على ماذا يعتمد ثابت التوازن للتفاعل الكيميائي؟ كتاب تعليمي عن الكيمياء. للطلاب بدوام كامل

أسئلة الدراسة

حالة التوازن

ثابت التوازن

حساب تركيزات التوازن

تحيز التوازن الكيميائي. مبدأ لو شاتيليه

حالة التوازن

ردود الفعل التي تحدث في نفس الظروف في وقت واحد وفي اتجاهين متعاكسين تسمى ردود الفعل العكسية.

فكر في تفاعل عكسي يحدث في نظام مغلق

يتم وصف معدل التفاعل الأمامي بالمعادلة:

العلاقات العامة = كالعلاقات العامة [أ] [ب]،

أين العلاقات العامة – معدل رد الفعل المباشر.

ك pr هو ثابت معدل التفاعل الأمامي.

مع مرور الوقت، تركيزات الكواشف أو فيينخفض، وينخفض معدل التفاعل (الشكل 1، المنحنى العلاقات العامة).

رد فعل بين أو فييؤدي إلى تكوين المواد جو د، والتي يمكن لجزيئاتها أثناء الاصطدامات أن تعطي المواد مرة أخرى أو في.

يتم وصف معدل التفاعل العكسي بالمعادلة:

آر = ك آر [ج] [د]،

أين مراجعة - معدل التفاعل العكسي.

ك rev - معدل ثابت للتفاعل العكسي.

كما تركيزات المواد جو دمع زيادة معدل التفاعل العكسي (الشكل 1، المنحنى آر).

الشكل 1. التغيرات في معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية مع مرور الوقت

بعد فترة من الوقت تصبح معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية:

العلاقات العامة = وصول.

تسمى حالة النظام هذه حالة التوازن .

في حالة التوازن، تتوقف تركيزات جميع المشاركين فيها عن التغير بمرور الوقت . تسمى هذه التركيزات التوازن .

التوازن الكيميائي – هذا التوازن الديناميكي.إن ثبات تركيزات المواد الموجودة في النظام المغلق هو نتيجة للعمليات الكيميائية المستمرة. إن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية لا تساوي الصفر، ولكن المعدل الملاحظ للعملية يساوي الصفر.

إن تساوي معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية هو شرط حركي للاتزان الكيميائي.

2. ثابت التوازن

عندما تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية

العلاقات العامة = وصول.

المساواة صحيحة

كالعلاقات العامة [أ] [ب] = كآر [ج] [د]،

أين [ أ], [ب], [مع], [د] – تركيزات التوازن للمواد.

وبما أن ثوابت المعدل لا تعتمد على التركيزات، فيمكن كتابة المساواة بشكل مختلف:

نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية ( ك العلاقات العامة / ك وصول. ) يسمى ثابت التوازن الكيميائي :

لا يمكن تحقيق التوازن الكيميائي الحقيقي إلا إذا كانت جميع المراحل الأولية لآلية التفاعل في حالة توازن. بغض النظر عن مدى تعقيد آليات التفاعلات المباشرة والعكسية، في حالة التوازن، يجب ضمان الانتقال الكيميائي للمواد الأولية إلى منتجات التفاعل والعودة. وهذا يعني أن المجموع الجبري لجميع مراحل العملية يساوي المعادلة المتكافئة للتفاعل، أي. تمثل المعاملات المتكافئة مجموع الجزيئات في جميع مراحل الآلية.

لرد فعل معقد

aA + bB  cC + dD

ك س =

بالنسبة لنفس درجة الحرارة، تكون نسبة حاصل ضرب تراكيز التوازن لنواتج التفاعل بالدرجات المساوية للمعاملات المتكافئة إلى حاصل الضرب لتركيزات التوازن للمواد البادئة بالدرجات المساوية للمعاملات المتكافئة قيمة ثابتة.

هذه هي الصيغة الثانية لقانون العمل الجماعي.

يتضمن التعبير عن ثابت التوازن للتفاعل غير المتجانس فقط تركيزات المواد في الطور السائل أو الغازي، حيث أن تركيزات المواد الصلبة، كقاعدة عامة، تظل ثابتة.

على سبيل المثال، التعبير عن ثابت التوازن للتفاعل التالي هو:

CO 2 (جم) + C (تلفزيون)  2 CO (جم)

مكتوب مثل هذا:

لج =
.

توضح معادلة ثابت التوازن أنه في ظل ظروف التوازن، ترتبط تركيزات جميع المواد المشاركة في التفاعل ببعضها البعض. تحدد القيمة العددية لثابت التوازن نسبة تركيزات جميع المواد المتفاعلة عند التوازن.

والتغير في تركيز أي من هذه المواد يستلزم تغيرات في تركيز جميع المواد الأخرى. ونتيجة لذلك، يتم إنشاء تركيزات جديدة، ولكن النسبة بينهما تتوافق مرة أخرى مع ثابت التوازن.

تعتمد قيمة ثابت التوازن على طبيعة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة.

ثابت التوازن معبراً عنه بدلالة التركيزات المولية للمواد المتفاعلة ( لمع) وثابت التوازن معبرا عنه من حيث الضغوط الجزئية التوازن ( لص) (انظر "أساسيات الديناميكا الحرارية الكيميائية") مترابطة من خلال العلاقات التالية:

لص= كمعر.ت  , كج = كص / (ر.ت)  ,

حيث  هو التغير في عدد المولات الغازية في التفاعل.

التغير القياسي في طاقة جيبس هو

G T = - ر.ت ln كص,

GT =  ح – ت  س.

بعد مساواة الأطراف اليمنى من المعادلات:

- ر.ت ln كص =  ح – ت  س

ln ك ص = -  ح / ( ر.ت) +  س/ ر .

لا تحدد المعادلة فقط نوع اعتماد الثابت على درجة الحرارة، ولكنها توضح أيضًا أن الثابت يتحدد حسب طبيعة المواد المتفاعلة.

لا يعتمد ثابت التوازن على التركيزات (كما هو الحال مع ثابت معدل التفاعل) أو آلية التفاعل أو طاقة التنشيط أو وجود المحفزات. فتغيير الآلية، على سبيل المثال، عند إدخال محفز، لا يؤثر على القيمة العددية لثابت التوازن، ولكنه يغير بالطبع معدل الوصول إلى حالة التوازن.

في عام 1885، طور الفيزيائي والكيميائي الفرنسي لو شاتيليه، وفي عام 1887 أثبت الفيزيائي الألماني براون قانون التوازن الكيميائي وثابت التوازن الكيميائي، كما درس اعتمادهما على تأثير العوامل الخارجية المختلفة.

جوهر التوازن الكيميائي

التوازن هو حالة تعني أن الأشياء تتحرك دائمًا. يتم تقسيم المنتجات إلى مواد متفاعلة، ويتم دمج المواد المتفاعلة في المنتجات. الأشياء تتحرك، لكن التركيزات تبقى كما هي. تتم كتابة التفاعل بسهم مزدوج بدلاً من علامة المساواة لتوضيح أنه قابل للانعكاس.

الأنماط الكلاسيكية

في القرن الماضي، اكتشف الكيميائيون أنماطًا معينة توفر إمكانية تغيير اتجاه التفاعل في نفس الحاوية. إن معرفة كيفية حدوث التفاعلات الكيميائية أمر مهم للغاية، سواء بالنسبة للأبحاث المعملية أو الإنتاج الصناعي. في نفس الوقت قيمة عظيمةلديه القدرة على السيطرة على كل هذه الظواهر. من الطبيعة البشرية التدخل في العديد من العمليات الطبيعية، وخاصة تلك القابلة للعكس، من أجل استخدامها لاحقًا لمصلحته الخاصة. ستكون معرفة التفاعلات الكيميائية أكثر فائدة إذا أتقنت التحكم فيها بشكل مثالي.

يستخدم الكيميائيون قانون فعل الكتلة في الكيمياء لحساب معدلات التفاعلات بشكل صحيح. ويوضح أنه لن يكتمل أي شيء إذا حدث في نظام مغلق. وتكون جزيئات المواد الناتجة في حركة مستمرة وعشوائية، وقد يحدث قريبا رد فعل عكسي يتم فيه استعادة جزيئات المادة الأولية.

غالبا ما تستخدم في الصناعة الأنظمة المفتوحة. تظل الأوعية والأجهزة والحاويات الأخرى التي تجري فيها التفاعلات الكيميائية مفتوحة. يعد ذلك ضروريًا حتى يكون من الممكن خلال هذه العمليات استخراج المنتج المطلوب والتخلص من منتجات التفاعل عديمة الفائدة. على سبيل المثال، يتم حرق الفحم في صناديق نار مفتوحة، ويتم إنتاج الأسمنت في الأفران نوع مفتوحتعمل الأفران العالية بإمداد ثابت من الهواء، ويتم تصنيع الأمونيا عن طريق الإزالة المستمرة للأمونيا نفسها.

التفاعلات الكيميائية العكوسة وغير العكوسة

بناءً على الاسم، يمكننا إعطاء التعريفات المناسبة: تعتبر التفاعلات غير قابلة للرجوع إذا اكتملت، ولا تغير اتجاهها وتستمر في مسار معين، بغض النظر عن اختلافات الضغط و تقلبات درجات الحرارة. هُم ميزة مميزةهو أن بعض المنتجات قد تترك منطقة التفاعل. وبالتالي، على سبيل المثال، من الممكن الحصول على غاز (CaCO 3 = CaO + CO 2)، أو راسب (Cu(NO 3) 2 + H 2 S = CuS + 2HNO 3) أو غيرها إذا تم إصداره أثناء العملية عدد كبيرالطاقة الحرارية، مثلاً: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q.

تقريبًا جميع التفاعلات التي تحدث في الطبيعة قابلة للعكس. بغض النظر عن هذا الظروف الخارجيةمثل الضغط ودرجة الحرارة، يمكن أن تحدث جميع العمليات تقريبًا في وقت واحد اتجاهات مختلفة. وكما ينص قانون عمل الكتلة في الكيمياء، فإن كمية الحرارة الممتصة ستكون مساوية للكمية المنطلقة، مما يعني أنه إذا كان أحد التفاعلات طاردًا للحرارة، فإن التفاعل الثاني (العكسي) سيكون ماصًا للحرارة.

التوازن الكيميائي: ثابت التوازن الكيميائي

ردود الفعل هي "أفعال" الكيمياء، وهي الأنشطة التي يدرسها الكيميائيون. تتقدم العديد من التفاعلات حتى الاكتمال ثم تتوقف، مما يعني أن المواد المتفاعلة تتحول بالكامل إلى منتجات دون أن تتمكن من العودة إلى حالتها الأصلية. في بعض الحالات يكون التفاعل غير قابل للانعكاس حقًا، على سبيل المثال عندما يتغير الاحتراق فيزيائيًا وكيميائيًا، ومع ذلك، هناك العديد من الظروف الأخرى التي لا يكون فيها التفاعل ممكنًا فحسب، بل مستمرًا أيضًا، نظرًا لأن منتجات التفاعل الأول تصبح متفاعلات في التفاعل الثاني. .

تسمى الحالة الديناميكية التي يظل فيها تركيز المواد المتفاعلة والمنتجات ثابتة بالتوازن. من الممكن التنبؤ بسلوك المواد باستخدام قوانين معينة تنطبق على الصناعات التي تسعى إلى تقليل تكلفة إنتاج مواد كيميائية معينة. يعد مفهوم التوازن الكيميائي مفيدًا أيضًا في فهم العمليات التي تحافظ على صحة الإنسان أو تهددها. ثابت التوازن الكيميائي هو قيمة عامل التفاعل الذي يعتمد على القوة الأيونية ودرجة الحرارة، وهو مستقل عن تركيزات المواد المتفاعلة والمنتجات في المحلول.

حساب ثابت التوازن

وهذه الكمية لا أبعاد لها، أي أنها لا تحتوي على عدد معين من الوحدات. على الرغم من أن الحساب يُكتب عادةً لمادتين متفاعلتين ومنتجين، إلا أنه يصلح لأي عدد من المشاركين في التفاعل. يعتمد حساب وتفسير ثابت التوازن على ما إذا كان التفاعل الكيميائي يتضمن توازنًا متجانسًا أو غير متجانس. وهذا يعني أن جميع المكونات المتفاعلة يمكن أن تكون سوائل أو غازات نقية. بالنسبة للتفاعلات التي تصل إلى التوازن غير المتجانس، كقاعدة عامة، لا توجد مرحلة واحدة، بل مرحلتان على الأقل. على سبيل المثال، السوائل والغازات أو كلا السائلين.

قيمة التوازن الثابتة

بالنسبة لأي درجة حرارة معينة، هناك قيمة واحدة فقط لثابت التوازن، والتي تتغير فقط إذا تغيرت درجة الحرارة التي يحدث عندها التفاعل في اتجاه أو آخر. من الممكن وضع بعض التنبؤات حول التفاعل الكيميائي بناءً على ما إذا كان ثابت التوازن كبيرًا أم صغيرًا. إذا كانت القيمة كبيرة جدًا، فإن التوازن يفضل التفاعل إلى اليمين ويتم الحصول على منتجات أكثر من المواد المتفاعلة. يمكن تسمية رد الفعل في هذه الحالة بأنه "كامل" أو "كمي".

إذا كانت قيمة ثابت التوازن صغيرة، فإنها تفضل التفاعل إلى اليسار، حيث كان عدد المواد المتفاعلة أكبر من النواتج المتكونة. فإذا كانت هذه القيمة تميل إلى الصفر، يمكننا أن نفترض عدم حدوث التفاعل. إذا كانت قيم ثابت التوازن للتفاعلات الأمامية والخلفية هي نفسها تقريبا، فإن كمية المواد المتفاعلة والمنتجات ستكون هي نفسها تقريبا. يعتبر هذا النوع من التفاعل قابلاً للعكس.

دعونا نفكر في رد فعل عكسي محدد

دعونا نأخذ اثنين من هؤلاء عنصر كيميائيمثل اليود والهيدروجين، اللذين عند خلطهما يعطيان مادة جديدة - يوديد الهيدروجين.

بالنسبة لـ v 1 نأخذ معدل التفاعل الأمامي، بالنسبة لـ v 2 معدل التفاعل العكسي، k هو ثابت التوازن. وباستخدام قانون الفعل الجماعي نحصل على العبارة التالية:

ت 1 = ك 1 * ج(ح 2) * ج(أنا 2)،

ت 2 = ك 2 * ج 2 (هاي).

عندما يتم خلط جزيئات اليود (I2) والهيدروجين (H2)، يبدأ التفاعل بينهما. في المرحلة الأولية، يكون تركيز هذه العناصر هو الحد الأقصى، ولكن بحلول نهاية التفاعل، سيكون تركيز مركب جديد - يوديد الهيدروجين (HI) - هو الحد الأقصى. وفقا لذلك، فإن معدلات التفاعل ستكون مختلفة. في البداية سيكونون الحد الأقصى. ومع مرور الوقت، تأتي لحظة تتساوى فيها هذه القيم، وهذه حالة تسمى التوازن الكيميائي.

يُشار عادةً إلى التعبير عن ثابت التوازن الكيميائي باستخدام الأقواس المربعة: , , . بما أن السرعتين متساويتين في حالة التوازن فإن:

ك 1 = ك 2 2 ,

وهذا يعطينا معادلة ثابت التوازن الكيميائي:

ك 1 / ك 2 = 2 / = ك.

مبدأ لو شاتيلير-براون

هناك النمط التالي: إذا حدث تأثير معين على نظام في حالة توازن (تغيير ظروف التوازن الكيميائي عن طريق تغيير درجة الحرارة أو الضغط، على سبيل المثال)، فإن التوازن سوف يتحول إلى مواجهة تأثير التغيير جزئيًا. بالإضافة إلى الكيمياء، ينطبق هذا المبدأ أيضا على العديد أشكال مختلفةفي مجالات الصيدلة والاقتصاد.

ثابت التوازن الكيميائي وطرق التعبير عنه

يمكن التعبير عن تعبير التوازن من حيث تركيزات المنتجات والمواد المتفاعلة. فقط المواد الكيميائيةفي المرحلتين المائية والغازية يتم تضمينها في صيغة التوازن، حيث أن تركيزات السوائل والمواد الصلبة لا تتغير. ما هي العوامل التي تؤثر على التوازن الكيميائي؟ إذا كان الأمر يتعلق بسائل أو مادة صلبة نقية، فسيتم اعتبارها K = 1، وبالتالي يتوقف أخذها في الاعتبار، باستثناء المحاليل عالية التركيز. على سبيل المثال، المياه النظيفةلديه نشاط 1.

مثال آخر هو الكربون الصلب، والذي يمكن أن يتكون من تفاعل جزيئين من أول أكسيد الكربون لتكوين ثاني أكسيد الكربون والكربون. تشمل العوامل التي يمكن أن تؤثر على التوازن إضافة مادة متفاعلة أو منتج (يؤثر التغير في التركيز على التوازن). إضافة كاشف يمكن أن يؤدي إلى التوازن على اليمين المعادلة الكيميائيةحيث تظهر المزيد من أشكال المنتج. يمكن أن تؤدي إضافة المنتج إلى التوازن على اليسار مع توفر المزيد من أشكال المواد المتفاعلة.

يحدث التوازن عندما يكون التفاعل الذي يجري في كلا الاتجاهين يحتوي على نسبة ثابتة من المنتجات والمواد المتفاعلة. بشكل عام، التوازن الكيميائي ثابت، لأن النسبة الكمية للمنتجات والمواد المتفاعلة ثابتة. ومع ذلك، فإن نظرة فاحصة تكشف أن التوازن هو في الواقع عملية ديناميكية للغاية، حيث يتحرك رد الفعل في كلا الاتجاهين بوتيرة متساوية.

التوازن الديناميكي هو مثال على وظيفة الحالة المستقرة. لنظام في حالة مستقرةالسلوك الملاحظ حاليًا يستمر في المستقبل. ولذلك، بمجرد وصول التفاعل إلى التوازن، فإن نسبة تركيز المنتج والمواد المتفاعلة ستظل كما هي، على الرغم من استمرار التفاعل.

كيف تتحدث ببساطة عن الأشياء المعقدة؟

من الصعب جدًا فهم مفاهيم مثل التوازن الكيميائي وثابت التوازن الكيميائي. لنأخذ مثالا من الحياة. هل سبق لك أن علقت على جسر بين مدينتين ولاحظت أن حركة المرور في الاتجاه الآخر سلسة ومنتظمة، بينما أنت عالق في حركة المرور بشكل يائس؟ هذا ليس جيدا.

ماذا لو تحركت السيارات بسلاسة وبنفس السرعة على كلا الجانبين؟ هل سيظل عدد السيارات في كلا المدينتين ثابتا؟ عندما تكون سرعة الدخول والخروج إلى كلتا المدينتين هي نفسها، ويكون عدد السيارات في كل مدينة ثابتًا مع مرور الوقت، فهذا يعني أن العملية برمتها في توازن ديناميكي.

غالبية التفاعلات الكيميائيةعكسها، أي. تتدفق في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين. وفي الحالات التي تحدث فيها التفاعلات الأمامية والعكسية بنفس المعدل، يحدث التوازن الكيميائي. على سبيل المثال، في التفاعل المتجانس القابل للعكس: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g)، تعتمد نسبة معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية وفقًا لقانون عمل الكتلة على نسبة التركيزات من المواد المتفاعلة وهي: سرعة التفاعل الأمامي: υ 1 = k 1 [H 2 ]. معدل التفاعل العكسي: υ 2 = k 2 2.

إذا H 2 وأنا 2 – مواد البداية، ففي اللحظة الأولى يتم تحديد معدل التفاعل المباشر من خلالهم التركيزات الأولية، ومعدل التفاعل العكسي صفر. ومع استهلاك H 2 وI 2 وتكوين HI، يقل معدل التفاعل الأمامي ويزداد معدل التفاعل العكسي. وبعد مرور بعض الوقت، يتم تعادل كلا المعدلين، ويتم إنشاء التوازن الكيميائي في النظام، أي. يصبح عدد جزيئات HI المنتجة والمستهلكة لكل وحدة زمنية هو نفسه.

بما أنه في حالة التوازن الكيميائي تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية مساوية لـ V 1 = V 2، إذن k 1 = k 2 2.

وبما أن k 1 وk 2 ثابتان عند درجة حرارة معينة، فإن النسبة بينهما ستكون ثابتة. وبالرمز K نحصل على:

يُطلق على K ثابت التوازن الكيميائي، وتسمى المعادلة أعلاه قانون فعل الكتلة (Guldberg - Waale).

في حالة عامةلتفاعل بالشكل aA+bB+…↔dD+eE+… ثابت التوازن يساوي . بالنسبة للتفاعل بين المواد الغازية، غالبا ما يستخدم التعبير، حيث يتم تمثيل المواد المتفاعلة بالضغوط الجزئية المتوازنة ص. للتفاعل المذكور .

تحدد حالة التوازن الحد الذي يستمر عنده التفاعل تلقائيًا في ظل ظروف معينة (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

العلاقة بين تركيزات التوازن لا تعتمد على المواد التي يتم أخذها كمواد أولية (على سبيل المثال، H 2 و I 2 أو HI)، أي. يمكن الاقتراب من حالة التوازن من كلا الجانبين.

يعتمد ثابت التوازن الكيميائي على طبيعة الكواشف وعلى درجة الحرارة؛ لا يعتمد ثابت التوازن على الضغط (إذا كان مرتفعًا جدًا) أو على تركيز الكواشف.

التأثير على ثابت التوازن لعوامل درجة الحرارة والإنثالبي والإنتروبيا. يرتبط ثابت التوازن بالتغير في الجهد متساوي الضغط القياسي للتفاعل الكيميائي ∆G o بواسطة المعادلة البسيطة ∆G o =-RT ln K.

يوضح أن القيم السلبية الكبيرة لـ ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0)، فإن المواد الأولية هي التي تسود في خليط التوازن. تسمح لنا هذه المعادلة بحساب K من قيمة ∆G o، ثم تركيزات التوازن (الضغوط الجزئية) للكواشف. إذا أخذنا في الاعتبار أن ∆G o =∆Н o -Т∆S o ، فبعد بعض التحولات نحصل عليها . يتضح من هذه المعادلة أن ثابت التوازن حساس جداً للتغيرات في درجات الحرارة. إن تأثير طبيعة المواد المتفاعلة على ثابت التوازن يحدد اعتمادها على عوامل المحتوى الحراري والإنتروبيا.

مبدأ لو شاتيليه

يتم الحفاظ على حالة التوازن الكيميائي في ظل ظروف ثابتة معينة في أي وقت. عندما تتغير الظروف، تنتهك حالة التوازن، لأنه في هذه الحالة تتغير معدلات العمليات المعاكسة بدرجات متفاوتة. ومع ذلك، بعد مرور بعض الوقت، يصل النظام مرة أخرى إلى حالة التوازن، ولكن هذه المرة تتوافق مع الظروف المتغيرة الجديدة.

يتم تحديد إزاحة التوازن اعتمادًا على التغيرات في الظروف بشكل عام من خلال مبدأ Le Chatelier (أو مبدأ تحريك التوازن): إذا تأثر نظام في حالة توازن من الخارج بتغيير أي من الشروط التي تحدد موضع التوازن، فإنه ينحرف في اتجاه العملية، مما يؤدي إلى إضعاف تأثير التأثير الناتج.

وبالتالي فإن ارتفاع درجة الحرارة يؤدي إلى تحول في التوازن في اتجاه العمليات التي يصاحب سيرها امتصاص الحرارة، وانخفاض درجة الحرارة يعمل في الاتجاه المعاكس. وبالمثل، تؤدي زيادة الضغط إلى إزاحة التوازن في اتجاه العملية مصحوبًا بانخفاض في الحجم، ويعمل انخفاض الضغط في الاتجاه المعاكس. على سبيل المثال، في نظام التوازن 3H 2 + N 2 2H 3 N، ∆H o = -46.2 kJ، تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تعزيز تحلل H 3 N إلى هيدروجين ونيتروجين، نظرًا لأن هذه العملية ماصة للحرارة. تؤدي زيادة الضغط إلى إزاحة التوازن نحو تكوين H 3 N، لأنه في نفس الوقت يتناقص الحجم.

إذا تمت إضافة كمية معينة من أي من المواد المشاركة في التفاعل إلى نظام في حالة توازن (أو على العكس من ذلك، تمت إزالتها من النظام)، فإن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية تتغير، ولكنها تصبح متساوية تدريجيًا مرة أخرى . وبعبارة أخرى، يعود النظام إلى حالة التوازن الكيميائي. في هذه الحالة الجديدة، ستختلف تركيزات التوازن لجميع المواد الموجودة في النظام عن تركيزات التوازن الأصلية، ولكن النسبة بينهما ستبقى كما هي. وبالتالي، في نظام في حالة توازن، من المستحيل تغيير تركيز إحدى المواد دون التسبب في تغيير في تركيزات جميع المواد الأخرى.

وفقًا لمبدأ Le Chatelier، فإن إدخال كميات إضافية من الكاشف في نظام التوازن يؤدي إلى تحول في التوازن في الاتجاه الذي يتناقص فيه تركيز هذه المادة، وبالتالي يزيد تركيز منتجات تفاعلها.

تعتبر دراسة التوازن الكيميائي ذات أهمية كبيرة سواء للبحث النظري أو لحل المشكلات العملية. ومن خلال تحديد موضع التوازن لدرجات الحرارة والضغوط المختلفة، من الممكن اختيار الظروف الأكثر ملاءمة للعملية الكيميائية. عند الاختيار النهائي لظروف العملية، يتم أيضًا أخذ تأثيرها على سرعة العملية في الاعتبار.

مثال 1.حساب ثابت التوازن للتفاعل من تركيزات التوازن من المواد المتفاعلة.

احسب ثابت التوازن للتفاعل A + B 2C، إذا كانت تركيزات التوازن [A] = 0.3 mol∙l -1؛ [V]=1.1mol∙l -1; [C]=2.1mol∙l -1.

حل.التعبير عن ثابت التوازن لهذا التفاعل له الصيغة: . دعونا نستبدل هنا تركيزات التوازن المشار إليها في بيان المشكلة: =5.79.

مثال 2. حساب تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة. يتم التفاعل وفقًا للمعادلة A + 2B C.

تحديد تركيزات التوازن للمواد المتفاعلة إذا كانت التركيزات الأولية للمواد A و B تساوي على التوالي 0.5 و 0.7 موللتر -1، وثابت التوازن للتفاعل K p = 50.

حل.لكل مول من المادتين A وB، يتكون 2 مول من المادة C. إذا كان النقصان في تركيز المادتين A وB يُشار إليه بـ X mole، فإن الزيادة في تركيز المادة ستكون مساوية 2X mole. التركيزات التوازنية للمواد المتفاعلة ستكون:

C A = (about.5-x)mol∙l -1; C B = (0.7-x) مول∙لتر -1؛ C C = 2x مول∙لتر -1

س 1 =0.86; × 2 = 0.44

وفقا لشروط المشكلة، فإن القيمة × 2 صالحة. ومن ثم فإن التركيزات التوازنية للمواد المتفاعلة هي:

C A =0.5-0.44=0.06mol∙l -1؛ C B = 0.7-0.44=0.26mol∙l -1؛ C C =0.44∙2=0.88mol∙l -1.

مثال 3.تحديد التغير في طاقة جيبس ∆G o للتفاعل بقيمة ثابت التوازن K r. احسب طاقة جيبس وحدد إمكانية حدوث التفاعل CO + Cl 2 = COCl 2 عند 700 K إذا كان ثابت التوازن يساوي Kp = 1.0685∙10 -4. الضغط الجزئي لجميع المواد المتفاعلة هو نفسه ويساوي 101325 Pa.

حل.∆G 700 = 2.303∙RT .

لهذه العملية:

منذ ∆اذهب<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

مثال 4. التحول في التوازن الكيميائي. في أي اتجاه سوف يتحول التوازن في النظام N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal:

أ) مع زيادة تركيز N 2؛

ب) مع زيادة تركيز H 2؛

ج) مع زيادة درجة الحرارة.

د) متى ينخفض الضغط؟

حل.وفقا لقاعدة لوشاتيليه، فإن زيادة تركيز المواد على الجانب الأيسر من معادلة التفاعل يجب أن تسبب عملية تميل إلى إضعاف التأثير وتؤدي إلى انخفاض التركيزات، أي. سوف ينتقل التوازن إلى اليمين (الحالتان أ و ب).

رد فعل تخليق الأمونيا هو طارد للحرارة. تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تحول في التوازن إلى اليسار - نحو تفاعل ماص للحرارة، مما يضعف التأثير (الحالة ج).

إن انخفاض الضغط (الحالة د) سوف يؤدي إلى تفاعل يؤدي إلى زيادة في حجم النظام، أي. نحو تكوين N 2 و H 2.

مثال 5.كم مرة سيتغير معدل التفاعل الأمامي والخلفي في النظام 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) إذا انخفض حجم خليط الغاز بمقدار ثلاث مرات؟ في أي اتجاه سيتحول توازن النظام؟

حل.دعونا نشير إلى تركيزات المواد المتفاعلة: = أ، =ب،=مع.وفقا لقانون عمل الكتلة، فإن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية قبل التغير في الحجم متساوية

v pr = Ka 2 b، v arr = K 1 s 2

بعد تقليل حجم النظام المتجانس ثلاث مرات، يزداد تركيز كل من المواد المتفاعلة ثلاث مرات: = 3 أ,[يا2]= 3 ب؛ = 3ث.عند التركيزات الجديدة، تكون السرعة v"np للتفاعلات الأمامية والعكسية:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.

;

وبالتالي زاد معدل التفاعل الأمامي بمقدار 27 مرة، ومعدل التفاعل العكسي بمقدار تسع مرات فقط. تحول توازن النظام نحو تكوين SO 3.

مثال 6.احسب عدد المرات التي يزداد فيها معدل التفاعل الذي يحدث في الطور الغازي عندما تزيد درجة الحرارة من 30 إلى 70 درجة مئوية إذا كان معامل درجة حرارة التفاعل 2.

حل.يتم تحديد اعتماد معدل التفاعل الكيميائي على درجة الحرارة بواسطة قاعدة فانت هوف التجريبية وفقًا للصيغة

وبالتالي، فإن معدل التفاعل عند 70 درجة مئوية أكبر 16 مرة من معدل التفاعل عند 30 درجة مئوية.

مثال 7.ثابت التوازن لنظام متجانس

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) عند 850 درجة مئوية يساوي 1. احسب تركيزات جميع المواد في حالة التوازن إذا كانت التركيزات الأولية هي: [CO] ISH = 3 مول/لتر، [H 2 O] RI = 2 مول/لتر.

حل.في حالة الاتزان تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية، وتكون نسبة ثوابت هذه المعدلات ثابتة ويسمى ثابت التوازن للنظام المعطى:

Vنب = ك 1[CO] [H 2 O]؛ Vس ب ع = ل 2 [CO 2] [H 2]؛

في بيان المشكلة يتم إعطاء التركيزات الأولية، بينما في التعبير ك صيشمل فقط تركيزات التوازن لجميع المواد في النظام. لنفترض أنه في لحظة التوازن التركيز [CO 2 ] P = Xمول/لتر. ووفقا لمعادلة النظام، فإن عدد مولات الهيدروجين المتكونة سيكون أيضا Xمول/لتر. لنفس العدد من الشامات (xيتم استهلاك مول/لتر) CO وH2O للتكوين Xمولات ثاني أكسيد الكربون و H2. وبالتالي فإن التركيزات التوازنية لجميع المواد الأربع (مول/لتر):

[CO 2 ] P = [H 2 ] P = العاشر؛[CO] P = (3 - س)؛

ف = (2x). وبمعرفة ثابت التوازن، نوجد قيمته X،

; ثم التركيزات الأولية لجميع المواد:س 2 = 6-2س-3س + س 2

; 5س = 6، ل = 1.2 مول/لتر.

مثال

احسب ثابت التوازن الكيميائي للتفاعل المتجانس القابل للعكس، CO + H 2 O = CO 2 + H 2، بناءً على حقيقة أن تركيز توازن المواد هو:

[CO] ع = 0.045 مول/لتر،

[H2O] ع = 0.064 مول/لتر،

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر.

منح:

[CO] ع = 0.045 مول/لتر

[H 2 O] ع = 0.064 مول/لتر

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر

حل:

وبالتالي فإن النسبة المولية لمنتجات التفاعل هي 1:1

[CO 2 ] p = [H 2 ] p = 0.18 مول/لتر.

وبناء على التعبير (2.1) نحسب قيمة ثابت التوازن الكيميائي: = إلى x.r.

[CO 2 ] ص [H 2 ] ص / [CO 2 ] ص [H 2 O] ع = 0.18 0.18/0.045 0.064 11,25.

إجابة:

2. حساب تراكيز التوازن من التركيزات الأولية للمواد المتفاعلة والعكس

مثال 1.

يستمر تفاعل الغاز الانعكاسي وفقًا للمعادلة:

CO + CI 2 = COCI 2.

[CO] 0 = 0.03 مول/لتر؛

0 = 0.02 مول/لتر.

وبعد الوصول إلى حالة التوازن أصبح تركيز أول أكسيد الكربون كما يلي:

[CO] ع = 0.021 مول/لتر.

احسب تركيزات التوازن للمواد المتبقية وقيمة ثابت التوازن الكيميائي.

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر.

[CO] 0 = 0.03 مول/لتر

[C1 2 ] 0 = 0.02 مول/لتر

[CO] ع = 0.021 مول/لتر

ف , ص , ك س . ع – ؟

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر

بحلول وقت التوازن، كان التغير في تركيز ثاني أكسيد الكربون:

∆[CO] = [CO] 0 – [CO] ع = 0.03 – 0.021 = 0.009 مول/لتر.

بما أن النسبة المولية للمواد المشاركة في التفاعل هي 1:1:1، فإن التغير في تركيز جميع المواد هو نفسه:

[C1 2 ] p = [C1 2 ] 0 – ∆[C1 2 ] = 0.02 – 0.009 = 0.011 مول/لتر,

[SOS1 2] ع = 0.009 مول/لتر،

K x Р = [ССО1 2 ] Р / [СО] Р [С1 2 ] Р = 0.009/0.021 · 0.011 = 39.

سنقوم بإدخال نتائج الحسابات في الجدول، حيث تعني العلامات "+" و "-" زيادة أو نقصان في تركيز المادة، على التوالي.

[CO 2 ] ص [H 2 ] ص / [CO 2 ] ص [H 2 O] ع = 0.18 0.18/0.045 0.064[C1 2 ] ع = 0.011 مول/لتر؛ [SOC1 2] ع = 0.009 مول/لتر؛ ك س ع = 39.

مثال 2.

تركيزات التوازن للمواد المشاركة في التفاعل العكسي 2NO + O 2 = 2NO 2 هي كما يلي (مول/لتر):

ف = 0.056؛

[يا 2] = 0.028؛

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر.

ف = 0.056 مول/لتر

ف = 0.028 مول/لتر

ف = 0.044 مول/لتر

0 , [O 2 ] 0 – ?

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر

كان التركيز الأولي لأكسيد النيتريك (IV) 0 = 0، وتغيره عند لحظة التوازن هو ∆ = 0.044 مول/لتر.

النسبة المولية لـ NO وNO 2 في التفاعل هي 2:2 (1:1)، وبالتالي فإن التركيز الأولي لـ NO سيكون:

0 = ع + 0.044 = 0.056 + 0.044 = 0.1 مول/لتر.

النسبة المولية لـ O 2 و NO 2 هي 1: 2، وبالتالي فإن التركيز الأولي لـ O 2 سيكون:

[O 2 ] 0 = [O 2 ] p + 0.044/2 = 0.028 + 0.022 = 0.05 مول/لتر.

يتم تسجيل نتائج الحساب في الجدول

[CO 2 ] ص [H 2 ] ص / [CO 2 ] ص [H 2 O] ع = 0.18 0.18/0.045 0.064 0 = 0.1 مول/لتر؛ [O 2 ] 0 = 0.05 مول/لتر.

مثال 3.

يتم إجراء تفاعل تصنيع الأمونيا وفقًا للمعادلة ZN 2 + N 2 = 2NH 3. التركيزات الأولية للمواد الأولية متساوية (مول/لتر): الهيدروجين – 0.05؛ النيتروجين - 0.04: ثابت معدل التفاعل هو 0.3. حساب: أ) معدل التفاعل الأولي؛ ب) معدل التفاعل عندما أصبح تركيز الأمونيا 0.02 مول/لتر.

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر.

أ) [H 2 ] 0 = 0.05 مول/لتر

0 = 0.04 مول/لتر

ب) = 0.02 مول/لتر

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر

أ) وفقًا لقانون عمل الكتلة نجد معدل التفاعل الأولي:

υ 0 = ك 0 3 0 = 3 10 –1 3 = 1.5 10 –6 مول/لتر ث.

ب) بناءً على معادلة التفاعل، فإن النسبة المولية للهيدروجين والأمونيا هي 3:2. تؤدي زيادة تركيز الأمونيا بمقدار 0.02 مول/لتر إلى انخفاض تركيز الهيدروجين بمقدار 0.03 مول/لتر (0.02 – 3/2 = 0.03).

وهكذا، بحلول الوقت الذي زاد فيه تركيز الأمونيا بمقدار 0.02 مول/لتر، انخفض تركيز الهيدروجين إلى 0.02 مول/لتر (0.05 - 0.03 = 0.02). النسبة المولية للنيتروجين والأمونيا هي 1:2. سينخفض تركيز النيتروجين بمقدار 0.01 مول (0.02 – 1/2 = 0.01) ويصبح مساويًا لـ 0.03 مول/لتر (0.04 – 0.01 = 0.03). سينخفض معدل التفاعل أيضًا مع انخفاض تركيز المواد المتفاعلة:

υ = ك 3 = 3 10 –1 3 = 7.2 10 –8 مول/لتر ث.

[CO 2 ] ص [H 2 ] ص / [CO 2 ] ص [H 2 O] ع = 0.18 0.18/0.045 0.064أ) 1.5 10 –6 مول/لتر ث؛ ب) 7.2 10 –8 مول/لتر ث.

مثال 4.

يتم التفاعل وفقاً للمعادلة 2NO + O 2 = 2NO 2، وبعد فترة من بدء التفاعل، أصبحت تراكيز جميع المواد المشاركة في التفاعل: = 0.04 مول/لتر؛ [O 2 ] = 0.01 مول/لتر؛ = 1.

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر.

= 0.02 مول/لتر. احسب التركيزات الأولية للمواد البادئة ومعدل التفاعل الأولي إذا كان ثابت معدل التفاعل k

0.04 مول/لتر

[O 2 ] = 0.01 مول/لتر

0 , 0 , 0.02 مول/لتر 0 – ?

[CO 2 ] ع = 0.18 مول/لتر

وفقا لمعادلة التفاعل، فإن النسبة المولية لـ NO و NO 2 هي 2:2 (1:1).

أدت الزيادة في تركيز منتج التفاعل NO 2 إلى 0.02 مول/لتر إلى انخفاض تركيز NO بمقدار 0.02 مول. لذلك، كان التركيز الأولي لأكسيد النيتريك (II) هو:

0 = +0.02 = 0.04 + 0.02 = 0.06 مول/لتر.

النسبة المولية لـ O 2 و NO 2 هي 1: 2، لذا فإن زيادة تركيز NO 2 إلى 0.02 مول تسبب في انخفاض تركيز الأكسجين بمقدار 0.01 مول (0.02 1/2 = 0.01). ونتيجة لذلك، كان تركيز الأكسجين الأولي:

[O 2 ] 0 = [O 2 ] + 0.01 = 0.01 + 0.01 = 0.02 مول/لتر.

معدل التفاعل الأولي

[CO 2 ] ص [H 2 ] ص / [CO 2 ] ص [H 2 O] ع = 0.18 0.18/0.045 0.064υ 0 = ك 0 2 0 = 1 2 = 7.2 · 10 –5 مول/لتر·ث.

0 = 0.06 مول/لتر؛ [O 2 ] 0 = 0.02 مول/لتر؛

× 0 = 7.2 10 –5 مول/لتر ث.

لمعلمي المدارس الثانوية وطلاب الجامعات التربوية وأطفال المدارس في الصفوف 9-10 الذين قرروا تكريس أنفسهم للكيمياء والعلوم الطبيعية · كتاب مدرسي · عامل المشكلة · التدريب العملي في المختبر

قصص علمية للقراءة
§ 3.2. ثابت التوازن

وإمكانية رد الفعل متساوي الضغط

يمكن بسهولة العثور على ثابت التوازن من قيمة الجهد متساوي الضغط، والذي يتم حسابه من البيانات المجدولة حول المحتوى الحراري للتكوين والانتروبيا للمواد الأولية ومنتجات التفاعل

ستحتاج إلى هذه الصيغة عندما تحتاج إلى حساب ثابت التوازن للتفاعل قيد الدراسة.

ليست طاقة التنشيط فقط هي التي تحدد معدل التفاعل الكيميائي. يلعب حجم وشكل الجزيئات المتفاعلة وموقع الذرات المتفاعلة أو مجموعاتها فيها دورًا كبيرًا. في هذا الصدد، عندما يتصادم جسيمان، يكون اتجاههما المحدد مهمًا، أي الاتصال بالمراكز التفاعلية على وجه التحديد.

دعونا نشير إلى احتمال الاتجاه الجزيئي المطلوب للتفاعل أثناء الاصطدام بواسطة W:

يُطلق على اللوغاريتم الطبيعي للقيمة W مضروبًا في ثابت الغاز R اسم إنتروبيا التنشيط S a:

ويترتب على هذا التعبير:

من حيث، من خلال تعريف اللوغاريتم، نحصل على احتمال الاتجاه المطلوب:

كلما زاد احتمال الاتجاه المطلوب لحدوث التفاعل، كلما زادت سرعته، وبالتالي ثابت المعدل، والذي يمكن كتابته:

علمنا سابقًا أن ثابت المعدل يعتمد على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة:

وبالتالي فإن ثابت المعدل يعتمد على طاقة التنشيط ودرجة الحرارة وانتروبيا التنشيط:

لنقدم معامل التناسب Z ونضع علامة المساواة:

يسمى التعبير الناتج المعادلة الأساسية للحركية الكيميائية.

تشرح هذه المعادلة بعض جوانب الحفز: يخفض المحفز طاقة التنشيط للتفاعل ويزيد من إنتروبيا التنشيط، أي أنه يزيد من احتمالية التوجه المناسب للجزيئات المتفاعلة للتفاعل.

ومن المثير للاهتمام أن نلاحظ أن إنتروبيا التنشيط لا تأخذ في الاعتبار الاتجاه المحدد للجسيمات فحسب، بل أيضًا مدة الاتصال في لحظة الاصطدام. إذا كانت مدة التلامس بين الجزيئات قصيرة جدًا، فلن يكون لدى كثافاتها الإلكترونية الوقت الكافي لإعادة التوزيع لتكوين روابط كيميائية جديدة، وتتباعد الجزيئات، التي تتنافر، في اتجاهات مختلفة. يزيد المحفز أيضًا بشكل كبير من مدة تلامس الجزيئات المتفاعلة.

ميزة أخرى للعمل التحفيزي: يأخذ المحفز الطاقة الزائدة من الجسيم المتكون حديثًا، ولا يتحلل إلى الجزيئات الأصلية بسبب نشاطه العالي الطاقة.

تعلم أن ثابت التوازن هو نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية:

دعونا نستبدل ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية بعبارات المعادلة الأساسية للحركية الكيميائية:

النسبة بين معاملي التناسب Z pr / Z arr هي قيمة ثابتة، سنضيفها إلى قيمة ثابت التوازن، ولهذا ستبقى ثابتة، كما كان من قبل.

إذا كنت تتذكر قواعد العمل مع الدوال الأسية، فسوف تفهم تحويل الصيغة:

وفقا لقانون هيس، فإن الفرق بين طاقات التنشيط للتفاعلات العكسية والأمامية هو التغير في الإنثالبي (تأكد من ذلك من خلال رسم مخطط أنتلبي للتفاعل الذي يحدث مع إطلاق الحرارة، ولا ننسى ذلك في هذه الحالة د ن< 0 ):

بالضبط نفس الفرق دعونا نشير د س:

اشرح سبب وجود علامة الطرح أمام القوسين.

نحصل على المعادلة:

لنأخذ لوغاريتمات طرفي هذه المعادلة:

أين نحصل على:

هذه المعادلة مهمة جدًا للكيمياء والعلوم الأخرى لدرجة أن العديد من طلاب الكيمياء في الخارج يرتدون قمصانًا عليها هذه الصيغة.

لو د جييتم التعبير عنها بـ J/mol، ثم تأخذ الصيغة الشكل:

تتميز هذه الصيغة بخاصية واحدة: إذا تم تحديد ثابت التوازن من خلال ضغوط المواد الغازية، فسيتم استبدال ضغوط هذه المواد في الأجواء بالتعبير عن ثابت التوازن (1 atm = 101325 Pa = 760 مم زئبق).

تسمح هذه الصيغة، نظرا لقيمة معروفة، د جيرد الفعل، وحساب ثابت التوازن، وبالتالي معرفة تكوين نظام التوازن عند درجة حرارة معينة. توضح الصيغة أنه كلما ارتفع ثابت التوازن وزاد عدد منتجات التفاعل (المواد الموجودة على الجانب الأيمن من معادلة التفاعل) الموجودة في خليط تفاعل التوازن، كلما كان التغير في الجهد متساوي الضغط للتفاعل أكثر سلبية. والعكس صحيح، فكلما انخفضت قيمة ثابت التوازن وقل عدد نواتج التفاعل وزادت المواد البادئة في خليط التوازن، قلت القيمة السالبة د جي.

عندما يكون ثابت التوازن أكبر من 1 وتكون الإمكانات متساوية الضغط سالبة، فمن المعتاد القول بأن التوازن ينزاح نحو منتجات التفاعل، أو إلى اليمين. عندما يكون ثابت التوازن أقل من 1 ويكون الجهد متساوي الضغط موجبًا، فمن المعتاد أن نقول إن التوازن ينزاح نحو المواد الأولية، أو إلى اليسار.

عندما يكون ثابت التوازن يساوي 1، فإن الإمكانات متساوية الضغط تساوي 0. وتعتبر حالة النظام هذه بمثابة الحد الفاصل بين تحول التوازن إلى اليمين أو إلى اليسار. عندما يكون التغير في الجهد متساوي الضغط في تفاعل معين سالبًا ( د جي<0 )، من المعتاد أن نقول أن التفاعل يمكن أن يستمر في الاتجاه الأمامي؛ لو د ز > 0يقولون أن رد الفعل لا يختفي.

هكذا،

د جي<0 - يمكن أن يحدث التفاعل (ممكن من الناحية الديناميكية الحرارية)؛

د جي<0 ، الذي - التي ك>1- يتم تحويل التوازن نحو المنتجات، إلى اليمين؛

د ز > 0، الذي - التي ل<1 – ينزاح التوازن نحو المواد الأولية إلى اليسار.

إذا كنت بحاجة إلى معرفة ما إذا كان التفاعل الذي تهتم به ممكنًا (على سبيل المثال، لمعرفة ما إذا كان تركيب الصبغة المرغوبة ممكنًا، وما إذا كانت تركيبة معدنية معينة سوف تلبد، وتأثير الأكسجين الجوي على اللون، وما إلى ذلك. )، يكفي حساب رد الفعل هذا د جي. إذا تبين أن التغيير في الإمكانات متساوية الضغط سلبي، فسيكون التفاعل ممكنًا ويمكنك مزج مواد أولية مختلفة للحصول على المنتج المطلوب.

اقرأ ما عليك القيام به لحساب التغير في الجهد متساوي الضغط وثابت التوازن عند درجات حرارة مختلفة (خوارزمية الحساب).

1. أكتب من الجداول المرجعية القيم (عند درجة حرارة 298 كلفن) لمحتوى المحتوى الحراري للتكوين من المواد البسيطة د ن آر.والانتروبيا سجميع المواد المكتوبة في معادلة التفاعل الكيميائي. لو د ن آر.يتم التعبير عنها بـ kJ/mol، فيجب تحويلها إلى J/mol (لماذا؟).

2. احسب التغير في المحتوى الحراري في التفاعل (298 كلفن) باعتباره الفرق بين مجموع المحتوى الحراري لتكوين المنتجات ومجموع المحتوى الحراري لتكوين المواد الأولية، مع تذكر المعاملات المتكافئة:

3. احسب التغير في الإنتروبيا في التفاعل (298 كلفن) كالفرق بين مجموع إنتروبيا النواتج ومجموع إنتروبيا المواد الأولية، مع تذكر المعاملات المتكافئة:

4. قم بتكوين معادلة لاعتماد التغير في الجهد متساوي الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري للتفاعل والانتروبيا ودرجة الحرارة، مع استبدال القيم العددية التي تم الحصول عليها للتو في المعادلة التي تعرفها د ن ص نشوئهاو مناطق د.س:

5. احسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة قياسية تبلغ 298 كلفن:

6. بالتوقيع مناطق DG, 298 استخلاص استنتاج حول إمكانية حدوث التفاعل عند درجة حرارة قياسية: إذا كانت العلامة "ناقص"، فإن التفاعل ممكن من الناحية الديناميكية الحرارية؛ إذا كانت العلامة "زائد"، فإن رد الفعل مستحيل.

7. قم بالحسابات مناطق DGعند درجة الحرارة T التي تهمك:

واستخلاص استنتاج حول كيفية تأثير التغير في درجة الحرارة على إمكانية حدوث تفاعل. إذا اتضح أنه عند درجة الحرارة هذه أصبح التغير في الجهد متساوي الضغط أقل إيجابية أو أكثر سلبية مقارنة بـ د ج 298وبالتالي، عند درجة الحرارة هذه، يصبح التفاعل أكثر احتمالا.

8. احسب ثابت التوازن K من المعادلة التي تعرفها عند درجة الحرارة T التي تهمك:

9. استخلص استنتاجًا حول تحول التوازن نحو المواد الأولية (K<1) или в сторону продуктов (К>1).

للاستنتاج حول إمكانية حدوث تفاعل مع تغير سلبي في الإمكانات متساوية الضغط ( مناطق DG<0 ) غالبًا ما تكون البيانات الديناميكية الحرارية وحدها غير كافية. قد يتبين أن التفاعل المحتمل من الناحية الديناميكية الحرارية يمكن تثبيطه حركيًا ويكون ممكنًا عندما تتغير الظروف (تركيز المواد، الضغط، درجة الحرارة)، من خلال مسارات تفاعل أخرى أو في وجود محفز تم اختياره بشكل صحيح.

لنأخذ مثال تفاعل الحديد البلوري مع الماء الغازي (بخار الماء):

كيفية التعرف على الاحتمال الديناميكي الحراري للتفاعل.

يعد هذا التفاعل مثيرًا للاهتمام لأنه يوضح أسباب انخفاض لمعان المنتج المعدني وتدميره من التآكل.

أولاً، نختار المعاملات المتكافئة لمعادلة التفاعل:

دعونا نكتب البيانات الديناميكية الحرارية (درجة الحرارة 298 كلفن) لجميع المشاركين في التفاعل من الجداول المرجعية:

دعونا نحسب التغير في المحتوى الحراري في هذا التفاعل، مع الأخذ في الاعتبار أن المحتوى الحراري للمواد البسيطة يساوي الصفر:

دعونا نعبر عن التغير في المحتوى الحراري في J:

يصاحب التفاعل إطلاق حرارة، Q>0، Q=+50300 J/mol، وهذا يجعل من الممكن افتراض حدوثه تلقائيًا. ومع ذلك، يمكن للمرء أن يقول بثقة أن رد الفعل يحدث تلقائيًا فقط من خلال إشارة التغيير في الإمكانات متساوية الضغط.

دعونا نحسب التغير في الإنتروبيا في هذا التفاعل، دون أن ننسى المعاملات المتكافئة:

تتناقص إنتروبيا النظام نتيجة التفاعل، لذلك يمكن ملاحظة حدوث زيادة في الترتيب في النظام.

لنقم الآن بإنشاء معادلة لاعتماد التغيرات في الإمكانات متساوية الضغط على التغيرات في المحتوى الحراري والانتروبيا ودرجة الحرارة:

دعونا نحسب التغير في الجهد متساوي الضغط في التفاعل عند درجة حرارة قياسية تبلغ 298 كلفن:

تشير القيمة السلبية العالية للتغير في الجهد متساوي الضغط إلى أنه في درجة حرارة الغرفة يمكن أكسدة الحديد بواسطة الأكسجين. لو تمكنت من الحصول على أجود أنواع مسحوق الحديد، لرأيت كيف يحترق الحديد في الهواء. لماذا لا تحترق المنتجات الحديدية والتماثيل والأظافر وما إلى ذلك في الهواء؟ وتظهر نتائج الحساب أن الحديد يتآكل في الهواء، أي أنه يتدمر ويتحول إلى أكاسيد الحديد.

الآن دعونا نرى كيف تؤثر زيادة درجة الحرارة على إمكانية حدوث هذا التفاعل. دعونا نحسب التغير في الجهد متساوي الضغط عند درجة حرارة 500 كلفن:

لقد حصلنا على نتيجة توضح أنه مع زيادة درجة الحرارة، يصبح التغير في الجهد متساوي الضغط للتفاعل أقل سلبية. وهذا يعني أنه مع زيادة درجة الحرارة يصبح التفاعل أقل احتمالا من الناحية الديناميكية الحرارية، أي أن توازن التفاعل ينحرف أكثر فأكثر نحو المواد الأولية.

ومن المثير للاهتمام معرفة درجة الحرارة التي يتحول فيها التوازن بالتساوي نحو كل من منتجات التفاعل والمواد الأولية. يحدث هذا عندما DG r-tion = 0(ثابت التوازن هو 1):

ومن أين نحصل عليه:

T=150300/168.2=894K، أو 621 درجة مئوية.

عند درجة الحرارة هذه، من المرجح أن يحدث التفاعل في كلا الاتجاهين الأمامي والخلفي. عند درجات حرارة أعلى من 621 درجة مئوية، يبدأ التفاعل العكسي لاختزال الحديد 3 O 4 مع الهيدروجين في الغلبة. يعد هذا التفاعل إحدى طرق الحصول على الحديد النقي (في علم المعادن، يتم اختزال أكاسيد الحديد بالكربون).

عند درجة حرارة 298 كلفن:

وبالتالي، كلما زادت درجة الحرارة، انخفض ثابت التوازن.

يسمى أكسيد الحديد Fe 3 O 4 بالماجنتيت (خام الحديد المغناطيسي). أكسيد الحديد هذا، على عكس أكاسيد FeO (wüstite) وFe 2 O 3 (الهيماتيت)، ينجذب بواسطة المغناطيس. هناك أسطورة مفادها أنه في العصور القديمة عثر راعي غنم يُدعى ماغنوس على حصاة صغيرة مستطيلة الشكل، فوضعها على سطح الماء في وعاء بيديه السمينتين (لماذا هذا مهم؟). لم تغرق الحصاة وبدأت تطفو على الماء، ومهما أدار الراعي الوعاء، كانت الحصاة تشير دائمًا إلى اتجاه واحد فقط. وكأن هذه هي الطريقة التي اخترعت بها البوصلة، وقد سمي المعدن باسم هذا الراعي. على الرغم من أنه ربما تم تسمية المغنتيت على اسم مدينة آسيا الصغرى القديمة - مغنيسيا. المغنتيت هو الخام الرئيسي الذي يستخرج منه الحديد.

في بعض الأحيان يتم تصوير صيغة المغنتيت على النحو التالي: FeO Fe 2 O 3، مما يعني أن المغنتيت يتكون من اثنين من أكاسيد الحديد. هذا خطأ: المغنتيت مادة فردية.

أكسيد آخر من Fe 2 O 3 (الهيماتيت) - خام الحديد الأحمر - سمي بهذا الاسم بسبب لونه الأحمر (مترجم من اليونانية - الدم). يتم الحصول على الحديد من الهيماتيت.

يكاد لا يتم العثور على أكسيد FeO في الطبيعة وليس له أي أهمية صناعية.