Bazı durumlarda redoks reaksiyonunun sadece yönünü değil aynı zamanda ne kadar ilerlediğini de bilmek gerekir. Örneğin, niceliksel analizde yalnızca pratik olarak %100 ilerleyen (veya buna yakın olan) reaksiyonlara güvenebilirsiniz.

Bir reaksiyonun soldan sağa doğru ilerleme derecesi denge sabiti tarafından belirlenir. Reaksiyon için

Kitle eylemi yasasına göre şunu yazabiliriz:

burada K, iyon konsantrasyonları ile denge arasındaki ilişkinin ne olduğunu gösteren denge sabitidir.

Denge sabiti aşağıdaki gibi belirlenir. Denklem (3)'te (s. 152) çiftlerin normal potansiyellerinin değerlerini değiştirin ve şunu bulun:

Dengede = veya

Denge sabiti, çinkonun, çözeltideki iyon konsantrasyonu iyon konsantrasyonundan bir kat daha az oluncaya kadar bakır iyonlarını çözeltiden çıkardığını gösterir. Bu, söz konusu reaksiyonun neredeyse tamamlandığı anlamına gelir.

Örneğin reaksiyonun başlangıcındaki konsantrasyon 0,1 m ise, dengede konsantrasyon x iken 0,1 - x olacaktır.

Denklemi çözersek dengedeki konsantrasyon 0,1 m'ye çok yakındır.

Bununla birlikte, eğer etkileşen bileşenlerin oranını şu şekilde değiştirebilseydik: ya da reaksiyon sağdan sola (yani ters yönde) gider.

Belirli reaksiyonların redoks potansiyelleri biliniyorsa, herhangi bir redoks işlemi için denge sabiti hesaplanabilir.

Denge sabiti redoks potansiyelleriyle aşağıdaki genel formülle ilişkilidir:

burada K reaksiyon denge sabitidir; ve normal potansiyeller (oksitleyici ve indirgeyici); n iyonların yüküdür (indirgeyici madde tarafından verilen ve oksitleyici madde tarafından kabul edilen elektronların sayısı).

Formül (4)'ten denge sabitini buluyoruz:

Denge sabitini bilerek, deneysel verilere başvurmadan reaksiyonun tam olarak ne kadar ilerlediğini hesaplamak mümkündür.

Yani örneğin reaksiyonda

bir çift için = -0,126 V, bir çift için = -0,136 V.

Bu verileri denklem (4)'te yerine koyarsak şunu buluruz:

2,21 sayısı, söz konusu reaksiyondaki dengenin, iyon konsantrasyonu iyon konsantrasyonundan 2,21 kat daha az olduğunda meydana geldiği anlamına gelir.

Dengedeki iyon konsantrasyonu iyon konsantrasyonunun 2,21 katıdır. Dolayısıyla her 2,21 gram iyona karşılık 1 gram iyon vardır. Toplamda çözelti 3,21 gram iyon (2,21 + 1) içerir. Böylece, çözeltideki her 3,21 gram iyon için 2,21 gram iyon vardır ve 100 kısım için x kısım olacaktır.

Bu nedenle bu reaksiyon tersinir şekilde ilerler. Reaksiyonun denge sabitini hesaplayalım:

Bir çift için potansiyel = 1,51 V, bir çift için potansiyel = 0,77 V. Bu potansiyel değerleri denklem (4)'te değiştirerek şunu buluruz:

Bu sabit, paydaki iyonların konsantrasyonlarının ürünü (reaksiyon sırasında oluşan), paydadaki iyonların (reaksiyona giren) konsantrasyonlarının ürününden daha büyük olduğunda dengenin oluştuğunu gösterir.

Bu reaksiyonun neredeyse geri dönülemez şekilde (yani soldan sağa %100) ilerlediği açıktır.

Reaksiyon için

Bir hesaplama (yukarıdakine benzer), bu reaksiyonun .

Denge reaksiyon koşullarına bağlı olarak değişir.

Ortamın reaksiyonunun sabitin değeri üzerinde olağanüstü bir etkisi vardır. Örneğin, arsenik asidin asidik bir ortamda iyot iyonu ile indirgenmesinin reaksiyonu aşağıdaki denkleme göre ilerler:

Arsenik asidin alkali ortamda indirgenme potansiyeli çok daha düşüktür. Bu nedenle alkali bir ortamda ters işlem gerçekleşir:

Tarafsız bir ortamda her iki süreç de şu şekilde temsil edilebilir:

ancak bunu yapmayacaklar.

İlk denkleme göre işlem işe yaramayacaktır çünkü süreci ters yöne yönlendiren iyonların birikmesiyle ilişkilidir; ancak hidroksit iyonlarını nötralize eden asidik bir ortam yaratıldığında soldan sağa doğru hareket edecektir.

İkinci denkleme göre, reaksiyon soldan sağa doğru ilerleyecekse alkali ile nötrleştirilmesi gereken iyonların birikmesiyle ilişkili olduğu için süreç işe yaramayacaktır.

Optimum proses için gerekli reaksiyon ortamını oluşturmak için aşağıdaki kural vardır:

Redoks reaksiyonunun bir sonucu olarak hidrojen veya hidroksit iyonları birikirse, o zaman işlemin istenen seyri için zıt özelliklere sahip bir ortam yaratmak gerekir: iyonların birikmesi durumunda ortamın alkali olması gerekir, ancak İyonların birikmesi durumunda ortamın asidik olması gerekir.

Reaksiyon için aynı ortamı gerektiren bileşenleri (asidik veya alkali) almanız gerekir. Bir reaksiyonda bir madde asidik bir ortamda indirgeyici bir madde ise ve diğeri alkali bir ortamda bir oksitleyici madde ise, o zaman işlem engellenebilir; bu durumda süreç ancak büyük bir potansiyel farkla, yani yüksek bir reaksiyon sabitiyle tamamlanmaya ulaşacaktır.

Denge sabiti, örneğin nitrik asit ile oksidasyon olasılığının tahmin edilmesini sağlar.

Çözünme reaksiyonunun denge sabitini cinsinden bulalım. seyreltilmiş halde iyi çözünür. Reaksiyon için denge sabiti:

denklemden hesaplanabilir:

Sabitin bu kadar küçük bir değeri, bu reaksiyonun dengesinin neredeyse tamamen sağdan sola kaydığını, yani bakır sülfürün aksine cıva sülfürün seyreltik çözeltide pratik olarak çözünmediğini gösterir.

Yüksek Mesleki Eğitim Devlet Eğitim Kurumu "Ural Devlet Teknik Üniversitesi - UPI"

Kimyasal denge sabitlerinin belirlenmesi

reaksiyonlar ve kimyasal dengenin hesaplanması

fiziksel kimya dersinde

tam zamanlı öğrenciler için

Ekaterinburg 2007

UDC 544(076)S79

Derleyen

Bilimsel editör, kimya bilimleri adayı, doçent

Kimyasal reaksiyonların denge sabitlerinin belirlenmesi ve kimyasal dengenin hesaplanması: fizikokimya / comp dersinde 4 numaralı laboratuvar çalışması için metodolojik talimatlar. - Ekaterinburg: Yüksek Mesleki Eğitim Devlet Eğitim Kurumu USTU-UPI, 20 s.

Kılavuzlar, hesaplama ve analitik laboratuvar çalışmaları çerçevesinde kimyasal denge üzerine malzemenin daha derinlemesine incelenmesi için tasarlanmıştır. Hedefe ulaşılmasına katkıda bulunan bireysel görevler için 15 seçenek içerir.

Kaynakça: 5 başlık. Pirinç. Masa

© Yüksek Mesleki Eğitim Devlet Eğitim Kurumu "Ural Devleti

Teknik Üniversite - UPI", 2007

giriiş

Bu çalışma, bir laboratuvar çalıştayı çerçevesinde gerçekleştirilmesine rağmen, hesaplama ve analitik çalışma ile ilgilidir ve teorik materyalde uzmanlaşmayı ve fiziksel kimya dersi "Kimyasal Denge" konusundaki bir dizi problemin çözülmesini içerir.

Buna olan ihtiyaç, bir yandan bu konunun karmaşıklığından, diğer yandan da bu çalışmaya ayrılan eğitim süresinin yetersiz olmasından kaynaklanmaktadır.

“Kimyasal Denge” konusunun ana kısmı: kimyasal denge yasasının türetilmesi, izobar denkleminin ve kimyasal reaksiyonun izoterminin dikkate alınması vb. derslerde sunulur ve pratik derslerde incelenir (bu nedenle bu materyal verilmemiştir) bu çalışmada). Bu kılavuz, konunun denge sabitlerinin deneysel olarak belirlenmesi ve içinde kimyasal reaksiyon meydana gelen bir sistemin denge bileşiminin belirlenmesi ile ilgili bölümünü ayrıntılı olarak incelemektedir.

Dolayısıyla öğrencilerin bu çalışmayı tamamlamaları aşağıdaki problemleri çözmelerine olanak sağlayacaktır:

1) kimyasal reaksiyonların denge sabitlerini belirleme ve hesaplama yöntemleri hakkında bilgi sahibi olmak;

2) çok çeşitli deneysel verilere dayanarak bir karışımın denge bileşimini hesaplamayı öğrenir.

1. YÖNTEMLERLE İLGİLİ TEORİK BİLGİLER

KİMYASAL REAKSİYONLARIN DENGE SABİTLERİNİN BELİRLENMESİ

Aşağıda kullanılan temel kavramlar üzerinde kısaca duralım. Bir kimyasal reaksiyonun denge sabiti miktardır

https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" height="29"> - standart molar Gibbs reaksiyon enerjisi R.

Denklem (1), bir kimyasal reaksiyonun denge sabiti için tanımlayıcı denklemdir. Bir kimyasal reaksiyonun denge sabitinin boyutsuz bir miktar olduğuna dikkat edilmelidir.

Kimyasal denge kanunu şu şekilde yazılmıştır:

, (2)

burada https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" height="25">- etkinlik k- reaksiyona katılan; - aktivite boyutu; stokiyometrik katsayı k- reaksiyon katılımcısı R.

Denge sabitlerinin deneysel olarak belirlenmesi oldukça zor bir iştir. Her şeyden önce, belirli bir sıcaklıkta dengeye ulaşıldığından, yani reaksiyon karışımının bileşiminin denge durumuna - minimum Gibbs enerjisine, sıfır reaksiyon afinitesine ve oranların eşitliğine sahip bir duruma - karşılık geldiğinden emin olmanız gerekir. ileri ve geri reaksiyonlar. Dengede reaksiyon karışımının basıncı, sıcaklığı ve bileşimi sabit olacaktır.

İlk bakışta, bir denge karışımının bileşiminin, karakteristik kimyasal reaksiyonlara sahip niceliksel analiz yöntemleri kullanılarak belirlenebileceği görülmektedir. Bununla birlikte, kimyasal prosesin bileşenlerinden birine bağlanan yabancı bir reaktifin eklenmesi sistemin denge durumunu değiştirir (yani değiştirir). Bu yöntem yalnızca reaksiyon hızı yeterince yavaşsa kullanılabilir. Bu nedenle denge incelenirken sıklıkla sistemin bileşimini belirlemek için çeşitli fiziksel yöntemler de kullanılır.

1.1 Kimyasal yöntemler

Statik kimyasal yöntemler ve dinamik kimyasal yöntemler vardır. Verilen spesifik örneklere bakalım.

1.1.1 Statik yöntemler.

Statik yöntemler, reaksiyon karışımının sabit sıcaklıkta bir reaktöre yerleştirilmesini ve daha sonra dengeye ulaşıldığında sistemin bileşiminin belirlenmesini içerir. İncelenmekte olan reaksiyon, yabancı bir reaktifin eklenmesinin pratikte denge durumunu bozmaması için yeterince yavaş olmalıdır. Süreci yavaşlatmak için reaksiyon şişesini oldukça hızlı bir şekilde soğutabilirsiniz. Bu tür araştırmaların klasik bir örneği, iyot ve hidrojen arasındaki reaksiyondur.

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

Lemoyne, cam silindirlere ya iyot ve hidrojen ya da hidrojen iyodür karışımı yerleştirdi. 200 oC'de reaksiyon pratikte gerçekleşmez; 265 °C'de denge süresi birkaç aydır; 350 °C'de denge birkaç gün içinde kurulur; 440 °C'de - birkaç saat. Bu bağlamda bu süreci incelemek için 300 – 400 oC sıcaklık aralığı seçilmiştir. Sistem şu şekilde analiz edildi. Reaksiyon balonu suya indirilerek hızla soğutuldu, ardından musluk açıldı ve hidrojen iyodür suda çözüldü. Hidroiyodik asit miktarı titrasyonla belirlendi. Her sıcaklıkta deney, konsantrasyon sistemdeki kimyasal dengenin kurulduğunu gösteren sabit bir değere ulaşana kadar gerçekleştirildi.

1.1.2 Dinamik yöntemler.

Dinamik yöntemler, bir gaz karışımının sürekli olarak dolaşmasını ve daha sonra sonraki analiz için hızla soğutulmasını içerir. Bu yöntemler en çok oldukça hızlı reaksiyonlara uygulanabilir. Reaksiyonlar, kural olarak, ya yüksek sıcaklıklarda gerçekleştirilerek ya da sisteme bir katalizör eklenerek hızlandırılır. Dinamik yöntem özellikle aşağıdaki gaz reaksiyonlarının analizinde kullanıldı:

2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)

2CO + O2 ⇄ 2CO2. (5)

2SO2 + O2 ⇄ 2SO

3H2 + N2 ⇄ 2NH

1.2 Fiziksel yöntemler

Bu yöntemler öncelikle reaksiyon karışımının basıncının veya kütle yoğunluğunun ölçülmesine dayanmaktadır, ancak sistemin diğer özellikleri de kullanılabilir.

1.2.1 Basınç ölçümü

Gaz halindeki reaktanların mol sayısında bir değişikliğin eşlik ettiği her reaksiyona, sabit hacimde basınçta bir değişiklik eşlik eder. Gazlar ideale yakınsa, basınç gaz halindeki reaktanların toplam mol sayısıyla doğru orantılıdır.

Örnek olarak, başlangıç ​​maddesinin molekülü başına yazılan aşağıdaki gaz reaksiyonunu düşünün.

Mol sayısı

ilk anda 0 0

dengede

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

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

Bu baskılar arasında ilişkiler vardır:

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)

P ölçeğinde ifade edilen denge sabiti şu şekilde olacaktır:

. (14)

Sonuç olarak, denge basıncı ölçülerek ayrışma derecesi formül (13) kullanılarak belirlenebilir ve ardından denge sabiti formül (14) kullanılarak hesaplanabilir.

1.2.2 Kütle yoğunluğu ölçümü

Prosesteki gaz halindeki katılımcıların mol sayısındaki bir değişikliğin eşlik ettiği her reaksiyon, sabit basınçta kütle yoğunluğundaki bir değişiklik ile karakterize edilir.

Örneğin reaksiyon (8) için bu doğrudur

, (15)

burada https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" height="19"> sistemin denge durumundaki hacmidir. Kural olarak, gerçekte deneylerde ölçülen hacim değil, hacimle ters orantılı olan sistemin yoğunluk kütlesidir..gif" width=37 height=21" height=21"> - sistemin kütle yoğunluğu sırasıyla başlangıç ​​anında ve denge anında. Sistemin kütle yoğunluğunu ölçerek, ayrışma derecesini ve ardından denge sabitini hesaplamak için formül (16)'yı kullanabiliriz.

1.2.3 Doğrudan kısmi basınç ölçümü

Bir kimyasal reaksiyonun denge sabitini belirlemenin en doğrudan yolu, süreçteki her bir katılımcının kısmi basınçlarını ölçmektir. Genel olarak bu yöntemin pratikte uygulanması çok zordur; çoğunlukla yalnızca hidrojen içeren gaz karışımlarının analizinde kullanılır. Bu durumda platin grubu metallerin yüksek sıcaklıklarda hidrojeni geçirgen olma özelliğinden yararlanılır. Önceden ısıtılmış gaz karışımı, basınç göstergesine (3) bağlı boş bir iridyum tankı (2) içeren silindir 1'den sabit bir sıcaklıkta geçirilir (Şekil 1). Hidrojen, iridyum tankının duvarlarından geçebilen tek gazdır.

Böylece reaksiyonun denge sabitini hesaplamak için gaz karışımının toplam basıncını ve hidrojenin kısmi basıncını ölçmek kalır. Bu yöntem Lowenstein ve Wartenberg'in (1906) su, HCl, HBr, HI ve H2S'nin ayrışmasının yanı sıra aşağıdaki gibi reaksiyonları incelemesine olanak sağladı:

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

1.2.4 Optik yöntemler

Renkli gazlar durumunda özellikle etkili olan adsorpsiyon ölçümlerine dayanan denge test yöntemleri vardır. Kırılma indeksini ölçerek (refraktometrik olarak) ikili bir gaz karışımının bileşimini belirlemek de mümkündür. Örneğin Chadron (1921), karbon oksit ve karbon dioksitten oluşan gaz karışımının bileşimini refraktometrik olarak ölçerek metal oksitlerin karbon monoksit ile indirgenmesini inceledi.

1.2.5 Isıl iletkenlik ölçümü

Bu yöntem, gaz fazındaki ayrışma reaksiyonlarını incelemek için kullanılmıştır;

Sağ duvarı T2, sol duvarı T1 ve T2>T1 sıcaklığına sahip bir kaba N2O4 ve NO2 karışımı yerleştirildiğini varsayalım (Şekil 2). N2O4'ün ayrışması kabın daha yüksek sıcaklığa sahip kısmında daha fazla olacaktır. Sonuç olarak, damarın sağ tarafındaki NO2 konsantrasyonu sola göre daha fazla olacak ve NO2 moleküllerinin sağdan sola, N2O4'ün ise soldan sağa difüzyonu gözlenecektir. Bununla birlikte, reaksiyon kabının sağ tarafına ulaştıklarında, N2O4 molekülleri tekrar ayrışır ve ısı formundaki enerjiyi emer ve kabın sol tarafına ulaşan NO2 molekülleri dimerleşerek enerjiyi ısı formunda serbest bırakır. Yani, ayrışma reaksiyonunun ortaya çıkmasıyla ilişkili sıradan termal iletkenlik ve termal iletkenliğin bir üst üste binmesi meydana gelir. Bu problem niceliksel olarak çözülür ve denge karışımının bileşiminin belirlenmesini mümkün kılar.

1.2.6 Galvanik hücrenin elektromotor kuvvetinin (EMF) ölçülmesi

Galvanik hücrelerin emk'sinin ölçülmesi, kimyasal reaksiyonların termodinamik fonksiyonlarını hesaplamak için basit ve doğru bir yöntemdir. Yalnızca 1) içindeki son reaksiyonun, denge sabitinin belirlenmesi gereken, incelenen reaksiyonla çakışacağı şekilde bir galvanik hücre inşa etmek gereklidir; 2) termodinamik denge sürecinde galvanik hücrenin EMF'sini ölçün. Bunu yapmak için, karşılık gelen akım üretme sürecinin sonsuz yavaşlıkta gerçekleşmesi, yani elemanın sonsuz küçük bir akım gücünde çalışması gerekir, bu nedenle galvanik hücrenin EMF'sini ölçmek için bir dengeleme yöntemi kullanılır, Bu, incelenen galvanik hücrenin harici bir potansiyel farkına karşı seri olarak bağlanması ve ikincisinin devrede akım olmayacak şekilde seçilmesi gerçeğine dayanmaktadır. Kompanzasyon yöntemiyle ölçülen EMF'nin büyüklüğü, elementte meydana gelen termodinamik olarak denge sürecine karşılık gelir ve sürecin faydalı işi maksimumdur ve Gibbs enerjisinin kaybına eşittir.

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

p'de, T=sabit, burada F–Faraday sayısı = 96500 C/mol, N– elektrot reaksiyonlarına katılan elektron sayısının en küçük ortak katı, Eo– standart EMF, V.

Denge sabitinin değeri ilişkiden bulunabilir (21)

(21)

2. DENGE SABİTİNİN DEĞERİNİN BELİRLENMESİNE İLİŞKİN LABORATUVAR ÇALIŞMASI ÖRNEĞİ

Metal karbonatların ayrışma reaksiyonunun incelenmesine yönelik laboratuvar çalışmalarına fiziksel kimya atölyelerinde sıklıkla rastlanır. Bu tür çalışmaların kısa bir özetini verelim.

İşin amacı – denge sabitinin belirlenmesi ve karbonat ayrışma reaksiyonunun ana termodinamik miktarlarının hesaplanması.

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

bu, gaz halinde karbon monoksit (IV), katı kalsiyum oksit ve ayrışmamış kalsiyum karbonatın bir kısmının kalıntılarını üretir.

Reaksiyonun denge sabiti (22) şu şekilde yazılacaktır:

, (23)

burada https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" height="51"> genel olarak veya; saf katı veya sıvı fazların aktiviteleri https:/'ye eşittir /pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" genişlik = "76" yükseklik = "28 src = ">.

Basınç atmosferlerde ölçülüyorsa = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" height="53">. (24)

Karbon dioksitin kalsiyum karbonat üzerindeki denge basıncına CaCO3'ün ayrışma basıncı denir.

Yani kalsiyum karbonat ayrışma reaksiyonunun denge sabiti şu şekilde olacaktır: sayısal olarak ikincisi atmosferlerde ifade edilirse, karbonat ayrışmasının esnekliğine eşittir. Böylece kalsiyum karbonatın ayrışma esnekliğinin deneysel olarak belirlenmesiyle bu reaksiyonun denge sabitinin değerini belirlemek mümkündür.

Deneysel kısım

Kalsiyum karbonatın ayrışmasının esnekliğini belirlemek için statik bir yöntem kullanılır. Özü, belirli bir sıcaklıkta kurulumdaki karbondioksit basıncını doğrudan ölçmektir.

Teçhizat. Tesisatın ana bileşenleri şunlardır: ısıya dayanıklı malzemeden yapılmış ve bir elektrikli fırına (2) yerleştirilmiş bir reaksiyon kabı (1); cıva manometresi (3), reaksiyon kabına hermetik olarak ve bir manüel vakum pompası (5) ile bir musluk (4) aracılığıyla bağlanmıştır. Fırın içindeki sıcaklık bir regülatör (6) kullanılarak muhafaza edilmekte olup, sıcaklık bir termokupl (7) ve bir voltmetre (8) kullanılarak kontrol edilmektedir. Çalışma (9) kapsamındaki toz halindeki maddenin belirli bir miktarı (metal karbonatlar) reaksiyon kabına yerleştirilir.

İş emri. Sistemin sıkılığını kontrol ettikten sonra fırını açın ve regülatörü kullanarak reaksiyon kabının gerekli başlangıç ​​sıcaklığını ayarlayın. Termokupl ve basınç göstergesinin ilk okumalarını kaydedin. Daha sonra regülatör (6) yardımıyla fırın içindeki sıcaklığı 10-20 derece arttırıp yeni bir sabit sıcaklık değeri oluşana kadar bekleyin ve bu sıcaklığa karşılık gelen basınç değerini kaydedin. Böylece sıcaklığı kademeli olarak artırarak en az 4-5 ölçüm yapın. Deney bitiminden sonra fırın soğutulur ve sistem bir vana (4) vasıtasıyla atmosfere bağlanır. Daha sonra fırını ve voltmetreyi kapatın. Elde edilen deneysel verilerin işlenmesinden sonra ayrışma reaksiyonunun denge sabitini hesaplamak mümkündür.

Şekil 3. Ayrışmanın esnekliğini belirlemek için kurulum

metal karbonatlar.

3. DENGE SABİTLERİNİN BELİRLENMESİ

DENEY YAPMADAN

3.1 Bir kimyasal reaksiyonun denge sabitinin hesaplanması

reaksiyonun standart molar Gibbs fonksiyonunun değeri

Bu yöntem kesinlikle deney gerektirmez. Belirli bir sıcaklıkta bir reaksiyonun standart molar entalpisi ve entropisi biliniyorsa, ilgili denklemler kullanılarak, istenen sıcaklıkta incelenen reaksiyonun standart molar Gibbs fonksiyonu ve bunun aracılığıyla denge sabitinin değeri hesaplanabilir.

Belirli bir sıcaklıkta standart molar entropi ve entalpi değerleri bilinmiyorsa, Temkin ve Shvartsman yöntemini, yani 298 K sıcaklıkta standart molar entalpi ve entropi değerinden kullanabilirsiniz. reaksiyonun molar ısı kapasitesinin sıcaklığa bağımlılık katsayılarının değerleri, herhangi bir sıcaklıkta reaksiyonun standart molar Gibbs enerjisini hesaplar.

https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width = "137" height = "25 src = "> - reaksiyonun niteliğine bağlı olmayan ve yalnızca belirlenen referans katsayıları sıcaklık değerlerine göre.

3.2 Dengeleri birleştirme yöntemi

Bu yöntem pratik kimyasal termodinamikte kullanılır. Örneğin, aynı sıcaklıkta iki reaksiyonun denge sabitleri deneysel olarak bulundu.

1. СH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) . (26)

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

Metanol sentezi reaksiyonu için denge sabiti

3..gif" genişlik = "31" yükseklik = "32"> ve :

. (29)

3.3 Belirli bir sıcaklıkta bir kimyasal reaksiyonun denge sabitinin, diğer iki sıcaklıkta aynı reaksiyonun denge sabitlerinin bilinen değerlerinden hesaplanması

Bu hesaplama yöntemi, kimyasal reaksiyon izobar denkleminin (van't Hoff izobar) çözülmesine dayanmaktadır.

, (30)

burada https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" height="32">ve şöyle görünür:

. (31)

Bu denklemi kullanarak, iki farklı sıcaklıktaki denge sabitlerini bilerek, bir reaksiyonun standart molar entalpisini hesaplayabilir ve bunu ve bir sıcaklıktaki denge sabitini bilerek, herhangi bir başka sıcaklıktaki denge sabitini hesaplayabilirsiniz.

4. SORUN ÇÖZME ÖRNEKLERİ

Amonyağın denge mol fraksiyonu 1 atm'de ve 600K'de 0,4 ise, amonyak sentezi için denge sabitini y N2 + H2 ⇄ NH3 bulun. Başlangıç ​​karışımı stokiyometriktir; başlangıç ​​karışımında ürün yoktur.

Verilen: Reaksiyon y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 mol; = 0 mol = 0,4 Bulunan: - ?

Çözüm

Sorunun koşullarından stokiyometrik denklemi biliyoruz ve ayrıca zamanın ilk anında nitrojenin mol sayısının stokiyometrik olana eşit olduğunu, yani 0,5 mol olduğunu biliyoruz (https://pandia.ru/text) /78/005/images/image069_3.gif" width = "247" height = "57 src = ">

Reaksiyonu yazalım, elementlerin sembollerinin altına maddelerin başlangıç ​​ve denge mol miktarlarını belirtiyoruz

y N2 + H2 ⇄ NH3

0,5 - 0,5ξ 1,5 – 1,5 ξ ξ

Denge anında sistemdeki tüm reaksiyon katılımcılarının toplam mol sayısı

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

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

= 3,42

Doğrudan kimyasal denge sorununu çözmek, belirli bir reaksiyonun (birkaç reaksiyonun) meydana geldiği sistemin denge bileşimini hesaplamaktır. Açıkçası çözümün temeli kimyasal denge yasasıdır. Bu yasanın içerdiği tüm değişkenleri yalnızca bunlardan biri aracılığıyla ifade etmek gerekir: örneğin, bir kimyasal reaksiyonun derinliği, ayrışma derecesi veya bir miktar denge mol fraksiyonu aracılığıyla. Sorunun özel koşullarına göre hangi değişkenin kullanımının uygun olduğunu seçmek daha iyidir.

Sorun 2

Hidrojen iyodür sentezinin gaz reaksiyonunun denge sabiti

600 K sıcaklıkta ve atmosfer cinsinden ifade edilen basınçta H2 + I2 ⇄ 2HI şuna eşittir: Kr.= 45,7. Başlangıçta başlangıç ​​maddelerinin miktarları stokiyometrik miktarlara karşılık geliyorsa ve başlangıçta reaksiyon ürünleri yoksa, bu reaksiyonun denge derinliğini ve 1 atm'lik belirli bir sıcaklık ve basınçta ürünün denge verimini bulun. an.

Verilen Kr.= 45.7. =1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width = "68" height = "27 src = "> köstebek. Bul: - ? - ?

Çözüm

Reaksiyonun kendisini ve elementlerin sembollerinin altına, her katılımcının ilk andaki ve formül (4)'e göre kurulan denge anında mol sayısını yazalım.

1 - ξ 1 - ξ 2ξ

1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2

Reaksiyondaki tüm katılımcıların denge mol kesirlerini ve kısmi basınçlarını tek bir değişkenle (kimyasal reaksiyonun derinliği) ifade edelim.

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

Kütle etkisi yasası veya kimyasal denge yasası

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

Sorun 3

Durumu problem 2'den farklıdır çünkü hidrojen ve iyotun başlangıç ​​mol miktarları sırasıyla 3 ve 2 mol'e eşittir. Denge karışımının molar bileşimini hesaplayın.

Verilen: Olası reaksiyon: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. Kr. = 45,7 .

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

3 - ξ 2 - ξ 2ξ

Denge anında reaksiyondaki tüm katılımcıların toplam mol sayısı eşittir

3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5

Tüm reaksiyon katılımcılarının denge mol fraksiyonları ve kısmi basınçları, tek bir değişkenle (kimyasal reaksiyonun derinliği) ifade edilir

Kısmi basınçları kimyasal denge yasasına koymak şunu verir:

https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" height="21"> ve denge sabitini hesaplayın, ardından bir grafik oluşturun ve reaksiyonun derinliğini belirleyin Bu, denge sabitinin bulunan değerine karşılık gelir.

= 1,5 = 12

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

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

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

Çalışmayı gerçekleştirmek için aşağıdaki görevleri tamamlamanız gerekir

Görev 1

1. CaCO3⇄CaO+CO2 ayrışma reaksiyonunu incelerken karbondioksitin esnekliğini deneysel olarak belirlemek için bir yöntem tanımlayın.

(seçenek 1 – 15, tablo 3);

2. İncelenen reaksiyon için kimyasal denge yasasını yazın; farklı sıcaklıklarda deneysel verilere (Tablo 3) göre kalsiyum karbonat ayrışma reaksiyonunun denge sabitlerinin değerlerini belirlemek; bölüm B'deki görevleri tamamlamak (belirtilen seçeneğe göre) görevleri tamamlamak 1-3, s;

3. Denge sabiti için tanımlayıcı bir ifade yazın ve incelenen reaksiyonun denge sabitini tabloda belirtilen son sıcaklıkta teorik olarak hesaplayın.

Görev 2

1. 1. soruya bir cevap hazırlayın (seçenek 1-15, tablo 4)

2. 2. ve 3. problemleri çözün.

Çalışmayı tamamlamak için gereken referans verileri

Temkin ve Shvartsman yöntemini kullanarak Gibbs enerjisindeki standart molar değişimi hesaplama değeri

Tablo 1

Standart molar Gibbs enerjisinin hesaplanması için termodinamik veriler

Tablo 2

Görev 1 için deneysel veriler

Tablo 3

Görev 2'yi tamamlamak için görev koşulları

Tablo 4

Laboratuvar raporunda şu bölümlerin yer alması uygun görünmektedir: giriş, bölüm 1, bölüm 2, sonuçlar.

1. Giriş bölümünde Aşağıdaki konulardan biri hakkında kısaca teorik bilgi sunabilirsiniz: kitlesel eylem yasası, keşif tarihi ve yazarları hakkında; veya “Kimyasal Denge” bölümünün temel kavramları ve tanımlayıcı ilişkileri hakkında; veya modern formülasyonunda kimyasal denge yasasını türetin; veya denge sabitinin değerini etkileyen faktörler vb. hakkında konuşun.

“Giriş” bölümü çalışmanın hedeflerinin açıklanmasıyla bitmelidir.

1. bölümde gerekli

2.1. Metal karbonatların ayrışma esnekliğini belirlemek için kurulumun bir diyagramını sağlayın ve deneyin gidişatını açıklayın.

2.2 . Verilen deneysel verilere dayanarak denge sabitini hesaplamanın sonuçlarını sağlayın

2.3. Termodinamik verileri kullanarak denge sabitini hesaplayın

2. bölümde gerekli

3.1 . Görev 2'nin 1. sorusuna tam ve gerekçeli bir cevap verin.

3.2 . Görev 2'nin 2. ve 3. problemlerinin çözümünü verin. Problemlerin koşulları sembolik gösterimle yazılmalıdır.

Sonuç olarak Çalışmada belirlenen hedeflerin yerine getirilmesinin yansıtılması ve ayrıca 2.2 ve 2.3'te hesaplanan denge sabitinin değerlerinin karşılaştırılması tavsiye edilir.

Kaynakça

1. Kimyasal Termodinamiğin Karjakin'i: Ders Kitabı. üniversiteler için el kitabı. M.: Akademi., 20 s.

2. Prigozhin I., Kondepudi D. Modern termodinamik. Isı motorlarından enerji tüketen yapılara. M.: Mir, 20 s.

3. , Cherepanov'un fiziksel kimya üzerine. Metodik el kitabı. Ekaterinburg: Ural Devlet Üniversitesi Yayınevi, 2003.

4. Fiziksel ve kimyasal miktarların kısa referans kitabı / Ed. Ve. L.: Kimya, 20 s.

5. Fiziksel kimyadaki problemler: ders kitabı. üniversiteler için el kitabı / vb. M.: Sınav, 20 s.

Bilgisayar düzeni

KİMYASAL DENGE. KİMYASAL DENGE SABİTLERİ

Örnek 1. 298 K, 273 K ve 373 K standart sıcaklıklarda nitrojen dioksit 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) dimerizasyon reaksiyonunda Gibbs enerjisindeki ΔG değişimini hesaplayın. Sürecin yönü hakkında bir sonuç çıkarın . Yukarıdaki sıcaklıklarda nitrojen dioksitin dimerizasyon reaksiyonunun denge sabitlerini belirleyin. Δ G = 0 olan sıcaklığı belirleyin. Bu reaksiyonun bu sıcaklığın üstünde ve altında yönü hakkında bir sonuç çıkarın. Bileşenlerin termodinamik özellikleri:

ΔΗ° 298 S o 298

Miktar kJ/mol J/mol*K

HAYIR 2 (g) 33,3 240,2

N204(g) 9,6 303,8

Çözüm. Geri dönüşümlü bir süreç için:

aA (g) + bB (g) ⇄ cC (g) + dD (g)

denge sabiti K p'nin ifadesi şöyle olacaktır:
K р =(P c C *P d D)/(P a A *P b B)

burada P A, P B, PC, PD gaz halindeki bileşenlerin A, B, C, D a, b, c, d stokiyometrik katsayılarının denge kısmi basınçlarıdır.

aA (g) +bB süreci için (Ve) ⇄ sn C Denge sabiti için (g) +dD (g) ifadesi
K c = (C c C *C d D)/(C a A *C b B)

burada C A, C B, C C, C D, A, B, C, D maddelerinin denge konsantrasyonlarıdır a, b, c, d stokiyometrik katsayılardır.

2NO 2 ⇄ N 2 O 4 sistemi için formül (1.4.1)'e göre elimizdeki

K r =P N 2 Ö 4 /P 2 NO 2
298 K standart sıcaklıkta, entalpideki değişiklik (reaksiyonun ΔHo'su) formül (1.2.2) ile belirlenir.

ΔH o reaksiyonu = ΔΗ° 298 N204 - 2ΔΗ°298 NO2 = 9,6-2*33,5 = -57400 J.

Entropi değişimi (1.3.5)

ΔS o reaksiyonu = S° 298 N2O4 - 2S° 298 NO2 =303,8-2* (240,2)=-176 J/mol*K

Tersine çevrilebilir bir reaksiyonun dengede olduğu koşullar değiştiğinde, dengenin zayıflayan değişim sürecine doğru kayacağını söyleyen Le Chatelier ilkesini kullanarak denge değişiminin yönünü tahmin ediyoruz. ΔΗ o'nun değeri negatiftir, bu nedenle oluşum reaksiyonu ekzotermiktir (ısı salınımıyla devam eder) ve sıcaklıktaki bir düşüşle denge sağa ve sıcaklık artışıyla - sola kaymalıdır. Ayrıca formül (1.3.6)'ya göre ΔH olduğunu bilerek 0, kendiliğinden bir sürecin imkansızlığını karakterize eder (bkz. örnek 4, bölüm 1.3). Dolayısıyla bizim durumumuzda sıcaklık düştükçe N 2 O 4 oluşumu tercih edilecektir (denge sağa kayar), sıcaklık arttıkça NO 2 oluşumu tercih edilir (denge sağa kayar). sol). Niteliksel sonuçları hesaplamalarla doğrulayacağız.

ΔG veya 273; ΔG veya 298; ΔG o 373 ve K 273; K298; K 373

Belirli sıcaklıklar için Gibbs enerji değerini formül (1.3.7) kullanarak hesaplıyoruz:

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.

Negatif bir ΔG o 298 değeri, reaksiyonun dengesinde sağa doğru bir kayma olduğunu gösterir ve daha yüksek bir negatif ΔG o 273 değeri, sıcaklık (298'den 273 K'ye) düştükçe dengenin sağa kaydığını gösterir.

ΔG o 373'ün pozitif değeri, kendiliğinden sürecin yönünde bir değişikliği gösterir. Bu sıcaklıkta ters reaksiyon (dengenin sola kayması) tercih edilir hale gelir.

Denge sabitleri K p ve Gibbs enerjisi ΔG o aşağıdaki formülle ilişkilidir:

burada Kp sürecin denge sabitidir; R - gaz sabiti; T - mutlak sıcaklık. Formül (1.4.3)'e göre elimizde:

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

K 298 ve K 273 > 1 değeri, dengenin sağa doğru kaymasını gösterir ((1.4.1 ile karşılaştırın) ve denge sabitinin değeri ne kadar yüksek olursa, o kadar büyük olur. K 373< 1, говорит ο смещении равновесия в системе влево (сравни с (1.4.1)).

ΔGo reaksiyonu =0 durumu denge sabitine karşılık gelir,

bire eşittir.

Bu sabite karşılık gelen T sıcaklığını formül (1.3.7) kullanarak hesaplayalım:

ΔG°=ΔΗ°-TΔS o ; O=ΔH o -TΔS o ;

T Δ G =0 =ΔΗ°/ΔS°=57400/176=326,19 K

Çözüm. 326,19 K sıcaklıkta ileri ve geri reaksiyonlar eşit olasılıkla meydana gelir, K p =1. Sıcaklık azaldıkça denge sağa kayar ve sola doğru artar.

Örnek 2. N reaksiyonuna göre NH3'ün sentez reaksiyonu için denge sabiti K p 2+3 623 K'de H2==2NH3, 2,32*10-13'e eşittir. Aynı sıcaklıkta Kc'yi hesaplayın.

Çözüm. Kp ve Kc arasındaki ilişki aşağıdaki formüle göre gerçekleştirilir.

K p = K c (RT) Δ n , (1.4.4)

Δn= n 2 - n 1 =2-4= -2, burada n 1 ve n 2, reaktiflerin ve ürünlerin mol sayısıdır. Buradan,

K c =K p /(RT) Δ n =0,624*10 -5

Cevap. K = 0,624*10-5.

Örnek 2. Kalsiyum karbonatın ayrışmasının esnekliği 1154 K'de 80380 Pa, 1164 K'da ise 91177 Pa'dır. Kalsiyum karbonatın ayrışma esnekliğinin hangi sıcaklıkta 101325 Pa'ya eşit olacağını hesaplayın.

Çözüm. Ayrışma reaksiyonu CaC03 (cr) ⇄ CaO (cr) + C02 (g)

Buradan (1.4.1) ile

K p =P CO2
Sonuç olarak, her sıcaklıkta (T 1 - 1154 K; Τ = 1164 K* Τ = X) denge sabitleri basınca karşılık gelecektir:

KT 1 = 80380; KT2 = 91177; KT 3 = 101325.

Denge sabitinin sıcaklığa bağımlılığı Arrhenius denklemi ile gösterilir

dlnK p /dT= ΔΗ/RT 2 (1.4.5)

burada K p denge sabitidir; T - sıcaklık, K; ΔΗ - reaksiyonun termal etkisi; R - gaz sabiti.

Denklemin (1.4.5) T 1 -T 2 sıcaklık aralığında Δ H = sabitte integralini aldığımızda
lnK T 1 /K T 2 = ΔΗ/R(1/T 1 -1/T 2),

K T 1 ve K T 2, T 1 ve T 2'deki denge sabitleridir.

Önce ΔΗ'yi belirleyelim (1.4.6'ya göre)

ΔΗ=ln(91177*8,31*1154*1164/80380*10)=140500 J/mol.

ln(101325/91177)=140500/8,31(1/1164-1/T 3)

T3 =1172 K
Cevap. T=1172K'da kalsiyum karbonat ayrışmasının esnekliği 101325 Pa'ya eşit olacaktır.

Görevler

56. Asetik asidin 298 K'de ayrışma sabiti 1,75*10-5'tir. Asetik asidin ayrışmasının Gibbs enerjisindeki değişim nedir?

57. BaSO 4 (cr) → Ba 2+ (p) + SO 2- 4 (p) reaksiyonu için Gibbs enerjisinin değerini (ΔG o 298) ve denge sabiti K 298'i bulun.

Hesaplama için aşağıdaki verileri kullanın:

Madde 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

S02-4(p)18.44-904.2.

58. Etilen hidrasyon reaksiyonu için 473 K'deki denge sabitini bulun

C2H4(g) + H20 (g) = C2H5OH (g).
Reaktiflerin özellikleri tabloda alınmıştır. 3. ΔS ve ΔH'nin sıcaklığa bağımlılığını ihmal edin.

59. Bunu dikkate alarak ΔH veya 298 Ve ΔS yaklaşık 298 4HCl + O 2 ⇄ 2H 2 O + 2Cl 2 reaksiyonları sıcaklığa bağlı değildir, hangi sıcaklığı bulun

K p =1 ve ΔG o = HAKKINDA.

60. Tablo verilerini kullanarak aşağıdaki reaksiyonların 298 K ve 1000 K'deki denge sabitlerini hesaplayın:

a) H 2 O (g) + CO ⇄ CO 2 + H 2

b) C02 + C (gr) ⇄ 2CO;

c) N2 + 3H2 ⇄ 2NH3.
Sıcaklığa bağlı olarak ΔH o ve S o değişikliklerini ihmal edin.

61. Bazı spontan reaksiyonlar için Δ S< О. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры: а) увеличиваться, б) уменьшаться, в) по данным задачи нельзя определить.

62. Hesaplamaları kullanmadan aşağıdaki süreçlerin ΔS o işaretini oluşturun:

a) 2NH3(g) ⇄ N2(g) + H2(g);

b) C02 (cr) ⇄ C02 (g);

c) 2NO (g) + O2 (g) = 2N02 (g);

d) 2H2S(g) + 3O2 = 2H20(l) + 2S02(g);

e) 2CH3OH (g) + 3O2 (g) = 4H20 (g) + 2C02 (g).

63. Aşağıdaki durumlardan hangisinde reaksiyon herhangi bir sıcaklıkta mümkündür: a) ΔН°< 0, ΔS°>0; b) Δ Н°<0, ΔS°<0; в) Δ Н°>0, ΔS°> 0 ?

64. Aşağıdaki durumlardan hangisinde reaksiyon herhangi bir sıcaklıkta imkansızdır: a) ΔН°> 0, ΔS°> 0; b) ΔН°>0, ΔS°<0; в) Δ Н°<0, ΔS°<0 ?

65. Eğer ΔΗ°<0 и ΔS°<0 , Hangi durumlarda reaksiyon kendiliğinden ilerleyebilir?
a)| ΔН°| > |TΔS°|; b)| ΔН°| > |TΔS°| ?

66. Sistem üzerindeki hangi etkiler sistemlerin dengesini değiştirebilir:

a) N2(g) + 3H2(g) ⇄2NH3(g);

b) 4Fe (cr) + 3O2 (g) ⇄ 2Fe203 (cr);

c) S02 (g) + O 2 (g) ⇄ 2S03 (g).

67. Sistemlerde sıcaklık arttığında denge hangi yöne kayar:

1) COCl2 ⇄ CO +Cl2; ΔН°=113 kJ;

2) 2CO ⇄ C02 + C; ΔН°=-171 kJ;

3) 2S03 ⇄ 2S02 + O2; ΔН°=192 kJ.

68. Sistemlerdeki basınç arttığında denge hangi yöne kayar:

1) H2(g) + S (cr) ⇄ H2S (g);

2) 2CO (g) ⇄ C02 (g) + C (g);

3) 4HCl (g) + O2 (g) ⇄ 2H20 (g) + 2Cl2 (g).

69. Aşağıdaki reaksiyonların dengesi nasıl etkilenecektir:

CaC03 (cr) ⇄ CaO (cr) + C02 (g); ΔН°=178 kJ;

2CO (g) + O2 (g) ⇄ 2C02; ΔН°=-566 kJ;

N2(g) + O2(g) ⇄2NO (g); ΔН°=180 kJ.

a) sıcaklıkta artış,

b) basınçta artış var mı?

70. Referans verilerini kullanarak, su gazı oluşumu reaksiyonunun denge sabitinin oluştuğu sıcaklığın yaklaşık değerini bulun.

C (g) + H20 (g) ⇄ CO (g) + H2 (g)
1'e eşittir. ΔH o ve S o'nun sıcaklığa bağımlılığını ihmal edin.

71. 600 o C'de CO + Cl2 ⇄ COCl2 reaksiyonunun denge sabiti K p, 1,67 * 10-6'ya eşittir. Belirli bir sıcaklıkta reaksiyon için Kc'yi hesaplayın.

72. Magnezyum karbonatın 1000 K'da ayrışma esnekliği 42189 Pa ve 1020 K'de 80313 Pa'dır. MgCO3 ⇄ MgO + CO2 reaksiyonunun termal etkisini ve magnezyum karbonat ayrışmasının esnekliğinin 1 Pa'ya eşit olduğu sıcaklığı belirleyin.

Bir reaksiyonun yönünü ve maddelerin konsantrasyonundaki değişimi gösteren niceliksel bir özelliğe kimyasal reaksiyonun denge sabiti denir. Denge sabiti sıcaklığa ve reaktiflerin doğasına bağlıdır.

Tersinir ve geri döndürülemez reaksiyonlar

Tüm reaksiyonlar iki türe ayrılabilir:

• geri dönüşümlü aynı anda iki zıt yönde akan;
• geri döndürülemez en az bir başlangıç ​​maddesinin tamamen tüketilmesiyle tek yönde akan.

Geri dönüşü olmayan reaksiyonlar genellikle çökelti veya gaz formunda çözünmeyen maddeler üretir. Bu tür reaksiyonlar şunları içerir:

• yanma:

  C2H5OH + 3O2 → 2C02 + H20;

• ayrışma:

  2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + H20;

• tortu veya gaz oluşumu ile bağlantı:

  BaCl2 + Na2S04 → BaS04 ↓ + 2NaCl.

Pirinç. 1. BaSO 4 çökeltisinin oluşumu.

Tersinir reaksiyonlar yalnızca belirli sabit koşullar altında mümkündür. Orijinal maddeler, hemen kendisini oluşturan parçalara ayrılan ve yeniden bir araya getirilen yeni bir maddeyi meydana getirir. Örneğin, 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 reaksiyonunun bir sonucu olarak nitrik oksit (IV), nitrik oksit (II) ve oksijene kolayca ayrışır.

Denge

Belirli bir süre sonra geri dönüşümlü reaksiyonun hızı yavaşlar. Kimyasal dengeye ulaşılır - ileri ve geri reaksiyonların hızları eşitlendiğinden, başlangıç ​​maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonunda zaman içinde herhangi bir değişiklik olmadığı bir durum. Denge ancak homojen sistemlerde mümkündür, yani reaksiyona giren tüm maddeler ya sıvı ya da gazdır.

Hidrojenin iyot ile reaksiyonu örneğini kullanarak kimyasal dengeyi ele alalım:

• doğrudan reaksiyon -

  H2 + I2 ↔ 2HI;

• tepki -

  2HI ↔ H2 + I2 .

İki reaktif karıştırıldığında - hidrojen ve iyot - sadece basit maddeler reaksiyona girdiğinden hidrojen iyodür henüz mevcut değildir. Çok sayıda başlangıç ​​​​maddesi birbirleriyle aktif olarak reaksiyona girer, dolayısıyla doğrudan reaksiyonun hızı maksimum olacaktır. Bu durumda ters reaksiyon meydana gelmez ve hızı sıfırdır.

İleri reaksiyonun hızı grafiksel olarak ifade edilebilir:

ν pr = k pr ∙ ∙ ,

burada k pr doğrudan reaksiyonun hız sabitidir.

Zamanla reaktifler tükenir ve konsantrasyonları azalır. Buna bağlı olarak ileri reaksiyonun hızı azalır. Aynı zamanda yeni bir maddenin, hidrojen iyodürün konsantrasyonu da artar. Biriktiğinde ayrışmaya başlar ve ters reaksiyonun hızı artar. Şu şekilde ifade edilebilir

ν dizi = k dizi ∙ 2 .

Hidrojen iyodürün karesi, çünkü molekülün katsayısı ikidir.

Belirli bir noktada ileri ve geri reaksiyonların hızları eşitlenir. Bir kimyasal denge durumu oluşur.

Pirinç. 2. Reaksiyon hızının zamana karşı grafiği.

Denge ya başlangıç ​​malzemelerine doğru ya da reaksiyon ürünlerine doğru kaydırılabilir. Dış faktörlerin etkisi altında yer değiştirmeye Le Chatelier ilkesi denir. Denge sıcaklık, basınç ve maddelerden birinin konsantrasyonundan etkilenir.

Sabit hesaplama

Denge durumunda, her iki reaksiyon da meydana gelir, ancak aynı zamanda oranlar dengelendiğinden (ν pr = ν arr) maddelerin konsantrasyonları dengededir (denge konsantrasyonları oluşur).

Kimyasal denge, özet formülle ifade edilen bir kimyasal denge sabiti ile karakterize edilir:

K p = k pr / k arr = sabit.

Reaksiyon hızı sabitleri, reaksiyon hızı oranı cinsinden ifade edilebilir. Ters reaksiyonun koşullu denklemini ele alalım:

aA + bB ↔ cC + dD.

O zaman ileri ve geri reaksiyonların oranları eşit olacaktır:

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

Buna göre eğer

ν pr = ν arr,

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

Buradan sabitlerin ilişkisini ifade edebiliriz:

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

Bu oran denge sabitine eşittir:

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

Pirinç. 3. Denge sabitinin formülü.

Değer, ileri reaksiyonun hızının, geri reaksiyonun hızından kaç kat daha büyük olduğunu gösterir.

Ne öğrendik?

Nihai ürünlere bağlı olarak reaksiyonlar tersinir ve tersinmez olarak sınıflandırılır. Tersinir reaksiyonlar her iki yönde de ilerler: Başlangıç ​​maddeleri, başlangıç ​​maddelerine ayrışan nihai ürünleri oluşturur. Reaksiyon sırasında ileri ve geri reaksiyonların hızları dengelenir. Bu duruma kimyasal denge denir. Reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonlarının ürününün, başlangıç ​​maddelerinin denge konsantrasyonlarının ürününe oranı olarak ifade edilebilir.

Konuyla ilgili deneme

Raporun değerlendirilmesi

Ortalama derecelendirme: 4.8. Alınan toplam puan: 64.

Kimyasal denge sabiti

Tüm kimyasal reaksiyonlar 2 gruba ayrılabilir: geri dönüşü olmayan reaksiyonlar, yani. reaksiyona giren maddelerden biri tamamen tükenene kadar devam eden reaksiyonlar ve reaksiyona giren maddelerin hiçbirinin tamamen tüketilmediği tersinir reaksiyonlar. Bunun nedeni, geri dönüşü olmayan bir reaksiyonun yalnızca bir yönde meydana gelmesidir. Hem ileri hem de geri yönde tersinir bir reaksiyon meydana gelebilir. Örneğin, reaksiyon

Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2

Sülfürik asit veya çinko tamamen yok olana kadar devam eder ve ters yönde akmaz: metalik çinko ve sülfürik asit, hidrojenin sulu bir çinko sülfat çözeltisine geçirilmesiyle elde edilemez. Bu nedenle bu reaksiyon geri döndürülemez.

Tersine çevrilebilir bir reaksiyonun klasik bir örneği, nitrojen ve hidrojenden amonyak sentezidir: N2 + 3H2 ⇆ 2 NH3 .

1 mol nitrojen ve 3 mol hidrojeni yüksek sıcaklıkta karıştırırsanız, yeterince uzun bir reaksiyon süresinden sonra bile, yalnızca reaksiyon ürünü (NH3) değil, aynı zamanda reaksiyona girmemiş başlangıç ​​​​maddeleri (N2 ve H2) de ortaya çıkar. reaktörde bulunacaktır. Aynı koşullar altında, reaktöre bir nitrojen ve hidrojen karışımı değil, saf amonyak eklersek, bir süre sonra amonyağın bir kısmının nitrojen ve hidrojene ayrıştığı ortaya çıkacaktır, yani. reaksiyon ters yönde ilerler.

Kimyasal dengenin doğasını anlamak için ileri ve geri reaksiyonların hızını dikkate almak gerekir. Bir kimyasal reaksiyonun hızı, birim zamanda başlangıç ​​maddesinin veya reaksiyon ürününün konsantrasyonundaki değişikliktir. Kimyasal denge konularını incelerken maddelerin konsantrasyonları mol/l cinsinden ifade edilir; bu konsantrasyonlar, 1 litre kapta belirli bir reaktanın kaç molünün bulunduğunu gösterir. Örneğin “amonyak konsantrasyonu 3 mol/l” ifadesi, söz konusu hacmin her litresinde 3 mol amonyak bulunduğunu ifade etmektedir.

Kimyasal reaksiyonlar moleküller arası çarpışmalar sonucu meydana gelir, bu nedenle birim hacimde ne kadar çok molekül varsa aralarındaki çarpışmalar o kadar sık ​​meydana gelir ve reaksiyon hızı da o kadar büyük olur. Bu nedenle, reaktanların konsantrasyonu ne kadar büyük olursa reaksiyon hızı da o kadar büyük olur.

sistemde denge gözlenmedi

Görünür bir değişiklik yok.

Örneğin, sistem üzerinde herhangi bir dış etki olmadığı sürece, tüm maddelerin konsantrasyonları süresiz olarak uzun bir süre değişmeden kalabilir. Kimyasal denge durumundaki bir sistemdeki konsantrasyonların bu sabitliği, hiçbir şekilde etkileşimin olmadığı anlamına gelmez ve ileri ve geri reaksiyonların aynı hızda ilerlemesiyle açıklanır. Bu duruma gerçek kimyasal denge de denir. Dolayısıyla gerçek kimyasal denge dinamik bir dengedir.

Yanlış dengeyi gerçek dengeden ayırmak gerekir. Sistem parametrelerinin (maddelerin konsantrasyonları, basınç, sıcaklık) sabitliği, gerçek kimyasal dengenin gerekli ancak yetersiz bir işaretidir. Bu, aşağıdaki örnekle açıklanabilir. Azot ve hidrojenin amonyak oluşumuyla etkileşimi ve amonyağın ayrışması, yüksek sıcaklıklarda (yaklaşık 500 ° C) gözle görülür bir hızda gerçekleşir. Hidrojen, nitrojen ve amonyağı oda sıcaklığında herhangi bir oranda karıştırırsanız, N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 reaksiyonu ortaya çıkar.

sızıntı olmayacak ve tüm sistem parametreleri sabit bir değeri koruyacaktır. Ancak bu durumda denge doğru değil yanlıştır çünkü dinamik değildir; Sistemde hiçbir kimyasal etkileşim yoktur; ileri ve geri reaksiyonların hızı sıfırdır.

Materyalin daha sonraki sunumunda, gerçek kimyasal dengeyle ilişkili olarak "kimyasal denge" terimi kullanılacaktır.

Kimyasal denge durumundaki bir sistemin niceliksel bir özelliği denge sabiti K .

Tersinir reaksiyonun genel durumu için a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

Denge sabiti aşağıdaki formülle ifade edilir:

Formül 5.1'de C(A), C(B), C(P), C(Q), reaksiyona katılan tüm maddelerin denge konsantrasyonlarıdır (mol/l), yani; kimyasal denge anında sistemde oluşturulan konsantrasyonlar; a, b, p, q – reaksiyon denklemindeki stokiyometrik katsayılar.

Amonyak sentezi reaksiyonu N2 +3H2 ⇆2NH3 için denge sabitinin ifadesi aşağıdaki forma sahiptir: . (5.2)

Bu nedenle, kimyasal denge sabitinin sayısal değeri, reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonları ürününün başlangıç ​​maddelerinin denge konsantrasyonları ürününe oranına eşittir ve her maddenin konsantrasyonunun bir güce yükseltilmesi gerekir. reaksiyon denklemindeki stokiyometrik katsayıya eşittir.

Bunu anlamak önemlidir denge sabiti denge konsantrasyonları cinsinden ifade edilir, ancak bunlara bağlı değildir ; tam tersine reaksiyona katılan maddelerin denge konsantrasyonlarının oranı denge sabitine karşılık gelecek şekilde olacaktır. Denge sabiti, reaktanların doğasına ve sıcaklığa bağlıdır ve sabit (sabit sıcaklıkta) bir değerdir. .

K >> 1 ise, o zaman denge sabiti ifadesinin kesirinin payı paydadan birçok kez daha büyüktür, bu nedenle denge anında sistemde reaksiyon ürünleri baskındır, yani. reaksiyon büyük ölçüde ileri yönde ilerler.

Eğer 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.

K ≈ 1 ise başlangıç ​​maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonları karşılaştırılabilir; Reaksiyon, hem ileri hem de geri yönlerde fark edilir ölçüde ilerler.

Denge sabiti ifadesinin yalnızca gaz fazında veya çözünmüş halde bulunan maddelerin (reaksiyonun çözeltide meydana gelmesi durumunda) konsantrasyonlarını içerdiği akılda tutulmalıdır. Reaksiyona katı bir madde dahil olursa, etkileşim onun yüzeyinde meydana gelir, bu nedenle katı maddenin konsantrasyonunun sabit olduğu varsayılır ve denge sabitinin ifadesine yazılmaz.

CO 2 (gaz) + C (katı) ⇆ 2 CO (gaz)

CaCO3 (katı) ⇆ CaO (katı) + CO2 (gaz) K = C(CO2)

Ca 3 (PO 4) 2 (katı) ⇆ 3Ca 2+ (çözelti) + 2PO 4 3– (çözelti) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)