מה מעיד ערכו של קבוע שיווי המשקל? ספר לימוד בכימיה

בואו ניקח בחשבון תגובה כימית הפיכה מסוג כללי, שבה כל החומרים נמצאים באותו מצב של צבירה, למשל, נוזל:

aA + bB D cC + דד,

כאשר A ו-B הם חומרי המוצא של התגובה הישירה; C ו-D הם תוצרי תגובה ישירה; a, b, c ו ד- מקדמים סטוכיומטריים.

ברגע הזמן הראשוני, כאשר ריכוז החומרים A ו-B הוא הגדול ביותר, גם קצב התגובה הישירה יהיה הגדול ביותר ולפי חוק פעולת המסה שווה ל-

u pr = k 1 C A a C B in (6.1)

כאשר k 1 הוא קבוע הקצב של התגובה קדימה.

עם הזמן, ריכוז החומרים A ו-B יורד, וכתוצאה מכך, קצב התגובה הישירה יורד.

ברגע הזמן הראשוני, ריכוז החומרים C ו-D הוא אפס, וכתוצאה מכך, קצב התגובה ההפוכה הוא אפס לאורך זמן, ריכוז החומרים C ו-D עולה, וכתוצאה מכך, קצב ה-; גם תגובה הפוכה עולה והיא תהיה שווה

u arr = k 2 C C c C D ד (6.2)

כאשר k 2 הוא קבוע הקצב של התגובה ההפוכה.

ברגע הגעה לשיווי משקל, הריכוזים מקבלים את ערך שיווי המשקל, והמהירויות שוות זו לזו u pr = u arr, לכן

k 1 C A a C B c = k 2 C C c C D ד (6.3)

הבה נעביר את קבועי הקצב לצד אחד ואת הריכוזים לצד השני:

היחס בין שתי כמויות קבועות הוא כמות קבועה, והוא נקרא קבוע שיווי המשקל הכימי:

קבוע שיווי המשקל מראהכמה פעמים קצב התגובה קדימה גדול או קטן מקצב התגובה ההפוכה?

קבוע שיווי משקלהוא היחס בין מכפלת ריכוזי שיווי המשקל של תוצרי תגובה, בחזקת המקדמים הסטוכיומטריים שלהם, למכפלת ריכוזי שיווי המשקל של חומרי המוצא, הנלקחים בחזקת המקדמים הסטוכיומטריים שלהם.

ערכו של קבוע שיווי המשקל תלוי באופי המגיבים ובטמפרטורה, ואינו תלוי בריכוז ברגע שיווי המשקל, שכן היחס ביניהם הוא תמיד ערך קבוע, השווה מספרית לקבוע שיווי המשקל. אם מתרחשת תגובה הומוגנית בין חומרים בתמיסה, קבוע שיווי המשקל מסומן K C, ואם בין גזים, אז K R.

כאשר Р С, Р D, Р А ו- Р В הם לחצי שיווי המשקל של משתתפי התגובה.

שימוש ב-Eq. קלפיירון-מנדלייב, ניתן לקבוע את הקשר בין K R ו- K C

בואו נעביר את הווליום לצד ימין

p = RT, כלומר p = CRT (6.9)

הבה נחליף את המשוואה (6.9) ב- (6.7) עבור כל מגיב ונפשט

, (6.10)

כאשר Dn הוא השינוי במספר המול של משתתפי תגובה גזית

Dn = (c + ד) - (א + ג) (6.11)

לָכֵן,

K P = K C (RT) D n (6.12)

ממשוואה (6.12) ברור ש-K P = K C אם מספר המולות של המשתתפים הגזים בתגובה אינו משתנה (Dn = 0) או שאין גזים במערכת.

יש לציין כי במקרה של תהליך הטרוגני, לא נלקח בחשבון ריכוז הפאזה המוצקה או הנוזלית במערכת.

לדוגמה, קבוע שיווי המשקל לתגובה בצורה 2A + 3B = C + 4D, בתנאי שכל החומרים הם גזים ויש להם את הצורה

ואם D הוא מוצק, אז

קבוע שיווי המשקל הוא בעל חשיבות תיאורטית ומעשית רבה. הערך המספרי של קבוע שיווי המשקל מאפשר לנו לשפוט את האפשרות המעשית ואת עומק התגובה הכימית.

אם K > 1,אז תגובה זו ממשיכה עם תשואה משמעותית של תוצרי תגובה; אם K > 10 4, אז התגובה היא בלתי הפיכה; אם ק< 1, то такая реакция нетехнологична; если K < 10 -4 , то такая реакция невозможна.

בהכרת קבוע שיווי המשקל, ניתן לקבוע את הרכב תערובת התגובה ברגע שיווי המשקל ולחשב את קבוע התשואה של תוצרי התגובה. ניתן לקבוע את קבוע שיווי המשקל באמצעות שיטות ניסוי, ניתוח ההרכב הכמותי של תערובת התגובה ברגע שיווי המשקל, או באמצעות חישובים תיאורטיים. עבור תגובות רבות בתנאים סטנדרטיים, קבוע שיווי המשקל הוא ערך טבלאי.

6.3. גורמים המשפיעים על שיווי משקל כימי. העיקרון של לה שאטלייר

כאשר מופעלת השפעה חיצונית על המערכת, שיווי המשקל הכימי משתנה, כלומר, ריכוזי שיווי המשקל של חומרי המוצא ותוצרי התגובה משתנים. אם כתוצאה מהשפעה חיצונית, ריכוזי שיווי המשקל של תוצרי התגובה עולים, אז הם מדברים על הסטת שיווי המשקל ימינה (לכיוון התגובה הישירה). אם, עקב השפעות חיצוניות, ריכוזי שיווי המשקל של חומרי המוצא עולים, אז הם מדברים על הסטת שיווי המשקל שמאלה (לכיוון התגובה ההפוכה).

ההשפעה של גורמים שונים על השינוי בשיווי המשקל הכימי משקפת העיקרון של לה שאטלייר (1884): אם מערכת שנמצאת בשיווי משקל כימי יציב מושפעת מבחוץ משינוי טמפרטורה, לחץ או ריכוז, אזי שיווי המשקל הכימי עובר לכיוון שבו השפעת ההשפעה מצטמצמת.

יש לציין שהזרז אינו מעביר את שיווי המשקל הכימי, אלא רק מאיץ את תחילתו.

הבה נבחן את ההשפעה של כל גורם על השינוי בשיווי המשקל הכימי לתגובה כללית:

aA + bB = cC + ד D±Q.

השפעת שינויי ריכוז.על פי העיקרון של Le Chatelier, עלייה בריכוז של אחד המרכיבים של תגובה כימית בשיווי משקל מביאה לשינוי בשיווי המשקל לקראת התעצמות התגובה שבה מתרחש העיבוד הכימי של רכיב זה. לעומת זאת, ירידה בריכוז של אחד המרכיבים מביאה לשינוי בשיווי המשקל לקראת היווצרות רכיב זה.

לפיכך, עלייה בריכוז החומר A או B מסיטה את שיווי המשקל לכיוון קדימה; עלייה בריכוז החומר C או D מסיטה את שיווי המשקל בכיוון ההפוך; ירידה בריכוז של A או B מסיטה את שיווי המשקל בכיוון ההפוך; ירידה בריכוז החומר C או D מסיטה את שיווי המשקל לכיוון קדימה. (באופן סכמטי ניתן לכתוב: -C A או C B ®; -C C או C D ¬; ¯ C A או C B ¬; ¯ C C או C D ®).

השפעת הטמפרטורה.לכלל הכללי הקובע את השפעת הטמפרטורה על שיווי המשקל יש את הניסוח הבא: עלייה בטמפרטורה מקדמת שינוי בשיווי המשקל לעבר התגובה האנדותרמית (- Q); ירידה בטמפרטורה מקדמת שינוי בשיווי המשקל לכיוון התגובה האקזותרמית (+ Q).

תגובות המתרחשות ללא השפעות תרמיות אינן משנות את שיווי המשקל הכימי כאשר הטמפרטורה משתנה. עלייה בטמפרטורה במקרה זה רק מובילה להתבססות מהירה יותר של שיווי משקל, שהיה מושג במערכת נתונה ללא חימום, אלא לאורך זמן רב יותר.

לפיכך, בתגובה אקסותרמית (+ Q), עלייה בטמפרטורה מובילה לשינוי בשיווי המשקל בכיוון ההפוך, ולהפך, בתגובה אנדותרמית (- Q), עלייה בטמפרטורה מובילה לשינוי קדימה. כיוון, וירידה בטמפרטורה בכיוון ההפוך. (סכמטית נוכל לכתוב: ב-+Q -T ¬; ¯T ®; ב-Q -T ®; ¯T ¬).

השפעת לחץ.כפי שמראה הניסיון, ללחץ יש השפעה ניכרת על העקירה של אותן תגובות שיווי משקל בלבד שבהן משתתפים חומרים גזים, ובמקביל, השינוי במספר המולים של משתתפי תגובה גזי (Dn) אינו שווה לאפס. ככל שהלחץ עולה, שיווי המשקל עובר לכיוון התגובה המלווה ביצירת פחות שומות של חומרים גזים, וככל שהלחץ יורד, לקראת היווצרות מספר רב יותר של שומות של חומרים גזים.

לפיכך, אם Dn = 0, אז הלחץ אינו משפיע על העקירה של שיווי המשקל הכימי; אם Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, אז עלייה בלחץ מסיטה את שיווי המשקל בכיוון ההפוך, וירידה בלחץ מסיטה אותו לכיוון התגובה קדימה. (באופן סכמטי אנו יכולים לכתוב: ב-Dn = 0 P אין השפעה; ב-Dn 0 -P ¬, ¯P ®). העיקרון של Le Chatelier ישים גם למערכות הומוגניות וגם הטרוגניות ומספק מאפיין איכותי של שינוי שיווי המשקל.

נחזור לתהליך ייצור האמוניה, מבוטא במשוואה:

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g)

בהיותם בנפח סגור, חנקן ומימן מתחברים ויוצרים אמוניה. כמה זמן התהליך הזה יימשך? זה הגיוני להניח שעד שכל אחד מהריאגנטים ייגמר. עם זאת, בחיים האמיתיים זה לא לגמרי נכון. העובדה היא שזמן מה לאחר תחילת התגובה, האמוניה המתקבלת תתחיל להתפרק לחנקן ומימן, כלומר תתחיל תגובה הפוכה:

2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g)

למעשה, בכרך סגור יתקיימו בבת אחת שתי תגובות, הפוכות זו לזו. לכן, תהליך זה נכתב על ידי המשוואה הבאה:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g)

חץ כפול מציין שהתגובה ממשיכה בשני כיוונים. התגובה של שילוב חנקן ומימן נקראת תגובה ישירה. תגובת פירוק אמוניה - תְגוּבָה חֲרִיפָה.

ממש בתחילת התהליך, קצב התגובה הישירה הוא גבוה מאוד. אבל עם הזמן ריכוזי הריאגנטים יורדים, וכמות האמוניה עולה - כתוצאה מכך קצב התגובה הקדמית יורד, וקצב התגובה ההפוכה עולה. מגיע זמן שבו משווים את שיעורי התגובות קדימה ואחורה - מתרחש שיווי משקל כימי או שיווי משקל דינמי. בשיווי משקל מתרחשות גם תגובות קדימה וגם תגובות לאחור, אבל הקצב שלהן זהה, כך שלא ניתן להבחין בשינויים.

קבוע שיווי משקל

תגובות שונות מתרחשות בדרכים שונות. בתגובות מסוימות, נוצר מספר גדול למדי של תוצרי תגובה לפני שמתרחש שיווי המשקל; באחרים - הרבה פחות. לפיכך, אנו יכולים לומר שלמשוואה מסוימת יש קבוע שיווי משקל משלה. לדעת את קבוע שיווי המשקל של תגובה, ניתן לקבוע את הכמויות היחסיות של מגיבים ותוצרי תגובה שבהם מתרחש שיווי משקל כימי.

תתואר תגובה כלשהי באמצעות המשוואה: aA + bB = cC + dD

a, b, c, d - מקדמים של משוואת התגובה;
A, B, C, D - נוסחאות כימיות של חומרים.

קבוע שיווי משקל:

[ג] ג [ד] ד ק = ———————— [א] א [ב] ב

סוגריים מרובעים מציינים שהנוסחה כוללת ריכוזים מולריים של חומרים.

מה אומר קבוע שיווי המשקל?

לסינתזה של אמוניה בטמפרטורת החדר K = 3.5·10 8. זהו מספר גדול למדי, המעיד על שיווי משקל כימי יתרחש כאשר ריכוז האמוניה גדול בהרבה מחומרי המוצא הנותרים.

בייצור אמוניה בפועל, משימתו של הטכנולוג היא להשיג את מקדם שיווי המשקל הגבוה ביותר האפשרי, כלומר, כך שהתגובה הישירה תתקדם עד לסיומה. כיצד ניתן להשיג זאת?

העיקרון של לה שאטלייר

העיקרון של לה שאטליירקורא:

איך להבין את זה? הכל מאוד פשוט. ישנן שלוש דרכים להפר את האיזון:

שינוי ריכוז החומר;
שינוי הטמפרטורה;
שינוי הלחץ.

כאשר תגובת סינתזת האמוניה נמצאת בשיווי משקל, ניתן לתאר אותה באופן הבא (התגובה היא אקסותרמית):

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + חום

שינוי ריכוז

בואו נכניס חנקן נוסף למערכת מאוזנת. זה יפר את האיזון:

התגובה הקדמית תתחיל להתקדם מהר יותר מכיוון שכמות החנקן גדלה ויותר ממנו מגיב. לאחר זמן מה יתרחש שוב שיווי משקל כימי, אך ריכוז החנקן יהיה גדול מריכוז המימן:

אבל, אפשר "להטות" את המערכת לצד שמאל בדרך אחרת - על ידי "הבהרת" הצד הימני, למשל, על ידי הוצאת אמוניה מהמערכת תוך כדי היווצרותה. לפיכך, התגובה הישירה של היווצרות אמוניה תגבר שוב.

שינוי הטמפרטורה

ניתן לשנות את הצד הימני של ה"קשקשים" שלנו על ידי שינוי הטמפרטורה. כדי שהצד השמאלי "יגבור", יש צורך "להבהיר" את הצד הימני - להפחית את הטמפרטורה:

שינוי הלחץ

אפשר להפר את שיווי המשקל במערכת באמצעות לחץ רק בתגובות עם גזים. ישנן שתי דרכים להגביר את הלחץ:

הפחתת נפח המערכת;
הכנסת גז אינרטי.

ככל שהלחץ עולה, מספר ההתנגשויות המולקולריות עולה. במקביל, ריכוז הגזים במערכת עולה וקצבי התגובות קדימה ואחורה משתנים - שיווי המשקל מופר. כדי להחזיר את האיזון, המערכת "מנסה" להפחית את הלחץ.

במהלך סינתזה של אמוניה נוצרות שתי מולקולות של אמוניה מ-4 מולקולות של חנקן ומימן. כתוצאה מכך, מספר מולקולות הגז יורד - הלחץ יורד. כתוצאה מכך, על מנת להגיע לשיווי משקל לאחר הגברת הלחץ, קצב התגובה הקדמית עולה.

לְסַכֵּם.על פי העיקרון של Le Chatelier, ניתן להגדיל את ייצור האמוניה על ידי:

הגדלת ריכוז הריאגנטים;
הפחתת ריכוז תוצרי התגובה;
הפחתת טמפרטורת התגובה;
הגדלת הלחץ שבו מתרחשת התגובה.

בתרמודינמיקה כימית יש קשר המקשר בין אנרגיית גיבס לבין קבוע שיווי המשקל. זוהי משוואת ואן הוף הידועה, הכתובה בצורה לינארית ואקספוננציאלית:

אוֹ

על ידי חישוב הערך של DG 0 298 של תגובה כימית, ניתן לקבוע את קבוע שיווי המשקל. מהמשוואה (4.13) עולה שאם הערך של DG 0 שלילי, אז logK חייב להיות חיובי, מה שבתורו, אומר ש-K >1. ולהיפך, אם DG 0 > 0, אז K<1.

דוגמה 13. תגובה ישירה או הפוכה תתרחש בתנאים סטנדרטיים במערכת:

CH 4 (g) + CO 2 (g) 2CO (g) + 2H 2 (g).

רשום את חוק הפעולה ההמונית עבור תגובה זו.

פִּתָרוֹן: כדי לענות על השאלה עליך לחשב DG 0 298 או תגובה ישירה. הביטוי האחרון הוא ZDM. ערכי DG 0 298 של החומרים המתאימים ניתנים בטבלה 4.1. בידיעה שהערכים של DG 0 f עבור חומרים פשוטים במצבי צבירה יציבים בתנאים סטנדרטיים שווים לאפס, והערכים של DG 0 ƒ (ב-kJ/mol) עבור CO 2 (-394.3) , CH 4 (-50. 8) ו-CO (-137.1), באמצעות משוואה (4.7), אנו מחשבים DG 0 h.r. :

DG 0 x..r. = 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.

לאחר מכן אנו מחשבים את קבוע שיווי המשקל

העובדה ש-DG > 0 ו-Kр<< 1, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при T = 298 К и равенстве давлений взятых газов
1.013 × 10 5 Pa (760 מ"מ כספית או אטמוספירה אחת). התגובה ההפוכה תתרחש באופן ספונטני בתנאים אלה, כי עבור זה DG = -170.9 קילו-ג'יי, ו-K » 10 37.

דוגמה 14. בהתבסס על האנטלפיות הסטנדרטיות של היווצרות ואנטרופיות סטנדרטיות מוחלטות של חומרים (טבלה 4.1), חשב DG 0 298 של התגובה המתבצעת לפי המשוואה

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

רשום את חוק הפעולה ההמונית וחשב את Kp.

פִּתָרוֹן:

1) DH 0 = (-393.5 + 0) - (-110.5 - 285.8) = + 2.80 קילו-ג'יי.

2) DS 0 = (213.6 + 130.6) - (197.5 + 70.1) = 0.0766 kJ/mol.

3) DG 0 = +2.80 - 298·0.0766 = -20.0 קילו-ג'יי.

ההנחה היא שהריכוז של H 2 O (l) שווה ל-1 ואינו נכלל ב-ZDM, מכיוון זה מצב דחוס.

דוגמה 15. תגובת ההפחתה של Fe 2 O 3 עם מימן ממשיכה לפי המשוואה

Fe 2 O 3 (k) + 3H 2 = 2Fe (k) + 3H 2 O (g); DH o = +96.61 קילו-ג'יי.

רשום את חוק הפעולה ההמונית עבור תגובה זו. האם תגובה זו אפשרית בתנאים סטנדרטיים אם השינוי באנטרופיה DS 0 = 0.1387 kJ/mol K? באיזו טמפרטורה תתחיל הפחתת Fe 2 O 3? מה הערך של K בטמפרטורה זו?

פִּתָרוֹן. אנו מחשבים את תגובת DG 0:

DG 0 = DH 0 - TDS 0 = 96.61 - 298·0.1387 = 55.28 קילו-ג'יי.

ZDM לתגובה זו תוך התחשבות במצב הצבירה של חומרים: .

באותו הזמן

= .

מאז DG>0, התגובה בתנאים סטנדרטיים בלתי אפשרית; להיפך, בתנאים אלה מתרחשת תגובה הפוכה של חמצון ברזל (קורוזיה). בואו נמצא את הטמפרטורה שבה DG = 0. במקרה זה, DH 0 = TDS 0, ומכאן

לכן, בטמפרטורה של כ-696.5 K, תתחיל תגובת ההפחתה של Fe 2 O 3. ("בערך" כי כשפותרים את הבעיה אנחנו לא לוקחים בחשבון את התלות החלשה של DH ו-DS בטמפרטורה, כמו גם את העובדה שהמצב 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.

זה אומר שהטמפרטורה שבה = נלקחת כטמפרטורה שבה מתחילה התגובה.

דוגמה 16. קבוע שיווי המשקל של המערכת H 2 + I 2 2HI בטמפרטורה מסוימת הוא 40. קבע איזה חלק של מימן ויוד (%) ייכנס ל-HI אם הריכוזים ההתחלתיים של חומרים אלו זהים והם 0.01 מול/ליטר, וב-=0.

פִּתָרוֹן. בעת פתרון בעיות כאלה, נעשה שימוש במשוואת התגובה הסטוכיומטרית. הבה נסמן ב איקסצריכת מימן עד להתרחשות שיווי המשקל. לכן, ריכוז שיווי המשקל של H 2 יהיה p =
(0.01 - x). מכיוון ש-I 2 נצרך כמו H 2 (לפי המשוואה, 1 מול של I 2 נצרך עבור 1 מול של H 2), אז p = (0.01 - x). מהמשוואה ברור שברגע שיווי המשקל, HI מתקבל פי 2 יותר מאשר H 2 נצרך, לכן,
p = 2x. נכתוב את הביטוי לקבוע שיווי המשקל ונחליף את הערכים המספריים של ריכוזי שיווי המשקל:

למשוואה יש שני שורשים: x 1 = 0.0146, x 2 = 0.0076. מבין שני הערכים של x, עליך לבחור את הערכים העומדים בתנאי הבעיה. הריכוזים ההתחלתיים של H 2 ו-I 2 הם 0.01 מול/ליטר. לכן, ל-x לא יכול להיות ערך גדול מ-0.01 ולפתרון יש ערך אחד -0.0076 מול/ליטר. לפיכך, מתוך 0.01 מול של H 2 ו-I 2, 0.0076 מול הגיבו, שהם 76%.

דוגמה 17.במערכת CO + Cl 2 COCl 2, ריכוזי שיווי המשקל של החומרים הם p = 0.3; p = 0.2; p = 1.2 מול/ליטר. חשב את קבוע שיווי המשקל של המערכת ואת הריכוזים ההתחלתיים של CO ו-Cl 2.

פִּתָרוֹן.בואו נמצא את קבוע שיווי המשקל על ידי החלפת הערכים המספריים של ריכוזי שיווי המשקל בביטוי של קבוע שיווי המשקל:

הריכוז הראשוני של המגיב שווה לסכום שיווי המשקל ונצרך ברגע שיווי המשקל. ממשוואת התגובה ברור שכדי ליצור 1 מול של COCl 2, 1 מול של CO ו Cl 2 נצרכים. לָכֵן,

ref = p + נמדד = 0.2 + 1.2 = 1.4 מול/ליטר.

ref = p + נמדד = 0.3 + 1.2 = 1.5 מול/ליטר.

העיקרון של לה שאטלייר

שיווי משקל כימי המתאים לאנרגיית גיבס המינימלית
(DG = 0), הוא המצב היציב ביותר של המערכת בתנאים אלה. שינוי תנאי שיווי המשקל עלול לשבש אותו, וכתוצאה מכך התגובה מתחילה להתקדם בכיוון קדימה או לאחור (במקרה זה, אומרים ששיווי המשקל עובר לכיוון התגובה קדימה או לאחור). לאחר זמן מה, המערכת שוב הופכת לשיווי משקל עם ריכוזי שיווי משקל חדשים של כל המגיבים. כיוון שינוי שיווי המשקל נקבע על פי העיקרון של Le Chatelier: אם מערכת בשיווי משקל מושפעת מבחוץ, אז שיווי המשקל עובר לכיוון שמחליש השפעה זו. עקרון זה נובע מהמשוואות של חוק הפעולה ההמונית ו-Van't Hoff עבור קבוע שיווי המשקל.

הבה נמחיש את העיקרון של שינוי שיווי משקל באמצעות הדוגמאות הבאות.

דוגמה 18. לאיזה כיוון אמור שיווי משקל התגובה לעבור?

N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g), DH O = 58.0 kJ

כאשר א) הוספת N 2 O 4; ב) הסרת NO 2; ג) לחץ מוגבר;
ד) הגדלת הטמפרטורה?

פִּתָרוֹן. על פי העיקרון של Le Chatelier:

א) כאשר מוסיפים N 2 O 4, שיווי המשקל אמור לעבור לכיוון התגובה, וכתוצאה מכך ריכוז החומר הזה אמור לרדת, כלומר. לקראת התגובה הישירה (®);

ב) כאשר NO 2 מוסר מהמערכת, שיווי המשקל יעבור לכיוון התהליך שמביא להיווצרות כמות נוספת של NO 2 (ימינה ®);

ג) עם עלייה בלחץ, שיווי המשקל עובר לכיוון התהליך המתרחש עם ירידה בנפח (ירידה במספר מולקולות הגז), כלומר. לקראת התהליך ההפוך (←);

ד) עם עליית הטמפרטורה, שיווי המשקל עובר לכיוון התגובה המתרחשת עם ספיגת החום (כלומר, אנדותרמי, DH > 0), כלומר. מימין (®).

דוגמה 19.קבע כיצד קבוע שיווי המשקל של התגובה הנבדקת ישתנה עם שינוי בטמפרטורה:

N 2 + 3H 2 2NH 3, DH O = -92.4 kJ.

פִּתָרוֹן.תהליך סינתזת האמוניה הוא אקסותרמי (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.

לנסיבות אלו יש משמעות מעשית חשובה. כדי לייצר אמוניה בקצב גבוה מספיק, יש צורך לבצע את התהליך בטמפרטורות גבוהות. אולם במקביל, K יורד, כלומר ירידה בתפוקת האמוניה. כדי לפצות על חיסרון זה, יש צורך להיעזר בלחצים גבוהים, שכן עלייה בלחץ מסיטה את שיווי המשקל לכיוון היווצרות אמוניה (®), מה שעולה בקנה אחד עם העיקרון של Le Chatelier (נפח הגזים יורד, שכן כמות הגזים). הגז יורד מ-4 ל-2 שומות).

אם משלבים תמיסות חומצה ואלקליות, נוצרים מלח ומים, למשל,

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, ואם החומרים נלקחו בפרופורציות הנדרשות, לתמיסה יש תגובה ניטרלית ואפילו לא נשארו בה עקבות של חומצה הידרוכלורית ונתרן הידרוקסיד. אם תנסה לבצע תגובה בתמיסה בין החומרים המתקבלים - נתרן כלורי ומים, אז לא יימצאו שינויים. במקרים כאלה אומרים שהתגובה של חומצה עם אלקלי היא בלתי הפיכה, כלומר. אין תגובה נגדית. תגובות רבות הן כמעט בלתי הפיכות בטמפרטורת החדר, למשל,

H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O וכו'.

תגובות רבות הן הפיכות גם בתנאים רגילים, מה שאומר שהתגובה ההפוכה מתרחשת במידה ניכרת. לדוגמה, אם מנסים לנטרל תמיסה מימית של חומצה היפוכלורית חלשה מאוד עם אלקלי, מסתבר שתגובת הניטרול אינה ממשיכה עד סופה והתמיסה היא בעלת סביבה בסיסית חזקה. זה אומר שהתגובה HClO + NaOH NaClO + H 2 O היא הפיכה, כלומר. התוצרים של תגובה זו, המגיבים זה עם זה, הופכים חלקית לתרכובות המקוריות. כתוצאה מכך, לתמיסה יש תגובה בסיסית. התגובה של היווצרות אסטרים היא הפיכה (התגובה ההפוכה נקראת כיבוש): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, תהליכים רבים אחרים.

כמו מושגים רבים אחרים בכימיה, מושג הפיכות הוא שרירותי במידה רבה. בדרך כלל, תגובה נחשבת בלתי הפיכה אם, לאחר סיומו, ריכוזי חומרי המוצא נמוכים עד כדי כך שלא ניתן לגלותם (כמובן, הדבר תלוי ברגישות השיטות האנליטיות). כאשר התנאים החיצוניים משתנים (בעיקר טמפרטורה ולחץ), תגובה בלתי הפיכה יכולה להיות הפיכה ולהיפך. לפיכך, בלחץ אטמוספרי ובטמפרטורות מתחת ל-1000 מעלות צלזיוס, התגובה 2H 2 + O 2 = 2H 2 O עדיין יכולה להיחשב בלתי הפיכה, בעוד שבטמפרטורה של 2500 מעלות צלזיוס ומעלה המים מתפרקים למימן וחמצן בכ-4%, ובטמפרטורה של 3000 מעלות צלזיוס - כבר ב-20%.

בסוף המאה ה-19. הכימאי הפיזיקלי הגרמני מקס בודנשטיין (1871–1942) חקר בפירוט את תהליכי היווצרות ופירוק תרמי של יודיד מימן: H 2 + I 2 2HI. על ידי שינוי הטמפרטורה, הוא יכול היה להשיג התרחשות מועדפת של רק התגובה קדימה או רק התגובה ההפוכה, אבל במקרה הכללי, שתי התגובות התנהלו בו זמנית בכיוונים מנוגדים. יש הרבה דוגמאות דומות. אחד המפורסמים ביותר הוא התגובה של סינתזת אמוניה 3H 2 + N 2 2NH 3; תגובות רבות אחרות הן גם הפיכות, למשל, חמצון של דו תחמוצת הגופרית 2SO 2 + O 2 2SO 3, תגובות של חומצות אורגניות עם אלכוהול וכו'.

מהירות תגובה ואיזון.

שתהיה תגובה הפיכה A + B C + D. אם נניח שהתגובות קדימה והיפוך מתרחשות בשלב אחד, אז קצבי התגובות הללו יהיו פרופורציונליים ישירות לריכוזי הריאגנטים: קצב התגובה קדימה v 1 = ק 1 [A][B], מהירות תגובה הפוכה v 2 = ק 2 [C][D] (סוגריים מרובעים מציינים את הריכוזים המולאריים של הריאגנטים). ניתן לראות שככל שמתמשכת התגובה הישירה, ריכוזי חומרי המוצא A ו-B יורדים, ובהתאם לכך יורד קצב התגובה הישירה. קצב התגובה ההפוכה, שהוא אפס ברגע הראשוני (אין מוצרים C ו-D), עולה בהדרגה. במוקדם או במאוחר יגיע זמן שבו שיעורי התגובות קדימה ואחורה יהיו שווים. לאחר מכן, הריכוזים של כל החומרים - A, B, C ו-D אינם משתנים עם הזמן. המשמעות היא שהתגובה הגיעה למצב שיווי משקל, וריכוזים של חומרים שאינם משתנים עם הזמן נקראים שיווי משקל. אבל, בניגוד לשיווי משקל מכני, בו כל התנועה נעצרת, בשיווי משקל כימי ממשיכות להתרחש שתי התגובות - הן ישירות והן הפוכה, אך המהירויות שלהן שוות ולכן נראה שלא מתרחשים שינויים במערכת.

ישנן דרכים רבות להוכיח את התרחשותן של תגובות קדימה ואחורות לאחר השגת שיווי המשקל. לדוגמה, אם מעט איזוטופ מימן, דאוטריום D2, מוכנס לתערובת של מימן, חנקן ואמוניה, הנמצאת בתנוחת שיווי משקל, אזי ניתוח רגיש יזהה מיד את נוכחותם של אטומי דאוטריום במולקולות האמוניה. ולהיפך, אם תכניס למערכת מעט אמוניה מפושטת NH 2 D, אזי דיוטריום יופיע מיד בחומרי המוצא בצורה של מולקולות HD ו-D 2. ניסוי מרהיב נוסף בוצע בפקולטה לכימיה של אוניברסיטת מוסקבה. צלחת כסף הונחה בתמיסה של חנקתי כסף, ולא נצפו שינויים. לאחר מכן הוכנסה לתמיסה כמות זעירה של יוני כסף רדיואקטיביים, ולאחר מכן לוחית הכסף הפכה לרדיואקטיבית. גם שטיפת הצלחת במים וגם שטיפתה בחומצה הידרוכלורית לא יכלו "לשטוף" את הרדיואקטיביות הזו. רק תחריט עם חומצה חנקתית או טיפול מכני של פני השטח עם נייר זכוכית עדין הפכו אותו ללא פעיל. ניתן להסביר את הניסוי הזה רק בדרך אחת: יש חילוף רציף של אטומי כסף בין המתכת לתמיסה, כלומר. במערכת יש תגובה הפיכה Ag(s) – e – = Ag +. לכן, הוספת יוני Ag + רדיואקטיביים לתמיסה הובילה ל"השתלבותם" בלוח בצורה של אטומים ניטרליים חשמלית, אך עדיין רדיואקטיביים.

לפיכך, לא רק תגובות כימיות בין גזים או תמיסות נמצאות בשיווי משקל, אלא גם תהליכי פירוק מתכות ומשקעים. לדוגמה, מוצק יתמוסס הכי מהר אם שמים אותו בממס טהור כשהמערכת רחוקה משיווי משקל, במקרה זה תמיסה רוויה. בהדרגה יורד קצב הפירוק, ובמקביל עולה קצב התהליך ההפוך - מעבר של חומר מתמיסה למשקע גבישי. כאשר התמיסה הופכת לרוויה, המערכת מגיעה למצב של שיווי משקל, שבו קצבי הפירוק וההתגבשות שווים, ומסת המשקע לא משתנה עם הזמן.

קבוע שיווי משקל.

הפרמטר החשוב ביותר המאפיין תגובה כימית הפיכה הוא קבוע שיווי המשקל ל. אם נרשום עבור התגובה ההפיכה הנחשבת A + D C + D את התנאי לשוויון קצבי התגובות קדימה ואחורה במצב שיווי משקל - ק 1 [A] שווה ל-[B] שווה = ק 2 [C] שווה [D] שווה, משם [C] שווה [D] שווה / [A] שווה [B] שווה = ק 1 /ק 2 = ל, ואז הערך לנקרא קבוע שיווי המשקל של תגובה כימית.

לכן, בשיווי משקל, היחס בין ריכוז תוצרי התגובה למכפלת ריכוז המגיבים הוא קבוע, אם הטמפרטורה קבועה (קבועי קצב ק 1 ו ק 2 ולכן קבוע שיווי המשקל לתלוי בטמפרטורה, אך לא תלוי בריכוז הריאגנטים). אם מספר מולקולות של חומרי מוצא משתתפות בתגובה ונוצרות מספר מולקולות של תוצר (או תוצרים), ריכוזי החומרים בביטוי עבור קבוע שיווי המשקל מועלים לחזקות המתאימות למקדמים הסטוכיומטריים שלהם. אז עבור התגובה 3H 2 + N 2 2NH 3 הביטוי עבור קבוע שיווי המשקל נכתב כ ק= 2 שווים / 3 שווים שווים. השיטה המתוארת לגזירת קבוע שיווי המשקל, המבוססת על שיעורי התגובות קדימה ואחורה, אינה ניתנת לשימוש במקרה הכללי, שכן עבור תגובות מורכבות התלות של הקצב בריכוז אינה מתבטאת בדרך כלל במשוואה פשוטה או שהיא בדרך כלל לא ידוע. עם זאת, בתרמודינמיקה מוכח שהנוסחה הסופית של קבוע שיווי המשקל נכונה.

עבור תרכובות גזים, ניתן להשתמש בלחץ במקום בריכוזים בעת כתיבת קבוע שיווי המשקל; ברור שהערך המספרי של הקבוע עשוי להשתנות אם מספר המולקולות הגזיות בצד ימין ושמאל של המשוואה אינו זהה.

גרפים המראים כיצד המערכת מתקרבת לשיווי משקל (גרפים כאלה נקראים עקומות קינטיות) מוצגים באיורים.

1. תן לתגובה להיות בלתי הפיכה. לאחר מכן ק 2 = 0. דוגמה היא התגובה של מימן עם ברום ב-300°C. עקומות קינטיות מציגות את השינוי בריכוז החומרים A, B, C, D (במקרה זה H 2, Br 2 ו- HBr) בהתאם לזמן . לשם הפשטות, מניחים שהריכוזים ההתחלתיים של הריאגנטים H 2 ו- Br 2 שווים. ניתן לראות כי ריכוזי חומרי המוצא כתוצאה מהתגובה הבלתי הפיכה מצטמצמים לאפס, בעוד שסכום ריכוזי התוצרים מגיע לסכום ריכוזי המגיבים. כמו כן ניתן לראות שקצב התגובה (התלולות של העקומות הקינטיות) הוא מקסימלי בתחילת התגובה, ולאחר השלמת התגובה העקומות הקינטיות מגיעות לקטע אופקי (קצב התגובה הוא אפס). עבור תגובות בלתי הפיכות, קבוע שיווי המשקל אינו מוצג, מכיוון שהוא אינו מוגדר (K ® Ґ).

2. תן ק 2 = 0, ו ק 2 k 1 ו ל> 1 (תגובה של מימן עם יוד ב-300 מעלות צלזיוס). בתחילה, העקומות הקינטיות כמעט ואינן שונות מהמקרה הקודם, שכן קצב התגובה ההפוכה נמוך (ריכוז המוצרים נמוך). ככל ש-HI מצטבר, קצב התגובה ההפוכה עולה, וקצב התגובה קדימה יורד. בשלב מסוים הם יהיו שווים, ולאחר מכן הריכוזים של כל החומרים אינם משתנים יותר עם הזמן - קצב התגובה הופך לאפס, למרות שהתגובה לא הושלמה. במקרה הזה ( ק> 1) לפני הגעה לשיווי משקל (חלק מוצל), לתגובה הישירה יש זמן להתקדם לעומק ניכר, לכן, בתערובת שיווי המשקל יש יותר תוצרים (C ו-D) מאשר חומרי המוצא A ו-B - שיווי המשקל מוסט ל הנכון.

3. עבור תגובת האסטריפיקציה של חומצה אצטית (A) עם אתנול (B) ב-50°C, קבוע הקצב של התגובה הקדמית קטן מההפוכה: ק 1 k 2, לפיכך ק

4. במקרה הנדיר יחסית כאשר קבועי הקצב של התגובות קדימה ואחורה שווים ( ק 1 = ק 2 , ק= 1), עבור התגובה A + B = C + D ב-[A] 0 = [B] 0 בתערובת שיווי משקל, ריכוזי חומרי המוצא והתוצרים יהיו זהים והעקומות הקינטיות יתמזגו. לפעמים ניתן ליצור תנאים כאלה על ידי בחירה מתאימה של הטמפרטורה. לדוגמה, עבור התגובה ההפיכה CO + H 2 O = H 2 + CO 2 ל= 1 בטמפרטורה של כ-900 מעלות צלזיוס. בטמפרטורות גבוהות יותר, קבוע שיווי המשקל לתגובה זו הוא פחות מ-1 (לדוגמה, ב-1000 מעלות צלזיוס ל= 0.61) ושיווי המשקל מוסט לכיוון CO ו- H 2 O. בטמפרטורות נמוכות יותר ק> 1 (לדוגמה, ב-700°C ל= 1.64) ושיווי המשקל מוסט לכיוון CO 2 ו- H 2.

מַשְׁמָעוּת קיכול לשמש מאפיין של חוסר הפיך של התגובה בתנאים אלה. אז אם קהוא גבוה מאוד, כלומר הריכוזים של תוצרי התגובה גבוהים בהרבה מריכוזי חומרי המוצא בשיווי משקל, כלומר. התגובה הייתה כמעט מלאה. לדוגמה, עבור התגובה NiO + H 2 Ni + H 2 O ב-523 K (250 מעלות צלזיוס) ל= [H 2 O] שווה / [H 2 ] שווה = 800 (ריכוזי המוצקים קבועים ובביטוי עבור ללא כלול). כתוצאה מכך, בנפח סגור, לאחר הגעה לשיווי משקל, ריכוז אדי המים יהיה גדול פי 800 מזה של מימן (כאן ניתן להחליף ריכוזים בלחצים פרופורציונליים להם). אז, תגובה זו בטמפרטורה המצוינת ממשיכה כמעט עד להשלמה. אבל לתגובה WO 2 + 2H 2 W + 2H 2 O באותה טמפרטורה ל= ([H 2 ] שווה / [H 2 O] שווה) 2 = 10 -27, לכן, טונגסטן דו חמצני כמעט אינו מופחת על ידי מימן ב-500 K.

ערכים לעבור חלק מהתגובות ניתנות בטבלה.

למורים בבתי ספר תיכוניים, לתלמידי אוניברסיטאות פדגוגיות ולילדי כיתות ט'-י' שהחליטו להתמסר לכימיה ולמדעי הטבע

ספר לימוד · עובד בעיה · פרקטיקום מעבדה · סיפורים מדעיים לקריאה

§ 3.2. קבוע שיווי משקל
ופוטנציאל תגובה איזוברית

ניתן למצוא בקלות את קבוע שיווי המשקל מערכו של הפוטנציאל האיזוברי, אשר מחושב מנתונים בטבלאות על האנטלפיה של היווצרות והאנטרופיה של חומרי המוצא ותוצרי התגובה.

תזדקק לנוסחה הזו כאשר תצטרך לחשב את קבוע שיווי המשקל של התגובה הנחקרת.

בספר לימוד זה, אנו משתדלים לא לתת נוסחאות מוכנות, אלא לגזור אותן בשיטות הפשוטות ביותר של לוגיקה מתמטית, ולכן הגזירה של נוסחה זו מובאת להלן. לאחר קריאת חומר זה, תכירו את המושגים הפשוטים ביותר של תורת ההסתברות, אנטרופית הפעלה וכו'.

לא רק אנרגיית ההפעלה היא שקובעת את קצב התגובה הכימית. הגודל והצורה של המולקולות המגיבות ומיקומם של אטומים תגובתיים או קבוצותיהם בהם משחקים תפקיד עצום. בהקשר זה, כאשר שני חלקיקים מתנגשים, הכיוון הספציפי שלהם חשוב, כלומר המגע של אותם מרכזים שהם תגובתיים.

הבה נסמן את ההסתברות לכיוון המולקולרי הנדרש לאינטראקציה במהלך התנגשות על ידי W:

הלוגריתם הטבעי של הערך W כפול בקבוע הגז R נקרא אנטרופיית ההפעלה S a:

מביטוי זה נובע:

מאיפה, לפי הגדרת הלוגריתם, אנו מקבלים את ההסתברות לכיוון הנדרש:

ככל שהסבירות לכיוון הדרוש להתרחשות התגובה גדולה יותר, כך מהירותה גבוהה יותר ובהתאם, קבוע הקצב, שניתן לכתוב:

בעבר, למדנו שקבוע הקצב תלוי באנרגיית ההפעלה ובטמפרטורה:

לפיכך, קבוע הקצב תלוי באנרגיית ההפעלה, בטמפרטורה ובאנטרופיית ההפעלה:

בואו נציג את מקדם המידתיות Z ונשים סימן שוויון:

הביטוי המתקבל נקרא משוואה בסיסית של קינטיקה כימית.

משוואה זו מסבירה כמה היבטים של קטליזה: זרז מוריד את אנרגיית ההפעלה של תגובה ומגביר את האנטרופיה של ההפעלה, כלומר, הוא מגדיל את ההסתברות לכיוון המתאים של החלקיקים המגיבים לאינטראקציה.

מעניין לציין שאנטרופיית ההפעלה לוקחת בחשבון לא רק את הכיוון הספציפי של החלקיקים, אלא גם את משך המגע ברגע ההתנגשות. אם משך המגע בין חלקיקים קצר מאוד, אז לצפיפות האלקטרונים שלהם אין זמן להתפזר כדי ליצור קשרים כימיים חדשים, והחלקיקים, דוחים, מתפצלים לכיוונים שונים. הזרז גם מגדיל באופן משמעותי את משך המגע של החלקיקים המגיבים.

מאפיין נוסף של הפעולה הקטליטית: הזרז לוקח עודף אנרגיה מהחלקיק החדש שנוצר, והוא אינו מתפרק לחלקיקים המקוריים בשל פעילותו האנרגטית הגבוהה.

אתה יודע שקבוע שיווי המשקל הוא היחס בין קבועי הקצב של התגובות קדימה ואחורה:

הבה נחליף את קבועי הקצב של התגובות קדימה ואחורה בביטויים של המשוואה הבסיסית של קינטיקה כימית:

היחס בין שני מקדמי מידתיות Z pr / Z arr הוא ערך קבוע, אותו נוסיף לערך קבוע שיווי המשקל, ולכן הוא יישאר קבוע, כמו קודם.

אם אתה זוכר את הכללים לפעולה עם פונקציות מעריכיות, תבין את הטרנספורמציה של הנוסחה:

בהתאם לחוק הס, ההבדל בין אנרגיות ההפעלה של התגובות ההפוכות והקדומות הוא השינוי באנתלפיה (וודאו זאת על ידי שרטוט דיאגרמת אנטלפיה של התגובה המתרחשת עם שחרור החום, ולא לשכוח שב מקרה זה ד נ< 0 ):

בדיוק אותו הבדל בואו נסמן ד ס:

הסבר מדוע יש סימן מינוס מול הסוגריים.

נקבל את המשוואה:

בואו ניקח לוגריתמים של שני הצדדים של המשוואה הזו:

איפה אנחנו משיגים:

המשוואה הזו כל כך חשובה לכימיה ולמדעים אחרים שסטודנטים רבים לכימיה בחו"ל לובשים חולצות עם הנוסחה הזו עליה.

אם ד גמבוטא ב-J/mol, אז הנוסחה לובשת את הצורה:

לנוסחה זו יש תכונה אחת: אם קבוע שיווי המשקל נקבע באמצעות לחצים של חומרים גזים, אז הלחצים של חומרים אלה באטמוספרות מוחלפים בביטוי של קבוע שיווי המשקל (1 atm = 101325 Pa = 760 מ"מ כספית).

נוסחה זו מאפשרת, בהינתן ערך ידוע, ד גתגובה, לחשב את קבוע שיווי המשקל וכך לגלות את הרכב מערכת שיווי המשקל בטמפרטורה נתונה. הנוסחה מראה שככל שקבוע שיווי המשקל גבוה יותר וככל שיותר תוצרי תגובה (חומרים בצד ימין של משוואת התגובה) הכלולים בתערובת תגובת שיווי המשקל, כך השינוי בפוטנציאל האיזוברי של התגובה שלילי יותר. ולהיפך, ככל שהערך של קבוע שיווי המשקל נמוך יותר ופחות תוצרי תגובה ויותר חומרים התחלתיים בתערובת שיווי המשקל, כך הערך השלילי קטן יותר. ד ג.

כאשר קבוע שיווי המשקל גדול מ-1 והפוטנציאל האיזוברי שלילי, נהוג לומר ששיווי המשקל מוסט לכיוון תוצרי התגובה, או ימינה. כאשר קבוע שיווי המשקל קטן מ-1 והפוטנציאל האיזוברי חיובי, נהוג לומר ששיווי המשקל מוסט לכיוון חומרי המוצא, או שמאלה.

כאשר קבוע שיווי המשקל שווה ל-1, הפוטנציאל האיזוברי שווה ל-0. מצב זה של המערכת נחשב לגבול בין הסטת שיווי המשקל ימינה או שמאלה. כאשר עבור תגובה נתונה השינוי בפוטנציאל האיזוברי שלילי ( ד ג<0 ), נהוג לומר שהתגובה יכולה להתקדם בכיוון קדימה; אם D G>0, אומרים שהתגובה לא נעלמת.

לכן,

ד ג<0 - התגובה יכולה להתרחש (אפשרית מבחינה תרמודינמית);

ד ג<0 , זה ק>1- האיזון מוסט לכיוון מוצרים, ימינה;

D G>0, זה ל<1 – שיווי המשקל מוסט לכיוון חומרי המוצא, שמאלה.

אם אתה צריך לברר האם התגובה שאתה מעוניין בה אפשרית (למשל, לברר האם הסינתזה של הצבע הרצוי מתאפשרת, האם הרכב מינרל נתון יחטא, השפעת החמצן האטמוספרי על הצבע וכו'. ), זה מספיק כדי לחשב עבור תגובה זו ד ג. אם השינוי בפוטנציאל האיזוברי מתברר שלילי, הרי שהתגובה אפשרית וניתן לערבב חומרי מוצא שונים כדי לקבל את התוצר הרצוי.

קרא מה אתה צריך לעשות כדי לחשב את השינוי בפוטנציאל האיזוברי ובקבוע שיווי המשקל בטמפרטורות שונות (אלגוריתם חישוב).

1. רשום מטבלאות הייחוס את הערכים (עבור טמפרטורה של 298 K) של האנטלפיות של היווצרות מחומרים פשוטים ד נ ער.ואנטרופיה סכל החומרים הכתובים במשוואה של תגובה כימית. אם ד נ ער.מבוטאים ב-kJ/mol, אז יש להמיר אותם ל-J/mol (למה?).

2. חשב את שינוי האנתלפיה בתגובה (298 K) כהפרש בין סכום האנטלפיות להיווצרות התוצרים לבין סכום האנטלפיות להיווצרות חומרי המוצא, תוך זכירת המקדמים הסטוכיומטריים:

3. חשב את השינוי באנטרופיה בתגובה (298 K) כהפרש בין סכום האנטרופיות של התוצרים לסכום האנטרופיות של חומרי המוצא, תוך זכירת המקדמים הסטוכיומטריים:

4. הרכיב משוואה לתלות השינוי בפוטנציאל האיזוברי בשינויים באנטלפיה של התגובה, האנטרופיה והטמפרטורה, תוך החלפת הערכים המספריים שהתקבלו זה עתה במשוואה שאתה מכיר. ד נ ר-ציוןו ד ס מחוזות:

5. חשב את השינוי בפוטנציאל האיזוברי בטמפרטורה סטנדרטית של 298 K:

6. בסימן ד ג מחוזות, 298 להסיק מסקנה לגבי האפשרות שהתגובה תתרחש בטמפרטורה סטנדרטית: אם הסימן הוא "מינוס", הרי שהתגובה אפשרית מבחינה תרמודינמית; אם הסימן הוא "פלוס", אז התגובה בלתי אפשרית.

7. עשה את החשבון ד ג מחוזותבטמפרטורה T שאתה מעוניין בה:

ולהסיק מסקנה לגבי האופן שבו שינוי בטמפרטורה משפיע על האפשרות של תגובה. אם יתברר שבטמפרטורה זו השינוי בפוטנציאל האיזוברי הפך לפחות חיובי או שלילי יותר בהשוואה ל D G 298, אם כן, בטמפרטורה זו התגובה הופכת סבירה יותר.

8. חשב את קבוע שיווי המשקל K מהמשוואה שאתה מכיר בטמפרטורה T שאתה מעוניין בה:

9. הסיק מסקנה לגבי השינוי בשיווי המשקל לכיוון חומרי המוצא (ק<1) или в сторону продуктов (К>1).

להסיק לגבי האפשרות שתתרחש תגובה עם שינוי שלילי בפוטנציאל האיזוברי ( ד ג מחוזות<0 ) נתונים תרמודינמיים לבדם לרוב אינם מספיקים. תגובה אפשרית מבחינה תרמודינמית עשויה להתברר כמעכבת קינטית וניתנת לביצוע כאשר התנאים משתנים (ריכוז חומרים, לחץ, טמפרטורה), דרך נתיבי תגובה אחרים או בנוכחות זרז שנבחר כהלכה.

הבה נבחן את הדוגמה של התגובה של ברזל גבישי עם מים גזים (אדי מים):

כיצד לברר על האפשרות התרמודינמית של תגובה.

תגובה זו מעניינת מכיוון שהיא מראה את הסיבות לירידה בברק של מוצר מתכת ולהרס שלו מקורוזיה.

קודם כל, אנו בוחרים את המקדמים הסטוכיומטריים של משוואת התגובה:

הבה נכתוב את הנתונים התרמודינמיים (טמפרטורה 298 K) עבור כל המשתתפים בתגובה מתוך טבלאות ההתייחסות:

בואו נחשב את השינוי באנתלפיה בתגובה זו, ונזכור שהאנטלפיות של חומרים פשוטים שוות לאפס:

הבה נבטא את השינוי באנתלפיה ב-J:

התגובה מלווה בשחרור חום, Q>0, Q=+50 300 J/mol, וזה מאפשר להניח שהיא מתרחשת באופן ספונטני. עם זאת, אנו יכולים לומר בביטחון שהתגובה היא ספונטנית רק על ידי סימן השינוי בפוטנציאל האיזוברי.

בואו נחשב את השינוי באנטרופיה בתגובה זו, בלי לשכוח את המקדמים הסטוכיומטריים:

האנטרופיה של המערכת יורדת כתוצאה מהתגובה, ולכן ניתן לשים לב שמתרחשת עלייה בסדר במערכת.

כעת ניצור משוואה עבור התלות של שינויים בפוטנציאל האיזוברי בשינויים באנטלפיה, אנטרופיה וטמפרטורה:

הבה נחשב את השינוי בפוטנציאל האיזוברי בתגובה בטמפרטורה סטנדרטית של 298 K:

ערך שלילי גבוה של השינוי בפוטנציאל האיזוברי מצביע על כך שבטמפרטורת החדר ניתן לחמצן ברזל על ידי חמצן. אם הייתם יכולים להשיג את אבקת הברזל המשובחת ביותר, הייתם רואים כיצד ברזל נשרף באוויר. למה מוצרי ברזל, פסלונים, מסמרים וכו' לא נשרפים באוויר? תוצאות החישוב מראות כי ברזל פוגע באוויר, כלומר, הוא נהרס והופך לתחמוצות ברזל.

עכשיו בואו נראה איך הגדלת הטמפרטורה משפיעה על האפשרות של תגובה זו. הבה נחשב את השינוי בפוטנציאל האיזוברי בטמפרטורה של 500 K:

השגנו תוצאה שמראה שככל שהטמפרטורה עולה, השינוי בפוטנציאל האיזוברי של התגובה הופך פחות שלילי. זה אומר שעם עליית הטמפרטורה התגובה הופכת פחות סבירה מבחינה תרמודינמית, כלומר שיווי המשקל של התגובה עובר יותר ויותר לכיוון חומרי המוצא.

מעניין לדעת באיזו טמפרטורה מוסט שיווי המשקל באופן שווה הן לתוצרי התגובה והן לחומרי המוצא. זה קורה מתי D G r-tion =0(קבוע שיווי המשקל הוא 1):

מאיפה אנחנו משיגים את זה:

T=150300/168.2=894K, או 621 מעלות צלזיוס.

בטמפרטורה זו, סביר להניח שהתגובה תתרחש הן בכיוון קדימה והן בכיוון האחורי. בטמפרטורות מעל 621 מעלות צלזיוס, התגובה ההפוכה של הפחתת Fe 3 O 4 עם מימן מתחילה לשלוט. תגובה זו היא אחת הדרכים להשיג ברזל טהור (במטאלורגיה, תחמוצות ברזל מופחתות עם פחמן).

בטמפרטורה של 298 K:

לפיכך, ככל שהטמפרטורה עולה, קבוע שיווי המשקל יורד.

תחמוצת ברזל Fe 3 O 4 נקראת מגנטיט (עפרת ברזל מגנטית). תחמוצת ברזל זו, בניגוד לתחמוצות FeO (wüstite) ו-Fe 2 O 3 (המטיט), נמשכת על ידי מגנט. יש אגדה שבימי קדם מצא רועה צאן בשם מגנוס חלוק נחל מוארך קטן מאוד, אותו הניח על פני המים בקערה בידיו השומניות (למה זה חשוב?). חלוק הנחל לא טבע והתחיל לצוף על פני המים, ולא משנה איך הרועה סובב את הקערה, חלוק הנחל תמיד הצביע רק לכיוון אחד. כאילו כך הומצא המצפן, והמינרל קיבל את שמו משמו של הרועה הזה. אם כי, אולי, מגנטיט נקרא על שם העיר העתיקה של אסיה הקטנה - מגנזיה. מגנטיט הוא העפרה העיקרית שממנה מופק ברזל.

לפעמים נוסחת המגנטיט מתוארת באופן הבא: FeO Fe 2 O 3, מה שמרמז שמגנטיט מורכב משתי תחמוצות ברזל. זה שגוי: מגנטיט הוא חומר אינדיבידואלי.

תחמוצת נוספת של Fe 2 O 3 (המטיט) - עפרת ברזל אדומה - נקראת כך בגלל צבעה האדום (בתרגום מיוונית - דם). ברזל מתקבל מהמטיט.

תחמוצת FeO כמעט ולא נמצאת בטבע ואין לה משמעות תעשייתית.