Pyetje studimi

1. Gjendja e ekuilibrit

Konstanta e ekuilibrit

Llogaritja e përqendrimeve të ekuilibrit

Zhvendosja e ekuilibrit kimik. Parimi i Le Chatelier

1. Gjendja e ekuilibrit

Reaksionet që ndodhin njëkohësisht në drejtime të kundërta në të njëjtat kushte quhen të kthyeshme..

Konsideroni një reagim të kthyeshëm që ndodh në një sistem të mbyllur

Shpejtësia e reagimit përpara përshkruhet nga ekuacioni:

pr = k pr [A] [B],

Ku pr – shpejtësia e reagimit të drejtpërdrejtë;

k pr është konstanta e shpejtësisë së reaksionit përpara.

Me kalimin e kohës, përqendrimet e reagentëve A Dhe NË zvogëlohet, shpejtësia e reagimit bie (Fig. 1, kurba pr).

Reagimi ndërmjet A Dhe NËçon në formimin e substancave C Dhe D, molekulat e të cilit në përplasje mund të japin përsëri substanca A Dhe NË.

Shpejtësia e reaksionit të kundërt përshkruhet nga ekuacioni:

arr = k arr [C] [D],

Ku rev – shpejtësia e reagimit të kundërt;

k rev – konstanta e shpejtësisë së reaksionit të kundërt.

Si përqendrime të substancave C Dhe D rritje, shpejtësia e reaksionit të kundërt rritet (Fig. 1, kurba arr).

Fig.1. Ndryshimet në shpejtësinë e reagimeve të përparme dhe të kundërta me kalimin e kohës

Pas një kohe ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta:

pr = arr.

Kjo gjendje e sistemit quhet gjendje e ekuilibrit .

Në një gjendje ekuilibri, përqendrimet e të gjithë pjesëmarrësve të tij pushojnë së ndryshuari me kalimin e kohës . Përqendrimet e tilla quhen ekuilibri .

Ekuilibri kimik – Kjo ekuilibër dinamik. Pandryshueshmëria e përqendrimeve të substancave të pranishme në një sistem të mbyllur është pasojë e proceseve kimike të vazhdueshme. Shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta nuk janë të barabarta me zero, por shpejtësia e vëzhguar e procesit është e barabartë me zero.

Barazia e shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta është një kusht kinetik për ekuilibrin kimik.

2. Konstanta e ekuilibrit

Kur shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta

pr = arr.

barazia është e vërtetë

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

ku [ A], [B], [ME], [D] – përqendrimet ekuilibër të substancave.

Meqenëse konstantet e shpejtësisë nuk varen nga përqendrimet, barazia mund të shkruhet ndryshe:

Raporti i konstanteve të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta ( k pr / k arr. ) quhet konstanta e ekuilibrit kimik:

Ekuilibri i vërtetë kimik mund të vendoset vetëm nëse të gjitha fazat elementare të mekanizmit të reaksionit janë në ekuilibër. Pavarësisht se sa komplekse mund të jenë mekanizmat e reaksioneve të drejtpërdrejta dhe të kundërta, në një gjendje ekuilibri ata duhet të sigurojnë kalimin stoikiometrik të substancave fillestare në produktet e reaksionit dhe mbrapa. Kjo do të thotë se shuma algjebrike e të gjitha fazave të procesit është e barabartë me ekuacionin stoikiometrik të reaksionit, d.m.th. Koeficientët stekiometrikë paraqesin shumën e molekulariteteve të të gjitha fazave të mekanizmit.

Për një reagim kompleks

aA + bB  cC + dD

Për të njëjtën temperaturë, raporti i produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të produkteve të reaksionit në gradë të barabartë me koeficientët stekiometrikë ndaj produktit të përqendrimeve ekuilibër të substancave fillestare në gradë të barabartë me koeficientët stoikiometrikë është një vlerë konstante..

Ky është formulimi i dytë i ligjit të veprimit masiv.

Shprehja për konstantën e ekuilibrit të një reaksioni heterogjen përfshin vetëm përqendrimet e substancave në fazën e lëngshme ose të gaztë, pasi përqendrimet e substancave të ngurta, si rregull, mbeten konstante.

Për shembull, shprehja për konstantën e ekuilibrit të reaksionit të mëposhtëm është

CO 2 (g) + C (tv)  2 CO (g)

është shkruar kështu:

TE c =
.

Ekuacioni i konstantës së ekuilibrit tregon se në kushte ekuilibri, përqendrimet e të gjitha substancave që marrin pjesë në reaksion janë të lidhura me njëra-tjetrën. Vlera numerike e konstantës së ekuilibrit përcakton se cili duhet të jetë në ekuilibër raporti i përqendrimeve të të gjitha substancave që reagojnë.

Një ndryshim në përqendrimin e ndonjë prej këtyre substancave sjell ndryshime në përqendrimet e të gjitha substancave të tjera. Si rezultat, krijohen përqendrime të reja, por marrëdhënia midis tyre përsëri korrespondon me konstantën e ekuilibrit.

Vlera e konstantës së ekuilibrit varet nga natyra e reaktantëve dhe temperatura.

Konstanta e ekuilibrit e shprehur në terma të përqendrimeve molare të reaktantëve ( TEMe) dhe konstanta e ekuilibrit e shprehur në terma të presioneve të pjesshme të ekuilibrit ( TEr) (shih "Bazat e termodinamikës kimike") janë të ndërlidhura nga marrëdhëniet e mëposhtme:

TEr= KMeRT  , Kc = Kr / (RT)  ,

ku  është ndryshimi i numrit të moleve të gazta në reaksion.

Ndryshimi standard në energjinë e Gibbs është

G T = - RT ln Kfq,

G T =  H – T  S.

Pas barazimit të anëve të djathta të ekuacioneve:

- RT ln Kfq =  H – T  S

ln K r = -  H / ( RT) +  S/ R .

Ekuacioni jo vetëm që përcakton llojin e varësisë së konstantës nga temperatura, por gjithashtu tregon se konstanta përcaktohet nga natyra e substancave që reagojnë.

Konstanta e ekuilibrit nuk varet nga përqendrimet (siç varet nga konstanta e shpejtësisë së reagimit), mekanizmi i reagimit, energjia e aktivizimit ose prania e katalizatorëve. Ndryshimi i mekanizmit, për shembull, kur futet një katalizator, nuk ndikon në vlerën numerike të konstantës së ekuilibrit, por, natyrisht, ndryshon shkallën e arritjes së gjendjes së ekuilibrit.

PËR MËSUESIT E SHKOLLAVE TË MESME, STUDENTËT E UNIVERSITETIT PEDAGOGJIK DHE NJË SHKOLLA TË KLASAVE 9–10 QË VENDOSEN T'I PËRKUZOHEN KIMISË DHE SHKENCAVE NATYRORE

LIBËR MËSIMOR · PUNËTAR PROBLEM · PRAKTIKU LABORATORIK · TREGIME SHKENCORE PER TE LEXUAR

§ 3.2. Konstanta e ekuilibrit
dhe potenciali i reaksionit izobarik

Konstanta e ekuilibrit mund të gjendet lehtësisht nga vlera e potencialit izobarik, i cili llogaritet nga të dhënat e tabeluara mbi entalpinë e formimit dhe entropinë e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit.

Kjo formulë do t'ju duhet kur duhet të llogaritni konstantën e ekuilibrit të reaksionit që studiohet.

Në këtë tekst mësimor, ne përpiqemi të mos japim formula të gatshme, por t'i nxjerrim ato duke përdorur metodat më të thjeshta të logjikës matematikore, kështu që derivimi i kësaj formule jepet më poshtë. Pas leximit të këtij materiali, do të njiheni me konceptet më të thjeshta të teorisë së probabilitetit, entropisë së aktivizimit, etj.

Nuk është vetëm energjia e aktivizimit që përcakton shpejtësinë e një reaksioni kimik. Madhësia dhe forma e molekulave reaguese dhe vendndodhja e atomeve reaktive ose grupeve të tyre në to luajnë një rol të madh. Në këtë drejtim, kur dy grimca përplasen, është i rëndësishëm orientimi i tyre specifik, pra kontakti i pikërisht atyre qendrave që janë reaktive.

Le të shënojmë probabilitetin e orientimit molekular të kërkuar për ndërveprim gjatë një përplasjeje nga W:

Logaritmi natyror i vlerës W i shumëzuar me konstanten e gazit R quhet entropia e aktivizimit S a:

Nga kjo shprehje rrjedh:

Nga ku, me përcaktimin e logaritmit, marrim probabilitetin e orientimit të kërkuar:

Sa më i madh të jetë probabiliteti i orientimit të kërkuar për të ndodhur reaksioni, aq më e lartë është shpejtësia e tij dhe, në përputhje me rrethanat, konstantja e shpejtësisë, e cila mund të shkruhet:

Më parë, mësuam se konstanta e shpejtësisë varet nga energjia e aktivizimit dhe temperatura:

Kështu, konstanta e shpejtësisë varet nga energjia e aktivizimit, temperatura dhe entropia e aktivizimit:

Le të prezantojmë koeficientin e proporcionalitetit Z dhe të vendosim një shenjë të barabartë:

Shprehja që rezulton quhet ekuacioni bazë i kinetikës kimike.

Ky ekuacion shpjegon disa aspekte të katalizës: një katalizator ul energjinë e aktivizimit të një reaksioni dhe rrit entropinë e aktivizimit, d.m.th., rrit probabilitetin e orientimit të duhur të grimcave reaguese për ndërveprim.

Është interesante të theksohet se entropia e aktivizimit merr parasysh jo vetëm orientimin specifik të grimcave, por edhe kohëzgjatjen e kontaktit në momentin e përplasjes. Nëse kohëzgjatja e kontaktit midis grimcave është shumë e shkurtër, atëherë dendësia e tyre e elektroneve nuk ka kohë të rishpërndahet për të formuar lidhje të reja kimike, dhe grimcat, duke u zmbrapsur, ndryshojnë në drejtime të ndryshme. Katalizatori gjithashtu rrit ndjeshëm kohëzgjatjen e kontaktit të grimcave që reagojnë.

Një veçori tjetër e veprimit katalitik: katalizatori merr energji të tepërt nga grimca e sapoformuar dhe nuk shpërbëhet në grimcat origjinale për shkak të aktivitetit të tij të lartë energjetik.

Ju e dini që konstanta e ekuilibrit është raporti i konstantave të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta:

Le të zëvendësojmë konstantet e shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta me shprehjet e ekuacionit bazë të kinetikës kimike:

Raporti i dy koeficientëve të proporcionalitetit Z pr / Z arr është një vlerë konstante, të cilën do t'ia shtojmë vlerës së konstantës së ekuilibrit, prandaj do të mbetet konstante, si më parë.

Nëse mbani mend rregullat për funksionimin me funksione eksponenciale, do të kuptoni transformimin e formulës:

Në përputhje me ligjin e Hess-it, ndryshimi midis energjive të aktivizimit të reaksioneve të kundërt dhe të kundërt është ndryshimi i entalpisë (sigurohuni për këtë duke vizatuar një diagramë entalpie të reaksionit që ndodh me lëshimin e nxehtësisë dhe duke mos harruar se në këtë rast D N< 0 ):

Saktësisht i njëjti dallim le të shënojmë D S:

Shpjegoni pse ka një shenjë minus para kllapave.

Ne marrim ekuacionin:

Le të marrim logaritmet e të dy anëve të këtij ekuacioni:

Ku marrim:

Ky ekuacion është aq i rëndësishëm për kiminë dhe shkencat e tjera, saqë shumë studentë të huaj të kimisë veshin këmisha me këtë formulë mbi të.

Nëse D G shprehet në J/mol, atëherë formula merr formën:

Kjo formulë ka një veçori: nëse konstanta e ekuilibrit përcaktohet përmes presioneve të substancave të gazta, atëherë presionet e këtyre substancave në atmosferë zëvendësohen në shprehjen e konstantës së ekuilibrit (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).

Kjo formulë lejon, duke pasur parasysh një vlerë të njohur, D G reaksioni, njehsoni konstantën e ekuilibrit dhe kështu zbuloni përbërjen e sistemit të ekuilibrit në një temperaturë të caktuar. Formula tregon se sa më e lartë të jetë konstanta e ekuilibrit dhe sa më shumë produkte të reaksionit (substanca në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit) të përmbahen në përzierjen e reaksionit të ekuilibrit, aq më negativ është ndryshimi në potencialin izobarik të reaksionit. Dhe anasjelltas, sa më e ulët të jetë vlera e konstantës së ekuilibrit dhe sa më pak produkte të reaksionit dhe më shumë substanca fillestare në përzierjen e ekuilibrit, aq më e vogël është vlera negative. D G.

Kur konstanta e ekuilibrit është më e madhe se 1 dhe potenciali izobarik është negativ, është zakon të thuhet se ekuilibri zhvendoset drejt produkteve të reaksionit, ose djathtas. Kur konstanta e ekuilibrit është më e vogël se 1 dhe potenciali izobarik është pozitiv, është zakon të thuhet se ekuilibri zhvendoset drejt substancave fillestare, ose majtas.

Kur konstanta e ekuilibrit është e barabartë me 1, potenciali izobarik është i barabartë me 0. Kjo gjendje e sistemit konsiderohet të jetë kufiri ndërmjet zhvendosjes së ekuilibrit djathtas ose majtas. Kur për një reaksion të caktuar ndryshimi në potencialin izobarik është negativ ( D G<0 ), është zakon të thuhet se reagimi mund të vazhdojë në drejtimin përpara; Nëse D G>0, thonë se reagimi nuk ikën.

Kështu,

D G<0 – reaksioni mund të ndodhë (termodinamikisht i mundshëm);

D G<0 , Kjo K>1– balanca zhvendoset drejt produkteve, djathtas;

D G>0, Kjo TE<1 – ekuilibri zhvendoset drejt substancave fillestare, majtas.

Nëse duhet të zbuloni nëse reagimi që ju intereson është i mundur (për shembull, për të zbuluar nëse sinteza e bojës së dëshiruar është e mundur, nëse një përbërje minerale e caktuar do të shkrihet, efekti i oksigjenit atmosferik në ngjyrë, etj. ), mjafton të llogaritet për këtë reagim D G. Nëse ndryshimi në potencialin izobarik rezulton negativ, atëherë reagimi është i mundur dhe ju mund të përzieni materiale të ndryshme fillestare për të marrë produktin e dëshiruar.

Lexoni se çfarë duhet të bëni për të llogaritur ndryshimin në potencialin izobarik dhe konstanten e ekuilibrit në temperatura të ndryshme (algoritmi i llogaritjes).

1. Shkruani nga tabelat e referencës vlerat (për një temperaturë prej 298 K) të entalpive të formimit nga substanca të thjeshta D N arr. dhe entropisë S të gjitha substancat e shkruara në ekuacionin e një reaksioni kimik. Nëse D N arr. shprehen në kJ/mol, atëherë duhet të shndërrohen në J/mol (pse?).

2. Llogaritni ndryshimin e entalpisë në reaksion (298 K) si diferencë midis shumës së entalpive të formimit të produkteve dhe shumës së entalpive të formimit të substancave fillestare, duke mbajtur mend koeficientët stoikiometrikë:

3. Llogaritni ndryshimin e entropisë në reaksion (298 K) si diferencë midis shumës së entropive të produkteve dhe shumës së entropive të substancave fillestare, duke mbajtur mend koeficientët stekiometrikë:

4. Krijoni një ekuacion për varësinë e ndryshimit të potencialit izobarik nga ndryshimet në entalpinë e reaksionit, entropisë dhe temperaturës, duke zëvendësuar vlerat numerike të sapo marra në ekuacionin që dini D N r-tion Dhe D S rrethet:

5. Llogaritni ndryshimin e potencialit izobarik në një temperaturë standarde prej 298 K:

6. Me shenjë D G rrethe, 298 nxirrni një përfundim në lidhje me mundësinë që reaksioni të ndodhë në një temperaturë standarde: nëse shenja është "minus", atëherë reagimi është termodinamikisht i mundur; nëse shenja është "plus", atëherë reagimi është i pamundur.

7. Bëni llogaritë D G rrethe në temperaturën T që ju intereson:

dhe nxirrni një përfundim se si ndryshimi i temperaturës ndikon në mundësinë e një reaksioni. Nëse rezulton se në këtë temperaturë ndryshimi i potencialit izobarik është bërë më pak pozitiv ose më negativ në krahasim me D G 298, atëherë, pra, në këtë temperaturë reaksioni bëhet më i mundshëm.

8. Llogaritni konstanten e ekuilibrit K nga ekuacioni që njihni në temperaturën T që ju intereson:

9. Nxirrni një përfundim rreth zhvendosjes së ekuilibrit drejt substancave fillestare (K<1) или в сторону продуктов (К>1).

Për të konkluduar në lidhje me mundësinë që një reagim të ndodhë me një ndryshim negativ në potencialin izobarik ( D G rrethe<0 ) Vetëm të dhënat termodinamike shpesh janë të pamjaftueshme. Një reaksion termodinamikisht i mundshëm mund të rezultojë të jetë i frenuar kinetikisht dhe i realizueshëm kur ndryshojnë kushtet (përqendrimi i substancave, presioni, temperatura), përmes shtigjeve të tjera të reagimit ose në prani të një katalizatori të zgjedhur siç duhet.

Le të shqyrtojmë shembullin e reagimit të hekurit kristalor me ujë të gaztë (avulli i ujit):

Si të mësoni për mundësinë termodinamike të një reaksioni.

Ky reagim është interesant sepse tregon arsyet e rënies së shkëlqimit të një produkti metalik dhe shkatërrimit të tij nga korrozioni.

Para së gjithash, ne zgjedhim koeficientët stoikiometrikë të ekuacionit të reaksionit:

Le të shkruajmë të dhënat termodinamike (temperatura 298 K) për të gjithë pjesëmarrësit në reagim nga tabelat e referencës:

Le të llogarisim ndryshimin e entalpisë në këtë reaksion, duke kujtuar se entalpitë e substancave të thjeshta janë të barabarta me zero:

Le të shprehim ndryshimin e entalpisë në J:

Reaksioni shoqërohet me çlirimin e nxehtësisë, Q>0, Q=+50 300 J/mol dhe kjo bën të mundur supozimin se ndodh spontanisht. Sidoqoftë, mund të thuhet me siguri se një reagim është spontan vetëm me shenjën e ndryshimit në potencialin izobarik.

Le të llogarisim ndryshimin e entropisë në këtë reagim, duke mos harruar koeficientët stoikiometrikë:

Entropia e sistemit zvogëlohet si rezultat i reaksionit, kështu që mund të vërehet se në sistem ndodh një rritje e rendit.

Tani le të krijojmë një ekuacion për varësinë e ndryshimeve në potencialin izobarik nga ndryshimet në entalpi, entropi dhe temperaturë:

Le të llogarisim ndryshimin në potencialin izobarik në reaksion në një temperaturë standarde prej 298 K:

Një vlerë e lartë negative e ndryshimit të potencialit izobarik tregon se në temperaturën e dhomës hekuri mund të oksidohet nga oksigjeni. Nëse mund të merrni pluhurin më të mirë të hekurit, do të shihni se si digjet hekuri në ajër. Pse nuk digjen në ajër produktet e hekurit, figurinat, thonjtë, etj? Rezultatet e llogaritjes tregojnë se hekuri gërryhet në ajër, domethënë shkatërrohet, duke u shndërruar në okside hekuri.

Tani le të shohim se si rritja e temperaturës ndikon në mundësinë e këtij reagimi. Le të llogarisim ndryshimin e potencialit izobarik në një temperaturë prej 500 K:

Ne morëm një rezultat që tregon se me rritjen e temperaturës, ndryshimi në potencialin izobarik të reaksionit bëhet më pak negativ. Kjo do të thotë se me rritjen e temperaturës reaksioni bëhet më pak i mundshëm termodinamikisht, pra ekuilibri i reaksionit zhvendoset gjithnjë e më shumë drejt substancave fillestare.

Është interesante të dihet se në cilën temperaturë ekuilibri zhvendoset në mënyrë të barabartë si drejt produkteve të reaksionit ashtu edhe ndaj materialeve fillestare. Kjo ndodh kur D G r-tion =0(konstanta e ekuilibrit është 1):

Nga e marrim:

T=150300/168.2=894K, ose 621°С.

Në këtë temperaturë, reagimi ka të ngjarë të ndodhë në të dy drejtimet përpara dhe të kundërt. Në temperaturat mbi 621°C, fillon të mbizotërojë reaksioni i kundërt i reduktimit të Fe 3 O 4 me hidrogjen. Ky reagim është një nga mënyrat për të marrë hekur të pastër (në metalurgji, oksidet e hekurit reduktohen me karbon).

Në një temperaturë prej 298 K:

Kështu, me rritjen e temperaturës, konstanta e ekuilibrit zvogëlohet.

Oksidi i hekurit Fe 3 O 4 quhet magnetit ( mineral hekuri magnetik). Ky oksid hekuri, ndryshe nga oksidet FeO (wüstite) dhe Fe 2 O 3 (hematit), tërhiqet nga një magnet. Ekziston një legjendë që në kohët e lashta një bari i quajtur Magnus gjeti një guralec shumë të vogël të zgjatur, të cilin e vendosi në sipërfaqen e ujit në një tas me duart e tij të majme (pse është e rëndësishme kjo?). Guraleci nuk u mbyt dhe filloi të notonte mbi ujë, dhe sido që bariu e kthente tasin, guraleci gjithmonë drejtohej vetëm në një drejtim. Sikur kështu u shpik busulla dhe minerali mori emrin nga emri i këtij bariu. Megjithëse, ndoshta, magnetiti u emërua pas qytetit antik të Azisë së Vogël - Magnezi. Magnetiti është minerali kryesor nga i cili nxirret hekuri.

Ndonjëherë formula e magnetitit përshkruhet si më poshtë: FeO Fe 2 O 3, që nënkupton se magnetiti përbëhet nga dy okside hekuri. Kjo është e gabuar: magnetiti është një substancë individuale.

Një tjetër oksid i Fe 2 O 3 (hematit) - xeheror i kuq i hekurit - është quajtur kështu për shkak të ngjyrës së tij të kuqe (në përkthim nga greqishtja - gjak). Hekuri merret nga hematiti.

Oksidi FeO pothuajse nuk gjendet kurrë në natyrë dhe nuk ka asnjë rëndësi industriale.

Meqenëse të gjitha reaksionet kimike janë të kthyeshme, për reaksionin e kundërt (në raport me atë kur molekulat A reagojnë me molekulat B)

shprehja përkatëse për shpejtësinë e reaksionit do të jetë

Kthyeshmëria tregohet me shigjeta të dyfishta:

Duhet lexuar kjo shprehje: molekulat A dhe molekulat B janë në ekuilibër me Shenja e proporcionalitetit mund të zëvendësohet me një shenjë të barabartë nëse vendosim një koeficient proporcionaliteti k, karakteristikë e reaksionit në shqyrtim. Në përgjithësi

shprehjet për shpejtësinë e reaksionit përpara (Speed) dhe reagimin e kundërt (Speed) marrin formën

Kur shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta, sistemi quhet në ekuilibër:

Raporti quhet konstante e ekuilibrit Mos harroni vetitë e mëposhtme të një sistemi në ekuilibër

1. Konstanta e ekuilibrit është e barabartë me raportin e konstantave të shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta,

2. Në ekuilibër, shpejtësitë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta (por jo konstantet e tyre) janë të barabarta.

3. Ekuilibri është një gjendje dinamike. Edhe pse nuk ka ndryshim total në përqendrimin e reaktantëve dhe produkteve në ekuilibër. A dhe B kthehen vazhdimisht në dhe anasjelltas.

4. Nëse dihen përqendrimet e ekuilibrit të A dhe B dhe mund të gjendet vlera numerike e konstantës së ekuilibrit.

Marrëdhënia midis konstantës së ekuilibrit dhe ndryshimit të energjisë së lirë standarde të një reaksioni

Konstanta e ekuilibrit lidhet me relacionin

Këtu është konstanta e gazit, T është temperatura absolute. Meqenëse vlerat e tyre janë të njohura, duke ditur vlerën numerike, mund të gjesh nëse konstanta e ekuilibrit është më e madhe se një, reagimi vazhdon spontanisht, domethënë në drejtimin siç është shkruar (nga e majta në të djathtë). Nëse konstanta e ekuilibrit është më e vogël se uniteti, atëherë reaksioni i kundërt ndodh spontanisht. Megjithatë, vini re se konstanta e ekuilibrit tregon drejtimin në të cilin reagimi mund të vazhdojë spontanisht, por nuk na lejon të gjykojmë nëse reagimi do të vazhdojë shpejt. Me fjalë të tjera, nuk thotë asgjë për lartësinë e pengesës energjetike të reaksionit (; shih më lart). Kjo rrjedh nga fakti se vetëm A (7°) përcakton ritmet e reagimit varen nga lartësia e pengesës së energjisë, por jo nga madhësia

Shumica e faktorëve që ndikojnë në shpejtësinë e reaksioneve enzimatike ushtrojnë efektin e tyre duke ndryshuar përqendrimet lokale të reaktantëve.

Konstanta e ekuilibrit kimik

Shumica e reaksioneve kimike janë të kthyeshme, d.m.th. rrjedhin njëkohësisht në drejtime të kundërta. Në rastet kur reaksionet e përparme dhe të kundërta ndodhin me të njëjtën shpejtësi, ndodh ekuilibri kimik. Për shembull, në një reaksion homogjen të kthyeshëm: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), raporti i shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta sipas ligjit të veprimit të masës varet nga raporti i përqendrimeve. të reaktantëve, përkatësisht: shpejtësia e reaksionit përpara: υ 1 = k 1 [H 2 ]. Shpejtësia e reagimit të kundërt: υ 2 = k 2 2.

Nëse H 2 dhe I 2 janë substanca fillestare, atëherë në momentin e parë shkalla e reaksionit përpara përcaktohet nga përqendrimet e tyre fillestare dhe shpejtësia e reagimit të kundërt është zero. Ndërsa H 2 dhe I 2 konsumohen dhe formohet HI, shpejtësia e reaksionit përpara zvogëlohet dhe shpejtësia e reagimit të kundërt rritet. Pas njëfarë kohe, të dy normat barazohen dhe në sistem vendoset ekuilibri kimik, d.m.th. numri i molekulave HI të prodhuara dhe të konsumuara për njësi të kohës bëhet i njëjtë.

Meqenëse në ekuilibrin kimik shpejtësitë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta me V 1 = V 2, atëherë k 1 = k 2 2.

Meqenëse k 1 dhe k 2 janë konstante në një temperaturë të caktuar, raporti i tyre do të jetë konstant. Duke e shënuar me K, marrim:

K quhet konstante e ekuilibrit kimik, kurse ekuacioni i mësipërm quhet ligji i veprimit të masës (Guldberg - Waale).

Në rastin e përgjithshëm, për një reaksion të formës aA+bB+…↔dD+eE+… konstanta e ekuilibrit është e barabartë me . Për bashkëveprimin ndërmjet substancave të gazta, shpesh përdoret shprehja, në të cilën reaktantët përfaqësohen nga presionet e pjesshme të ekuilibrit p. Për reagimin e përmendur .

Gjendja e ekuilibrit karakterizon kufirin në të cilin, në kushte të dhëna, reaksioni vazhdon spontanisht (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

Marrëdhënia midis përqendrimeve të ekuilibrit nuk varet nga ajo se cilat substanca merren si substanca fillestare (për shembull, H 2 dhe I 2 ose HI), d.m.th. gjendja e ekuilibrit mund të afrohet nga të dyja anët.

Konstanta e ekuilibrit kimik varet nga natyra e reagentëve dhe nga temperatura; Konstanta e ekuilibrit nuk varet nga presioni (nëse është shumë i lartë) ose nga përqendrimi i reagentëve.

Ndikimi në konstantën e ekuilibrit të faktorëve të temperaturës, entalpisë dhe entropisë. Konstanta e ekuilibrit lidhet me ndryshimin e potencialit standard izobarik-izotermik të një reaksioni kimik ∆G o nga ekuacioni i thjeshtë ∆G o =-RT ln K.

Tregon se vlera të mëdha negative të ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), atëherë substancat fillestare mbizotërojnë në përzierjen e ekuilibrit. Ky ekuacion bën të mundur llogaritjen e K nga vlera e ∆G o, dhe më pas përqendrimet ekuilibër (presionet e pjesshme) të reagentëve. Nëse marrim parasysh se ∆G o =∆Н o -Т∆S o, atëherë pas një transformimi marrim . Nga ky ekuacion del qartë se konstanta e ekuilibrit është shumë e ndjeshme ndaj ndryshimeve të temperaturës. Ndikimi i natyrës së reagentëve në konstantën e ekuilibrit përcakton varësinë e tij nga faktorët e entalpisë dhe entropisë.

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 konstantave 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

Hyrje

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 detyrat 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 reaksionit 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 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 përzierjeje binar gazi 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 bën të mundur përcaktimin e përbërjes së 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.

Pjesa 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 monitorohet 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.

Urdhri i punës. 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

Detyra 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.

Bibliografia

1. Karjakin 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. Manual metodik. 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