Dipendenza della costante di equilibrio da vari fattori. Equilibrio chimico
Torniamo al processo di produzione dell'ammoniaca, espresso dall'equazione:
N2(g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Essendo in un volume chiuso, l'azoto e l'idrogeno si combinano e formano ammoniaca. Quanto durerà questo processo? È logico supporre che fino all'esaurimento dei reagenti. Tuttavia, nella vita reale questo non è del tutto vero. Il fatto è che qualche tempo dopo l'inizio della reazione, l'ammoniaca risultante inizierà a decomporsi in azoto e idrogeno, cioè inizierà una reazione inversa:
2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g)
In un volume chiuso, infatti, avverranno contemporaneamente due reazioni direttamente opposte l'una all'altra. Pertanto, questo processo è scritto dalla seguente equazione:
N2(g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
Una doppia freccia indica che la reazione procede in due direzioni. Viene chiamata la reazione di combinazione di azoto e idrogeno reazione diretta. Reazione di decomposizione dell'ammoniaca - contraccolpo.
All'inizio del processo, la velocità della reazione diretta è molto elevata. Ma nel tempo, le concentrazioni dei reagenti diminuiscono e la quantità di ammoniaca aumenta, di conseguenza la velocità della reazione diretta diminuisce e la velocità della reazione inversa aumenta. Arriva un momento in cui vengono confrontate le velocità delle reazioni dirette e inverse: si verifica l'equilibrio chimico o l'equilibrio dinamico. All'equilibrio si verificano sia la reazione diretta che quella inversa, ma la loro velocità è la stessa, quindi non si notano cambiamenti.
Equilibrio costante
Reazioni diverse procedono in modi diversi. In alcune reazioni, prima che si raggiunga l'equilibrio, si forma un numero abbastanza elevato di prodotti di reazione; in altri - molto meno. Pertanto, possiamo dire che una particolare equazione ha una propria costante di equilibrio. Conoscendo la costante di equilibrio di una reazione, è possibile determinare le quantità relative di reagenti e prodotti di reazione alle quali si verifica l'equilibrio chimico.
Lascia che una reazione sia descritta dall'equazione: aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d - coefficienti dell'equazione di reazione;
- A, B, C, D - formule chimiche delle sostanze.
Equilibrio costante:
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b
Le parentesi quadre indicano che la formula coinvolge concentrazioni molari di sostanze.
Cosa dice la costante di equilibrio?
Per la sintesi dell'ammoniaca a temperatura ambiente K = 3,5·10 8. Questo è un numero abbastanza grande, che indica che l'equilibrio chimico si verificherà quando la concentrazione di ammoniaca sarà molto maggiore rispetto ai rimanenti materiali di partenza.
Nella produzione vera e propria dell’ammoniaca, il compito del tecnologo è quello di ottenere il coefficiente di equilibrio più alto possibile, cioè in modo che la reazione diretta proceda fino al completamento. Come è possibile raggiungere questo obiettivo?
Principio di Le Chatelier
Principio di Le Chatelier si legge:
Come capirlo? Tutto è molto semplice. Ci sono tre modi per sconvolgere l’equilibrio:
- cambiare la concentrazione della sostanza;
- cambiare la temperatura;
- cambiando la pressione.
Quando la reazione di sintesi dell'ammoniaca è in equilibrio, può essere rappresentata come segue (la reazione è esotermica):
N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + Calore
Cambiare concentrazione
Introduciamo ulteriore azoto in un sistema equilibrato. Ciò sconvolgerà l’equilibrio:
La reazione diretta inizierà a procedere più velocemente perché la quantità di azoto è aumentata e ne reagirà una quantità maggiore. Dopo un po’ di tempo si verificherà nuovamente l’equilibrio chimico, ma la concentrazione di azoto sarà maggiore della concentrazione di idrogeno:
Ma è possibile "inclinare" il sistema verso il lato sinistro in un altro modo: "alleggerendo" il lato destro, ad esempio, rimuovendo l'ammoniaca dal sistema man mano che si forma. Pertanto, predominerà nuovamente la reazione diretta della formazione di ammoniaca.
Modifica della temperatura
Il lato destro della nostra “bilancia” può essere modificato modificando la temperatura. Affinché il lato sinistro "superi" è necessario "alleggerire" il lato destro - ridurre la temperatura:
Modifica della pressione
È possibile disturbare l'equilibrio in un sistema utilizzando la pressione solo nelle reazioni con i gas. Esistono due modi per aumentare la pressione:
- ridurre il volume del sistema;
- introduzione di gas inerte.
All’aumentare della pressione aumenta il numero di collisioni molecolari. Allo stesso tempo, la concentrazione dei gas nel sistema aumenta e cambiano le velocità delle reazioni dirette e inverse: l'equilibrio viene disturbato. Per ripristinare l’equilibrio, il sistema “cerca” di ridurre la pressione.
Durante la sintesi dell'ammoniaca, da 4 molecole di azoto e idrogeno si formano due molecole di ammoniaca. Di conseguenza, il numero di molecole di gas diminuisce: la pressione diminuisce. Di conseguenza, per raggiungere l'equilibrio dopo l'aumento della pressione, la velocità della reazione diretta aumenta.
Riassumere. Secondo il principio di Le Chatelier la produzione di ammoniaca può essere aumentata:
- aumentare la concentrazione dei reagenti;
- ridurre la concentrazione dei prodotti di reazione;
- ridurre la temperatura di reazione;
- aumentando la pressione alla quale avviene la reazione.
Istituto statale di istruzione professionale superiore "Università tecnica statale degli Urali - UPI"
Determinazione delle costanti di equilibrio chimico
Reazioni e calcolo dell'equilibrio chimico
corso di chimica fisica
per gli studenti a tempo pieno
Ekaterinburg 2007
UDC 544(076)S79
Compilato da
Redattore scientifico, candidato in scienze chimiche, professore associato
Determinazione delle costanti di equilibrio delle reazioni chimiche e calcolo dell'equilibrio chimico: istruzioni metodologiche per il lavoro di laboratorio n. 4 nel corso di chimica fisica / comp. - Ekaterinburg: Istituto statale di istruzione professionale superiore USTU-UPI, 20 p.
Le linee guida sono destinate a uno studio ulteriore e approfondito del materiale sull'equilibrio chimico nell'ambito del calcolo e del lavoro analitico di laboratorio. Contiene 15 opzioni per compiti individuali, che contribuiscono al raggiungimento dell'obiettivo.
Bibliografia: 5 titoli. Riso. Tavolo
© Istituto statale di istruzione professionale superiore "Stato degli Urali
Università Tecnica - UPI", 2007
introduzione
Questo lavoro, sebbene svolto nell'ambito di un laboratorio di laboratorio, riguarda il calcolo e il lavoro analitico e consiste nella padronanza del materiale teorico e nella risoluzione di una serie di problemi sull'argomento del corso di chimica fisica “Equilibrio chimico”.
La sua necessità è causata dalla complessità di questo argomento, da un lato, e dall'insufficiente quantità di tempo educativo assegnato al suo studio, dall'altro.
La parte principale dell'argomento "Equilibrio chimico": derivazione della legge dell'equilibrio chimico, considerazione dell'equazione isobara e isoterma di una reazione chimica, ecc. è presentata in lezioni frontali e studiata in lezioni pratiche (pertanto, questo materiale non viene fornito in questo lavoro). Questo manuale esamina in dettaglio la sezione dell'argomento riguardante la determinazione sperimentale delle costanti di equilibrio e la determinazione della composizione all'equilibrio di un sistema in cui avviene una reazione chimica.
Pertanto, il completamento di questo lavoro da parte degli studenti consentirà loro di risolvere i seguenti compiti:
1) conoscere i metodi per determinare e calcolare le costanti di equilibrio delle reazioni chimiche;
2) imparare a calcolare la composizione all'equilibrio di una miscela sulla base di un'ampia varietà di dati sperimentali.
1. INFORMAZIONI TEORICHE SUI METODI
DETERMINAZIONE DELLE COSTANTI DI EQUILIBRIO DI REAZIONI CHIMICHE
Soffermiamoci brevemente sui concetti base utilizzati di seguito. La costante di equilibrio di una reazione chimica è la quantità
https://pandia.ru/text/78/005/images/image002_169.gif" width="51" Height="29"> - energia di reazione di Gibbs molare standard R.
L'equazione (1) è l'equazione che definisce la costante di equilibrio di una reazione chimica. Va notato che la costante di equilibrio di una reazione chimica è una quantità adimensionale.
La legge dell'equilibrio chimico è scritta come segue
, (2)
dove https://pandia.ru/text/78/005/images/image005_99.gif" width="23" Height="25">- attività K- partecipante alla reazione; - dimensione attività; coefficiente stechiometrico K- partecipante alla reazione R.
La determinazione sperimentale delle costanti di equilibrio è un compito piuttosto difficile. Prima di tutto, devi essere sicuro che ad una data temperatura sia stato raggiunto l'equilibrio, cioè, la composizione della miscela di reazione corrisponde allo stato di equilibrio - uno stato con un'energia di Gibbs minima, affinità di reazione pari a zero e uguaglianza dei tassi di reazioni dirette e inverse. All'equilibrio, la pressione, la temperatura e la composizione della miscela di reazione saranno costanti.
A prima vista, sembra che la composizione di una miscela di equilibrio possa essere determinata utilizzando metodi di analisi quantitativa con reazioni chimiche caratteristiche. Tuttavia, l’introduzione di un reagente estraneo che si lega a uno dei componenti del processo chimico sposta (cioè cambia) lo stato di equilibrio del sistema. Questo metodo può essere utilizzato solo se la velocità di reazione è sufficientemente lenta. Ecco perché molto spesso, quando si studia l'equilibrio, vengono utilizzati anche vari metodi fisici per determinare la composizione del sistema.
1.1 Metodi chimici
Esistono metodi chimici statici e metodi chimici dinamici. Diamo un'occhiata agli esempi specifici forniti in.
1.1.1 Metodi statici.
I metodi statici prevedono il posizionamento della miscela di reazione in un reattore a temperatura costante e la successiva determinazione della composizione del sistema una volta raggiunto l'equilibrio. La reazione in esame deve essere sufficientemente lenta affinché l'introduzione di un reagente estraneo praticamente non disturbi lo stato di equilibrio. Per rallentare il processo, puoi raffreddare il pallone di reazione abbastanza rapidamente. Un classico esempio di tale ricerca è la reazione tra iodio e idrogeno
H2(g) + I2(g) = 2HI(g) (3)
Lemoyne mise una miscela di iodio e idrogeno o acido iodidrico in cilindri di vetro. A 200 oC la reazione praticamente non avviene; a 265 °C la durata dell'equilibrio è di diversi mesi; a 350 °C l'equilibrio si raggiunge entro alcuni giorni; a 440 °C - per diverse ore. A questo proposito, per studiare questo processo è stato scelto un intervallo di temperature di 300 – 400 oC. Il sistema è stato analizzato come segue. Il palloncino di reazione è stato rapidamente raffreddato immergendolo nell'acqua, quindi il rubinetto è stato aperto e l'acido iodidrico è stato sciolto nell'acqua. La quantità di acido iodidrico è stata determinata mediante titolazione. Ad ogni temperatura, l'esperimento è stato condotto finché la concentrazione non ha raggiunto un valore costante, indicando l'instaurazione dell'equilibrio chimico nel sistema.
1.1.2 Metodi dinamici.
I metodi dinamici consistono nel far circolare continuamente una miscela di gas e quindi raffreddarla rapidamente per la successiva analisi. Questi metodi sono più applicabili a reazioni abbastanza veloci. Le reazioni vengono accelerate, di regola, effettuandole a temperature elevate o introducendo un catalizzatore nel sistema. Il metodo dinamico è stato utilizzato, in particolare, nell'analisi delle seguenti reazioni dei gas:
2H2 + O2 ⇄ 2H2O. (4)
2CO+O2 ⇄ 2CO2. (5)
2SO2 + O2 ⇄ 2SO
3H2+N2⇄2NH
1.2 Metodi fisici
Questi metodi si basano principalmente sulla misurazione della pressione o della densità di massa della miscela di reazione, sebbene possano essere utilizzate altre proprietà del sistema.
1.2.1 Misurazione della pressione
Ogni reazione accompagnata da una variazione del numero di moli dei reagenti gassosi è accompagnata da una variazione di pressione a volume costante. Se i gas sono vicini all'ideale, la pressione è direttamente proporzionale al numero totale di moli di reagenti gassosi.
A titolo illustrativo, si consideri la seguente reazione del gas, scritta per molecola della sostanza di partenza
Numero di moli
nel momento iniziale 0 0
all'equilibrio
dove https://pandia.ru/text/78/005/images/image016_35.gif" larghezza="245" altezza="25 src=">, (9)
dove https://pandia.ru/text/78/005/images/image018_30.gif" larghezza="20" altezza="21 src=">.gif" larghezza="91" altezza="31">.
Esistono relazioni tra queste pressioni:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image022_24.gif" larghezza="132" altezza="52 src=">. (11)
https://pandia.ru/text/78/005/images/image024_21.gif" larghezza="108" altezza="52 src="> . (13)
La costante di equilibrio, espressa in scala p, sarà
. (14)
Di conseguenza, misurando la pressione di equilibrio, è possibile determinare il grado di dissociazione utilizzando la formula (13), quindi la costante di equilibrio può essere calcolata utilizzando la formula (14).
1.2.2 Misurazione della densità di massa
Ogni reazione, accompagnata da una variazione del numero di moli di partecipanti gassosi al processo, è caratterizzata da una variazione della densità di massa a pressione costante.
Ad esempio, per la reazione (8) è vero
, (15)
dove https://pandia.ru/text/78/005/images/image028_20.gif" width="16" Height="19"> è il volume del sistema in uno stato di equilibrio. Di norma, in realtà Negli esperimenti non viene misurato il volume, ma la densità di massa del sistema, che è inversamente proporzionale al volume..gif" width="37 Height=21" Height="21"> - la densità di massa del sistema rispettivamente nel momento iniziale e nel momento di equilibrio. Misurando la densità di massa del sistema, possiamo usare la formula (16) per calcolare il grado di dissociazione e quindi la costante di equilibrio.
1.2.3 Misurazione diretta della pressione parziale
Il modo più diretto per determinare la costante di equilibrio di una reazione chimica è misurare le pressioni parziali di ciascun partecipante al processo. In generale, questo metodo è molto difficile da applicare nella pratica, molto spesso viene utilizzato solo quando si analizzano miscele di gas contenenti idrogeno. In questo caso viene utilizzata la proprietà dei metalli del gruppo del platino di essere permeabili all'idrogeno ad alte temperature. La miscela di gas preriscaldata viene fatta passare a temperatura costante attraverso il cilindro 1, che contiene un serbatoio di iridio vuoto 2 collegato al manometro 3 (Fig. 1). L'idrogeno è l'unico gas in grado di passare attraverso le pareti di un serbatoio di iridio.
Resta quindi da misurare la pressione totale della miscela di gas e la pressione parziale dell'idrogeno per calcolare la costante di equilibrio della reazione. Questo metodo ha permesso a Lowenstein e Wartenberg (1906) di studiare la dissociazione di acqua, HCl, HBr, HI e H2S, nonché reazioni come:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image033_14.gif" larghezza="89 altezza=23" altezza="23">. (17)
1.2.4 Metodi ottici
Esistono metodi di prova dell'equilibrio basati su misurazioni di adsorbimento che sono particolarmente efficaci nel caso di gas colorati. È anche possibile determinare la composizione di una miscela binaria di gas misurando l'indice di rifrazione (rifrattometricamente). Ad esempio, Chadron (1921) studiò la riduzione degli ossidi metallici da parte del monossido di carbonio misurando rifrattometricamente la composizione della miscela gassosa di ossido di carbonio e anidride carbonica.
1.2.5 Misura della conducibilità termica
Questo metodo è stato utilizzato per studiare le reazioni di dissociazione in fase gassosa, ad es.
Supponiamo che una miscela di N2O4 e NO2 sia posta in un recipiente, la cui parete destra abbia una temperatura T2, e la parete sinistra T1, e T2>T1 (Fig. 2). La dissociazione di N2O4 sarà maggiore in quella parte del vaso che ha una temperatura più alta. Di conseguenza, la concentrazione di NO2 nella parte destra del vaso sarà maggiore che in quella sinistra e si osserverà la diffusione delle molecole di NO2 da destra a sinistra e di N2O4 da sinistra a destra. Tuttavia, dopo aver raggiunto il lato destro del recipiente di reazione, le molecole di N2O4 si dissociano nuovamente, assorbendo energia sotto forma di calore, e le molecole di NO2, raggiungendo il lato sinistro del recipiente, dimerizzano, rilasciando energia sotto forma di calore. Cioè, si verifica una sovrapposizione della conduttività termica ordinaria e della conduttività termica associata al verificarsi della reazione di dissociazione. Questo problema è risolto quantitativamente e consente di determinare la composizione della miscela di equilibrio.
1.2.6 Misurazione della forza elettromotrice (EMF) di una cella galvanica
Misurare la fem delle celle galvaniche è un metodo semplice e accurato per calcolare le funzioni termodinamiche delle reazioni chimiche. È solo necessario 1) costruire una cella galvanica tale che la reazione finale in essa coincida con quella studiata, di cui occorre determinare la costante di equilibrio; 2) misurare la forza elettromagnetica di una cella galvanica in un processo di equilibrio termodinamico. Per fare ciò, è necessario che il corrispondente processo di generazione di corrente avvenga con infinita lentezza, cioè che l'elemento funzioni con un'intensità di corrente infinitamente piccola, motivo per cui per misurare la FEM di una cella galvanica viene utilizzato un metodo di compensazione, che si basa sul fatto che la cella galvanica in studio è collegata in serie contro una differenza di potenziale esterna, e quest'ultima è stata scelta in modo tale che non ci fosse corrente nel circuito. L'entità della FEM, misurata con il metodo di compensazione, corrisponde a un processo di equilibrio termodinamico che si verifica nell'elemento e il lavoro utile del processo è massimo ed è uguale alla perdita di energia di Gibbs
https://pandia.ru/text/78/005/images/image035_12.gif" larghezza="181" altezza="29 src="> (20)
in p, T=cost, dove F–Numero di Faraday = 96500 C/mol, N– il più piccolo comune multiplo del numero di elettroni che partecipano alle reazioni elettrodiche, Eo– EMF standard, V.
Il valore della costante di equilibrio può essere trovato dalla relazione (21)
(21)
2. ESEMPIO DI LAVORO DI LABORATORIO SULLA DETERMINAZIONE DEL VALORE DELLA COSTANTE DI EQUILIBRIO
Il lavoro di laboratorio sullo studio della reazione di dissociazione dei carbonati metallici si incontra spesso nei laboratori di chimica fisica. Diamo un breve riassunto di tale lavoro.
Obiettivo del lavoro – determinazione della costante di equilibrio e calcolo delle principali grandezze termodinamiche della reazione di decomposizione del carbonato.
Carbonato di calcio https://pandia.ru/text/78/005/images/image038_12.gif" width="192" Height="29"> , (22)
questo produce monossido di carbonio gassoso (IV), ossido di calcio solido e una parte di resti di carbonato di calcio non dissociato.
La costante di equilibrio della reazione (22) sarà scritta come:
, (23)
dove https://pandia.ru/text/78/005/images/image041_11.gif" width="68" Height="51"> in generale oppure; le attività delle fasi solide o liquide pure sono pari a https:/ /pandia.ru/text/78/005/images/image044_10.gif" larghezza="76" altezza="28 src=">.
Se la pressione viene misurata in atmosfere, allora = https://pandia.ru/text/78/005/images/image046_9.gif" width="87" Height="53">. (24)
La pressione di equilibrio dell'anidride carbonica rispetto al carbonato di calcio è chiamata pressione di dissociazione di CaCO3.
Cioè, la costante di equilibrio della reazione di dissociazione del carbonato di calcio sarà numericamente pari all'elasticità di dissociazione del carbonato, se quest'ultima è espressa in atmosfere. Pertanto, determinando sperimentalmente l'elasticità della dissociazione del carbonato di calcio, è possibile determinare il valore della costante di equilibrio di questa reazione.
parte sperimentale
Per determinare l'elasticità della dissociazione del carbonato di calcio, viene utilizzato un metodo statico. La sua essenza è misurare direttamente la pressione dell'anidride carbonica nell'impianto a una determinata temperatura.
Attrezzatura. I componenti principali dell'impianto sono: un recipiente di reazione (1), realizzato in materiale resistente al calore e posto in un forno elettrico (2); manometro a mercurio (3), collegato ermeticamente al recipiente di reazione e tramite un rubinetto (4) con una pompa a vuoto manuale (5). La temperatura nel forno viene mantenuta tramite un regolatore (6); la temperatura viene controllata tramite una termocoppia (7) e un voltmetro (8). Nel recipiente di reazione viene posta una certa quantità della sostanza polverosa in esame (9) (carbonati metallici).
Ordine di lavoro. Dopo aver controllato la tenuta del sistema, accendere il forno e, utilizzando il regolatore, impostare la temperatura iniziale richiesta del recipiente di reazione. Registrare le prime letture della termocoppia e del manometro. Successivamente, utilizzando il regolatore (6), aumentare la temperatura nel forno di 10-20 gradi, attendere che si stabilisca un nuovo valore di temperatura costante e registrare il valore di pressione corrispondente a questa temperatura. Pertanto, aumentando gradualmente la temperatura, effettuare almeno 4-5 misurazioni. Al termine dell'esperimento, il forno viene raffreddato e il sistema è collegato all'atmosfera tramite una valvola (4). Quindi spegnere il forno e il voltmetro. Dopo aver elaborato i dati sperimentali ottenuti, è possibile calcolare la costante di equilibrio della reazione di dissociazione.
Fig.3. Installazione per determinare l'elasticità della dissociazione
carbonati metallici.
3. DETERMINAZIONE DELLE COSTANTI DI EQUILIBRIO
SENZA CONDURRE UN ESPERIMENTO
3.1 Calcolo della costante di equilibrio di una reazione chimica da
il valore della funzione di Gibbs molare standard della reazione
Questo metodo non prevede alcuna sperimentazione. Se si conoscono l'entalpia molare standard e l'entropia di una reazione ad una data temperatura, utilizzando le equazioni corrispondenti è possibile calcolare la funzione di Gibbs molare standard della reazione in esame alla temperatura desiderata e, attraverso di essa, il valore della costante di equilibrio.
Se i valori dell'entropia e dell'entalpia molare standard a una data temperatura sono sconosciuti, è possibile utilizzare il metodo Temkin e Shvartsman, ovvero dal valore dell'entalpia e dell'entropia molare standard a una temperatura di 298 K e i valori dei coefficienti di dipendenza dalla temperatura della capacità termica molare della reazione, calcolare l'energia di Gibbs molare standard della reazione a qualsiasi temperatura.
https://pandia.ru/text/78/005/images/image051_7.gif" width="137" Height="25 src="> - coefficienti di riferimento che non dipendono dalla natura della reazione e sono determinati solo dai valori della temperatura.
3.2 Metodo di combinazione degli equilibri
Questo metodo è utilizzato nella termodinamica chimica pratica. Ad esempio, le costanti di equilibrio di due reazioni sono state trovate sperimentalmente alla stessa temperatura
1. СH3OH(g) + CO ⇄ HCOOCH3(g) 
. (26)
2. H2 + 0,5 HCOOCH3(g) ⇄ CH3OH(g) 
. (27)
Costante di equilibrio per la reazione di sintesi del metanolo
3..gif" larghezza="31" altezza="32"> e :
. (29)
3.3 Calcolo della costante di equilibrio di una reazione chimica ad una certa temperatura dai valori noti delle costanti di equilibrio della stessa reazione ad altre due temperature
Questo metodo di calcolo si basa sulla risoluzione dell'equazione isobara della reazione chimica (isobara di van't Hoff)
, (30)
dove https://pandia.ru/text/78/005/images/image060_3.gif" width="64" Height="32">e assomiglia a:
. (31)
Usando questa equazione, conoscendo le costanti di equilibrio a due diverse temperature, puoi calcolare l'entalpia molare standard della reazione e, conoscendola e conoscendo la costante di equilibrio a una temperatura, puoi calcolare la costante di equilibrio a qualsiasi altra temperatura.
4. ESEMPI DI RISOLUZIONE DI PROBLEMI
Trova la costante di equilibrio per la sintesi dell'ammoniaca y N2 + H2 ⇄ NH3 se la frazione molare all'equilibrio dell'ammoniaca è 0,4 a 1 atm e 600K. La miscela iniziale è stechiometrica; non c'è prodotto nella miscela iniziale.
Dato: Reazione y N2 + H2 ⇄ NH3, 1 atm, 600 K. = 1,5 mol; = 0,5 moli; = 0 mol = 0,4 Trova: - ?
Soluzione
Dalle condizioni del problema, conosciamo l'equazione stechiometrica e anche che nel momento iniziale il numero di moli di azoto è uguale a quello stechiometrico, cioè 0,5 mol (https://pandia.ru/text /78/005/images/image069_3.gif" larghezza="247" altezza="57 src=">
Scriviamo la reazione, sotto i simboli degli elementi indichiamo le quantità iniziali e di equilibrio di moli di sostanze
y N2 + H2 ⇄ NH3
0,5 - 0,5ξ 1,5 – 1,5ξξ
Il numero totale di moli di tutti i partecipanti alla reazione nel sistema al momento dell'equilibrio
https://pandia.ru/text/78/005/images/image073_4.gif" larghezza="197" altezza="56 src=">.gif" larghezza="76" altezza="48 src=">
https://pandia.ru/text/78/005/images/image077_0.gif" larghezza="120" altezza="47">
= 3,42
Risolvere il problema diretto dell'equilibrio chimico significa calcolare la composizione di equilibrio del sistema in cui avviene una data reazione (diverse reazioni). Ovviamente, la base della soluzione è la legge dell'equilibrio chimico. È solo necessario esprimere tutte le variabili incluse in questa legge attraverso una di esse: ad esempio, attraverso la profondità di una reazione chimica, attraverso il grado di dissociazione o attraverso una frazione molare di equilibrio. È meglio scegliere quale variabile è conveniente utilizzare in base alle condizioni specifiche del problema.
Problema 2
Costante di equilibrio della reazione del gas di sintesi dell'acido iodidrico
H2 + I2 ⇄ 2HI alla temperatura di 600 K e la pressione espressa in atmosfere è pari a Kr= 45,7. Trova la profondità di equilibrio di questa reazione e la resa all'equilibrio del prodotto ad una data temperatura e pressione di 1 atm, se nel momento iniziale le quantità di sostanze di partenza corrispondono a quelle stechiometriche e non ci sono prodotti di reazione nel momento iniziale momento.
Dato Kr= 45.7. =1 mol; https://pandia.ru/text/78/005/images/image081_1.gif" width="68" Height="27 src="> talpa. Trova: - ? - ?
Soluzione
Scriviamo la reazione stessa e sotto i simboli degli elementi il numero di moli di ciascun partecipante nel momento iniziale e nel momento dell'equilibrio stabilito secondo la formula (4)
1 - ξ 1 - ξ 2ξ
1 - ξ + 1 - ξ +2ξ = 2
Esprimiamo le frazioni molari di equilibrio e le pressioni parziali di tutti i partecipanti alla reazione attraverso un'unica variabile: la profondità della reazione chimica
https://pandia.ru/text/78/005/images/image085_1.gif" larghezza="144" altezza="47 src=">.
Legge dell'azione di massa o legge dell'equilibrio chimico
https://pandia.ru/text/78/005/images/image082_1.gif" larghezza="13" altezza="23 src=">= 0,772.
Problema 3
La sua condizione differisce dal problema 2 solo per il fatto che le quantità iniziali di moli di idrogeno e iodio sono rispettivamente pari a 3 e 2 moli. Calcolare la composizione molare della miscela all'equilibrio.
Dato: Reazione possibile: H2+I2= 2HI. 600 K, 1 atm. Kr = 45,7 .
3 moli; neo; neo. Trova: - ?.gif" larghezza="32" altezza="27"> 1 1 0
3 - ξ 2 - ξ 2ξ
Il numero totale di moli di tutti i partecipanti alla reazione al momento dell'equilibrio è uguale a
3 - ξ + 2 - ξ +2ξ = 5
Frazioni molari di equilibrio e pressioni parziali di tutti i partecipanti alla reazione, espresse attraverso un'unica variabile: la profondità della reazione chimica
Sostituendo le pressioni parziali nella legge dell'equilibrio chimico si ottiene:
https://pandia.ru/text/78/005/images/image090_1.gif" width="13" Height="21"> e calcola la costante di equilibrio, quindi costruisci un grafico e determina da esso la profondità della reazione che corrisponde al valore trovato della costante di equilibrio.
= 1,5 =
12
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" larghezza="29" altezza="29 src="> =29,7
https://pandia.ru/text/78/005/images/image067_4.gif" larghezza="29" altezza="29 src="> = 54
https://pandia.ru/text/78/005/images/image083_1.gif" larghezza="35 altezza=25" altezza="25">= 0,712
Per eseguire il lavoro è necessario completare le seguenti attività
Esercizio 1
1. Descrivere un metodo per determinare sperimentalmente l'elasticità dell'anidride carbonica quando si studia la reazione di dissociazione CaCO3⇄CaO+CO2
(opzioni 1 – 15, tabella 3);
2. Annotare la legge dell'equilibrio chimico per la reazione studiata; determinare i valori delle costanti di equilibrio della reazione di dissociazione del carbonato di calcio secondo i dati sperimentali (Tabella 3) a diverse temperature completare le attività dalla sezione B (secondo l'opzione indicata) completare le attività 1-3, p;
3. Annotare un'espressione che definisce la costante di equilibrio e calcolare teoricamente la costante di equilibrio della reazione studiata all'ultima temperatura indicata nella tabella.
Compito 2
1. Preparare una risposta alla domanda 1 (opzioni 1-15, tabella 4)
2. Risolvi i problemi 2 e 3.
Dati di riferimento necessari per completare il lavoro
Valore per il calcolo della variazione molare standard dell'energia di Gibbs utilizzando il metodo Temkin e Shvartsman
Tabella 1
Dati termodinamici per il calcolo dell'energia molare standard di Gibbs
Tavolo 2
Dati sperimentali per l'attività 1
Tabella 3
Opzione | Dati sperimentali |
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T, oC | ||||
P, mmHg | ||||
P, mmHg | ||||
P, mmHg | ||||
P, mmHg | ||||
P, mmHg | ||||
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P, mmHg | ||||
P, mmHg | ||||
P, mmHg |
Condizioni delle attività per il completamento dell'attività 2
Tabella 4
1 opzione | 1. Parlaci dei metodi chimici per determinare i valori delle costanti di equilibrio chimico. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono entrare in una reazione chimica per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 0,5 A + 2B = C. Nel momento iniziale non esiste alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,4 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . A 1273 K e una pressione totale di 30 atm, la miscela di equilibrio con la reazione presunta CO2 (g) + C (s) = 2CO (g) contiene il 17% (in volume) di CO2. Quale percentuale di CO2 sarà contenuta nel gas ad una pressione totale di 20 atm?. A quale pressione il gas conterrà il 25% di CO2? |
opzione 2 | 1 . Descrivere il metodo fisico per determinare il valore della costante di equilibrio chimico misurando la pressione. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono entrare in una reazione chimica per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 2A + B = C. Nel momento iniziale non vi è alcun prodotto di reazione in il sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,5 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . A 2000 °C e una pressione totale di 1 atm, il 2% dell'acqua si dissocia in idrogeno e ossigeno secondo la reazione H2O(g) = H2(g) + 0,5 O2(g). Calcolare la costante di equilibrio della reazione in queste condizioni. |
Opzione 3 | 1 . Descrivere un metodo per determinare il valore della costante di equilibrio dalle misurazioni della densità. A quali metodi appartiene questo metodo? 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono entrare in una reazione chimica per formare un prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica A + 2B = C. Nel momento iniziale non c'è alcun prodotto di reazione in il sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,6 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . La costante di equilibrio della reazione CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g) a 500 oC è 5,5 ([p]=1 atm). Una miscela composta da 1 mol di CO e 5 mol di H2O è stata riscaldata a questa temperatura. Calcolare la frazione molare dell'acqua nella miscela all'equilibrio. |
Opzione 4 | 1 . Descrivere un metodo per determinare il valore della costante di equilibrio mediante misurazione diretta della pressione parziale. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono entrare in una reazione chimica per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 0,5 A + B = C. Nel momento iniziale non esiste alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,3 e la pressione totale è pari a 1,5 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 La costante di equilibrio della reazione N2O4(g) = 2NO2(g) a 25 oC è pari a 0,143 ([p]=1 atm). Calcolare la pressione che si svilupperà in un recipiente da 1 litro contenente 1 g di N2O4 a questa temperatura. |
Opzione 5 | 1 . Come si può determinare il valore della costante di equilibrio di una reazione senza ricorrere all'esperimento. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono entrare in una reazione chimica per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 0,5 A + 3B = C. Nel momento iniziale non vi è alcun prodotto di reazione in il sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,3 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . Un recipiente da 3 litri contenente 1,79·10 -2 mol I2 fu riscaldato a 973 K. La pressione nel recipiente all'equilibrio risultò essere di 0,49 atm. Supponendo che i gas siano ideali, calcolare la costante di equilibrio a 973 K per la reazione I2(g) = 2I(g). |
Opzione 6 | 1. Utilizzo dell'equazione isobara di reazione per determinare il valore della costante di equilibrio chimico a una temperatura non studiata in precedenza. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono entrare in una reazione chimica per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 3A + B = C. Nel momento iniziale non vi è alcun prodotto di reazione in il sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,4 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . Per la reazione PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) a 250 °C, la variazione molare standard dell'energia di Gibbs = - 2508 J/mol. A quale pressione totale il grado di conversione di PCl5 in PCl3 e Cl2 sarà del 30% a 250 °C? |
Opzione 7 | 1. Il sistema in cui avviene la reazione endotermica in fase gassosa, la reazione A+3B=2C, è in equilibrio a 400 K e 5 atm. Se i gas sono ideali, in che modo l'aggiunta di un gas inerte a volume costante influirà sulla resa del prodotto? 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 2A + B = 2C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,3 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . Per la reazione 2HI(g) = H2 +I2(g) costante di equilibrio Kp= 0,0183 ([p]=1 atm) a 698,6 K. Quanti grammi di HI si formano quando 10 g di I2 e 0,2 g di H2 vengono riscaldati a questa temperatura in un recipiente da tre litri? Quali sono le pressioni parziali di H2, I2 e HI? |
8 opzione | 1. Il sistema in cui avviene la reazione endotermica in fase gassosa, la reazione A+3B=2C, è in equilibrio a 400 K e 5 atm. Se i gas sono ideali, in che modo un aumento della temperatura influirà sulla resa del prodotto? 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 0,5A + 2B = 2C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,3 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . Un recipiente da 1 litro contenente 0,341 mol di PCl5 e 0,233 mol di N2 è stato riscaldato a 250 °C. La pressione totale nel recipiente all'equilibrio risultò essere di 29,33 atm. Supponendo che tutti i gas siano ideali, calcolare la costante di equilibrio a 250 °C per la reazione PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g) che avviene nel recipiente. |
Opzione 9 | 1 . Il sistema in cui avviene la reazione endotermica in fase gassosa, la reazione A+3B=2C, è in equilibrio a 400 K e 5 atm. Se i gas sono ideali, in che modo l'aumento della pressione influirà sulla resa del prodotto? 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 0,5A + B = 2C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,5 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . La costante di equilibrio della reazione CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) a 500 K è pari a Kr= 0,00609 ([p]=1 atm). Calcolare la pressione totale richiesta per produrre metanolo con una resa del 90% se CO e H2 vengono presi in un rapporto 1:2. |
Opzione 10 | 1. Descrivere un metodo per determinare le costanti di equilibrio misurando la pressione parziale. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 0,5A + 1,5B = 2C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,4 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . L'equilibrio nella reazione 2NOCl (g) = 2NO(g) + Cl2 (g) viene stabilito a 227 °C e una pressione totale di 1,0 bar, quando la pressione parziale di NOCl è 0,64 bar (inizialmente era presente solo NOCl). Calcolare questa reazione ad una data temperatura. |
Opzione 11 | 1 . Descrivere i metodi chimici per determinare le costanti di equilibrio. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 2A + 0,5B = 2C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,2 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . Calcolare la pressione totale che deve essere applicata ad una miscela di 3 parti di H2 e 1 parte di N2 per ottenere una miscela all'equilibrio contenente il 10% di NH3 in volume a 400°C. Costante di equilibrio per la reazione N2(g) + 3 H2(g)= 2NH3(g) a 400 oC ed esprimere la pressione in atm è pari a 1,6·10-4. |
Opzione 12 | 1 . Il sistema in cui avviene la reazione endotermica in fase gassosa, la reazione A+3B=2C, è in equilibrio a 400 K e 5 atm. Se i gas sono ideali, in che modo una diminuzione della pressione influirà sulla resa del prodotto? 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 2A + B = 0,5C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,4 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . A 250 °C e una pressione totale di 1 atm, PCl5 è dissociato per l'80% secondo la reazione PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). Quale sarà il grado di dissociazione del PCl5 se si aggiunge azoto al sistema in modo tale che la pressione parziale dell'azoto sia pari a 0,9 atm? La pressione totale viene mantenuta a 1 atm. |
Opzione 13 | 1 . Un sistema in cui avviene una reazione esotermica CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) è in equilibrio a 500 K e 10 bar. Se i gas sono ideali, in che modo una diminuzione della pressione influirà sulla resa in metanolo? 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 1,5A + 3B = 2C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,5 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3 . La costante di equilibrio della reazione CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) a 500 K è 6,09 × 10 5 ([p] = 1 atm). Una miscela di reazione composta da 1 mol di CO, 2 moli di H2 e 1 mole di gas inerte (azoto) vengono riscaldate a 500 K e ad una pressione totale di 100 atm. Calcolare la composizione della miscela di reazione. |
Opzione 14 | 1 . Descrivere un metodo per determinare le costanti di equilibrio da dati elettrochimici. 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono entrare in una reazione chimica per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 2A + 0,5B = C. Nel momento iniziale non esiste alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,4 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3. Per la reazione N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) a 298 K, la costante di equilibrio quando si esprime la pressione in atm è 6,0 × 10 5, e l'entalpia molare standard di formazione dell'ammoniaca è = - 46,1 kJ /mol. Trovare il valore della costante di equilibrio a 500 K. |
Opzione 15 | 1 . Il sistema con la reazione esotermica CO(g) + 2H2 = CH3OH(g) è in equilibrio a 500 K e 10 bar. Se i gas sono ideali, in che modo una diminuzione della temperatura influirà sulla resa di metanolo? 2. Esiste una miscela di sostanze gassose A e B, che possono reagire chimicamente per formare il prodotto di reazione C, secondo l'equazione stechiometrica 2A + B = 1,5C. Nell'istante iniziale non è presente alcun prodotto di reazione nel sistema e le sostanze di partenza vengono prelevate in quantità stechiometriche. Dopo aver stabilito l'equilibrio, la miscela di equilibrio contiene un numero di moli di prodotto C pari a 0,5 e la pressione totale è di 2 atm. Trovare la costante di equilibrio nella scala p. 3. La costante di equilibrio della reazione N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) a 400 °C ed espressa in pressione in atm è 1,6·10-4. Quale pressione totale deve essere applicata a una miscela equimolare di azoto e idrogeno per convertire il 10% dell'azoto in ammoniaca? I gas sono considerati ideali. |
Sembra opportuno includere nella relazione di laboratorio le seguenti sezioni: introduzione, parte 1, parte 2, conclusioni.
1. Nell'introduzione Puoi presentare brevemente informazioni teoriche su uno dei seguenti temi: o sulla legge dell'azione di massa, sulla storia della sua scoperta e sui suoi autori; oppure sui concetti base e sulle relazioni che definiscono la sezione “Equilibrio chimico”; o derivare la legge dell'equilibrio chimico nella sua formulazione moderna; o parlare dei fattori che influenzano il valore della costante di equilibrio, ecc.
La sezione "Introduzione" dovrebbe terminare con una dichiarazione degli obiettivi del lavoro.
Nella parte 1 necessario
2.1. Fornire uno schema dell'impianto per determinare l'elasticità della dissociazione dei carbonati metallici e descrivere il corso dell'esperimento.
2.2 . Fornire i risultati del calcolo della costante di equilibrio sulla base dei dati sperimentali forniti
2.3. Calcolare la costante di equilibrio utilizzando i dati termodinamici
Nella parte 2 necessario
3.1 . Fornire una risposta completa e motivata alla domanda 1 dell'attività 2.
3.2 . Fornisci la soluzione ai problemi 2 e 3 del compito 2. Le condizioni dei problemi devono essere scritte in notazione simbolica.
In conclusioni Si consiglia di riflettere il raggiungimento degli obiettivi fissati nel lavoro e anche di confrontare i valori della costante di equilibrio calcolata in 2.2 e 2.3.
Bibliografia
1. Karyakin della termodinamica chimica: libro di testo. manuale per le università. M.: Accademia., 20 p.
2. Prigozhin I., Kondepudi D. Termodinamica moderna. Dai motori termici alle strutture dissipative. M.: Mir, 20 p.
3. , Cherepanov sulla chimica fisica. Kit di strumenti. Ekaterinburg: Casa editrice dell'Università statale degli Urali, 2003.
4. Breve libro di consultazione delle quantità fisiche e chimiche / Ed. E. L.: Chimica, 20 p.
5. Problemi di chimica fisica: libro di testo. manuale per università /, ecc. M.: Esame, 20 p.
Disposizione informatica
Una caratteristica quantitativa che mostra la direzione di una reazione e lo spostamento nella concentrazione delle sostanze è chiamata costante di equilibrio di una reazione chimica. La costante di equilibrio dipende dalla temperatura e dalla natura dei reagenti.
Reazioni reversibili e irreversibili
Tutte le reazioni possono essere divise in due tipi:
- reversibile, che scorre simultaneamente in due direzioni reciprocamente opposte;
- irreversibile, che scorre in una direzione con consumo completo di almeno una sostanza iniziale.
Le reazioni irreversibili producono solitamente sostanze insolubili sotto forma di precipitato o gas. Tali reazioni includono:
- combustione:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + H2O;
- decomposizione:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + H2O;
- connessione con la formazione di sedimenti o gas:
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaCl.
Riso. 1. Formazione di precipitato di BaSO 4.
Le reazioni reversibili sono possibili solo in determinate condizioni costanti. Le sostanze originarie danno origine ad una nuova sostanza, che immediatamente si scompone nelle sue parti componenti e viene ricomposta. Ad esempio, come risultato della reazione 2NO + O 2 ↔ 2NO 2, l'ossido nitrico (IV) si decompone facilmente in ossido nitrico (II) e ossigeno.
Equilibrio
Dopo un certo tempo, la velocità di una reazione reversibile rallenta. Viene raggiunto l'equilibrio chimico, uno stato in cui non vi è alcun cambiamento nella concentrazione delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione nel tempo, poiché le velocità delle reazioni dirette e inverse sono equalizzate. L'equilibrio è possibile solo in sistemi omogenei, cioè tutte le sostanze reagenti sono liquide o gassose.
Consideriamo l'equilibrio chimico usando l'esempio della reazione dell'idrogeno con lo iodio:
- reazione diretta -
H2 + I2 ↔ 2HI;
- contraccolpo -
2HI ↔ H2 + I2 .
Non appena si mescolano due reagenti - idrogeno e iodio - l'acido iodidrico non esiste ancora, poiché reagiscono solo sostanze semplici. Un gran numero di sostanze iniziali reagiscono attivamente tra loro, quindi la velocità della reazione diretta sarà massima. In questo caso la reazione inversa non avviene e la sua velocità è zero.
La velocità della reazione diretta può essere espressa graficamente:
ν pr = k pr ∙ ∙ ,
dove k pr è la costante di velocità della reazione diretta.
Nel tempo, i reagenti si consumano e la loro concentrazione diminuisce. Di conseguenza, la velocità della reazione diretta diminuisce. Allo stesso tempo, aumenta la concentrazione di una nuova sostanza, l'acido iodidrico. Man mano che si accumula, inizia a decomporsi e la velocità della reazione inversa aumenta. Può essere espresso come
ν arr = k arr ∙ 2.
Ioduro di idrogeno al quadrato, poiché il coefficiente della molecola è due.
Ad un certo punto, le velocità delle reazioni dirette e inverse diventano uguali. Si verifica uno stato di equilibrio chimico.
Riso. 2. Grafico della velocità di reazione in funzione del tempo.
L'equilibrio può essere spostato sia verso i materiali di partenza che verso i prodotti di reazione. Lo spostamento sotto l'influenza di fattori esterni è chiamato principio di Le Chatelier. L'equilibrio è influenzato dalla temperatura, dalla pressione e dalla concentrazione di una delle sostanze.
Calcolo costante
In uno stato di equilibrio, si verificano entrambe le reazioni, ma allo stesso tempo le concentrazioni di sostanze sono in equilibrio (si formano concentrazioni di equilibrio), poiché le velocità sono equilibrate (ν pr = ν arr).
L’equilibrio chimico è caratterizzato da una costante di equilibrio chimico, che è espressa dalla formula riassuntiva:
K p = k pr / k arr = cost.
Le costanti della velocità di reazione possono essere espresse in termini di rapporto della velocità di reazione. Prendiamo l'equazione condizionale della reazione inversa:
aA + bB ↔ cC + dD.
Quindi le velocità delle reazioni dirette e inverse saranno uguali:
- ν pr = k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b
- ν arr = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .
Di conseguenza, se
ν pr = ν arr,
k pr ∙ [A] p un ∙ [B] p b = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .
Da qui possiamo esprimere la relazione delle costanti:
k arr / k pr = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .
Questo rapporto è uguale alla costante di equilibrio:
K p = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .
Riso. 3. Formula per la costante di equilibrio.
Il valore mostra quante volte la velocità della reazione diretta è maggiore della velocità della reazione inversa.
Cosa abbiamo imparato?
A seconda dei prodotti finali, le reazioni sono classificate in reversibili e irreversibili. Le reazioni reversibili procedono in entrambe le direzioni: le sostanze di partenza formano prodotti finali, che si decompongono in sostanze di partenza. Durante la reazione, le velocità delle reazioni dirette e inverse sono bilanciate. Questo stato è chiamato equilibrio chimico. Può essere espresso come il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni all'equilibrio dei prodotti di reazione e il prodotto delle concentrazioni all'equilibrio delle sostanze di partenza.
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Costante di equilibrio chimico
Tutte le reazioni chimiche possono essere divise in 2 gruppi: reazioni irreversibili, cioè procedendo fino al completo consumo di una delle sostanze reagenti, e reazioni reversibili, in cui nessuna delle sostanze reagenti viene completamente consumata. Ciò è dovuto al fatto che una reazione irreversibile avviene in una sola direzione. Una reazione reversibile può verificarsi sia nella direzione avanti che in quella inversa. Ad esempio, reazione
Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2
procede fino alla completa scomparsa né dell'acido solforico né dello zinco e non scorre nella direzione opposta: lo zinco metallico e l'acido solforico non possono essere ottenuti facendo passare idrogeno in una soluzione acquosa di solfato di zinco. Pertanto, questa reazione è irreversibile.
Un classico esempio di reazione reversibile è la sintesi dell'ammoniaca da azoto e idrogeno: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .
Se si mescolano 1 mol di azoto e 3 mol di idrogeno ad alta temperatura, anche dopo un periodo di reazione sufficientemente lungo, non solo il prodotto di reazione (NH 3), ma anche le sostanze di partenza non reagite (N 2 e H 2) sarà presente nel reattore. Se, nelle stesse condizioni, nel reattore non viene introdotta una miscela di azoto e idrogeno, ma ammoniaca pura, dopo un po 'si scopre che parte dell'ammoniaca si è decomposta in azoto e idrogeno, ad es. la reazione procede nella direzione opposta.
Per comprendere la natura dell'equilibrio chimico, è necessario considerare la velocità delle reazioni dirette e inverse. La velocità di una reazione chimica è la variazione della concentrazione della sostanza iniziale o del prodotto di reazione nell'unità di tempo. Quando si studiano problemi di equilibrio chimico, le concentrazioni delle sostanze sono espresse in mol/l; queste concentrazioni indicano quante moli di un dato reagente sono contenute in 1 litro di contenitore. Ad esempio, l'affermazione “la concentrazione di ammoniaca è 3 mol/l” significa che ogni litro del volume in questione contiene 3 moli di ammoniaca.
Le reazioni chimiche si verificano a seguito di collisioni tra molecole, quindi quanto più molecole ci sono in un'unità di volume, tanto più spesso si verificano collisioni tra loro e maggiore è la velocità di reazione. Pertanto, maggiore è la concentrazione dei reagenti, maggiore è la velocità di reazione.
non si osserva alcun equilibrio nel sistema
Non ci sono cambiamenti visibili.
Ad esempio, le concentrazioni di tutte le sostanze possono rimanere invariate per un tempo indefinito se non vi è alcun influsso esterno sul sistema. Questa costanza delle concentrazioni in un sistema in uno stato di equilibrio chimico non significa affatto l'assenza di interazione ed è spiegata dal fatto che le reazioni dirette e quelle inverse procedono alla stessa velocità. Questo stato è anche chiamato vero equilibrio chimico. Pertanto, il vero equilibrio chimico è un equilibrio dinamico.
Il falso equilibrio deve essere distinto dal vero equilibrio. La costanza dei parametri del sistema (concentrazioni di sostanze, pressione, temperatura) è un segno necessario ma insufficiente del vero equilibrio chimico. Ciò può essere illustrato con il seguente esempio. L'interazione di azoto e idrogeno con la formazione di ammoniaca, così come la decomposizione dell'ammoniaca, avviene con notevole velocità ad alte temperature (circa 500 ° C). Se mescoli idrogeno, azoto e ammoniaca in qualsiasi rapporto a temperatura ambiente, la reazione N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3
non perderà e tutti i parametri del sistema manterranno un valore costante. Tuttavia, in questo caso l'equilibrio è falso, non vero, perché non è dinamico; Non c'è interazione chimica nel sistema: la velocità sia delle reazioni dirette che di quelle inverse è zero.
Nell'ulteriore presentazione del materiale, il termine “equilibrio chimico” verrà utilizzato in relazione al vero equilibrio chimico.
Una caratteristica quantitativa di un sistema in uno stato di equilibrio chimico è costante di equilibrio K .
Per il caso generale di una reazione reversibile a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...
La costante di equilibrio è espressa dalla seguente formula:
Nella formula 5.1, C(A), C(B), C(P), C(Q) sono le concentrazioni di equilibrio (mol/l) di tutte le sostanze che partecipano alla reazione, cioè concentrazioni che si stabiliscono nel sistema al momento dell'equilibrio chimico; a, b, p, q – coefficienti stechiometrici nell'equazione di reazione.
L'espressione della costante di equilibrio per la reazione di sintesi dell'ammoniaca N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 ha la seguente forma: . (5.2)
Pertanto, il valore numerico della costante di equilibrio chimico è uguale al rapporto tra il prodotto delle concentrazioni di equilibrio dei prodotti di reazione e il prodotto delle concentrazioni di equilibrio delle sostanze di partenza, e la concentrazione di ciascuna sostanza deve essere elevata a una potenza uguale al coefficiente stechiometrico nell'equazione di reazione.
È importante capirlo la costante di equilibrio è espressa in termini di concentrazioni di equilibrio, ma non dipende da esse ; al contrario, il rapporto tra le concentrazioni di equilibrio delle sostanze partecipanti alla reazione sarà tale da corrispondere alla costante di equilibrio. La costante di equilibrio dipende dalla natura dei reagenti e dalla temperatura ed è un valore costante (a temperatura costante). .
Se K >> 1, allora il numeratore della frazione dell'espressione della costante di equilibrio è molte volte maggiore del denominatore, quindi, al momento dell'equilibrio, i prodotti di reazione predominano nel sistema, ad es. la reazione procede in gran parte nella direzione in avanti.
Se 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.
Se K ≈ 1, allora le concentrazioni all'equilibrio delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione sono comparabili; la reazione procede in misura notevole sia in direzione avanti che indietro.
Va tenuto presente che l'espressione della costante di equilibrio comprende le concentrazioni solo di quelle sostanze che si trovano in fase gassosa o in uno stato disciolto (se la reazione avviene in soluzione). Se nella reazione è coinvolta una sostanza solida, l'interazione avviene sulla sua superficie, quindi si presume che la concentrazione della sostanza solida sia costante e non sia scritta nell'espressione della costante di equilibrio.
CO 2 (gas) + C (solido) ⇆ 2 CO (gas)
CaCO 3 (solido) ⇆ CaO (solido) + CO 2 (gas) K = C(CO 2)
Ca 3 (PO 4) 2 (solido) ⇆ 3Ca 2+ (soluzione) + 2PO 4 3– (soluzione) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)
Stato chimico equilibrio- questo è uno stato in cui il potenziale chimico dei prodotti e delle sostanze iniziali è uguale tra loro, tenendo conto della stechiometria del processo.
Possiamo parlare di equilibrio chimico se sono soddisfatte due condizioni:
Le velocità delle reazioni dirette e inverse sono uguali.
L'equilibrio esiste se, quando viene applicata un'influenza esterna e poi quando questa viene rimossa, il sistema ritorna al suo stato originale.
11. Legge dell'azione di massa.
A temperatura costante, la velocità di una reazione chimica è direttamente proporzionale al prodotto delle concentrazioni dei reagenti, presi a potenze pari ai coefficienti stechiometrici nell'equazione di reazione.
Ad esempio, per la reazione di sintesi dell'ammoniaca:
N2 + 3H2 = 2NH3
la legge dell’azione di massa ha la forma:
K·s = 2 / 3
12.Costante di equilibrio in un sistema omogeneo. Modi per esprimere la costante di equilibrio.
equilibrio costanteè un valore costante pari al rapporto tra i prodotti delle concentrazioni di equilibrio dei partecipanti alla reazione finale e iniziale, preso in potenze corrispondenti ai coefficienti stechiometrici
Omogeneo Le reazioni che avvengono in una fase sono chiamate: in una miscela di gas, in un liquido o talvolta in una soluzione solida.
Modi per esprimere la costante di equilibrio
Se le concentrazioni delle sostanze coinvolte nella reazione sono espresse in unità molari di molarità, cioè in mol/l, è solitamente indicato con Kc
Per una reazione gassosa omogenea è più conveniente esprimere la costante di equilibrio in termini di pressioni parziali delle sostanze:
A volte è conveniente esprimere la costante di equilibrio non in termini di pressioni e concentrazioni parziali, ma in termini di quantità di sostanze: 
oppure attraverso le corrispondenti frazioni molari: 
Nel caso generale, le costanti di equilibrio Kc, Kp, Kn e KN sono diverse.
13. Principio di Le Chatelier-Brown .
Se un’influenza esterna viene esercitata su un sistema che è in equilibrio, allora l’equilibrio si sposta nella direzione che indebolisce l’influenza esterna.
14. Equazione isobara di Van't Hoff.
Questa espressione ci permette di valutare qualitativamente l'influenza di T sull'equilibrio e sulla costante di equilibrio.
15.Fase.
La fase è chiamata - una parte omogenea di un sistema eterogeneo che ha un'interfaccia reale, all'interno della quale tutte le proprietà possono cambiare continuamente, e quando la attraversano bruscamente.
16.Costituenti e componenti.
Il componente viene chiamato– il numero minimo di componenti sufficienti a descrivere lo stato degli impianti.
Sostanze costituentisono chiamati - sostanze che fanno parte di un sistema che può essere isolato utilizzando metodi farmacologici convenzionali e che possono esistere al di fuori del sistema per tutto il tempo desiderato.
17. Regola delle fasi di Gibbs .
Il numero di gradi di libertà di un sistema termodinamico in equilibrio, che è influenzato solo dalla temperatura e dalla pressione tra fattori esterni, è uguale al numero di componenti indipendenti S=RE-FA+N(numero di parametri esterni)
La regola delle fasi mostra che il numero di gradi di libertà aumenta con il numero di componenti e diminuisce con il numero di fasi del sistema.
18. Condizioni di equilibrio di fase nel sistema.
In un sistema eterogeneo si ha equilibrio di fase se tra le fasi esistono i seguenti tipi di equilibri:
Termico (uguaglianza della temperatura)
Meccanico (uguaglianza della pressione)
Chimico per ciascun componente
19.Equazione di Cliperon-Clausius
Dove, - Δ V- variazione del volume di una sostanza durante la sua transizione dalla prima fase alla seconda, T – temperatura di transizione, Δ H– variazione di entropia ed entalpia di una sostanza durante la transizione di 1 mole di sostanza da una fase all'altra
Consente di stimare come cambiano la temperatura o la pressione durante una transizione di fase quando cambiano 2 parametri.
20. diagramma dello stato dell'acqua
La relazione tra le quantità che caratterizzano lo stato del sistema e le trasformazioni di fase nel sistema - transizione da solido a liquido, da liquido a gassoso
21. Soluzioni vere. Modi per esprimere la concentrazione di una soluzione. Calcolo della frazione molare e di massa di una sostanza e della concentrazione molare di una sostanza in soluzione.
Vera soluzione- questo è un tipo di soluzione in cui le dimensioni delle particelle del soluto sono estremamente piccole e paragonabili alla dimensione delle particelle del solvente.
Ci sono soluzioni gassoso(miscele di gas), liquido E difficile. La soluzione gassosa è l'aria. L'acqua di mare è una miscela di sali nell'acqua, una soluzione liquida. Soluzioni solide – leghe metalliche. Le soluzioni sono costituite da un solvente e uno o più soluti.
Si chiama soluzione un sistema omogeneo solido o liquido costituito da due o più parti costituenti.
Viene considerato un solvente– una sostanza che determina lo stato di aggregazione di una soluzione o di una sostanza di volume o massa maggiore.
Metodi per esprimere la concentrazione delle soluzioni.
Concentrazione della soluzione è la massa o la quantità di un soluto in una quantità, massa o volume specifico di una soluzione o solvente.
1) Frazione di massa ( wi ) è la massa di soluto contenuta in 100 grammi di soluzione.
2) Frazione molare (mol) – X io – numero di moli di componente contenuto in 1 mole di soluzione.
3) Concentrazione molale (molalità) mi – numero di moli di soluto contenute in 1 kg di solvente [mol/kg].
4) Concentrazione molare CON io – il numero di moli di sostanza disciolta contenuta in 1 litro o 1 dm3 di soluzione [mol/l].
