Kimyasal denge sabiti

Çoğu kimyasal reaksiyon geri dönüşümlüdür; aynı anda zıt yönlerde akar. İleri ve geri reaksiyonların aynı hızda gerçekleştiği durumlarda kimyasal denge oluşur. Örneğin, tersinir bir homojen reaksiyonda: H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g), kütle etki yasasına göre ileri ve geri reaksiyon oranlarının oranı, konsantrasyonların oranına bağlıdır. reaktantların sayısı, yani: ileri reaksiyonun hızı: υ 1 = k 1 [H 2 ]. Ters reaksiyon hızı: υ 2 = k 2 2.

H2 ve I2 başlangıç ​​​​maddeleriyse, ilk anda ileri reaksiyonun hızı başlangıç ​​​​konsantrasyonlarına göre belirlenir ve ters reaksiyonun hızı sıfırdır. H2 ve I2 tükenip HI oluştukça ileri reaksiyonun hızı azalır, geri reaksiyonun hızı artar. Bir süre sonra her iki oran da eşitlenir ve sistemde kimyasal denge kurulur; birim zamanda üretilen ve tüketilen HI moleküllerinin sayısı aynı olur.

Kimyasal dengede ileri ve geri reaksiyonların hızları V 1 = V 2'ye eşit olduğundan k 1 = k 2 2 olur.

k 1 ve k 2 belirli bir sıcaklıkta sabit olduğundan oranları sabit olacaktır. Bunu K ile gösterirsek şunu elde ederiz:

K'ya kimyasal denge sabiti denir ve yukarıdaki denkleme kütle hareketi yasası denir (Guldberg - Waale).

Genel durumda, aA+bB+…↔dD+eE+… formundaki bir reaksiyon için denge sabiti şuna eşittir: . Gaz halindeki maddeler arasındaki etkileşim için, reaktanların denge kısmi basınçları p ile temsil edildiği ifade sıklıkla kullanılır. Bahsedilen reaksiyon için .

Denge durumu, belirli koşullar altında reaksiyonun kendiliğinden ilerleyeceği sınırı karakterize eder (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

Denge konsantrasyonları arasındaki ilişki, hangi maddelerin başlangıç ​​maddesi olarak alındığına bağlı değildir (örneğin, H2 ve I2 veya HI), yani. Denge durumuna her iki taraftan da yaklaşılabilir.

Kimyasal denge sabiti reaktiflerin doğasına ve sıcaklığa bağlıdır; Denge sabiti basınca (çok yüksekse) veya reaktiflerin konsantrasyonuna bağlı değildir.

Sıcaklık, entalpi ve entropi faktörlerinin denge sabiti üzerindeki etkisi. Denge sabiti, ∆Go kimyasal reaksiyonunun standart izobarik-izotermal potansiyelindeki değişiklik ile ∆G o =-RT ln K basit denklemiyle ilişkilidir.

∆G o'nun (∆G o) büyük negatif değerlerinin olduğunu gösterir.<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), bu durumda başlangıç ​​maddeleri denge karışımında baskındır. Bu denklem ∆G o değerinden K'yı ve ardından reaktiflerin denge konsantrasyonlarını (kısmi basınçlar) hesaplamamızı sağlar. ∆G o =∆Н o -Т∆S o olduğunu hesaba katarsak, bir miktar dönüşümden sonra şunu elde ederiz: . Bu denklemden denge sabitinin sıcaklık değişimlerine karşı çok duyarlı olduğu açıktır. Reaktanların doğasının denge sabiti üzerindeki etkisi, onun entalpi ve entropi faktörlerine bağımlılığını belirler.

Kimyasal durum denge- bu, sürecin stokiyometrisi dikkate alınarak, ürünlerin ve başlangıç ​​maddelerinin kimyasal potansiyelinin birbirine eşit olduğu bir durumdur.

İki koşulun karşılanması durumunda kimyasal dengeden bahsedebiliriz:

İleri ve geri reaksiyonların hızları eşittir.

Denge, dış bir etki uygulandığında ve daha sonra bu etki ortadan kaldırıldığında sistem orijinal durumuna geri döndüğünde var olur.

11. Kitlesel eylem yasası.

Sabit sıcaklıkta, bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyon denklemindeki stokiyometrik katsayılara eşit güçlerde alınan, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının çarpımı ile doğru orantılıdır.

Örneğin amonyak sentezi reaksiyonu için:

N2 + 3H2 = 2NH3

kitlesel eylem yasası şu şekildedir:

Kc = 2 / 3

12. Homojen bir sistemde denge sabiti. Denge sabitini ifade etme yolları.

denge sabiti stokiyometrik katsayılara karşılık gelen güçlerde alınan, son ve ilk reaksiyon katılımcılarının denge konsantrasyonlarının çarpımlarının oranına eşit sabit bir değerdir

Homojen Bir fazda meydana gelen reaksiyonlara gaz karışımında, sıvıda veya bazen katı çözeltide meydana gelen reaksiyonlar denir.

Denge Sabitini İfade Etmenin Yolları

Reaksiyona dahil olan maddelerin konsantrasyonları molar molarite birimleri cinsinden ifade edilirse; mol/l cinsinden genellikle Kc olarak gösterilir

Homojen bir gaz reaksiyonu için denge sabitini maddelerin kısmi basınçları cinsinden ifade etmek daha uygundur:

Bazen denge sabitini kısmi basınçlar ve konsantrasyonlar cinsinden değil, madde miktarları cinsinden ifade etmek uygun olur:
veya karşılık gelen mol kesirleri aracılığıyla:

Genel durumda denge sabitleri Kc, Kp, Kn ve KN farklıdır.

13. Le Chatelier-Brown ilkesi .

Dengede olan bir sisteme dışarıdan bir etki uygulandığında denge, dış etkiyi zayıflatacak yöne kayar.

14. Van't Hoff izobar denklemi.

Bu ifade T'nin denge ve denge sabiti üzerindeki etkisini niteliksel olarak değerlendirmemize olanak tanır.

15.Aşama.

Aşama denir - heterojen bir sistemin, içindeki tüm özelliklerin sürekli olarak ve aniden geçerken değişebildiği gerçek bir arayüze sahip homojen bir parçası.

16.Bileşenler ve bileşenler.

Bileşen denir– Sistemlerin durumunu açıklamaya yeterli olan minimum bileşen sayısı.

Bileşen maddelerdenir - Bir sistemin parçası olan, geleneksel ilaç yöntemleri kullanılarak izole edilebilen ve istenildiği sürece sistem dışında bulunabilen maddelerdir.

17. Gibbs faz kuralı .

Dış etkenler arasında yalnızca sıcaklık ve basınçtan etkilenen denge termodinamik sisteminin serbestlik derecesi sayısı bağımsız bileşenlerin sayısına eşittir. S=K-F+N(harici parametrelerin sayısı)

Faz kuralı, serbestlik derecesi sayısının sistemin bileşen sayısıyla arttığını ve sistemin faz sayısıyla azaldığını gösterir.

18. Sistemde faz dengesi koşulları.

Heterojen bir sistemde fazlar arasında aşağıdaki denge türleri mevcutsa faz dengesi vardır:

Termal (sıcaklık eşitliği)

Mekanik (basınç eşitliği)

Kimyasal her bileşen için

19.Clausius-Clausius denklemi

Nerede, - Δ V- Bir maddenin birinci fazdan ikinci faza geçişi sırasında hacmindeki değişiklik, T – geçiş sıcaklığı, Δ H– 1 mol maddenin bir fazdan diğerine geçişi sırasında maddenin entropi ve entalpisindeki değişim

2 parametre değiştiğinde bir faz geçişi sırasında sıcaklığın veya basıncın nasıl değişeceğini tahmin etmenizi sağlar.

20. su durumu diyagramı

Sistemin durumunu karakterize eden miktarlar ile sistemdeki faz dönüşümleri arasındaki ilişki - katıdan sıvıya, sıvıdan gaza geçiş

21. Doğru çözümler. Bir çözeltinin konsantrasyonunu ifade etme yolları. Bir maddenin molar ve kütle fraksiyonunun ve bir maddenin çözelti içindeki molar konsantrasyonunun hesaplanması.

Doğru çözüm- Bu, çözünen maddenin parçacık boyutlarının son derece küçük olduğu ve çözücü parçacıklarının boyutuyla karşılaştırılabilir olduğu bir çözelti türüdür.

Çözümler var gazlı(gaz karışımları), sıvı Ve zor. Gaz halindeki çözelti havadır. Deniz suyu, sudaki tuzların bir karışımıdır - sıvı bir çözelti. Katı çözümler – metal alaşımları. Çözeltiler bir çözücü ve bir çözünen(ler)den oluşur.

Çözüm denir iki veya daha fazla bileşenden oluşan katı veya sıvı homojen sistem.

Bir çözücü dikkate alınır– bir çözeltinin veya hacim veya kütle bakımından daha büyük bir maddenin toplanma durumunu belirleyen bir madde.

Çözeltilerin konsantrasyonunu ifade etme yöntemleri.

Çözüm konsantrasyonu bir çözeltinin veya çözücünün belirli bir miktarı, kütlesi veya hacmindeki çözünen maddenin kütlesi veya miktarıdır.

1) Kütle fraksiyonu ( kablosuz ) 100 gram çözeltide bulunan çözünen maddenin kütlesidir.

2) Mol fraksiyonu (mol) – X Ben – 1 mol çözeltide bulunan bileşenin mol sayısı.

3) Molal konsantrasyonu (molalite) mi – 1 kg çözücüde bulunan çözünen maddenin mol sayısı [mol/kg].

4) Molar konsantrasyon İLE Ben – 1 litre veya 1 dm3 çözeltide bulunan çözünmüş maddenin mol sayısı [mol/l].

Çalışma soruları

1. Denge durumu

Denge sabiti

Denge konsantrasyonlarının hesaplanması

Kimyasal dengede değişiklik. Le Chatelier'in ilkesi

1. Denge durumu

Aynı koşullar altında aynı anda zıt yönlerde meydana gelen reaksiyonlara tersinir reaksiyonlar denir..

Kapalı bir sistemde meydana gelen tersinir bir reaksiyonu düşünün

İleri reaksiyonun hızı aşağıdaki denklemle tanımlanır:

pr = k pr [A] [B],

Nerede pr – doğrudan reaksiyon hızı;

k pr ileri reaksiyonun hız sabitidir.

Zamanla reaktiflerin konsantrasyonları A Ve İÇİNDE azaldıkça reaksiyon hızı düşer (Şekil 1, eğri pr).

Arasındaki reaksiyon A Ve İÇİNDE maddelerin oluşumuna yol açar C Ve Dçarpışmalar sırasında molekülleri tekrar madde verebilen moleküller A Ve İÇİNDE.

Ters reaksiyonun hızı aşağıdaki denklemle tanımlanır:

varış = k sıra [C] [D],

Nerede rev – ters reaksiyon hızı;

k rev – ters reaksiyonun hız sabiti.

Maddelerin konsantrasyonları olarak C Ve D arttıkça ters reaksiyonun hızı da artar (Şekil 1, eğri varış).

Şekil 1. Zaman içinde ileri ve geri reaksiyon oranlarındaki değişiklikler

Bir süre sonra ileri ve geri reaksiyonların oranları eşit olur:

pr = varış.

Sistemin bu durumuna denir denge durumu .

Denge durumunda, tüm katılımcıların konsantrasyonları zamanla değişmez. . Bu tür konsantrasyonlara denir denge .

Kimyasal denge – Bu dinamik denge. Kapalı bir sistemde bulunan maddelerin konsantrasyonlarının değişmezliği, sürekli devam eden kimyasal süreçlerin bir sonucudur. İleri ve geri reaksiyonların hızları sıfıra eşit değildir ancak sürecin gözlemlenen hızı sıfıra eşittir.

İleri ve geri reaksiyon hızlarının eşitliği kimyasal denge için kinetik bir durumdur.

2. Denge sabiti

İleri ve geri reaksiyonların hızları eşit olduğunda

pr = varış.

eşitlik doğrudur

k pr [A] [B] = k sıra [C] [D],

Nerede [ A], [B], [İLE], [D] – maddelerin denge konsantrasyonları.

Hız sabitleri konsantrasyonlara bağlı olmadığından eşitlik farklı şekilde yazılabilir:

İleri ve geri reaksiyonların hız sabitlerinin oranı ( k halkla ilişkiler / k varış. ) kimyasal denge sabiti denir:

Gerçek kimyasal denge ancak reaksiyon mekanizmasının tüm temel aşamalarının dengede olması durumunda kurulabilir. Doğrudan ve ters reaksiyonların mekanizmaları ne kadar karmaşık olursa olsun, denge durumunda başlangıç ​​maddelerinin reaksiyon ürünlerine ve geriye stokiyometrik geçişini sağlamalıdırlar. Bu, sürecin tüm aşamalarının cebirsel toplamının reaksiyonun stokiyometrik denklemine eşit olduğu anlamına gelir; stokiyometrik katsayılar mekanizmanın tüm aşamalarının moleküleritelerinin toplamını temsil eder.

Karmaşık bir reaksiyon için

aA + bB  cC + dD

Aynı sıcaklık için, stokiyometrik katsayılara eşit derece cinsinden reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonlarının ürününün stokiyometrik katsayılara eşit derece cinsinden başlangıç ​​maddelerinin denge konsantrasyonlarının ürününe oranı sabit bir değerdir.

Bu, kitle eylemi yasasının ikinci formülasyonudur.

Heterojen bir reaksiyonun denge sabiti ifadesi, kural olarak katı maddelerin konsantrasyonları sabit kaldığından, yalnızca sıvı veya gaz fazındaki maddelerin konsantrasyonlarını içerir.

Örneğin aşağıdaki reaksiyonun denge sabitinin ifadesi şöyledir:

CO 2 (g) + C (tv)  2 CO (g)

şu şekilde yazılmıştır:

İLE c =
.

Denge sabiti denklemi, denge koşulları altında reaksiyona katılan tüm maddelerin konsantrasyonlarının birbiriyle ilişkili olduğunu gösterir. Denge sabitinin sayısal değeri, reaksiyona giren tüm maddelerin konsantrasyon oranının dengede ne olması gerektiğini belirler.

Bu maddelerden herhangi birinin konsantrasyonundaki bir değişiklik, diğer tüm maddelerin konsantrasyonunda da değişiklik gerektirir. Sonuç olarak yeni konsantrasyonlar oluşturulur, ancak aralarındaki oran yine denge sabitine karşılık gelir.

Denge sabitinin değeri şunlara bağlıdır: Reaktanların doğası ve sıcaklık.

Reaktanların molar konsantrasyonları cinsinden ifade edilen denge sabiti ( İLEİle) ve denge kısmi basınçları cinsinden ifade edilen denge sabiti ( İLER) (bkz. “Kimyasal Termodinamiğin Temelleri”) aşağıdaki ilişkilerle birbirine bağlıdır:

İLER= KİleRT  , kC = KR / (RT)  ,

burada  reaksiyondaki gaz halindeki mol sayısındaki değişikliktir.

Gibbs enerjisindeki standart değişim

G T = - RT içinde kP,

G T =  H – T  S.

Denklemlerin sağ taraflarını eşitledikten sonra:

- RT içinde kP =  H – T  S

içinde k R = -  H / ( RT) +  S/ R .

Denklem sadece sabitin sıcaklığa bağımlılık türünü belirlemekle kalmaz, aynı zamanda sabitin reaksiyona giren maddelerin doğasına göre belirlendiğini de gösterir.

Denge sabiti konsantrasyonlara (reaksiyon hızı sabiti gibi), reaksiyon mekanizmasına, aktivasyon enerjisine veya katalizörlerin varlığına bağlı değildir.. Örneğin bir katalizör eklenirken mekanizmanın değiştirilmesi denge sabitinin sayısal değerini etkilemez, ancak elbette denge durumuna ulaşma hızını değiştirir.

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.

Tersinir 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 yapmaz ve tüm sistem parametreleri sabit bir değerde kalır. 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–)

KENDİNİ KİMYA VE DOĞA BİLİMLERİNE ADAMAYA KARAR VEREN ORTAOKUL ÖĞRETMENLERİ, PEDAGOJİ ÜNİVERSİTESİ ÖĞRENCİLERİ VE 9-10. SINIF ÖĞRENCİLERİ İÇİN

DERS KİTABI · SORUNLU İŞÇİ · LABORATUVAR UYGULAMASI · OKUMANIZ GEREKEN BİLİMSEL HİKAYELER

§ 3.2. Denge sabiti
ve izobarik reaksiyon potansiyeli

Denge sabiti, başlangıç ​​maddelerinin ve reaksiyon ürünlerinin oluşum entalpisi ve entropisine ilişkin tablo halindeki verilerden hesaplanan izobarik potansiyelin değerinden kolaylıkla bulunabilir.

İncelenmekte olan reaksiyonun denge sabitini hesaplamanız gerektiğinde bu formüle ihtiyacınız olacaktır.

Bu ders kitabında hazır formüller vermemeye, matematiksel mantığın en basit yöntemlerini kullanarak bunları türetmeye çalışıyoruz, dolayısıyla bu formülün türetilmesi aşağıda verilmiştir. Bu materyali okuduktan sonra olasılık teorisi, aktivasyon entropisi vb. gibi en basit kavramlara aşina olacaksınız.

Bir kimyasal reaksiyonun hızını belirleyen sadece aktivasyon enerjisi değildir. Reaksiyona giren moleküllerin boyutu ve şekli ile reaktif atomların veya bunların içindeki grupların konumu büyük rol oynar. Bu bağlamda, iki parçacık çarpıştığında, bunların spesifik yönelimi önemlidir, yani tam olarak reaktif olan merkezlerin teması.

Bir çarpışma sırasında etkileşim için gerekli moleküler yönelimin olasılığını W ile gösterelim:

W değerinin gaz sabiti R ile çarpımının doğal logaritmasına aktivasyon entropisi S a denir:

Bu ifadeden şu sonuç çıkıyor:

Logaritmanın tanımına göre gerekli yönelimin olasılığını nereden elde ederiz:

Reaksiyonun gerçekleşmesi için gerekli yönelimin olasılığı ne kadar yüksek olursa, hızı da o kadar yüksek olur ve buna bağlı olarak hız sabiti de o kadar yüksek olur; bu şu şekilde yazılabilir:

Daha önce hız sabitinin aktivasyon enerjisine ve sıcaklığa bağlı olduğunu öğrenmiştik:

Dolayısıyla hız sabiti aktivasyon enerjisine, sıcaklığa ve aktivasyon entropisine bağlıdır:

Orantılılık katsayısı Z'yi tanıtalım ve eşittir işareti koyalım:

Ortaya çıkan ifade denir kimyasal kinetiğin temel denklemi.

Bu denklem katalizin bazı yönlerini açıklamaktadır: Bir katalizör, bir reaksiyonun aktivasyon enerjisini düşürür ve aktivasyonun entropisini arttırır, yani reaksiyona giren parçacıkların etkileşim için uygun yönelim olasılığını arttırır.

Aktivasyon entropisinin yalnızca parçacıkların spesifik yönelimini değil aynı zamanda çarpışma anında temas süresini de dikkate aldığını belirtmek ilginçtir. Parçacıklar arasındaki temas süresi çok kısaysa, elektron yoğunluklarının yeni kimyasal bağlar oluşturmak için yeniden dağıtılması için zaman kalmaz ve iten parçacıklar farklı yönlere ayrılır. Katalizör ayrıca reaksiyona giren parçacıkların temas süresini de önemli ölçüde artırır.

Katalitik etkinin bir başka özelliği: Katalizör, yeni oluşan parçacıktan fazla enerjiyi alır ve yüksek enerji aktivitesi nedeniyle orijinal parçacıklara parçalanmaz.

Denge sabitinin ileri ve geri reaksiyonların hız sabitlerinin oranı olduğunu biliyorsunuz:

İleri ve geri reaksiyonların hız sabitlerini kimyasal kinetiğin temel denkleminin ifadeleriyle değiştirelim:

İki orantı katsayısının Z pr / Z arr oranı, denge sabitinin değerine ekleyeceğimiz sabit bir değerdir, bu nedenle daha önce olduğu gibi sabit kalacaktır.

Üstel fonksiyonlarla çalışmanın kurallarını hatırlarsanız formülün dönüşümünü anlayacaksınız:

Hess yasasına göre, geri ve ileri reaksiyonların aktivasyon enerjileri arasındaki fark, entalpideki değişimdir (bunun için ısının açığa çıkmasıyla gerçekleşen reaksiyonun entalpi diyagramını çizerek emin olun ve şunu unutmayın: bu dava D N< 0 ):

Tamamen aynı fark hadi belirtelim DS:

Parantezlerin önünde neden eksi işareti bulunduğunu açıklayın.

Denklemi elde ederiz:

Bu denklemin her iki tarafının logaritmasını alalım:

Nereden alıyoruz:

Bu denklem kimya ve diğer bilimler için o kadar önemlidir ki, yurtdışındaki birçok kimya öğrencisi bu formülün yazılı olduğu gömlekler giymektedir.

Eğer DG J/mol cinsinden ifade edilirse formül şu şekli alır:

Bu formülün bir özelliği vardır: Eğer denge sabiti gaz halindeki maddelerin basınçları aracılığıyla belirlenirse, o zaman bu maddelerin atmosferlerdeki basınçları denge sabitinin ifadesinde ikame edilir (1 atm = 101325 Pa = 760 mm Hg).

Bu formül, bilinen bir değer verildiğinde, DG reaksiyonu, denge sabitini hesaplayın ve böylece belirli bir sıcaklıkta denge sisteminin bileşimini bulun. Formül, denge sabiti ne kadar yüksek olursa ve denge reaksiyon karışımında ne kadar çok reaksiyon ürünü (reaksiyon denkleminin sağ tarafındaki maddeler) bulunursa, reaksiyonun izobarik potansiyelindeki değişimin o kadar negatif olduğunu gösterir. Ve tam tersi, denge sabitinin değeri ne kadar düşükse ve denge karışımında reaksiyon ürünleri ve başlangıç ​​maddeleri ne kadar azsa, negatif değer o kadar küçük olur DG.

Denge sabiti 1'den büyük olduğunda ve izobarik potansiyel negatif olduğunda, dengenin reaksiyon ürünlerine doğru veya sağa doğru kaydığını söylemek gelenekseldir. Denge sabiti 1'den küçük olduğunda ve izobarik potansiyel pozitif olduğunda, dengenin başlangıç ​​maddelerine doğru veya sola doğru kaydığını söylemek gelenekseldir.

Denge sabiti 1'e eşit olduğunda izobarik potansiyel 0'a eşit olur. Sistemin bu durumu, dengenin sağa veya sola kayması arasındaki sınır olarak kabul edilir. Belirli bir reaksiyon için izobarik potansiyeldeki değişiklik negatif olduğunda ( DG<0 ), reaksiyonun ileri yönde ilerleyebileceğini söylemek gelenekseldir; Eğer DG>0 reaksiyonun geçmediğini söylüyorlar.

Böylece,

DG<0 – reaksiyon gerçekleşebilir (termodinamik olarak mümkün);

DG<0 , O K>1– denge sağa, ürünlere doğru kaydırılır;

DG>0, O İLE<1 – denge başlangıç ​​maddelerine doğru sola kaydırılır.

İlgilendiğiniz reaksiyonun mümkün olup olmadığını öğrenmeniz gerekiyorsa (örneğin, istenen boyanın sentezinin mümkün olup olmadığını, belirli bir mineral bileşiminin sinterlenip sinterlenmeyeceği, atmosferik oksijenin renk üzerindeki etkisi vb.) ), bu reaksiyonu hesaplamak yeterlidir DG. İzobarik potansiyeldeki değişim negatif çıkarsa reaksiyon mümkündür ve istenen ürünü elde etmek için farklı başlangıç ​​malzemelerini karıştırabilirsiniz.

Farklı sıcaklıklarda izobarik potansiyeldeki değişimi ve denge sabitini hesaplamak için yapmanız gerekenleri okuyun (hesaplama algoritması).

1. Basit maddelerden oluşum entalpilerinin değerlerini (298 K sıcaklık için) referans tablolarından yazın. D N varış. ve entropi S Bir kimyasal reaksiyonun denkleminde yazılı olan tüm maddeler. Eğer D N varış. kJ/mol olarak ifade ediliyorsa J/mol'e dönüştürülmeleri gerekir (neden?).

2. Stokiyometrik katsayıları hatırlayarak, reaksiyondaki entalpi değişimini (298 K), ürünlerin oluşum entalpilerinin toplamı ile başlangıç ​​maddelerinin oluşum entalpilerinin toplamı arasındaki fark olarak hesaplayın:

3. Reaksiyondaki entropi değişimini (298 K), stokiyometrik katsayıları hatırlayarak, ürünlerin entropilerinin toplamı ile başlangıç ​​maddelerinin entropilerinin toplamı arasındaki fark olarak hesaplayın:

4. İzobarik potansiyeldeki değişimin reaksiyonun entalpisi, entropi ve sıcaklıktaki değişikliklere bağımlılığı için yeni elde edilen sayısal değerleri bildiğiniz denklemde değiştirerek bir denklem oluşturun D N r-ion Ve DS bölgeleri:

5. 298 K standart sıcaklıkta izobarik potansiyeldeki değişimi hesaplayın:

6. İşaretle D G ilçeleri, 298 reaksiyonun standart bir sıcaklıkta meydana gelme olasılığı hakkında bir sonuca varmak: eğer işaret “eksi” ise, reaksiyon termodinamik olarak mümkündür; işaret “artı” ise reaksiyon imkansızdır.

7. Matematiği yapın D G ilçeleri ilgilendiğiniz T sıcaklığında:

ve sıcaklıktaki bir değişikliğin reaksiyon olasılığını nasıl etkilediğine dair bir sonuç çıkarın. Bu sıcaklıkta izobarik potansiyeldeki değişimin daha az pozitif veya daha fazla negatif olduğu ortaya çıkarsa D G 298 bu nedenle bu sıcaklıkta reaksiyonun gerçekleşmesi daha olası hale gelir.

8. İlgilendiğiniz T sıcaklığında, bildiğiniz denklemden denge sabiti K'yı hesaplayın:

9. Dengenin başlangıç ​​maddelerine doğru kayması hakkında bir sonuç çıkarın (K<1) или в сторону продуктов (К>1).

İzobarik potansiyelde negatif bir değişiklikle ortaya çıkan bir reaksiyonun olasılığı hakkında sonuca varmak ( D G ilçeleri<0 ) termodinamik veriler tek başına genellikle yetersizdir. Termodinamik olarak mümkün olan bir reaksiyonun, koşullar değiştiğinde (maddelerin konsantrasyonu, basınç, sıcaklık), diğer reaksiyon yollarından veya uygun şekilde seçilmiş bir katalizörün varlığında kinetik olarak engellendiği ve uygulanabilir olduğu ortaya çıkabilir.

Kristal demirin gazlı su (su buharı) ile reaksiyonu örneğini ele alalım:

Bir reaksiyonun termodinamik olasılığı nasıl öğrenilir?

Bu reaksiyon ilgi çekicidir çünkü metal bir ürünün parlaklığının azalmasının ve korozyondan dolayı tahrip olmasının nedenlerini göstermektedir.

Öncelikle reaksiyon denkleminin stokiyometrik katsayılarını seçiyoruz:

Reaksiyondaki tüm katılımcılar için termodinamik verileri (sıcaklık 298 K) referans tablolarından yazalım:

Basit maddelerin entalpilerinin sıfıra eşit olduğunu hatırlayarak bu reaksiyondaki entalpi değişimini hesaplayalım:

Entalpi değişimini J cinsinden ifade edelim:

Reaksiyona ısı salınımı eşlik eder, Q>0, Q=+50 300 J/mol ve bu da reaksiyonun kendiliğinden oluştuğunu varsaymayı mümkün kılar. Bununla birlikte, bir reaksiyonun yalnızca izobarik potansiyeldeki değişimin işaretiyle kendiliğinden gerçekleştiğini güvenle söyleyebiliriz.

Stokiyometrik katsayıları unutmadan, bu reaksiyondaki entropi değişimini hesaplayalım:

Reaksiyon sonucunda sistemin entropisi azalır, dolayısıyla sistemde düzen artışı meydana geldiği not edilebilir.

Şimdi izobarik potansiyeldeki değişikliklerin entalpi, entropi ve sıcaklıktaki değişikliklere bağımlılığı için bir denklem oluşturalım:

298 K standart sıcaklıkta reaksiyondaki izobarik potansiyeldeki değişimi hesaplayalım:

İzobarik potansiyeldeki değişimin yüksek negatif değeri, oda sıcaklığında demirin oksijen tarafından oksitlenebileceğini gösterir. Eğer en ince demir tozunu elde edebilseydiniz, demirin havada nasıl yandığını görürdünüz. Neden demir ürünler, heykelcikler, çiviler vb. havada yanmıyor? Hesaplama sonuçları, demirin havada paslandığını, yani yok edildiğini ve demir oksitlere dönüştüğünü göstermektedir.

Şimdi artan sıcaklığın bu reaksiyonun olasılığını nasıl etkilediğini görelim. 500 K sıcaklıkta izobarik potansiyeldeki değişimi hesaplayalım:

Sıcaklık arttıkça reaksiyonun izobarik potansiyelindeki değişimin daha az negatif hale geldiğini gösteren bir sonuç elde ettik. Bu, sıcaklığın artmasıyla reaksiyonun termodinamik açıdan daha az olası hale geldiği, yani reaksiyonun dengesinin giderek daha fazla başlangıç ​​maddelerine doğru kaydığı anlamına gelir.

Dengenin hangi sıcaklıkta hem reaksiyon ürünlerine hem de başlangıç ​​malzemelerine doğru eşit şekilde kaydığını bilmek ilginçtir. Bu ne zaman olur D G r-tion =0(denge sabiti 1'dir):

Bunu nereden alıyoruz:

T=150300/168.2=894K, veya 621°С.

Bu sıcaklıkta reaksiyonun hem ileri hem de geri yönde meydana gelme olasılığı eşittir. 621°C'nin üzerindeki sıcaklıklarda, Fe304'ün hidrojen ile indirgenmesinin ters reaksiyonu baskın olmaya başlar. Bu reaksiyon saf demir elde etmenin yollarından biridir (metalurjide demir oksitler karbonla indirgenir).

298 K sıcaklıkta:

Dolayısıyla sıcaklık arttıkça denge sabiti azalır.

Demir oksit Fe 3 O 4'e manyetit (manyetik demir cevheri) denir. Bu demir oksit, FeO (wüstit) ve Fe203 (hematit) oksitlerinden farklı olarak bir mıknatıs tarafından çekilir. Antik çağda Magnus adında bir çobanın çok küçük, dikdörtgen bir çakıl taşı bulduğu ve onu yağlı (bu neden önemli?) elleriyle bir kasenin içine su yüzeyine koyduğuna dair bir efsane vardır. Çakıl taşı boğulmadı ve suyun üzerinde yüzmeye başladı ve çoban kaseyi ne kadar çevirirse çevirsin çakıl taşı her zaman tek yönü gösteriyordu. Sanki pusula böyle icat edilmiş ve mineral de ismini bu çobanın isminden almış. Belki de manyetit, adını Küçük Asya antik kenti Magnesia'dan almıştır. Manyetit, demirin çıkarıldığı ana cevherdir.

Bazen manyetit formülü şu şekilde gösterilir: FeO Fe2O3, manyetitin iki demir oksitten oluştuğunu ima eder. Bu yanlış: manyetit bireysel bir maddedir.

Fe203'ün (hematit) başka bir oksidi - kırmızı demir cevheri - kırmızı rengi nedeniyle (Yunanca - kandan çevrilmiş) bu şekilde adlandırılmıştır. Demir hematitten elde edilir.

FeO oksit doğada neredeyse hiç bulunmaz ve endüstriyel bir önemi yoktur.