelle température l’équilibre se déplace également vers les produits de réaction et les matières premières. Cela arrive quand D G r-tion =0(la constante d'équilibre est 1) :

D'où l'obtenons-nous :

T=150300/168,2=894K, ou 621°C.

À cette température, la réaction est également susceptible de se produire dans le sens direct et inverse. À des températures supérieures à 621°C, la réaction inverse de réduction de Fe 3 O 4 avec l'hydrogène commence à prédominer. Cette réaction est l'un des moyens d'obtenir du fer pur (en métallurgie, les oxydes de fer sont réduits avec le carbone).

A une température de 298 K :

Ainsi, à mesure que la température augmente, la constante d’équilibre diminue.

L'oxyde de fer Fe 3 O 4 est appelé magnétite (minerai de fer magnétique). Cet oxyde de fer, contrairement aux oxydes FeO (wüstite) et Fe 2 O 3 (hématite), est attiré par un aimant. Il existe une légende selon laquelle, dans les temps anciens, un berger nommé Magnus a trouvé un très petit caillou oblong, qu'il a placé à la surface de l'eau dans un bol avec ses grosses mains (pourquoi est-ce important ?). Le caillou ne s'est pas noyé et a commencé à flotter sur l'eau, et peu importe la façon dont le berger tournait le bol, le caillou pointait toujours dans une seule direction. Comme si c'était ainsi que la boussole avait été inventée, et que le minéral tirait son nom du nom de ce berger. Bien que, peut-être, la magnétite tire son nom de l'ancienne ville d'Asie Mineure - Magnésie. La magnétite est le principal minerai dont est extrait le fer.

Parfois, la formule de la magnétite est représentée comme suit : FeO Fe 2 O 3, ce qui implique que la magnétite est constituée de deux oxydes de fer. C’est faux : la magnétite est une substance individuelle.

Un autre oxyde de Fe 2 O 3 (hématite) - le minerai de fer rouge - est ainsi nommé en raison de sa couleur rouge (en traduction du grec - sang). Le fer est obtenu à partir de l'hématite.

L'oxyde de FeO n'est presque jamais trouvé dans la nature et n'a aucune signification industrielle.