Kaj je konstanta ravnotežja? Kemijsko ravnovesje

Študijska vprašanja

1. Stanje ravnovesja

Ravnotežna konstanta

Izračun ravnotežnih koncentracij

Premik v kemijskem ravnovesju. Le Chatelierjevo načelo

1. Stanje ravnovesja

Reakcije, ki potekajo pod enakimi pogoji istočasno v nasprotnih smereh, imenujemo reverzibilne.

Razmislite o reverzibilni reakciji, ki se pojavi v zaprtem sistemu

Hitrost reakcije naprej je opisana z enačbo:

pr = k pr [A] [B],

Kje pr – hitrost neposredne reakcije;

k pr je konstanta hitrosti reakcije naprej.

Sčasoma se koncentracije reagentov A in IN zmanjša hitrost reakcije pade (slika 1, krivulja itd).

Reakcija med A in IN vodi do tvorbe snovi C in D, katerih molekule v trkih lahko spet dajo snovi A in IN.

Hitrost povratne reakcije je opisana z enačbo:

arr = k arr [C] [D],

Kje rev – hitrost povratne reakcije;

k rev – konstanta hitrosti povratne reakcije.

Kot koncentracije snovi C in D poveča hitrost povratne reakcije (slika 1, krivulja arr).

Slika 1. Spremembe v hitrosti naprednih in povratnih reakcij skozi čas

Čez čas Hitrosti naprej in povratne reakcije postanejo enake:

pr = prir.

To stanje sistema se imenuje stanje ravnovesja .

V stanju ravnotežja se koncentracije vseh njegovih udeležencev s časom prenehajo spreminjati . Takšne koncentracije imenujemo ravnovesje .

Kemijsko ravnovesje – to dinamično ravnotežje. Nespremenljivost koncentracij snovi v zaprtem sistemu je posledica nenehno potekajočih kemičnih procesov. Hitrosti neposredne in povratne reakcije nista enaki nič, opazovana hitrost procesa pa je enaka nič.

Enakost hitrosti prednjih in povratnih reakcij je kinetični pogoj za kemijsko ravnovesje.

2. Konstanta ravnotežja

Ko sta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki

pr = prir.

enakost je res

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

Kje [ A], [B], [Z], [D] – ravnotežne koncentracije snovi.

Ker konstante hitrosti niso odvisne od koncentracij, lahko enačbo zapišemo drugače:

Razmerje konstant hitrosti prednje in povratne reakcije ( k itd / k prir. ) se imenuje konstanta kemijskega ravnovesja:

Resnično kemijsko ravnovesje je mogoče vzpostaviti le, če so vse osnovne stopnje reakcijskega mehanizma v ravnovesju. Ne glede na to, kako zapleteni so mehanizmi neposrednih in povratnih reakcij, morajo v stanju ravnovesja zagotoviti stehiometrični prehod izhodnih snovi v reakcijske produkte in nazaj. To pomeni, da je algebraična vsota vseh stopenj procesa enaka stehiometrični enačbi reakcije, tj. stehiometrični koeficienti predstavljajo vsoto molekularnosti vseh stopenj mehanizma.

Za kompleksno reakcijo

aA + bB  cC + dD

Za isto temperaturo je razmerje med produktom ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov v stopinjah, ki so enake stehiometričnim koeficientom, in produktom ravnotežnih koncentracij izhodnih snovi v stopinjah, ki so enake stehiometričnim koeficientom, konstantna vrednost.

To je druga formulacija zakona množičnega delovanja.

Izraz za konstanto ravnotežja heterogene reakcije vključuje le koncentracije snovi v tekoči ali plinasti fazi, saj koncentracije trdnih snovi praviloma ostanejo konstantne.

Na primer, izraz za konstanto ravnovesja naslednje reakcije je

CO 2 (g) + C (tv)  2 CO (g)

je napisano takole:

TO c =
.

Enačba konstante ravnotežja kaže, da so v ravnotežnih pogojih koncentracije vseh snovi, ki sodelujejo v reakciji, med seboj povezane. Številčna vrednost konstante ravnotežja določa, kakšno mora biti razmerje koncentracij vseh reagirajočih snovi v ravnotežju.

Sprememba koncentracije katere koli od teh snovi povzroči spremembe koncentracij vseh drugih snovi. Posledično se vzpostavijo nove koncentracije, vendar razmerje med njimi spet ustreza ravnotežni konstanti.

Vrednost konstante ravnotežja je odvisna od narava reaktantov in temperatura.

Ravnotežna konstanta, izražena z molskimi koncentracijami reaktantov ( TOz) in ravnotežna konstanta, izražena z ravnotežnimi parcialnimi tlaki ( TOR) (glej »Osnove kemijske termodinamike«) so med seboj povezani z naslednjimi odnosi:

TOR= KzRT  , Kc = KR / (RT)  ,

kjer je  sprememba števila plinastih molov v reakciji.

Standardna sprememba Gibbsove energije je

G T = - RT ln Kstr,

G T =  H – T  S.

Po izenačitvi desnih strani enačb:

- RT ln Kstr =  H – T  S

ln K R = -  H / ( RT) +  S/ R .

Enačba ne določa samo vrste odvisnosti konstante od temperature, ampak tudi kaže, da je konstanta določena z naravo reagirajočih snovi.

Ravnotežna konstanta ni odvisna od koncentracij (tako kot konstanta hitrosti reakcije), reakcijskega mehanizma, aktivacijske energije ali prisotnosti katalizatorjev. Sprememba mehanizma, na primer ob uvedbi katalizatorja, ne vpliva na številčno vrednost konstante ravnotežja, seveda pa spremeni hitrost doseganja ravnotežnega stanja.

Kemijsko stanje ravnovesje- to je stanje, v katerem sta kemijski potencial produktov in začetnih snovi med seboj enaka ob upoštevanju stehiometrije procesa.

O kemijskem ravnovesju lahko govorimo, če sta izpolnjena dva pogoja:

Hitrosti prednjih in povratnih reakcij sta enaki.

Ravnotežje obstaja, če se sistem ob uporabi zunanjega vpliva in nato, ko ga odstranimo, vrne v prvotno stanje.

11. Zakon množičnega delovanja.

Pri konstantni temperaturi je hitrost kemijske reakcije neposredno sorazmerna z zmnožkom koncentracij reaktantov, vzetih po potencah, enakih stehiometričnim koeficientom v reakcijski enačbi.

Na primer za reakcijo sinteze amoniaka:

N2 + 3H2 = 2NH3

zakon množičnega delovanja ima obliko:

Kc = 2 / 3

12. Konstanta ravnotežja v homogenem sistemu. Načini izražanja konstante ravnotežja.

konstanta ravnovesja je konstantna vrednost, ki je enaka razmerju produktov ravnotežnih koncentracij udeležencev končne in začetne reakcije, vzetih v potencah, ki ustrezajo stehiometričnim koeficientom

Homogena Reakcije, ki potekajo v eni fazi, imenujemo: v mešanici plinov, v tekočini ali včasih v trdni raztopini.

Načini izražanja ravnotežne konstante

Če so koncentracije snovi, vključenih v reakcijo, izražene v molskih enotah molarnosti, tj. v mol/l se običajno označuje s Kc

Za homogeno plinsko reakcijo je bolj priročno izraziti ravnotežno konstanto v smislu parcialnih tlakov snovi:

Včasih je priročno izraziti konstanto ravnotežja ne v smislu parcialnih tlakov in koncentracij, temveč v smislu količin snovi:
ali prek ustreznih molskih deležev:

V splošnem primeru so ravnotežne konstante Kc, Kp, Kn in KN različne.

13. Le Chatelier-Brownovo načelo .

Če na sistem, ki je v ravnotežju, deluje zunanji vpliv, se ravnotežje premakne v smer, ki oslabi zunanji vpliv.

14. Van't Hoffova izobarna enačba.

Ta izraz nam omogoča kvalitativno ovrednotenje vpliva T na ravnotežje in ravnotežno konstanto.

15. Faza.

Faza se imenuje - homogeni del heterogenega sistema, ki ima pravi vmesnik, znotraj katerega se lahko vse lastnosti spreminjajo neprekinjeno, pri prehodu skozenj pa nenadoma.

16. Sestavine in komponente.

Komponenta se imenuje– najmanjše število komponent, ki zadostuje za opis stanja sistemov.

Sestavne snovise imenujejo - snovi, ki so del sistema, ki jih je mogoče izolirati s konvencionalnimi metodami zdravil in ki lahko obstajajo zunaj sistema, kolikor dolgo želimo.

17. Gibbsovo fazno pravilo .

Število prostostnih stopinj ravnotežnega termodinamičnega sistema, na katerega izmed zunanjih dejavnikov vplivata samo temperatura in tlak, je enako številu neodvisnih komponent S=K-F+n(število zunanjih parametrov)

Fazno pravilo kaže, da se število prostostnih stopenj povečuje s številom komponent in zmanjšuje s številom faz sistema.

18. Pogoji faznega ravnovesja v sistemu.

V heterogenem sistemu obstaja fazno ravnovesje, če med fazama obstajajo naslednje vrste ravnotežij:

Toplotna (temperaturna enakost)

Mehanski (enakopravnost tlaka)

Kemični za vsako komponento

19. Clausius-Clausiusova enačba

Kje, - Δ V- sprememba prostornine snovi med njenim prehodom iz prve faze v drugo, T – temperatura prehoda, Δ H– sprememba entropije in entalpije snovi pri prehodu 1 mola snovi iz ene faze v drugo

Omogoča vam, da ocenite, kako se temperatura ali tlak spremenita med faznim prehodom, ko se spremenita 2 parametra.

20. diagram stanja vode

Razmerje med količinami, ki označujejo stanje sistema, in faznimi transformacijami v sistemu - prehod iz trdnega v tekoče, iz tekočega v plinasto

21. Resnične rešitve. Načini izražanja koncentracije raztopine. Izračun molskega in masnega deleža snovi ter molske koncentracije snovi v raztopini.

Prava rešitev- to je vrsta raztopine, v kateri so velikosti delcev topljenca izjemno majhne in primerljive z velikostjo delcev topila.

Obstajajo rešitve plinasto(plinske mešanice), tekočina in težko. Plinasta raztopina je zrak. Morska voda je mešanica soli v vodi – tekoča raztopina. Trdne raztopine – kovinske zlitine. Raztopine so sestavljene iz topila in topljencev.

Imenuje se rešitev trden ali tekoč homogeni sistem, sestavljen iz dveh ali več sestavnih delov.

Upošteva se topilo– snov, ki določa agregatno stanje raztopine ali snov, ki je prostorninsko ali masno večja.

Metode izražanja koncentracije raztopin.

Koncentracija raztopine je masa ali količina topljenca v določeni količini, masi ali prostornini raztopine ali topila.

1) Masni delež ( wi ) je masa topljenca v 100 gramih raztopine.

2) Molski delež (mol) – X jaz – število molov komponente v 1 molu raztopine.

3) Molalna koncentracija (molalnost) mi – število molov topljenca v 1 kg topila [mol/kg].

4) Molarna koncentracija Z jaz – število molov raztopljene snovi v 1 litru ali 1 dm3 raztopine [mol/l].

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

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

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

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

Vpliv temperature na kemijsko ravnovesje

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

Stopnja ravnotežnega premika je določena z absolutno vrednostjo toplotnega učinka: večja je absolutna vrednost entalpije reakcije H, večji je vpliv temperature na ravnotežno stanje.

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

Vpliv pritiska na kemijsko ravnovesje

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

Vpliv koncentracije na kemijsko ravnotežje

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

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

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

Konstanta kemijskega ravnovesja

Za kemično reakcijo:

2 ŠT (g) + O 2 (g) 2 ŠT 2(g)

konstanta kemijske reakcije K c je razmerje:

(12.1)

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

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

G T o = – RTlnK . (12.2).

Primeri reševanja problemov

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

.

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

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

Z referenčnimi podatki izračunajte ravnotežno konstanto procesa

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

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

G T o = - RTlnK.

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

Določite ravnotežno koncentracijo HI v sistemu

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

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

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

.

Če rešimo to enačbo, dobimo x = 0,67.

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

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

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

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

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

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

TO.

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

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

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

Potem dobimo:

.

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

Težave, ki jih je treba rešiti neodvisno

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

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

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

3) 2HBr (g) H 2 (g) + Br 2 (š)

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

12.2.Pri določeni temperaturi so ravnotežne koncentracije v sistemu

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

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

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

Vrnimo se k procesu proizvodnje amoniaka, izraženega z enačbo:

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g)

V zaprtem prostoru se dušik in vodik združita in tvorita amoniak. Kako dolgo bo trajal ta proces? Logično je domnevati, da dokler ne zmanjka katerega od reagentov. Vendar v resničnem življenju to ne drži povsem. Dejstvo je, da bo nekaj časa po začetku reakcije nastali amoniak začel razpadati na dušik in vodik, t.j. začela se bo povratna reakcija:

2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g)

Pravzaprav bosta v zaprtem volumnu naenkrat potekali dve reakciji, neposredno nasprotni drug drugemu. Zato je ta proces zapisan z naslednjo enačbo:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g)

Dvojna puščica kaže, da reakcija poteka v dveh smereh. Reakcija združevanja dušika in vodika se imenuje neposredna reakcija. Reakcija razgradnje amoniaka - povratni udarec.

Na samem začetku procesa je hitrost neposredne reakcije zelo visoka. Toda sčasoma se koncentracije reagentov zmanjšajo, količina amoniaka pa se poveča - posledično se hitrost neposredne reakcije zmanjša in hitrost povratne reakcije poveča. Pride čas, ko se primerjata hitrosti naprej in povratnih reakcij – nastopi kemijsko ali dinamično ravnovesje. V ravnovesju potekata tako naprej kot povratna reakcija, vendar sta njuni hitrosti enaki, zato ni opaznih sprememb.

Ravnotežna konstanta

Različne reakcije potekajo na različne načine. Pri nekaterih reakcijah nastane precej veliko število reakcijskih produktov, preden pride do ravnovesja; v drugih - veliko manj. Tako lahko rečemo, da ima določena enačba svojo konstanto ravnotežja. Če poznamo konstanto ravnotežja reakcije, je mogoče določiti relativne količine reaktantov in reakcijskih produktov, pri katerih pride do kemijskega ravnovesja.

Naj neko reakcijo opiše enačba: aA + bB = cC + dD

• a, b, c, d - koeficienti reakcijske enačbe;
• A, B, C, D - kemijske formule snovi.

Ravnotežna konstanta:

[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b

Oglati oklepaji pomenijo, da formula vključuje molske koncentracije snovi.

Kaj pravi konstanta ravnotežja?

Za sintezo amoniaka pri sobni temperaturi K = 3,5·10 8. To je precej veliko število, ki kaže, da bo kemijsko ravnovesje nastopilo, ko bo koncentracija amoniaka veliko večja od koncentracije preostalih izhodnih snovi.

Pri dejanski proizvodnji amoniaka je naloga tehnologa doseči najvišji možni ravnotežni koeficient, to je, da direktna reakcija poteka do konca. Kako je to mogoče doseči?

Le Chatelierjevo načelo

Le Chatelierjevo načelo se glasi:

Kako to razumeti? Vse je zelo preprosto. Ravnovesje lahko porušite na tri načine:

• spreminjanje koncentracije snovi;
• spreminjanje temperature;
• spreminjanje tlaka.

Ko je reakcija sinteze amoniaka v ravnotežju, jo lahko prikažemo na naslednji način (reakcija je eksotermna):

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + Segrevanje

Spreminjanje koncentracije

V uravnotežen sistem vnesemo dodaten dušik. To bo porušilo ravnotežje:

Napredna reakcija bo začela potekati hitreje, ker se je količina dušika povečala in več ga reagira. Čez nekaj časa bo spet prišlo do kemijskega ravnovesja, vendar bo koncentracija dušika večja od koncentracije vodika:

Vendar pa je mogoče sistem "zasukati" na levo stran na drug način - z "osvetlitvijo" desne strani, na primer z odstranitvijo amoniaka iz sistema, ko se tvori. Tako bo spet prevladovala neposredna reakcija tvorbe amoniaka.

Spreminjanje temperature

Desno stran naše »tehtnice« lahko spremenimo s spreminjanjem temperature. Da bi leva stran "pretehtala", je potrebno "osvetliti" desno stran - zmanjšati temperaturo:

Spreminjanje tlaka

Ravnovesje v sistemu je možno porušiti s tlakom le pri reakcijah s plini. Obstajata dva načina za povečanje pritiska:

• zmanjšanje prostornine sistema;
• vnos inertnega plina.

Z naraščanjem tlaka se povečuje število molekularnih trkov. Hkrati se poveča koncentracija plinov v sistemu in spremenijo se hitrosti naprej in nazaj - ravnovesje je moteno. Za ponovno vzpostavitev ravnovesja sistem "poskuša" zmanjšati pritisk.

Pri sintezi amoniaka iz 4 molekul dušika in vodika nastaneta dve molekuli amoniaka. Posledično se zmanjša število molekul plina - tlak pade. Posledično, da bi dosegli ravnotežje po naraščajočem tlaku, se hitrost reakcije naprej poveča.

Povzemite. Po Le Chatelierjevem načelu se lahko proizvodnja amoniaka poveča z:

• povečanje koncentracije reagentov;
• zmanjšanje koncentracije reakcijskih produktov;
• znižanje reakcijske temperature;
• povečanje tlaka, pri katerem pride do reakcije.