Esimerkki 1. Laske Gibbsin energian ΔG muutos typpidioksidin 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) dimerisaatioreaktiossa standardilämpötilassa 298 K, 273 K ja 373 K. Tee johtopäätös typpidioksidin suunnasta. käsitellä asiaa. Määritä typpidioksidin dimerisaatioreaktion tasapainovakiot edellä mainituissa lämpötiloissa. Määritä lämpötila, jossa Δ G = 0. Tee johtopäätös tämän reaktion suunnasta tämän lämpötilan ylä- ja alapuolella. Komponenttien termodynaamiset ominaisuudet:
ΔΗ° 298 S o 298
V-in kJ/mol J/mol*K
NO 2 (g) 33,3 240,2
N204 (g) 9,6 303,8
Ratkaisu. Käännettävä prosessi:
aA (d) + bB (d) ⇄ cc (d) + dD (d)
tasapainovakion K p lauseke on
K p \u003d (P c C * P d D) / (P a A * P b B)
jossa P A , P B , P C , P D - kaasumaisten komponenttien A, B, C, D a, b, c, d tasapainoosittaiset paineet - stoikiometriset kertoimet.
Prosessille aA (g) +bB (ja) ⇄ kanssa C(g) +dD (g) tasapainovakion lauseke
K c = (C c C * C d D)/(C a A * C b B)
missä C a , C B , C C , C D - aineiden A, B, C, D a, b, c, d tasapainopitoisuudet - stökiömetriset kertoimet.
Kaavan (1.4.1) mukaan järjestelmälle 2NO 2 ⇄ N 2 O 4 meillä on
K p \u003d P N 2 O 4 / P 2 NO 2
Normaalilämpötilassa 298 K entalpian muutos (reaktion ΔH o) määritetään kaavalla (1.2.2).
ΔH o -reaktio \u003d ΔΗ ° 298 N 2 O 4 - 2ΔΗ ° 298 NO 2 \u003d 9,6-2 * 33,5 \u003d -57400 J.
Entropian muutos (1.3.5)
ΔS o reaktio \u003d S ° 298 N2O4 - 2S ° 298 NO2 \u003d 303,8-2 * (240,2) \u003d -176 J / mol * K
Käyttämällä Le Chatelier -periaatetta, joka sanoo, että kun olosuhteet, joissa palautuva reaktio on tasapainossa, muuttuvat, tasapaino siirtyy kohti heikentävän muutoksen prosessia, ennustamme tasapainomuutoksen suunnan. Arvo ΔΗ noin on negatiivinen, joten muodostumisreaktio on eksoterminen (menee lämmön vapautumisen kanssa) ja lämpötilan laskeessa tasapainon tulisi siirtyä oikealle, lämpötilan noustessa - vasemmalle. Lisäksi kaavan (1.3.6) mukaisesti tietäen, että ΔH
ΔGo 273; ΔGo 298; ΔGo 373 ja K 273; K298; K 373
Gibbsin energian arvo tietyissä lämpötiloissa lasketaan kaavalla (1.3.7):
ΔG o 298 \u003d ΔH o -TΔS o \u003d -57400-298 * (-176) \u003d -4952 J.,
ΔG o 273 \u003d -57400-273 * (-176) \u003d -9352J:
ΔG o 373 \u003d -57400-373 * (-176) \u003d 7129 J.
Negatiivinen arvo ΔG o 298 osoittaa reaktion tasapainon siirtymistä oikealle ja korkeampi negatiivinen arvo ΔG o 273 osoittaa, että lämpötilan laskeessa (298:sta 273 K:een), tasapaino siirtyy oikealle.
Positiivinen arvo ΔG o 373 tarkoittaa muutosta spontaanin prosessin suunnassa. Tässä lämpötilassa käänteinen reaktio tulee edullisemmaksi (tasapainon siirtyminen vasemmalle).
Tasapainovakiot K p ja Gibbsin energia ΔG o liittyvät toisiinsa kaavan avulla
jossa K p on prosessin tasapainovakio; R on kaasuvakio; T on absoluuttinen lämpötila. Kaavalla (1.4.3) meillä on:
lnK 273 \u003d - ΔG o 273 /RT \u003d 9352 / 8,31 * 273 \u003d 4,12
lnK 298 \u003d -ΔG o 298 / RT \u003d 4952 / 8,31 * 298 \u003d 2
lnK 373 \u003d -ΔG o 373 / RT \u003d -7129 / 8,31 * 298 \u003d -2,3
arvot K 298 ja K 273 > 1 osoittavat tasapainon siirtymistä oikealle (vrt. (1.4.1)) ja mitä enemmän, sitä suurempi on tasapainovakion arvo. K 373< 1, говорит ο смещении равновесия в системе влево (сравни с (1.4.1)).
Ehto ΔGo reaktio =0 vastaa tasapainovakiota,
yhtä suuri kuin yksi.
Laske tätä vakiota vastaava lämpötila T kaavan (1.3.7) mukaisesti:
ΔG°=ΔΗ°-TOSo; O=AHo-TOSo;
T Δ G = 0 = ΔΗ°/ΔS° = 57400/176 = 326,19 K
Johtopäätös. Lämpötilassa 326,19 K etenevät eteenpäin ja taaksepäin reaktiot samalla todennäköisyydellä, K p =1. Kun lämpötila laskee, tasapaino siirtyy oikealle ja vasemmalle lämpötilan noustessa.
Esimerkki 2. NH3:n synteesireaktion tasapainovakio Kp N:n reaktiolla 2+3 H2 \u003d\u003d 2NH 3 lämpötilassa 623 K on 2,32 * 10 -13. Laske Kc samassa lämpötilassa.
Ratkaisu. Viestintä K p ja K kanssa suoritetaan kaavan mukaan
K p = K c (RT) Δ n , (1.4.4)
Δn= n 2 - n 1 \u003d 2-4 \u003d -2, missä n 1 ja n 2 ovat reagenssien ja tuotteiden moolien lukumäärä. Siten,
K c \u003d K p / (RT) Δ n \u003d 0,624 * 10 -5
Vastaus. K = 0,624 * 10 -5.
Esimerkki 2 Kalsiumkarbonaatin dissosiaatioelastisuus lämpötilassa 1154 K on 80380 Pa ja lämpötilassa 1164 K se on 91177 Pa. Laske, missä lämpötilassa kalsiumkarbonaatin dissosiaatioelastisuus on yhtä suuri kuin 101325 Pa.
Ratkaisu. Dissosiaatioreaktio CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g)
Näin ollen (1.4.1)
K p \u003d P CO 2
Siksi jokaisessa lämpötilassa (T 1 - 1154 K; Τ \u003d 1164 K * Τ \u003d X) tasapainovakiot vastaavat painetta:
KT1 = 80380; K T2 = 91177; K T 3 = 101325.
Tasapainovakion riippuvuus lämpötilasta näyttää Arrhenius-yhtälön
dlnK p /dT= ΔΗ/RT 2 (1.4.5)
jossa K p on tasapainovakio; Τ - lämpötila, K; ΔΗ on reaktion lämpövaikutus; R on kaasuvakio.
Integroimalla yhtälön (1.4.5) lämpötila-alueella T 1 -T 2 kohdassa Δ H= const saadaan
lnK T 1 /K T 2 \u003d ΔΗ / R (1 / T 1 -1 / T 2),
Missä K T 1 ja K T 2 ovat tasapainovakiot kohdissa T 1 ja T 2 .
Määritetään ensin ΔH (kohdan 1.4.6 mukaan)
ΔΗ=ln(91177*8,31*1154*1164/80380*10)=140500 J/mol.
ln(101325/91177)=140500/8.31(1/1164-1/T 3)
T 3 \u003d 1172 K
Vastaus. Kun T=1172K, kalsiumkarbonaatin dissosiaatioelastisuus on yhtä suuri kuin 101325 Pa.
Tehtävät
56. Etikkahapon dissosiaatiovakio lämpötilassa 298 K on 1,75 * 10 -5. Mikä on etikkahapon hajoamisen Gibbsin energian muutos?
57. Määritä Gibbsin energian arvo (ΔG o 298) ja tasapainovakio K 298 reaktiolle BaSO 4 (cr) → Ba 2+ (p) + SO 2- 4 (p).
Käytä laskennassa seuraavia tietoja:
Aine S o 298 J / mol * K ΔH o 298 kJ / mol 2 ^ 2 ^
BaS04 (cr) 132,4 - 1447,39
Ba2+ (p) 9,64 - 533,83
SO 2-4 (p) 18,44 - 904,2.
58. Etsi eteenin hydraatioreaktion tasapainovakio lämpötilassa 473 K
C2H4 (g) + H20 (g) \u003d C2H5OH (g).
Ota reagenssien ominaisuudet taulukosta. 3. Jätä huomioimatta ΔS:n ja ΔH:n riippuvuus lämpötilasta.
59. Olettaen, että ∆Ho 298 Ja ∆S noin 298 reaktiot 4HCl + O 2 ⇄ 2H 2 O + 2Cl 2 eivät riipu lämpötilasta, etsi lämpötila, jossa
K p \u003d 1 ja ΔG o = NOIN.
60. Laske taulukkotietojen avulla seuraavien reaktioiden tasapainovakiot 298 K:ssa ja 1000 K:ssa:
a) H 2 O (g) + CO ⇄ CO 2 + H 2
b) CO 2 + C (gr) ⇄ 2SO;
c) N2 + 3H2⇄ 2NH3.
Jätä huomioimatta lämpötilan muutokset ΔH o:ssa ja S o:ssa.
61. Jollekin spontaanille reaktiolle Δ S< О. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры: а) увеличиваться, б) уменьшаться, в) по данным задачи нельзя определить.
62. Aseta seuraavien prosessien etumerkki ΔS o ilman laskelmia:
a) 2NH3 (g) ⇄ N2 (g) + H2 (g);
b) CO 2 (cr) ⇄ CO 2 (g);
c) 2NO (g) + 02 (g) = 2NO 2 (g);
d) 2H2S (g) + 302 \u003d 2H20 (g) + 2S02 (g);
e) 2CH30H (g) + 302 (g) \u003d 4H20 (g) + 2C02 (g).
63. Missä seuraavista tapauksista reaktio on mahdollista missä tahansa lämpötilassa: a) ΔH°< 0, ΔS°>0; b) ΔH°<0, ΔS°<0; в) Δ Н°>0, ∆S°> 0 ?
64. Missä seuraavista tapauksista reaktio on mahdoton missään lämpötilassa: a) ΔН°> 0, ΔS°> 0; b) Δ Н°>0, ΔS°<0; в) Δ Н°<0, ΔS°<0 ?
65. Jos ΔΗ°<0 и ΔS°<0 ,
Missä seuraavista tapauksista reaktio voi edetä spontaanisti?
a) | ΔH°| > |TΔS°|; b)| ΔH°| > |TΔS°| ?
66. Mitkä vaikutukset järjestelmään voivat muuttaa järjestelmien tasapainoa:
a) N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g);
b) 4Fe (cr) + 3O 2 (g) ⇄ 2Fe 2O 3 (cr);
c) SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g).
67. Mihin suuntaan tasapaino siirtyy lämpötilan noustessa järjestelmissä:
1) COCl2⇄CO + Cl2; ΔН° = 113 kJ;
2) 2SO ⇄ CO 2 + C; ΔН° = -171 kJ;
3) 2SO 3 ⇄ 2SO 2 + O 2; ΔН° = 192 kJ.
68. Mihin suuntaan tasapaino siirtyy paineen kasvaessa järjestelmissä:
1) H2 (g) + S (cr) ⇄ H2S (g);
2) 2CO (g) ⇄ CO 2 (g) + C (g);
3) 4HCl (g) + 02 (g) ⇄ 2H 2O (g) + 2Cl2 (g).
69. Miten se vaikuttaa seuraavien reaktioiden tasapainoon:
CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g); ΔН° = 178 kJ;
2CO (g) + O 2 (g) ⇄ 2CO 2; ΔН° = -566 kJ;
N 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2NO (g); ΔН° = 180 kJ.
a) lämpötilan nousu
b) paineen nousu?
70. Etsi vertailutietojen avulla likimääräinen arvo lämpötilalle, jossa vesikaasun muodostumisreaktion tasapainovakio
C (g) + H 2 O (g) ⇄ CO (g) + H 2 (g)
yhtä suuri kuin 1. Jätä huomioimatta ΔH o:n ja S o:n riippuvuus lämpötilasta.
71. Reaktion CO + Cl 2 ⇄ COCl 2 tasapainovakio K p 600 o C:ssa on 1,67 * 10 -6. Laske K reaktiosta tietyssä lämpötilassa.
72. Magnesiumkarbonaatin dissosiaatioelastisuus lämpötilassa 1000 K on 42189 Pa ja lämpötilassa 1020 K - 80313 Pa. Määritä reaktion MgCO 3 ⇄ MgO + CO 2 lämpövaikutus ja lämpötila, jossa magnesiumkarbonaatin dissosiaatiokilastukseksi tulee 1 Pa.
Opiskelukysymykset
Tasapainotila
Tasapainovakio
Tasapainopitoisuuksien laskeminen
Kemiallisen tasapainon muutos. Le Chatelierin periaate
Tasapainotila
Reaktiot, jotka tapahtuvat samoissa olosuhteissa samanaikaisesti vastakkaisiin suuntiin, kutsutaan palautuviksi..
Tarkastellaan reversiibeliä reaktiota, joka tapahtuu suljetussa järjestelmässä
Suoran reaktion nopeutta kuvaa yhtälö:
pr = k pr [A] [B],
Missä 
pr on suoran reaktion nopeus;
k pr on eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeusvakio.
Ajan myötä reagenssien pitoisuudet A Ja SISÄÄN laskee, reaktionopeus laskee (kuva 1, käyrä 
jne).
Reaktio välillä A Ja SISÄÄN johtaa aineiden muodostumiseen C Ja D, jonka molekyylit törmäyksessä voivat jälleen antaa aineita A Ja SISÄÄN.
Käänteisen reaktion nopeutta kuvaa yhtälö:
arr = k
arr [C] [D],
Missä 
arr on käänteisen reaktion nopeus;
k arr on käänteisen reaktion nopeusvakio.
Kuten aineiden pitoisuudet C Ja D kasvaa, käänteisen reaktion nopeus kasvaa (kuva 1, käyrä 
arr).
Kuva 1. Muutos eteenpäin ja taaksepäin tapahtuvien reaktioiden nopeuksissa ajassa
Ajan myötä myötä- ja käänteisten reaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret:
pr = 
arr
Tätä järjestelmän tilaa kutsutaan tasapainotila .
Tasapainotilassa kaikkien sen osallistujien pitoisuudet lakkaavat muuttumasta ajan myötä . Tällaisia pitoisuuksia kutsutaan tasapainoinen .
Kemiallinen tasapaino – Tämä dynaaminen tasapaino. Suljetussa järjestelmässä olevien aineiden pitoisuuksien pysyvyys on seurausta jatkuvasti jatkuvista kemiallisista prosesseista. Eteenpäin ja taaksepäin tapahtuvien reaktioiden nopeus ei ole nolla, mutta prosessin havaittu nopeus on nolla.
Eteenpäin ja taaksepäin tapahtuvien reaktioiden nopeuksien yhtäläisyys on kemiallisen tasapainon kineettinen ehto.
2. Tasapainovakio
Kun myötä- ja taaksepäinreaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret
pr = 
arr
reilu tasa-arvo
k pr [A] [B] = k arr [C] [D],
Missä [ A], [B], [KANSSA], [D] ovat aineiden tasapainopitoisuuksia.
Koska nopeusvakiot eivät riipu pitoisuuksista, yhtälö voidaan kirjoittaa eri tavalla:
Eteenpäin ja taaksepäin suunnattujen reaktioiden nopeusvakioiden suhde ( k jne / k arr ) kutsutaan kemiallisen tasapainon vakioksi:
|
|
Todellinen kemiallinen tasapaino voidaan saavuttaa vain, jos kaikki reaktiomekanismin alkuvaiheet ovat tasapainossa. Olivatpa suorien ja käänteisten reaktioiden mekanismit kuinka monimutkaisia tahansa, mutta tasapainotilassa niiden on varmistettava lähtöaineiden stoikiometrinen siirtyminen reaktiotuotteisiin ja takaisin. Tämä tarkoittaa, että prosessin kaikkien vaiheiden algebrallinen summa on yhtä suuri kuin stoikiometrinen reaktioyhtälö, ts. Stökiömetriset kertoimet ovat mekanismin kaikkien vaiheiden molekyylien summa.
Monimutkaiseen reaktioon
aA + bB cC + dD
|
K c = |
Samalla lämpötilalla reaktiotuotteiden tasapainopitoisuuksien tulon stökiömetrisiä kertoimia vastaavien potenssien tulon suhde lähtöaineiden tasapainopitoisuuksien tuloon stökiömetrisiä kertoimia vastaavina potenssiina on vakioarvo.
Tämä on massatoiminnan lain toinen muotoilu.
Heterogeenisen reaktion tasapainovakion ilmaisu sisältää vain neste- tai kaasufaasin aineiden pitoisuudet, koska kiinteiden aineiden pitoisuudet pysyvät pääsääntöisesti vakioina.
Esimerkiksi seuraavan reaktion tasapainovakion lauseke
CO 2 (g) + C (tv) 2CO (g)
on kirjoitettu näin:
TO c = 
.
Tasapainovakioyhtälö osoittaa, että tasapainoolosuhteissa kaikkien reaktioon osallistuvien aineiden pitoisuudet ovat yhteydessä toisiinsa. Tasapainovakion numeerinen arvo määrittää, mikä kaikkien reagoivien aineiden pitoisuuksien suhteen tulee olla tasapainossa.
Minkä tahansa näiden aineiden pitoisuuden muutos merkitsee muutosta kaikkien muiden aineiden pitoisuuksissa. Tämän seurauksena muodostuu uusia pitoisuuksia, mutta niiden välinen suhde vastaa jälleen tasapainovakiota.
Tasapainovakion arvo riippuu reagoivien aineiden luonne ja lämpötila.
Tasapainovakio ilmaistuna reagoivien aineiden moolipitoisuuksina ( TOKanssa) ja tasapainovakio ilmaistuna tasapainon osapaineina ( TOR) (katso "Kemiallisen termodynamiikan perusteet"), liittyvät toisiinsa suhteilla:
TOR= KKanssaRT , Kc = KR / (RT) ,
missä on muutos kaasumaisten moolien lukumäärässä reaktiossa.
Gibbsin energian standardimuutos on
G T = - RT ln Ks,
G T = H – T S.
Yhtälöiden oikeat osat yhtälön jälkeen:
- RT ln Ks = H – T S
ln K R = - H / ( RT) + S/ R .
Yhtälö ei ainoastaan määritä vakion riippuvuuden tyyppiä lämpötilasta, vaan osoittaa myös, että vakio määräytyy reagoivien aineiden luonteen mukaan.
Tasapainovakio ei riipu pitoisuuksista (sekä reaktion nopeusvakiosta), reaktiomekanismista, aktivaatioenergiasta ja katalyyttien läsnäolosta. Muutos mekanismissa esimerkiksi katalyytin käyttöönoton yhteydessä ei vaikuta tasapainovakion numeeriseen arvoon, mutta tietysti muuttaa nopeutta, jolla tasapainotila saavutetaan.
Palataan ammoniakin tuotantoprosessiin, joka ilmaistaan yhtälöllä:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Suljetussa tilavuudessa typpi ja vety yhdistyvät ja muodostavat ammoniakkia. Kuinka kauan tämä prosessi kestää? On loogista olettaa, että kunnes jokin reagensseista loppuu. Tosielämässä tämä ei kuitenkaan ole täysin totta. Tosiasia on, että jonkin aikaa reaktion alkamisen jälkeen syntynyt ammoniakki hajoaa typeksi ja vedyksi, eli käänteinen reaktio alkaa:
2NH3 (g) → N2 (g) + 3H2 (g)
Itse asiassa kaksi suoraan vastakkaista reaktiota tapahtuu suljetussa tilavuudessa kerralla. Siksi tämä prosessi on kirjoitettu seuraavasti:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH3 (g)
Kaksoisnuoli osoittaa, että reaktio tapahtuu kahteen suuntaan. Typen ja vedyn yhdistelmän reaktiota kutsutaan suora reaktio. Ammoniakin hajoamisreaktio - takaisku.
Prosessin alussa suoran reaktion nopeus on erittäin korkea. Mutta ajan myötä reagenssien pitoisuudet pienenevät ja ammoniakin määrä kasvaa - seurauksena eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus laskee ja käänteisen reaktion nopeus kasvaa. Tulee aika, jolloin suorien ja käänteisten reaktioiden nopeuksia verrataan - tapahtuu kemiallinen tasapaino tai dynaaminen tasapaino. Tasapainossa tapahtuu sekä eteenpäin- että käänteisiä reaktioita, mutta niiden nopeudet ovat samat, joten muutoksia ei ole havaittavissa.
Tasapainovakio
Erilaiset reaktiot etenevät eri tavoin. Joissakin reaktioissa muodostuu melko suuri määrä reaktiotuotteita ennen tasapainon muodostumista; toisissa paljon vähemmän. Siten voimme sanoa, että tietyllä yhtälöllä on oma tasapainovakio. Tietäen reaktion tasapainovakion on mahdollista määrittää reagoivien aineiden ja reaktiotuotteiden suhteellinen määrä, jossa kemiallinen tasapaino tapahtuu.
Kuvataan jotakin reaktiota yhtälöllä: aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d - reaktioyhtälön kertoimet;
- A, B, C, D - aineiden kemialliset kaavat.
Tasapainovakio:
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b
Hakasulkeet osoittavat, että aineiden moolipitoisuudet ovat mukana kaavassa.
Mitä tasapainovakio tarkoittaa?
Ammoniakin synteesiä varten huoneenlämpötilassa K=3,5·10 8 . Tämä on melko suuri luku, mikä osoittaa, että kemiallinen tasapaino tapahtuu, kun ammoniakkipitoisuus on paljon suurempi kuin jäljellä olevien lähtöaineiden.
Varsinaisessa ammoniakin tuotannossa teknologian tehtävänä on saavuttaa korkein mahdollinen tasapainokerroin, eli niin, että suora reaktio menee loppuun asti. Miten tämä voidaan saavuttaa?
Le Chatelierin periaate
Le Chatelierin periaate lukee:
Kuinka se ymmärtää? Kaikki on hyvin yksinkertaista. On kolme tapaa murtaa tasapaino:
- aineen pitoisuuden muuttaminen;
- lämpötilan muuttaminen
- paineen muuttaminen.
Kun ammoniakin synteesireaktio on tasapainossa, se voidaan kuvata seuraavasti (reaktio on eksoterminen):
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) + lämpö
Keskittymisen muuttaminen
Lisäämme tasapainoiseen järjestelmään lisämäärän typpeä. Tässä tapauksessa tasapaino häiriintyy:
Eteenpäin suuntautuva reaktio alkaa edetä nopeammin, koska typen määrä on kasvanut ja enemmän sitä reagoi. Jonkin ajan kuluttua kemiallinen tasapaino tulee jälleen, mutta typen pitoisuus on suurempi kuin vedyn pitoisuus:
Mutta on mahdollista "vinota" järjestelmää vasemmalle puolelle toisella tavalla - "helpottamalla" oikeaa puolta, esimerkiksi poistamalla ammoniakki järjestelmästä sen muodostuessa. Siten ammoniakin muodostumisen suora reaktio on jälleen vallitseva.
Muuta lämpötilaa
"Asteikamme" oikeaa puolta voidaan muuttaa muuttamalla lämpötilaa. Jotta vasen puoli "painottaisi enemmän", oikeaa puolta on "kevennettävä" - lämpötilan alentamiseksi:
Muuta painetta
Järjestelmän tasapainon rikkominen paineen avulla on mahdollista vain reaktioissa kaasujen kanssa. On kaksi tapaa lisätä painetta:
- järjestelmän tilavuuden lasku;
- inertin kaasun lisääminen.
Paineen kasvaessa molekyylien törmäysten määrä kasvaa. Samalla kaasujen pitoisuus järjestelmässä kasvaa ja myötä- ja taaksepäinreaktioiden nopeudet muuttuvat - tasapaino häiriintyy. Tasapainon palauttamiseksi järjestelmä "yrittää" vähentää painetta.
Ammoniakin synteesin aikana 4 typpi- ja vetymolekyylistä muodostuu kaksi ammoniakkimolekyyliä. Tämän seurauksena kaasumolekyylien määrä vähenee - paine laskee. Seurauksena on, että tasapainon saavuttamiseksi paineen nousun jälkeen eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus kasvaa.
Tee yhteenveto. Le Chatelier'n periaatteen mukaan ammoniakin tuotantoa voidaan lisätä:
- reagenssien pitoisuuden lisääminen;
- reaktiotuotteiden pitoisuuden vähentäminen;
- reaktiolämpötilan alentaminen;
- lisäämällä painetta, jossa reaktio tapahtuu.
Reaktiota varten:
SO 2Cl 2 (g) \u003d SO 2 (g) + Cl 2 (g) ∆H 0 x.r. > 0.
1) Kirjoita matemaattiset lausekkeet Ks ja Kp ja määritä niiden välinen suhde;
2) Kloorin kulutuksen tai muodostumisen suunnassa tasapaino siirtyy: a) rikkidioksidin pitoisuuden kasvun myötä; b) lämpötilan nousu; c) katalyytin lisääminen.
Ongelman ratkaisu
1) Kemiallinen tasapainovakio (Kp) on myötä- ja vastareaktioiden nopeusvakioiden suhde.
Yhtälö kemiallisen tasapainon vakiot osoittaa, että tasapainoolosuhteissa kaikkien reaktioon osallistuvien aineiden (lähtöaineiden ja tuotteiden) pitoisuudet ovat yhteydessä toisiinsa. Minkä tahansa niistä tapahtuva pitoisuuden muutos merkitsee muutosta kaikkien muiden aineiden pitoisuudessa. Vakaan tilan tasapainotilassa olevia aineiden pitoisuuksia kutsutaan tasapainopitoisuuksiksi.
Kemiallinen tasapainovakio voidaan ilmaista reaktioon osallistuvien aineiden moolipitoisuuksina. Tässä tapauksessa sitä merkitään Ks. Kemiallisen tasapainon vakio tämä reaktio ilmaistaan yhtälöllä:
Jos ilmaisemme sen reaktioon osallistuvien kaasumaisten aineiden osapaineiden kautta, se merkitään Kp:llä ja se on yhtä suuri kuin annettu muodollinen reaktio:
Vakiot Kc ja Kp on yhdistetty toisiinsa suhteella:
∆n on reaktion aiheuttama muutos reaktanttien ja tuotteiden moolimäärässä.
Jos ∆n = 0, eli reaktioon ei liity muutosta komponenttien moolimäärässä, niin
2) a) Jos rikkidioksidin (SO 2) pitoisuutta nostetaan, tasapaino siirtyy kohti käänteistä reaktiota ( kohti kloorin (Cl 2) kulutusta).
b) Lämpötilan nousu aiheuttaa tasapainon siirtymisen suoran reaktion suuntaan (kloorin (Cl 2) muodostumisen suuntaan).
c) Katalyytin lisääminen kiihdyttää tasaisesti sekä myötä- että käänteistä reaktiota, joten kemiallinen tasapaino ei muutu. Katalyytti vain edistää nopeampaa tasapainotilan saavuttamista.
Kemiallisen tasapainon vakio- kemiallisen reaktion ominaisuus, jonka arvon perusteella voidaan päätellä prosessin suunta lähtöaineiden pitoisuuksien alkusuhteessa, reaktiotuotteen suurin mahdollinen saanto tietyissä olosuhteissa.
Kemiallinen tasapainovakio määräytyy massan vaikutuksen lain mukaan. Sen arvot on laskettu tai perustuvat kokeellisiin tietoihin. Kemiallinen tasapainovakio riippuu reagoivien aineiden laadusta ja lämpötilasta.
Tasapainovakio ja Gibbsin energia
Tasapainovakio ~K liittyy Gibbsin vapaaseen energiaan ~\Delta G seuraavasti:
~\Delta G=-RT\cdot\ln K.Yllä oleva yhtälö mahdollistaa K:n laskemisen ΔG°:n arvosta ja sitten reagenssien tasapainopitoisuuksista (osapaineista).
Tästä yhtälöstä voidaan nähdä, että tasapainovakio on erittäin herkkä lämpötilan muutoksille (jos ilmaisemme vakion tästä, niin lämpötila on eksponentissa). Endotermisten prosessien osalta lämpötilan nousu vastaa tasapainovakion nousua, eksotermisten prosessien osalta sen laskua. Tasapainovakio ei riipu paineesta, paitsi erittäin korkean paineen tapauksissa (alkaen 100 Pa).
Tasapainovakion riippuvuus entalpia- ja entropiatekijöistä osoittaa reagenssien luonteen vaikutuksen siihen.
Tasapainovakio ja reaktionopeus
Voit ilmaista tasapainovakion reaktionopeudella. Tässä tapauksessa tasapainovakio määritellään seuraavasti
~K=\frac(k_1)(k_(-1)),missä ~k_1 on eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeusvakio, ~k_(-1) on käänteisen reaktion nopeusvakio.
Ladataan...