Në disa raste, është e nevojshme të dihet jo vetëm drejtimi i reaksionit redoks, por edhe sa plotësisht vazhdon. Për shembull, në analizën sasiore mund të mbështeteni vetëm në ato reagime që praktikisht vazhdojnë 100% (ose janë afër tij).

Shkalla në të cilën një reagim vazhdon nga e majta në të djathtë përcaktohet nga konstanta e ekuilibrit. Për reagim

Sipas ligjit të veprimit masiv, mund të shkruajmë:

ku K është konstanta e ekuilibrit, duke treguar se cila është marrëdhënia midis përqendrimeve të joneve dhe në ekuilibër.

Konstanta e ekuilibrit përcaktohet si më poshtë. Në ekuacionin (3) (fq. 152) zëvendësoni vlerat e potencialeve normale të çifteve dhe gjeni:

Në ekuilibër = ose

Konstanta e ekuilibrit tregon se zinku zhvendos jonet e bakrit nga tretësira derisa përqendrimi i joneve në tretësirë ​​të bëhet një herë më i vogël se përqendrimi i joneve. Kjo do të thotë se reagimi në fjalë është pothuajse i përfunduar.

Nëse, për shembull, përqendrimi në fillim të reaksionit është 0,1 m, atëherë në ekuilibër do të jetë 0,1 - x ndërsa përqendrimi do të jetë x.

Duke zgjidhur ekuacionin, përqendrimi në ekuilibër është shumë afër 0,1 m.

Megjithatë, nëse mund të ndryshonim raportin e komponentëve ndërveprues në mënyrë që të bëhet , d.m.th. ose atëherë reagimi do të shkonte nga e djathta në të majtë (d.m.th. në drejtim të kundërt).

Konstanta e ekuilibrit për çdo proces redoks mund të llogaritet nëse dihen potencialet redoks të reaksioneve të veçanta.

Konstanta e ekuilibrit lidhet me potencialet redoks me formulën e përgjithshme:

ku K është konstanta e ekuilibrit të reaksionit; dhe potencialet normale (oksidues dhe reduktues); n është ngarkesa e joneve (numri i elektroneve të lëshuara nga agjenti reduktues dhe të pranuara nga agjenti oksidues).

Nga formula (4) gjejmë konstanten e ekuilibrit:

Duke ditur konstantën e ekuilibrit, është e mundur, pa përdorur të dhëna eksperimentale, të llogaritet se sa plotësisht vazhdon reagimi.

Kështu, për shembull, në reagim

për një çift = -0,126 V, për një çift = -0,136 V.

Duke i zëvendësuar këto të dhëna në ekuacionin (4), gjejmë:

Numri 2.21 do të thotë se ekuilibri në reaksionin në shqyrtim ndodh kur përqendrimi i joneve bëhet 2.21 herë më i vogël se përqendrimi i jonit.

Përqendrimi i joneve në ekuilibër është 2.21 herë më i madh se përqendrimi i jonit. Prandaj, për çdo 2,21 gram jone ka 1 gram jon. Në total, tretësira përmban 3,21 gram jone (2,21 + 1). Kështu, për çdo 3,21 gram jone në tretësirë ​​ka 2,21 gram jone, dhe për 100 pjesë do të ketë x pjesë.

Prandaj, ky reagim vazhdon në mënyrë të kthyeshme. Le të llogarisim konstantën e ekuilibrit për reaksionin:

Potenciali për një çift = 1,51 V, potenciali për një çift = 0,77 V. Duke zëvendësuar këto vlera potenciale në ekuacionin (4), gjejmë:

Kjo konstante tregon se ekuilibri ndodh kur produkti i përqendrimeve të joneve në numërues (i formuar gjatë reaksionit) bëhet herë më i madh se produkti i përqendrimeve të joneve të emëruesit (reagojnë).

Është e qartë se ky reagim vazhdon pothuajse në mënyrë të pakthyeshme (d.m.th., 100% nga e majta në të djathtë).

Për reagim

Një llogaritje (e ngjashme me atë të mësipërme) tregon se ky reagim ndodh në .

Ekuilibri ndryshon në varësi të kushteve të reaksionit.

Reagimi i mediumit ka një ndikim të jashtëzakonshëm në vlerën e konstantës. Për shembull, reaksioni i reduktimit të acidit arsenik me jonin e jodit në një mjedis acid zhvillohet sipas ekuacionit:

Potenciali reduktues i acidit arsenik në një mjedis alkalik është shumë më i ulët. Prandaj, në një mjedis alkalik ndodh procesi i kundërt:

Në një mjedis neutral, të dy proceset mund të përfaqësohen si më poshtë:

megjithatë, ata nuk do ta bëjnë këtë.

Procesi sipas ekuacionit të parë nuk do të funksionojë, sepse shoqërohet me grumbullimin e joneve, të cilët e drejtojnë procesin në drejtim të kundërt; vetëm kur krijohet një mjedis acid që neutralizon jonet hidroksid, ai do të lëvizë nga e majta në të djathtë.

Sipas ekuacionit të dytë, procesi nuk do të funksionojë, sepse shoqërohet me grumbullimin e joneve, të cilat duhet të neutralizohen me alkali nëse reaksioni do të vazhdojë nga e majta në të djathtë.

Ekziston rregulli i mëposhtëm për krijimin e mjedisit të reagimit të nevojshëm për rrjedhën optimale të procesit:

Nëse jonet e hidrogjenit ose hidroksidit grumbullohen si rezultat i një reaksioni redoks, atëherë për rrjedhën e dëshiruar të procesit është e nevojshme të krijohet një mjedis që ka veti të kundërta: në rastin e akumulimit të joneve, mjedisi duhet të jetë alkalik, por në në rastin e grumbullimit të joneve, mjedisi duhet të jetë acid.

Për reagimin, ju duhet të merrni përbërës që kërkojnë të njëjtin mjedis (acid ose alkalik). Nëse në një reaksion një substancë është një agjent reduktues në një mjedis acid, dhe tjetri është një agjent oksidues në një mjedis alkalik, atëherë procesi mund të pengohet; në këtë rast, procesi do të përfundojë vetëm me një ndryshim të madh potencial, d.m.th., me një konstante të lartë reagimi.

Konstanta e ekuilibrit lejon që dikush të parashikojë mundësinë e oksidimit, për shembull, me acid nitrik.

Le të gjejmë konstanten e ekuilibrit për reaksionin e shpërbërjes në . tretet mirë në holluar . Konstanta e ekuilibrit për reaksionin:

mund të llogaritet nga ekuacioni:

Një vlerë kaq e vogël e konstantës tregon se ekuilibri i këtij reaksioni është zhvendosur pothuajse plotësisht nga e djathta në të majtë, d.m.th., sulfidi i merkurit, në kontrast me sulfidin e bakrit, është praktikisht i pazgjidhshëm në tretësirë ​​të holluar.

Institucioni Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Teknik Shtetëror Ural - UPI"

Përcaktimi i konstanteve të ekuilibrit kimik

reaksionet dhe llogaritja e ekuilibrit kimik

në kursin e kimisë fizike

për studentët me kohë të plotë

Ekaterinburg 2007

UDC 544(076)S79

Përpiluar nga

Redaktor shkencor, kandidat i shkencave kimike, profesor i asociuar

Përcaktimi i konstanteve të ekuilibrit të reaksioneve kimike dhe llogaritja e ekuilibrit kimik: udhëzime metodologjike për punë laboratorike nr.4 në lëndën e kimisë fizike / komp. - Ekaterinburg: Institucioni Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional USTU-UPI, 20 f.

Udhëzimet kanë për qëllim studimin shtesë të thelluar të materialit mbi ekuilibrin kimik në kuadrin e llogaritjes dhe punës analitike laboratorike. Përmban 15 opsione për detyra individuale, të cilat kontribuojnë në arritjen e qëllimit.

Bibliografia: 5 tituj. Oriz. Tabela

© Institucioni Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional "Shteti Ural

Universiteti Teknik – UPI”, 2007

Prezantimi

Kjo punë, megjithëse e kryer në kuadër të një seminari laboratorik, ka të bëjë me punën llogaritëse dhe analitike dhe konsiston në zotërimin e materialit teorik dhe zgjidhjen e një sërë problemash në temën e lëndës së kimisë fizike “Ekuilibri kimik”.

Nevoja për të është shkaktuar nga kompleksiteti i kësaj teme, nga njëra anë, dhe sasia e pamjaftueshme e kohës arsimore e ndarë për studimin e saj, nga ana tjetër.

Pjesa kryesore e temës “Ekuilibri kimik”: nxjerrja e ligjit të ekuilibrit kimik, shqyrtimi i ekuacionit izobar dhe izotermës së një reaksioni kimik, etj., paraqitet në leksione dhe studiohet në klasa praktike (prandaj ky material nuk jepet në këtë vepër). Ky manual shqyrton në detaje seksionin e temës në lidhje me përcaktimin eksperimental të konstantave të ekuilibrit dhe përcaktimin e përbërjes së ekuilibrit të një sistemi me një reaksion kimik që ndodh në të.

Pra, përfundimi i kësaj pune nga studentët do t'i lejojë ata të zgjidhin problemet e mëposhtme:

1) të njihen me metodat për përcaktimin dhe llogaritjen e konstantave të ekuilibrit të reaksioneve kimike;

2) mësoni të llogarisni përbërjen ekuilibër të një përzierjeje bazuar në një shumëllojshmëri të gjerë të të dhënave eksperimentale.

1. INFORMACION TEORIK PËR METODAT

PËRCAKTIMET E KONSTANTAT E EKUILIBRIVE TË REAKSIONET KIMIKE

Le të ndalemi shkurtimisht në konceptet bazë të përdorura më poshtë. Konstanta e ekuilibrit të një reaksioni kimik është sasia

https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - energjia molare standarde e reaksionit Gibbs r.

Ekuacioni (1) është ekuacioni përcaktues për konstantën e ekuilibrit të një reaksioni kimik. Duhet të theksohet se konstanta e ekuilibrit të një reaksioni kimik është një sasi pa dimension.

Ligji i ekuilibrit kimik shkruhet si më poshtë

, (2)

ku https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- aktiviteti k- pjesëmarrës në reagim; - dimensioni i aktivitetit; koeficienti stekiometrik k- pjesëmarrës në reagim r.

Përcaktimi eksperimental i konstantave të ekuilibrit është një detyrë mjaft e vështirë. Para së gjithash, duhet të jeni të sigurt se në një temperaturë të caktuar është arritur ekuilibri, domethënë, përbërja e përzierjes së reaksionit korrespondon me gjendjen e ekuilibrit - një gjendje me një energji minimale Gibbs, afinitet zero të reagimit dhe barazi të shpejtësive të reagimet përpara dhe të kundërta. Në ekuilibër, presioni, temperatura dhe përbërja e përzierjes së reaksionit do të jenë konstante.

Në pamje të parë, duket se përbërja e një përzierje ekuilibri mund të përcaktohet duke përdorur metoda të analizës sasiore me reaksione kimike karakteristike. Megjithatë, futja e një reagjenti të huaj që lidh një nga komponentët e procesit kimik e zhvendos (d.m.th. ndryshon) gjendjen e ekuilibrit të sistemit. Kjo metodë mund të përdoret vetëm nëse shpejtësia e reagimit është mjaft e ngadaltë. Kjo është arsyeja pse shumë shpesh, gjatë studimit të ekuilibrit, përdoren edhe metoda të ndryshme fizike për të përcaktuar përbërjen e sistemit.

1.1 Metodat kimike

Ekzistojnë metoda kimike statike dhe metoda kimike dinamike. Le të shohim shembujt specifikë të dhënë.

1.1.1 Metodat statike.

Metodat statike përfshijnë vendosjen e përzierjes së reaksionit në një reaktor në një temperaturë konstante dhe më pas përcaktimin e përbërjes së sistemit pasi të arrihet ekuilibri. Reagimi në studim duhet të jetë mjaft i ngadalshëm në mënyrë që futja e një reagenti të jashtëm praktikisht të mos prishë gjendjen e ekuilibrit. Për të ngadalësuar procesin, mund ta ftohni balonën e reagimit mjaft shpejt. Një shembull klasik i një hulumtimi të tillë është reagimi midis jodit dhe hidrogjenit

H2(g) + I2(g) = 2HI (g) (3)

Lemoyne vendosi ose një përzierje të jodit dhe hidrogjenit ose jodur hidrogjeni në cilindra qelqi. Në 200 oC reaksioni praktikisht nuk ndodh; në 265 °C, kohëzgjatja e ekuilibrit është disa muaj; në 350 °C, ekuilibri vendoset brenda disa ditësh; në 440 °C - për disa orë. Në këtë drejtim, për studimin e këtij procesi u zgjodh një interval temperaturash prej 300 – 400 oC. Sistemi u analizua si më poshtë. Baloni i reagimit u fto shpejt duke e ulur në ujë, më pas rubineti u hap dhe jodidi i hidrogjenit u tret në ujë. Sasia e acidit hidrojodik u përcaktua me titrim. Në çdo temperaturë, eksperimenti u krye derisa përqendrimi arriti një vlerë konstante, që tregon vendosjen e ekuilibrit kimik në sistem.

1.1.2 Metodat dinamike.

Metodat dinamike konsistojnë në qarkullimin e vazhdueshëm të një përzierjeje gazi dhe më pas ftohjen e shpejtë të saj për analiza të mëvonshme. Këto metoda janë më të zbatueshme për reagime mjaft të shpejta. Reaksionet përshpejtohen, si rregull, ose duke i kryer ato në temperatura të ngritura ose duke futur një katalizator në sistem. Metoda dinamike u përdor, në veçanti, në analizën e reaksioneve të gazit të mëposhtëm:

2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)

2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)

2SO2 + O2 ⇄ 2SO

3H2 + N2 ⇄ 2NH

1.2 Metodat fizike

Këto metoda bazohen kryesisht në matjen e presionit ose densitetit të masës së përzierjes së reaksionit, megjithëse mund të përdoren veçori të tjera të sistemit.

1.2.1 Matja e presionit

Çdo reaksion që shoqërohet me një ndryshim në numrin e moleve të reaktantëve të gaztë shoqërohet me një ndryshim të presionit në një vëllim konstant. Nëse gazrat janë afër idealit, atëherë presioni është drejtpërdrejt proporcional me numrin total të moleve të reaktantëve të gaztë.

Si ilustrim, merrni parasysh reaksionin e mëposhtëm të gazit, të shkruar për molekulë të substancës fillestare

Numri i nishaneve

në momentin fillestar 0 0

në ekuilibër

ku https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" width="245" height="25 src=">, (9)

ku https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" width="20" height="21 src=">.gif" width="91" height="31">.

Ekzistojnë marrëdhënie midis këtyre presioneve:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image022_24.gif" width="132" height="52 src=">. (11)

https://pandia.ru/text/78/005/images/image024_21.gif" width="108" height="52 src="> . (13)

Konstanta e ekuilibrit, e shprehur në shkallën p, do të jetë

. (14)

Rrjedhimisht, duke matur presionin e ekuilibrit, shkalla e disociimit mund të përcaktohet duke përdorur formulën (13), dhe më pas konstanta e ekuilibrit mund të llogaritet duke përdorur formulën (14).

1.2.2 Matja e densitetit të masës

Çdo reagim, i cili shoqërohet me një ndryshim në numrin e moleve të pjesëmarrësve të gaztë në proces, karakterizohet nga një ndryshim në densitetin e masës me presion konstant.

Për shembull, për reagimin (8) është e vërtetë

, (15)

ku https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> është vëllimi i sistemit në një gjendje ekuilibri. Si rregull, në realitet eksperimentet nuk matet vëllimi, por masa e densitetit të sistemit, e cila është në përpjesëtim të zhdrejtë me vëllimin..gif" width="37 height=21" height="21"> - dendësia e masës së sistemit përkatësisht në momentin fillestar dhe në momentin e ekuilibrit. Duke matur densitetin e masës së sistemit, mund të përdorim formulën (16) për të llogaritur shkallën e disociimit dhe më pas konstantën e ekuilibrit.

1.2.3 Matja e drejtpërdrejtë e presionit të pjesshëm

Mënyra më e drejtpërdrejtë për të përcaktuar konstantën e ekuilibrit të një reaksioni kimik është matja e presioneve të pjesshme të secilit pjesëmarrës në proces. Në përgjithësi, kjo metodë është shumë e vështirë për t'u zbatuar në praktikë, më së shpeshti përdoret vetëm kur analizohen përzierjet e gazit që përmbajnë hidrogjen. Në këtë rast përdoret vetia e metaleve të grupit platin për të qenë të depërtueshëm ndaj hidrogjenit në temperatura të larta. Përzierja e gazit e ngrohur më parë kalohet në një temperaturë konstante përmes cilindrit 1, i cili përmban një rezervuar të zbrazët të iridiumit 2 të lidhur me matësin e presionit 3 (Fig. 1). Hidrogjeni është i vetmi gaz që mund të kalojë nëpër muret e një rezervuari iridiumi.

Kështu, mbetet të matet presioni total i përzierjes së gazit dhe presioni i pjesshëm i hidrogjenit për të llogaritur konstantën e ekuilibrit të reaksionit. Kjo metodë i lejoi Lowenstein dhe Wartenberg (1906) të studionin shpërbërjen e ujit, HCl, HBr, HI dhe H2S, si dhe reaksione të tilla si:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" width="89 height=23" height="23">. (17)

1.2.4 Metodat optike

Ekzistojnë metoda të testimit të ekuilibrit të bazuara në matjet e adsorbimit që janë veçanërisht efektive në rastin e gazrave me ngjyrë. Është gjithashtu e mundur të përcaktohet përbërja e një përzierje gazi binar duke matur indeksin e thyerjes (refraktometrik). Për shembull, Chadron (1921) studioi reduktimin e oksideve të metaleve nga monoksidi i karbonit duke matur në mënyrë refraktometrike përbërjen e përzierjes së gazit të oksidit të karbonit dhe dioksidit të karbonit.

1.2.5 Matja e përçueshmërisë termike

Kjo metodë është përdorur për të studiuar reaksionet e disociimit në fazën e gazit, p.sh.

Le të supozojmë se një përzierje e N2O4 dhe NO2 vendoset në një enë, muri i djathtë i së cilës ka temperaturë T2, dhe muri i majtë T1, dhe T2>T1 (Fig. 2). Disociimi i N2O4 do të jetë më i madh në atë pjesë të enës që ka temperaturë më të lartë. Rrjedhimisht, përqendrimi i NO2 në anën e djathtë të enës do të jetë më i madh se në të majtë dhe do të vërehet difuzioni i molekulave të NO2 nga e djathta në të majtë dhe N2O4 nga e majta në të djathtë. Megjithatë, me të arritur në anën e djathtë të enës së reaksionit, molekulat e N2O4 përsëri shpërndahen, duke thithur energjinë në formën e nxehtësisë dhe molekulat e NO2, duke arritur në anën e majtë të enës, dimerizohen, duke lëshuar energji në formën e nxehtësisë. Kjo do të thotë, ndodh një mbivendosje e përçueshmërisë termike të zakonshme dhe përçueshmërisë termike të lidhur me shfaqjen e reaksionit të disociimit. Ky problem zgjidhet në mënyrë sasiore dhe lejon që dikush të përcaktojë përbërjen e përzierjes së ekuilibrit.

1.2.6 Matja e forcës elektromotore (EMF) të një qelize galvanike

Matja e emf-së së qelizave galvanike është një metodë e thjeshtë dhe e saktë për llogaritjen e funksioneve termodinamike të reaksioneve kimike. Është e nevojshme vetëm 1) të ndërtohet një qelizë galvanike e tillë që reaksioni përfundimtar në të të përputhet me atë në studim, konstanta e ekuilibrit të së cilës duhet të përcaktohet; 2) matni EMF-në e një qelize galvanike në një proces ekuilibri termodinamik. Për ta bërë këtë, është e nevojshme që procesi përkatës i gjenerimit të rrymës të ndodhë pafundësisht ngadalë, domethënë që elementi të funksionojë me një forcë rryme pafundësisht të vogël, kjo është arsyeja pse për të matur EMF-në e një qelize galvanike, përdoret një metodë kompensimi, e cila bazohet në faktin se qeliza galvanike në studim është e lidhur në seri kundrejt një diference të jashtme potenciale dhe kjo e fundit është përzgjedhur në atë mënyrë që të mos ketë rrymë në qark. Madhësia e EMF e matur me metodën e kompensimit korrespondon me një proces ekuilibri termodinamik që ndodh në element dhe puna e dobishme e procesit është maksimale dhe është e barabartë me humbjen e energjisë Gibbs.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" width="181" height="29 src="> (20)

në p, T=konst, ku F– Numri i Faradeit = 96500 C/mol, n- shumëfishi më i vogël i përbashkët i numrit të elektroneve që marrin pjesë në reaksionet e elektrodës, Eo– EMF standard, V.

Vlera e konstantës së ekuilibrit mund të gjendet nga relacioni (21)

(21)

2. SHEMBULL I PUNËS LABORATORIKE PËR PËRCAKTIMIN E VLERËS SË KONSTANTES E EKUILIBRIVE

Puna laboratorike për studimin e reaksionit të disociimit të karbonateve të metaleve ndeshet shpesh në punishtet e kimisë fizike. Le të bëjmë një përmbledhje të shkurtër të një pune të tillë.

Qëllimi i punës – përcaktimi i konstantës së ekuilibrit dhe llogaritja e sasive kryesore termodinamike të reaksionit të zbërthimit të karbonatit.

Karbonat kalciumi https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" height="29"> , (22)

kjo prodhon monoksid karboni të gaztë (IV), oksid kalciumi të ngurtë dhe një pjesë e mbetur e karbonatit të kalciumit të pandarë.

Konstanta e ekuilibrit të reaksionit (22) do të shkruhet si:

, (23)

ku https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> në përgjithësi ose; aktivitetet e fazave të pastra të ngurta ose të lëngëta janë të barabarta me https:/ /pandia. ru/text/78/005/images/image044_10.gif" width="76" height="28 src=">.

Nëse presioni matet në atmosfera, atëherë = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">. (24)

Presioni i ekuilibrit të dioksidit të karbonit mbi karbonatin e kalciumit quhet presioni i disociimit të CaCO3.

Kjo do të thotë, konstanta e ekuilibrit të reaksionit të shpërbërjes së karbonatit të kalciumit do të jetë numerikisht e barabartë me elasticitetin e disociimit të karbonatit, nëse ky i fundit shprehet në atmosferë. Kështu, duke përcaktuar në mënyrë eksperimentale elasticitetin e disociimit të karbonatit të kalciumit, është e mundur të përcaktohet vlera e konstantës së ekuilibrit të këtij reaksioni.

pjesë eksperimentale

Për të përcaktuar elasticitetin e disociimit të karbonatit të kalciumit, përdoret një metodë statike. Thelbi i tij është të matet drejtpërdrejt presioni i dioksidit të karbonit në instalim në një temperaturë të caktuar.

Pajisjet. Përbërësit kryesorë të instalimit janë: një enë reagimi (1), e bërë nga materiali rezistent ndaj nxehtësisë dhe e vendosur në një furrë elektrike (2); Manometri i merkurit (3), i lidhur hermetikisht me enën e reagimit dhe përmes një rubineti (4) me një pompë vakumi manuale (5). Temperatura në furrë mbahet duke përdorur një rregullator (6), temperatura kontrollohet duke përdorur një termoelement (7) dhe një voltmetër (8). Një sasi e caktuar e lëndës pluhurore në studim (9) (karbonatet e metaleve) vendoset në enën e reaksionit.

Rradhe pune. Pasi të keni kontrolluar ngushtësinë e sistemit, ndizni furrën dhe, duke përdorur rregullatorin, vendosni temperaturën e kërkuar fillestare të enës së reagimit. Regjistroni leximet e para të termoelementit dhe matësit të presionit. Pas kësaj, duke përdorur rregullatorin (6), rrisni temperaturën në furrë me 10-20 gradë, prisni derisa të vendoset një vlerë e re konstante e temperaturës dhe regjistroni vlerën e presionit që korrespondon me këtë temperaturë. Kështu, duke rritur gradualisht temperaturën, bëni të paktën 4-5 matje. Pas përfundimit të eksperimentit, furra ftohet dhe sistemi lidhet me atmosferën përmes një valvule (4). Më pas fikni furrën dhe voltmetrin. Pas përpunimit të të dhënave eksperimentale të marra, është e mundur të llogaritet konstanta e ekuilibrit të reaksionit të disociimit.

Fig.3. Instalim për përcaktimin e elasticitetit të disociimit

karbonatet e metaleve.

3. PËRCAKTIMI I KONSTANTAT E EKUILIBRIMEVE

PA KRYERJEN E NJË EKSPERIMENT

3.1 Llogaritja e konstantës së ekuilibrit të një reaksioni kimik nga

vlera e funksionit molar standard Gibbs të reaksionit

Kjo metodë nuk përfshin fare eksperimente. Nëse dihen entalpia standarde molare dhe entropia e një reaksioni në një temperaturë të caktuar, atëherë duke përdorur ekuacionet përkatëse mund të llogaritet funksioni standard molar Gibbs i reaksionit në studim në temperaturën e dëshiruar, dhe përmes tij vlerën e konstantës së ekuilibrit.

Nëse vlerat e entropisë dhe entalpisë standarde molare në një temperaturë të caktuar janë të panjohura, atëherë mund të përdorni metodën Temkin dhe Shvartsman, domethënë nga vlera e entalpisë standarde molare dhe entropisë në një temperaturë prej 298 K dhe vlerat e koeficientëve të varësisë nga temperatura e kapacitetit të nxehtësisë molare të reaksionit, llogaritni energjinë standarde molare Gibbs të reaksionit në çdo temperaturë.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" height="25 src="> - koeficientët referencë që nuk varen nga natyra e reaksionit dhe përcaktohen vetëm sipas vlerave të temperaturës.

3.2 Metoda e kombinimit të ekuilibrave

Kjo metodë përdoret në termodinamikën kimike praktike. Për shembull, konstantet e ekuilibrit të dy reaksioneve u gjetën eksperimentalisht në të njëjtën temperaturë

1. СH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) . (26)

2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) . (27)

Konstanta e ekuilibrit për reaksionin e sintezës së metanolit

3..gif" width="31" height="32"> dhe :

. (29)

3.3 Llogaritja e konstantës së ekuilibrit të një reaksioni kimik në një temperaturë të caktuar nga vlerat e njohura të konstanteve të ekuilibrit të të njëjtit reaksion në dy temperatura të tjera

Kjo metodë llogaritjeje bazohet në zgjidhjen e ekuacionit të izobarit të reaksionit kimik (van't Hoff izobar)

, (30)

ku https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">dhe duket si:

. (31)

Duke përdorur këtë ekuacion, duke ditur konstantet e ekuilibrit në dy temperatura të ndryshme, mund të llogarisni entalpinë standarde molare të një reaksioni, dhe duke e ditur atë dhe konstantën e ekuilibrit në një temperaturë, mund të llogarisni konstantën e ekuilibrit në çdo temperaturë tjetër.

4. SHEMBUJ TË ZGJIDHJES SË PROBLEMEVE

Gjeni konstantën e ekuilibrit për sintezën e amoniakut y N2 + H2 ⇄ NH3 nëse fraksioni mol ekuilibër i amoniakut është 0,4 në 1 atm dhe 600K. Përzierja fillestare është stekiometrike, nuk ka asnjë produkt në përzierjen fillestare.

E dhënë: Reaksioni y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0,4 Gjeni: - ?

Zgjidhje

Nga kushtet e problemit, ne e dimë ekuacionin stoikiometrik, dhe gjithashtu se në momentin fillestar të kohës numri i moleve të azotit është i barabartë me atë stoikiometrik, domethënë 0,5 mol (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" width="247" height="57 src=">

Le të shkruajmë reaksionin, nën simbolet e elementeve tregojmë sasinë fillestare dhe ekuilibër të moleve të substancave.

y N2 + H2 ⇄ NH3

0,5 - 0,5ξ 1,5 – 1,5 ξ ξ

Numri i përgjithshëm i moleve të të gjithë pjesëmarrësve të reaksionit në sistem në momentin e ekuilibrit

https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif" width="197" height="56 src=">.gif" width="76" height="48 src=">

https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif" width="120" height="47">

= 3,42

Zgjidhja e problemit të drejtpërdrejtë të ekuilibrit kimik është llogaritja e përbërjes ekuilibër të sistemit në të cilin ndodh një reaksion i caktuar (disa reaksione). Natyrisht, baza e zgjidhjes është ligji i ekuilibrit kimik. Është e nevojshme vetëm të shprehen të gjitha ndryshoret e përfshira në këtë ligj nëpërmjet njërit prej tyre: për shembull, përmes thellësisë së një reaksioni kimik, përmes shkallës së disociimit ose përmes ndonjë fraksioni mol ekuilibër. Është më mirë të zgjidhni se cila variabël është e përshtatshme për t'u përdorur bazuar në kushtet specifike të problemit.

Problemi 2

Konstanta e ekuilibrit të reaksionit të gazit të sintezës së jodurit të hidrogjenit

H2 + I2 ⇄ 2HI në një temperaturë prej 600 K dhe presioni i shprehur në atmosferë është i barabartë me Kr= 45.7. Gjeni thellësinë e ekuilibrit të këtij reaksioni dhe rendimentin ekuilibër të produktit në një temperaturë dhe presion të caktuar prej 1 atm, nëse në momentin fillestar sasitë e substancave fillestare korrespondojnë me ato stoikiometrike dhe nuk ka produkte të reaksionit në fillim. moment.

E dhënë Kr= 45.7. =1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" height="27 src="> nishan. Gjeni: - ? - ?

Zgjidhje

Le të shkruajmë vetë reagimin, dhe nën simbolet e elementeve numrin e moleve të secilit pjesëmarrës në momentin fillestar dhe në momentin e ekuilibrit të vendosur sipas formulës (4)

1 - ξ 1 - ξ 2ξ

1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2

Le të shprehim fraksionet mole të ekuilibrit dhe presionet e pjesshme të të gjithë pjesëmarrësve në reaksion përmes një ndryshoreje të vetme - thellësia e reaksionit kimik

https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" width="144" height="47 src=">.

Ligji i veprimit të masës ose ligji i ekuilibrit kimik

https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" width="13" height="23 src=">= 0.772.

Problemi 3

Gjendja e tij ndryshon nga problemi 2 vetëm në atë që sasitë fillestare të moleve të hidrogjenit dhe jodit janë përkatësisht të barabarta me 3 dhe 2 mol. Llogaritni përbërjen molare të përzierjes së ekuilibrit.

E dhënë: Reaksion i mundshëm: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. Kr = 45,7 .

3 mol; nishan; nishan. Gjeni: - ?.gif" width="32" height="27"> 1 1 0

3 - ξ 2 - ξ 2ξ

Numri i përgjithshëm i moleve të të gjithë pjesëmarrësve në reaksion në momentin e ekuilibrit është i barabartë me

3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5

Fraksionet mole të ekuilibrit dhe presionet e pjesshme të të gjithë pjesëmarrësve në reaksion, të shprehura përmes një ndryshoreje të vetme - thellësia e reaksionit kimik

Zëvendësimi i presioneve të pjesshme në ligjin e ekuilibrit kimik jep:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> dhe llogaritni konstantën e ekuilibrit, më pas ndërtoni një grafik dhe përcaktoni prej tij thellësinë e reaksionit që i përgjigjet vlerës së gjetur të konstantës së ekuilibrit.

= 1,5 = 12

https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> =29,7

https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" width="29" height="29 src="> = 54

https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" width="35 height=25" height="25">= 0.712

Për të kryer punën, duhet të kryeni detyrat e mëposhtme

Ushtrimi 1

1. Përshkruani një metodë për përcaktimin eksperimental të elasticitetit të dioksidit të karbonit gjatë studimit të reaksionit të disociimit CaCO3⇄CaO+CO2

(opsionet 1 – 15, tabela 3);

2. Shkruani ligjin e ekuilibrit kimik për reaksionin që studiohet; të përcaktojë vlerat e konstantave të ekuilibrit të reaksionit të ndarjes së karbonatit të kalciumit sipas të dhënave eksperimentale (Tabela 3) në temperatura të ndryshme, detyrat e plota nga seksioni B (sipas opsionit të treguar) plotësojnë detyrat 1-3, f.

3. Shkruani një shprehje përcaktuese për konstantën e ekuilibrit dhe llogaritni teorikisht konstantën e ekuilibrit të reaksionit që studiohet në temperaturën e fundit të treguar në tabelë.

Detyra 2

1. Përgatitni një përgjigje për pyetjen 1 (opsionet 1-15, tabela 4)

2. Zgjidh problemat 2 dhe 3.

Të dhënat referuese të nevojshme për të përfunduar punën

Vlera për llogaritjen e ndryshimit standard molar në energjinë Gibbs duke përdorur metodën Temkin dhe Shvartsman

Tabela 1

Të dhëna termodinamike për llogaritjen e energjisë molare standarde Gibbs

tabela 2

Të dhëna eksperimentale për detyrën 1

Tabela 3

Kushtet e detyrave për kryerjen e detyrës 2

Tabela 4

Duket e përshtatshme të përfshihen pjesët e mëposhtme në raportin laboratorik: hyrje, pjesa 1, pjesa 2, përfundimet.

1. Në hyrje Ju mund të paraqisni shkurtimisht informacionin teorik për një nga çështjet e mëposhtme: ose për ligjin e veprimit masiv, historinë e zbulimit të tij dhe autorët e tij; ose për konceptet bazë dhe marrëdhëniet përcaktuese të seksionit “Ekuilibri kimik”; ose nxjerrin ligjin e ekuilibrit kimik në formulimin e tij modern; ose flasim për faktorët që ndikojnë në vlerën e konstantës së ekuilibrit etj.

Seksioni "Hyrje" duhet të përfundojë me një deklaratë të objektivave të punës.

Në pjesën 1 e nevojshme

2.1. Jepni një diagram të instalimit për përcaktimin e elasticitetit të shpërbërjes së karbonateve të metaleve dhe përshkruani rrjedhën e eksperimentit.

2.2 . Jepni rezultatet e llogaritjes së konstantës së ekuilibrit bazuar në të dhënat e dhëna eksperimentale

2.3. Llogaritni konstantën e ekuilibrit duke përdorur të dhënat termodinamike

Në pjesën 2 e nevojshme

3.1 . Jepni një përgjigje të plotë dhe të justifikuar pyetjes 1 të detyrës 2.

3.2 . Jepni zgjidhjen e problemave 2 dhe 3 të detyrës 2. Kushtet e problemave duhet të shkruhen me shënime simbolike.

Në përfundime Këshillohet që të pasqyrohet përmbushja e qëllimeve të vendosura në punë, si dhe të krahasohen vlerat e konstantës së ekuilibrit të llogaritur në 2.2 dhe 2.3.

Bibliografi

1. Karyakin i termodinamikës kimike: Libër mësuesi. manual për universitetet. M.: Akademia., 20 f.

2. Prigozhin I., Kondepudi D. Termodinamika moderne. Nga motorët e nxehtësisë tek strukturat shpërndarëse. M.: Mir, 20 f.

3. , Cherepanov mbi kiminë fizike. Pako e veglave. Ekaterinburg: Shtëpia Botuese e Universitetit Shtetëror Ural, 2003.

4. Libër referimi i shkurtër i sasive fizike dhe kimike / Ed. Dhe. L.: Kimi, 20 f.

5. Probleme në kiminë fizike: tekst shkollor. manual për universitetet /, etj. M.: Provim, 20 f.

Paraqitja e kompjuterit

EKUILIBRI KIMIK. KONSTANT E EKUILIBRIME KIMIKE

Shembulli 1. Llogaritni ndryshimin e energjisë Gibbs ΔG në reaksionin e dimerizimit të dioksidit të azotit 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) në temperatura standarde 298 K, 273 K dhe 373 K. Nxirrni një përfundim për drejtimin e procesit . Përcaktoni konstantet e ekuilibrit të reaksionit të dimerizimit të dioksidit të azotit në temperaturat e mësipërme. Përcaktoni temperaturën në të cilën Δ G = 0. Nxirrni një përfundim për drejtimin e këtij reaksioni mbi dhe nën këtë temperaturë. Karakteristikat termodinamike të komponentëve:

ΔΗ° 298 S o 298

Sasia kJ/mol J/mol*K

NR 2 (g) 33,3 240,2

N 2 O 4 (g) 9,6 303,8

Zgjidhje. Për një proces të kthyeshëm:

aA (g) + bB (g) ⇄ cC (g) + dD (g)

shprehja për konstantën e ekuilibrit K p do të jetë
K р =(P c C *P d D)/(P a A *P b B)

ku P A, P B, PC, P D janë presionet e pjesshme të ekuilibrit të përbërësve të gaztë A, B, C, D a, b, c, d janë koeficientë stekiometrikë.

Për procesin aA (g) +bB (dhe) ⇄ s C(g) +dD (g) shprehje për konstantën e ekuilibrit
K c = (C c C *C d D)/(C a A *C b B)

ku C A, C B, C C, C D janë përqendrimet ekuilibër të substancave A, B, C, D a, b, c, d janë koeficientë stekiometrikë.

Sipas formulës (1.4.1) për sistemin 2NO 2 ⇄ N 2 O 4 kemi

K r =P N 2 O 4 /P 2 NO 2
Në një temperaturë standarde prej 298 K, ndryshimi në entalpinë (ΔH o i reaksionit) përcaktohet me formulën (1.2.2)

Reaksion ΔH o = ΔΗ° 298 N 2 O 4 - 2ΔΗ° 298 NO 2 = 9,6-2*33,5 = -57400 J.

Ndryshimi i entropisë (1.3.5)

ΔS o reaksion = S° 298 N2O4 - 2S° 298 NO2 =303.8-2* (240.2)=-176 J/mol*K

Duke përdorur parimin e Le Chatelier, i cili thotë se kur ndryshojnë kushtet në të cilat një reaksion i kthyeshëm është në ekuilibër, ekuilibri do të zhvendoset drejt procesit të ndryshimit të dobësimit, ne parashikojmë drejtimin e zhvendosjes së ekuilibrit. Vlera e ΔΗ o është negative, prandaj reagimi i formimit është ekzotermik (vazhdon me lëshimin e nxehtësisë) dhe me një ulje të temperaturës ekuilibri duhet të zhvendoset në të djathtë, dhe me një rritje të temperaturës - në të majtë. Përveç kësaj, sipas formulës (1.3.6), duke ditur se ΔH 0 karakterizon pamundësinë e një procesi spontan (shih shembullin 4, seksioni 1.3). Prandaj, në rastin tonë, me uljen e temperaturës, do të preferohet formimi i N 2 O 4 (ekuilibri zhvendoset djathtas), dhe me një rritje të temperaturës, preferohet formimi i NO 2 (ekuilibri zhvendoset në majtas). Konkluzionet cilësore do t'i vërtetojmë me llogaritje.

ΔG o 273; ΔG o 298; ΔG o 373 dhe K 273; K298; K 373

Ne llogarisim vlerën e energjisë Gibbs për temperaturat e dhëna duke përdorur formulën (1.3.7):

ΔG o 298 =ΔH o -TΔS o =-57400-298*(-176)=-4952J.,

ΔG o 273 =-57400-273*(-176)=-9352J:

ΔG o 373 =-57400-373*(-176)= 7129 J.

Një vlerë negative e ΔG o 298 tregon një zhvendosje në ekuilibrin e reaksionit në të djathtë, dhe një vlerë më e lartë negative e ΔG o 273 tregon se ndërsa temperatura ulet nga (298 në 273 K), ekuilibri zhvendoset djathtas.

Një vlerë pozitive e ΔG o 373 tregon një ndryshim në drejtimin e procesit spontan. Në këtë temperaturë, reaksioni i kundërt (zhvendosja e ekuilibrit majtas) bëhet i preferueshëm.

Konstantat e ekuilibrit K p dhe energjia Gibbs ΔG o lidhen me formulën

ku K p është konstanta e ekuilibrit të procesit; R - konstante e gazit; T - temperatura absolute. Sipas formulës (1.4.3) kemi:

lnK 273 =- ΔG o 273 /RT=9352/8.31*273=4.12

lnK 298 = -ΔG o 298 /RT=4952/8.31*298=2

lnK 373 = -ΔG o 373 /RT=-7129/8.31*298=-2.3

vlera e K 298 dhe K 273 > 1 tregon një zhvendosje të ekuilibrit në të djathtë (krahaso me (1.4.1)) dhe sa më e lartë të jetë vlera e konstantës së ekuilibrit, aq më e madhe. K 373< 1, говорит ο смещении равновесия в системе влево (сравни с (1.4.1)).

Kushti ΔG o reaksion =0 korrespondon me konstanten e ekuilibrit,

e barabartë me një.

Le të llogarisim temperaturën T që korrespondon me këtë konstante duke përdorur formulën (1.3.7):

ΔG°=ΔΗ°-TΔS o ; O=ΔH o -TΔS o;

T Δ G =0 =ΔΗ°/ΔS°=57400/176=326,19 K

konkluzioni. Në një temperaturë prej 326,19 K, reaksionet e përparme dhe të kundërta ndodhin me probabilitet të barabartë, K p = 1. Me uljen e temperaturës, ekuilibri do të zhvendoset në të djathtë dhe do të rritet në të majtë.

Shembulli 2. Konstanta e ekuilibrit K p për reaksionin e sintezës së NH 3 sipas reaksionit N 2+3 H2==2NH 3 në 623 K është e barabartë me 2.32*10 -13. Llogaritni Kc në të njëjtën temperaturë.

Zgjidhje. Marrëdhënia midis K p dhe K c kryhet sipas formulës

K p = K c (RT) Δ n , (1.4.4)

Δn= n 2 - n 1 =2-4= -2, ku n 1 dhe n 2 janë numri i moleve të reagentëve dhe produkteve. Prandaj,

K c =K p /(RT) Δ n =0,624*10 -5

Përgjigju. K = 0,624*10 -5.

Shembulli 2. Elasticiteti i disociimit të karbonatit të kalciumit në 1154 K është 80380 Pa, dhe në 1164 K është 91177 Pa. Llogaritni në cilën temperaturë elasticiteti i shpërbërjes së karbonatit të kalciumit do të jetë i barabartë me 101325 Pa.

Zgjidhje. Reaksioni i disociimit CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g)

Nga këtu, nga (1.4.1)

K p = P CO 2
Rrjedhimisht, në çdo temperaturë (T 1 - 1154 K; Τ = 1164 K* Τ = X) konstantet e ekuilibrit do të korrespondojnë me presionin:

K T 1 = 80380; K T 2 = 91177; K T 3 = 101325.

Varësia e konstantës së ekuilibrit nga temperatura tregohet nga ekuacioni Arrhenius

dlnK p /dT= ΔΗ/RT 2 (1.4.5)

ku K p është konstanta e ekuilibrit; T - temperatura, K; ΔΗ - efekti termik i reaksionit; R - konstante e gazit.

Duke integruar ekuacionin (1.4.5) në diapazonin e temperaturës T 1 -T 2 në Δ H = konst marrim
lnK T 1 /K T 2 = ΔΗ/R(1/T 1 -1/T 2),

Ku K T 1 dhe K T 2 janë konstantet e ekuilibrit në T 1 dhe T 2.

Le të përcaktojmë së pari ΔΗ (sipas 1.4.6)

ΔΗ=ln(91177*8.31*1154*1164/80380*10)=140500 J/mol.

ln(101325/91177)=140500/8.31(1/1164-1/T 3)

T 3 = 1172 K
Përgjigju. Në T=1172K, elasticiteti i disociimit të karbonatit të kalciumit do të jetë i barabartë me 101325 Pa.

Detyrat

56. Konstanta e disociimit të acidit acetik në 298 K është 1,75*10 -5. Cili është ndryshimi në energjinë Gibbs të shpërbërjes së acidit acetik?

57. Gjeni vlerën e energjisë së Gibbs-it (ΔG o 298) dhe konstantës së ekuilibrit K 298 për reaksionin BaSO 4 (cr) → Ba 2+ (p) + SO 2- 4 (p).

Për llogaritjen përdorni të dhënat e mëposhtme:

Substanca S o 298 J/mol*K ΔH o 298 kJ/mol 2 ^ 2^

BaSO 4(cr) 132.4 -1447.39

Ba 2+ (p) 9,64 -533,83

SO 2- 4 (p) 18.44 -904.2.

58. Gjeni konstantën e ekuilibrit në 473 K për reaksionin e hidratimit të etilenit

C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) = C 2 H 5 OH (g).
Vetitë e reagentëve janë marrë në tabelë. 3. Neglizhoni varësinë e ΔS dhe ΔH nga temperatura.

59. Duke pasur parasysh se ΔH o 298 Dhe ΔS rreth 298 reaksionet 4HCl + O 2 ⇄ 2H 2 O + 2Cl 2 nuk varen nga temperatura, gjeni temperaturën në të cilën

K p =1, dhe ΔG o = RRETH.

60. Duke përdorur të dhënat tabelare, llogaritni konstantet e ekuilibrit të reaksioneve të mëposhtme në 298 K dhe në 1000 K:

a) H 2 O (g) + CO ⇄ CO 2 + H 2

b) CO 2 + C (gr) ⇄ 2CO;

c) N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 .
Neglizhoni ndryshimet në ΔH o dhe S o në varësi të temperaturës.

61. Për disa reagime spontane Δ S< О. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры: а) увеличиваться, б) уменьшаться, в) по данным задачи нельзя определить.

62. Pa përdorur llogaritjet, vendosni shenjën ΔS o të proceseve të mëposhtme:

a) 2NH3 (g) ⇄ N2 (g) + H2 (g);

b) CO 2 (cr) ⇄ CO 2 (g);

c) 2NO (g) + O 2 (g) = 2NO 2 (g);

d) 2H2S (g) + 3O2 = 2H2O (l) + 2SO2 (g);

e) 2CH 3 OH (g) + 3O 2 (g) = 4H 2 O (g) + 2CO 2 (g).

63. Në cilin nga rastet e mëposhtme është i mundur reaksioni në çdo temperaturë: a) ΔН°< 0, ΔS°>0; b) Δ Н°<0, ΔS°<0; в) Δ Н°>0, ΔS°> 0 ?

64. Në cilin nga rastet e mëposhtme reaksioni nuk është i realizueshëm në asnjë temperaturë: a) ΔН°> 0, ΔS°> 0; b) ΔН°>0, ΔS°<0; в) Δ Н°<0, ΔS°<0 ?

65. Nëse ΔΗ°<0 и ΔS°<0 , Në cilin nga rastet reagimi mund të vazhdojë spontanisht?
a)| ΔN°| > |TΔS°|; b)| ΔN°| > |TΔS°| ?

66. Cilat ndikime në sistem mund të ndryshojnë ekuilibrin e sistemeve:

a) N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g);

b) 4Fe (cr) + 3O 2 (g) ⇄ 2Fe 2 O 3 (cr);

c) SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g).

67. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri kur rritet temperatura në sistemet:

1) COCl 2 ⇄ CO +Cl 2 ; ΔН°=113 kJ;

2) 2CO ⇄ CO 2 + C; ΔН°=-171 kJ;

3) 2SO 3 ⇄ 2SO 2 + O 2; ΔН°=192 kJ.

68. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri kur presioni në sisteme rritet:

1) H2 (g) + S (cr) ⇄ H2S (g);

2) 2CO (g) ⇄ CO 2 (g) + C (g);

3) 4HCl (g) + O 2 (g) ⇄ 2H 2 O (g) + 2Cl 2 (g).

69. Si do të ndikohet në ekuilibrin e reaksioneve të mëposhtme:

CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g); ΔН°=178 kJ;

2CO (g) + O 2 (g) ⇄ 2CO 2; ΔН°=-566 kJ;

N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2NO (g); ΔН°=180 kJ.

a) rritja e temperaturës,

b) rritje e presionit?

70. Duke përdorur të dhënat e referencës, gjeni vlerën e përafërt të temperaturës në të cilën konstanta e ekuilibrit të reaksionit për formimin e gazit të ujit.

C (g) + H 2 O (g) ⇄ CO (g) + H 2 (g)
është e barabartë me 1. Neglizhoni varësinë e ΔH o dhe S o nga temperatura.

71. Konstanta e ekuilibrit K p e reaksionit CO + Cl 2 ⇄ COCl 2 në 600 o C është e barabartë me 1,67 * 10 -6. Llogaritni Kc për reaksionin në një temperaturë të caktuar.

72. Elasticiteti i shpërbërjes së karbonatit të magnezit në 1000 K është 42189 Pa, dhe në 1020 K është 80313 Pa. Përcaktoni efektin termik të reaksionit MgCO 3 ⇄ MgO + CO 2 dhe temperaturën në të cilën elasticiteti i shpërbërjes së karbonatit të magnezit bëhet i barabartë me 1 Pa.

Një karakteristikë sasiore që tregon drejtimin e një reaksioni dhe zhvendosjen në përqendrimin e substancave quhet konstanta e ekuilibrit të një reaksioni kimik. Konstanta e ekuilibrit varet nga temperatura dhe natyra e reagentëve.

Reaksione të kthyeshme dhe të pakthyeshme

Të gjitha reagimet mund të ndahen në dy lloje:

• e kthyeshme, që rrjedhin njëkohësisht në dy drejtime të kundërta;
• të pakthyeshme, që rrjedh në një drejtim me konsum të plotë të të paktën një lënde fillestare.

Reaksionet e pakthyeshme zakonisht prodhojnë substanca të patretshme në formën e një precipitati ose gazi. Reagime të tilla përfshijnë:

• djegje:

  C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + H 2 O;

• zbërthimi:

  2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + H 2 O;

• Lidhja me formimin e sedimentit ose gazit:

  BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl.

Oriz. 1. Formimi i precipitatit BaSO 4.

Reagimet e kthyeshme janë të mundshme vetëm në kushte të caktuara konstante. Substancat origjinale krijojnë një substancë të re, e cila ndahet menjëherë në pjesët përbërëse të saj dhe rimontohet. Për shembull, si rezultat i reaksionit 2NO + O 2 ↔ 2NO 2, oksidi nitrik (IV) zbërthehet lehtësisht në oksid nitrik (II) dhe oksigjen.

Ekuilibri

Pas një kohe të caktuar, shpejtësia e një reaksioni të kthyeshëm ngadalësohet. Arrihet ekuilibri kimik - një gjendje në të cilën nuk ka ndryshim në përqendrimin e substancave fillestare dhe produkteve të reagimit me kalimin e kohës, pasi ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta barazohen. Ekuilibri është i mundur vetëm në sistemet homogjene, domethënë, të gjitha substancat që reagojnë janë ose lëngje ose gazra.

Le të shqyrtojmë ekuilibrin kimik duke përdorur shembullin e reaksionit të hidrogjenit me jod:

• reagim i drejtpërdrejtë -

  H 2 + I 2 ↔ 2HI;

• reagim i kundërt -

  2HI ↔ H 2 + I 2 .

Sapo përzihen dy reagentë - hidrogjeni dhe jodi - jodidi i hidrogjenit nuk ekziston ende, pasi substancat e thjeshta reagojnë vetëm. Një numër i madh i substancave fillestare reagojnë në mënyrë aktive me njëra-tjetrën, kështu që shpejtësia e reagimit të drejtpërdrejtë do të jetë maksimale. Në këtë rast, reagimi i kundërt nuk ndodh, dhe shpejtësia e tij është zero.

Shpejtësia e reagimit përpara mund të shprehet grafikisht:

ν pr = k pr ∙ ∙ ,

ku k pr është konstanta e shpejtësisë së reaksionit të drejtpërdrejtë.

Me kalimin e kohës, reagentët konsumohen dhe përqendrimi i tyre zvogëlohet. Prandaj, shpejtësia e reagimit përpara zvogëlohet. Në të njëjtën kohë, përqendrimi i një substance të re, jodidi i hidrogjenit, rritet. Ndërsa grumbullohet, fillon të dekompozohet dhe shpejtësia e reagimit të kundërt rritet. Mund të shprehet si

ν arr = k arr ∙ 2.

Jodidi i hidrogjenit në katror, ​​pasi koeficienti i molekulës është dy.

Në një pikë të caktuar, ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta. Ndodh një gjendje e ekuilibrit kimik.

Oriz. 2. Grafiku i shpejtësisë së reaksionit kundrejt kohës.

Ekuilibri mund të zhvendoset ose drejt materialeve fillestare ose drejt produkteve të reaksionit. Zhvendosja nën ndikimin e faktorëve të jashtëm quhet parimi i Le Chatelier. Ekuilibri ndikohet nga temperatura, presioni dhe përqendrimi i njërës prej substancave.

Llogaritje konstante

Në një gjendje ekuilibri ndodhin të dy reaksionet, por në të njëjtën kohë përqendrimet e substancave janë në ekuilibër (formohen përqendrimet e ekuilibrit), pasi ritmet janë të balancuara (ν pr = ν arr).

Ekuilibri kimik karakterizohet nga një konstante e ekuilibrit kimik, e cila shprehet me formulën përmbledhëse:

K p = k pr / k arr = konst.

Konstantet e shpejtësisë së reagimit mund të shprehen në terma të raportit të shpejtësisë së reagimit. Le të marrim ekuacionin e kushtëzuar të reaksionit të kundërt:

aA + bB ↔ cC + dD.

Atëherë ritmet e reagimeve të përparme dhe të kundërta do të jenë të barabarta:

• ν pr = k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b
• ν arr = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .

Prandaj, nëse

ν pr = ν arr,

k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .

Nga këtu mund të shprehim lidhjen e konstanteve:

k arr / k pr = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

Ky raport është i barabartë me konstantën e ekuilibrit:

K p = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

Oriz. 3. Formula për konstanten e ekuilibrit.

Vlera tregon se sa herë shpejtësia e reagimit përpara është më e madhe se shpejtësia e reagimit të kundërt.

Çfarë kemi mësuar?

Në varësi të produkteve përfundimtare, reaksionet ndahen në të kthyeshme dhe të pakthyeshme. Reaksionet e kthyeshme zhvillohen në të dy drejtimet: substancat fillestare formojnë produkte përfundimtare, të cilat dekompozohen në substanca fillestare. Gjatë reaksionit, ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të balancuara. Kjo gjendje quhet ekuilibër kimik. Mund të shprehet si raport i produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të produkteve të reaksionit me produktin e përqendrimeve ekuilibër të substancave fillestare.

Test mbi temën

Vlerësimi i raportit

Vleresim mesatar: 4.8. Gjithsej vlerësimet e marra: 64.

Konstanta e ekuilibrit kimik

Të gjitha reaksionet kimike mund të ndahen në 2 grupe: reaksione të pakthyeshme, d.m.th. duke vazhduar derisa një nga substancat reaguese të konsumohet plotësisht, dhe reaksione të kthyeshme, në të cilat asnjë nga substancat reaguese nuk konsumohet plotësisht. Kjo për faktin se një reagim i pakthyeshëm ndodh vetëm në një drejtim. Një reagim i kthyeshëm mund të ndodhë në të dy drejtimet përpara dhe të kundërta. Për shembull, reagimi

Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2

vazhdon deri në zhdukjen e plotë ose të acidit sulfurik ose të zinkut dhe nuk rrjedh në drejtim të kundërt: zinku metalik dhe acidi sulfurik nuk mund të përftohen duke kaluar hidrogjenin në një tretësirë ​​ujore të sulfatit të zinkut. Prandaj, ky reagim është i pakthyeshëm.

Një shembull klasik i një reaksioni të kthyeshëm është sinteza e amoniakut nga azoti dhe hidrogjeni: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

Nëse përzieni 1 mol azot dhe 3 mol hidrogjen në një temperaturë të lartë, atëherë edhe pas një periudhe mjaft të gjatë kohore reagimi, jo vetëm produkti i reaksionit (NH 3), por edhe substancat fillestare të pareaguara (N 2 dhe H 2) do të jetë i pranishëm në reaktor. Nëse, në të njëjtat kushte, ne futim në reaktor jo një përzierje të azotit dhe hidrogjenit, por amoniakut të pastër, atëherë pas njëfarë kohe do të rezultojë se një pjesë e amoniakut është dekompozuar në azot dhe hidrogjen, d.m.th. reaksioni vazhdon në drejtim të kundërt.

Për të kuptuar natyrën e ekuilibrit kimik, është e nevojshme të merret parasysh shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta. Shpejtësia e një reaksioni kimik është ndryshimi në përqendrimin e substancës fillestare ose produktit të reaksionit për njësi të kohës. Kur studiohen çështjet e ekuilibrit kimik, përqendrimet e substancave shprehen në mol/l; këto përqendrime tregojnë se sa mole të një reaktanti të caktuar gjenden në 1 litër enë. Për shembull, thënia "përqendrimi i amoniakut është 3 mol/l" do të thotë se çdo litër i vëllimit në fjalë përmban 3 mol amoniak.

Reaksionet kimike ndodhin si rezultat i përplasjeve ndërmjet molekulave, prandaj, sa më shumë molekula të ketë në një njësi vëllimi, aq më shpesh ndodhin përplasjet midis tyre dhe aq më e madhe është shpejtësia e reagimit. Kështu, sa më i madh përqendrimi i reaktantëve, aq më i madh është shpejtësia e reagimit.

nuk vihet re asnjë ekuilibër në sistem

Nuk ka ndryshime të dukshme.

Për shembull, përqendrimet e të gjitha substancave mund të mbeten të pandryshuara për një kohë të pacaktuar, nëse nuk ka ndikim të jashtëm në sistem. Kjo qëndrueshmëri e përqendrimeve në një sistem në një gjendje ekuilibri kimik nuk do të thotë aspak mungesë ndërveprimi dhe shpjegohet me faktin se reaksionet e përparme dhe të kundërta zhvillohen me të njëjtin ritëm. Kjo gjendje quhet edhe ekuilibër i vërtetë kimik. Kështu, ekuilibri i vërtetë kimik është një ekuilibër dinamik.

Ekuilibri i rremë duhet të dallohet nga ekuilibri i vërtetë. Qëndrueshmëria e parametrave të sistemit (përqendrimi i substancave, presioni, temperatura) është një shenjë e nevojshme, por e pamjaftueshme e ekuilibrit të vërtetë kimik. Kjo mund të ilustrohet me shembullin e mëposhtëm. Ndërveprimi i azotit dhe hidrogjenit me formimin e amoniakut, si dhe dekompozimi i amoniakut, ndodh me një shpejtësi të dukshme në temperatura të larta (rreth 500 ° C). Nëse përzieni hidrogjenin, azotin dhe amoniakun në çdo raport në temperaturën e dhomës, atëherë reaksioni N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3

nuk do të rrjedhë, dhe të gjithë parametrat e sistemit do të mbajnë një vlerë konstante. Megjithatë, në këtë rast ekuilibri është i rremë, jo i vërtetë, sepse nuk është dinamik; Nuk ka asnjë ndërveprim kimik në sistem: shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta është zero.

Në prezantimin e mëtejshëm të materialit, termi "ekuilibër kimik" do të përdoret në lidhje me ekuilibrin e vërtetë kimik.

Një karakteristikë sasiore e një sistemi në gjendje ekuilibri kimik është konstanta e ekuilibrit K .

Për rastin e përgjithshëm të një reaksioni të kthyeshëm a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

Konstanta e ekuilibrit shprehet me formulën e mëposhtme:

Në formulën 5.1 C(A), C(B), C(P) C(Q) janë përqendrimet ekuilibër (mol/l) të të gjitha substancave që marrin pjesë në reaksion, d.m.th. përqendrimet që vendosen në sistem në momentin e ekuilibrit kimik; a, b, p, q – koeficientët stekiometrikë në ekuacionin e reaksionit.

Shprehja për konstantën e ekuilibrit për reaksionin e sintezës së amoniakut N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 ka këtë formë: . (5.2)

Kështu, vlera numerike e konstantës së ekuilibrit kimik është e barabartë me raportin e produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të produkteve të reaksionit me produktin e përqendrimeve të ekuilibrit të substancave fillestare, dhe përqendrimi i secilës substancë duhet të rritet në një fuqi. i barabartë me koeficientin stekiometrik në ekuacionin e reaksionit.

Është e rëndësishme të kuptohet se konstanta e ekuilibrit shprehet në terma të përqendrimeve të ekuilibrit, por nuk varet prej tyre ; përkundrazi, raporti i përqendrimeve të ekuilibrit të substancave që marrin pjesë në reaksion do të jetë i tillë që t'i përgjigjet konstantës së ekuilibrit. Konstanta e ekuilibrit varet nga natyra e reaktantëve dhe temperatura dhe është një vlerë konstante (në temperaturë konstante) .

Nëse K >> 1, atëherë numëruesi i fraksionit të shprehjes së konstantës së ekuilibrit është shumë herë më i madh se emëruesi, prandaj, në momentin e ekuilibrit, në sistem mbizotërojnë produktet e reaksionit, d.m.th. reagimi kryesisht vazhdon në drejtimin përpara.

Nëse 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.

Nëse K ≈ 1, atëherë përqendrimet e ekuilibrit të substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit janë të krahasueshme; reaksioni vazhdon në një masë të dukshme si në drejtimin përpara ashtu edhe në atë të kundërt.

Duhet të kihet parasysh se shprehja për konstantën e ekuilibrit përfshin përqendrimet e vetëm atyre substancave që janë në fazën e gazit ose në gjendje të tretur (nëse reaksioni ndodh në tretësirë). Nëse një substancë e ngurtë përfshihet në reaksion, atëherë ndërveprimi ndodh në sipërfaqen e saj, prandaj përqendrimi i substancës së ngurtë supozohet të jetë konstant dhe nuk shkruhet në shprehjen e konstantës së ekuilibrit.

CO 2 (gaz) + C (i ngurtë) ⇆ 2 CO (gaz)

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

Ca 3 (PO 4) 2 (e ngurtë) ⇆ 3Ca 2+ (tretësirë) + 2PO 4 3– (tretësirë) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)