Plan de estudios

  1. Condición de equilibrio

    2. Equilibrio constante

    Cálculo de concentraciones de equilibrio.

    Desplazamiento químico de equilibrio. Principio Le Chatelier

  1. Condición de equilibrio

Las reacciones que se producen en las mismas condiciones simultáneamente en direcciones opuestas se denominan reversibles.

Considere una reacción reversible que proceda en un sistema cerrado.

La tasa de reacción directa se describe por la ecuación:

pr \u003d. k. [a] [b]

dónde PR - Tasa de reacción directa;

k. PR - una constante de velocidad de reacción directa.

Con el tiempo la concentración de reactivos. PERO y EN Disminución, las caídas de la frecuencia de reacción (Fig. 1, curva etc.).

Reacción entre PERO y EN Conduce a la formación de sustancias. C. y D.Cuyas moléculas cuando las colisiones pueden dar sustancias. PERO y EN.

La tasa de reacción inversa se describe por la ecuación:

OBR \u003d k. llegó [s] [d],

dónde Org - la tasa de reacción inversa;

k. OBR - constante de velocidad de reacción inversa.

Como las concentraciones de sustancias. C. y D. aumentar, la velocidad de reacción inversa crece (Fig. 1, curva OBR).

Figura 1. Cambiar las velocidades de las reacciones directas y reversas en el tiempo

Tiempo extraordinario las tasas de reacciones directas y reversas se vuelven iguales:

pr \u003d. OBR.

Este estado del sistema se llama. condición de equilibrio .

En un estado de equilibrio, la concentración de todos sus participantes dejó de cambiar con el tiempo. . Tales concentraciones se llaman equilibrio .

Equilibrio químico – esto es Equilibrio dinámico.La invariancia de las concentraciones de sustancias presentes en el sistema cerrado es una consecuencia de los procesos químicos que vienen continuamente. La velocidad de reacción directa y inversa no es cero, y cero es igual a la tasa de proceso observada.

La igualdad de las tasas de reacciones directas y reversas es la condición cinética del equilibrio químico.

2. constante de equilibrio

Con la igual velocidad de reacción directa y inversa.

pr \u003d. OBR.

igualdad justa

k. PR [A] [B] \u003d k. llegó [s] [d],

dónde [ UNA.], [B.], [DE], [D.] - Concentraciones de equilibrio de sustancias.

Dado que las constantes de velocidad no dependen de las concentraciones, la igualdad se puede escribir de otra manera:

La proporción de las velocidades constantes de las reacciones directas y reversas ( k. etc. / k. oBR. ) Llame a la constante de equilibrio químico:

El verdadero equilibrio químico se puede establecer solo si todas las etapas elementales del mecanismo de reacción son el equilibrio. Algunos de los mecanismos de reacciones directas y reversas fueron complejas, pero en un estado de equilibrio deben garantizar la transición estequiométrica de los materiales de partida en los productos de reacción y la espalda. Esto significa que la suma algebraica de todas las etapas de proceso es igual a la ecuación estequiométrica de la reacción, es decir, Los coeficientes estequiométricos son la suma de las molecularidades de todas las etapas del mecanismo.

Para una reacción compleja.

aA + BB  CC + DD

A c \u003d.

Para la misma temperatura, la proporción del producto de las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción en grados igual a los coeficientes estequiométricos, al producto de concentraciones de equilibrio de materiales de partida en grados igual a los coeficientes estequiométricos, representa una cantidad permanente.

Esta es la segunda redacción de la ley de las masas existentes.

La expresión de la constante de equilibrio de la reacción heterogénea incluye solo las concentraciones de sustancias en la fase líquida o gaseosa, ya que las concentraciones de sólidos permanecen, como regla general.

Por ejemplo, la expresión para la constante de equilibrio de la siguiente reacción.

CO 2 (G) + C (TV)  2SO (G)

escrito así:

A C \u003d.
.

La ecuación constante de equilibrio muestra que en condiciones de equilibrio, la concentración de todas las sustancias involucradas en la reacción está relacionada. El valor numérico de la constante de equilibrio determina cómo debería ser la relación de las concentraciones de todos los reactivos en equilibrio.

El cambio en la concentración de cualquiera de estas sustancias conlleva los cambios en las concentraciones de todas las demás sustancias. Como resultado, se establecen nuevas concentraciones, pero la proporción entre ellos de nuevo corresponde a la constante de equilibrio.

El valor de la constante de equilibrio depende de naturaleza de reaccionar sustancias y temperatura.

La constante de equilibrio, expresada a través de las concentraciones molares de las sustancias reactivas ( Ade) y el equilibrio constante, expresado a través de las presiones parciales de equilibrio ( Ar) (ver "Fundamentos de la termodinámica química"), están relacionados con la relación:

Ar \u003d K.deRt  , K.c. \u003d K.r / (Rt)  ,

donde  es un cambio en el número de lunares gaseosos en la reacción.

El cambio estándar Gibbs Energy es igual

g t \u003d - Rt Ln. K.pag.,

g T. =  H. – T.S..

Después de equiparar las partes correctas de las ecuaciones:

- Rtln. K.pag. =  H. – T.S.

ln. K. r = -  H. / ( Rt) +  S./ R. .

La ecuación no solo establece la dependencia de la constante constante a la temperatura, sino que también muestra que la naturaleza está determinada por la naturaleza de las sustancias reactivas.

La constante de equilibrio no depende de las concentraciones (así como la constante de la velocidad de reacción), el mecanismo de reacción, la energía de activación, de la presencia de catalizadores.. El cambio del mecanismo, por ejemplo, cuando se administra el catalizador, no afecta el valor numérico de la constante de equilibrio, pero, por supuesto, cambia la velocidad de lograr un estado de equilibrio.

En 1885, se derivó el físico francés y el químico Le Chateel, y en 1887 se justificó la ley del equilibrio químico y una constante de equilibrio químico, y también se estudió su dependencia de la influencia de diversos factores externos.

La esencia del equilibrio químico.

El equilibrio es una condición que significa que las cosas siempre se están moviendo. Los productos se descomponen sobre los reactivos, y los reactivos se combinan en productos. Las cosas se están moviendo, pero las concentraciones permanecen sin cambios. La reacción se escribe con una doble flecha en lugar de la señal de igualdad para demostrar que es reversible.

Patrones clásicos

En el siglo pasado, los químicos descubrieron ciertos patrones, que proporcionan la probabilidad de un cambio en la dirección de la reacción en el mismo contenedor. El conocimiento de cómo ocurren las reacciones químicas son increíblemente importantes, tanto para la investigación de laboratorios como para la producción industrial. Al mismo tiempo, la capacidad de controlar todos estos fenómenos es de gran importancia. Es característico interferir con muchos procesos naturales, especialmente para reversibles, para usarlos para siempre. El conocimiento de las reacciones químicas será más beneficio, si las palancas de gestión perfectamente, las palancas.

La ley de las masas activas en la química utilizo químicos para calcular correctamente la velocidad de las reacciones. Da una idea clara de que ninguno se comunicará hasta el final en caso de que se mantendrá en el sistema de tipo cerrado. Las moléculas de las sustancias formadas están en movimiento constante y desordenado, y la reacción inversa pronto se puede surgir en las que se restaurarán las moléculas de origen.

La industria utiliza más a menudo sistemas abiertos. Los recipientes, dispositivos y otros contenedores donde se someten a reacciones químicas, permanecen desbloqueadas. Esto es necesario para durante estos procesos, fue posible extraer el producto deseado y deshacerse de los productos de reacción inútiles. Por ejemplo, el carbón se quema en hornos abiertos, el cemento se produce en hornos de tipo abierto, el dominio está funcionando en constante suministro de aire, y el amoníaco se sintetiza con la eliminación continua del propio amoníaco.

Reacciones químicas reversibles e irreversibles.

Sobre la base del nombre, es posible dar definiciones apropiadas: se considera que las reacciones irreversibles se transmiten al final, que no cambian su dirección y que fluyen en una trayectoria dada, independientemente de las caídas de presión y las fluctuaciones de la temperatura. Su característica distintiva es que algunos productos pueden abandonar la esfera de la reacción. Por lo tanto, por ejemplo, se puede obtener gas (CACO 3 \u003d CAO + CO 2), el precipitado (CU (NO 3) 2 + H 2 S \u003d CUS + 2HNO 3) u otros también se considerarán irreversibles si un gran número es Distinguido durante el proceso de energía térmica, por ejemplo: 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + Q.

Casi todas las reacciones que ocurren en la naturaleza son reversibles. Independientemente de tales condiciones externas como presión y temperatura, casi todos los procesos pueden proceder simultáneamente en diferentes direcciones. Como dice la ley de las masas activas en la química, la cantidad de calor absorbido será igual a la cantidad de dedicación, esto significa que si una reacción era exotérmica, entonces la segunda (inversión) endotérmica será una.

Equilibrio químico: constante de equilibrio químico.

Las reacciones son "verbos" de la química, las actividades que se estudian los químicos. Muchas reacciones van a su finalización, y luego detenerse, lo que significa que los reactivos se convierten completamente en productos sin poder regresar a su estado original. En algunos casos, la reacción es de hecho irreversible, por ejemplo, cuando la quema cambia tanto física como química, sin embargo, hay muchas otras circunstancias en las que no solo es posible, sino también continuo, ya que los primeros productos de reacción se convierten en reactivo en el segundo.

Un estado dinámico en el que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes, se llama equilibrio. Puede predecir el comportamiento de las sustancias con la ayuda de ciertas leyes que se utilizan en las industrias que buscan reducir el costo de la producción de productos químicos específicos. Para comprender los procesos que retengan o potencialmente amenazan la salud de las personas, el concepto de equilibrio químico también es útil. La constante de equilibrio químico es el valor del factor de reacción, que depende de la resistencia y la temperatura iónicas, y no depende de las concentraciones de reactivos y productos en la solución.

Cálculo de constante de equilibrio.

Este valor es digno, es decir, que no tiene un cierto número de unidades. Aunque el cálculo generalmente se escribe para dos reactivos y dos productos, funciona para cualquier número de participantes de reacción. El cálculo e interpretación de la constante de equilibrio depende de si la reacción química se asocia con un equilibrio homogéneo o heterogéneo. Esto significa que todos los componentes reactivos pueden ser líquidos puros o gases. Para las reacciones que alcanzan el equilibrio heterogéneo, suele ser presente, no una fase, sino al menos dos. Por ejemplo, líquidos y gases o líquidos.

Significado de la constante de equilibrio

Para cualquier temperatura dada para la constante de equilibrio, solo hay un valor que cambia solo si se produce la temperatura a la que se produce la reacción, cambia en una dirección u otra. Puede hacer algunas predicciones con respecto a la reacción química, en función de si el equilibrio constante es grande o pequeño. Si el valor es muy grande, el equilibrio favorece la reacción a la derecha y se obtienen más productos que los reactivos. La reacción en este caso se puede llamar "completa" o "cuantitativa".

Si el valor de la constante de equilibrio es pequeño, entonces favorece la reacción a la izquierda, donde el número de reactivos fue mayor que los productos formados. Si este valor tiende a cero, podemos asumir que la reacción no ocurre. Si los valores constantes de equilibrio para la reacción directa y inversa son casi los mismos, el número de reactivos y productos también será casi lo mismo. Este tipo de reacción se considera reversible.

Considere una reacción reversible específica.

Tome tales dos elementos químicos como yodo e hidrógeno, que, cuando se mezclan, dan una nueva sustancia: Iodomodorod.

Para V 1 tomaremos la velocidad de la reacción directa, para V 2, la tasa de reacción inversa, K es un equilibrio constante. Usando la ley de acción de la ley, obtenemos la siguiente expresión:

v 1 \u003d k 1 * c (H 2) * C (I 2),

v 2 \u003d K 2 * C 2 (HI).

Al mezclar las moléculas de yodo (I 2) y el hidrógeno (H2), su interacción comienza. En la etapa inicial, la concentración de estos elementos es el máximo, pero al final de la reacción la concentración máxima del nuevo compuesto - iodorodor (HI). En consecuencia, las velocidades de reacción serán diferentes. Al principio serán máximo. Con el tiempo, el momento ocurre cuando estos valores son iguales, es un estado llamado equilibrio químico.

La expresión de una constante de equilibrio químico generalmente se denota utilizando corchetes :,,, Dado que cuando la velocidad es equilibrio es igual, entonces:

k 1 \u003d k 2 2,

así que obtenemos la ecuación de una constante de equilibrio químico:

k 1 / k 2 \u003d 2 / \u003d k.

Principio Le Chateel-Brown

Existe el siguiente patrón: si se determina el sistema que está en equilibrio (cambie las condiciones de equilibrio químico al cambiar la temperatura o la presión, por ejemplo), la balanza se trasladará a contrarrestar parcialmente el efecto del cambio. Además de la química, este principio también es aplicable a varias formas diferentes a las regiones de la farmacología y la economía.

Constante de equilibrio químico y métodos de su expresión.

Una expresión de equilibrio se puede expresar en términos de la concentración de productos y reactivos. Solo se incluyen productos químicos en las fases acuosas y gaseosas en la fórmula de equilibrio, ya que las concentraciones de líquidos y sólidos no cambian. ¿Qué factores afectan el equilibrio químico? Si un líquido o un sólido puro está involucrado en él, se cree que tiene k \u003d 1, y en consecuencia deja de tener en cuenta, con la excepción de soluciones altamente concentradas. Por ejemplo, el agua limpia tiene una actividad 1.

Otro ejemplo es el carbono sólido, que puede formarse por la reacción de dos moléculas de monóxido de carbono para formar dióxido de carbono y carbono. Los factores que pueden afectar el equilibrio incluyen agregar un reactivo o producto (un cambio en la concentración afecta el saldo). Agregar un reactivo puede conducir a equilibrio a la derecha en la ecuación química donde aparezca más formas de producto. Agregar un producto puede conducir al equilibrio a la izquierda, a medida que las formas de reactivos se vuelven más.

El equilibrio se produce cuando la reacción que pasa en ambas direcciones tiene una relación constante de productos y reactivos. En general, el equilibrio químico estático, ya que la relación cuantitativa de productos y reactivos es constante. Sin embargo, una mirada más cercana muestra que el equilibrio es en realidad un proceso muy dinámico, ya que la reacción se mueve en ambas direcciones en un ritmo equitativo.

El equilibrio dinámico es un ejemplo de una función de estado sostenible. Para el sistema en un estado sostenible, el comportamiento actual observado continúa en el futuro. Por lo tanto, tan pronto como la reacción alcance el equilibrio, la proporción de las concentraciones del producto y el reactivo seguirá siendo el mismo, aunque la reacción continúa.

¿Qué tan fácil de hablar de difícil?

Los conceptos tales como el equilibrio químico y la constante de equilibrio químico son lo suficientemente complejos para la comprensión. Toma un ejemplo de la vida. ¿Alguna vez se queda atascado en el puente entre las dos ciudades y le prestó atención al hecho de que el movimiento en la otra dirección es suave y medido, mientras que está atascado irremediablemente en el tráfico? Esto no está bien.

¿Qué pasa si los coches se midieron y se movían de ambos lados con la misma velocidad? ¿Sería permanente el número de coches en ambas ciudades? Cuando la velocidad de entrada y salida en ambas ciudades es la misma, y \u200b\u200bel número de automóviles en cada ciudad se mantiene estable con el tiempo, esto significa que todo el proceso está en equilibrio dinámico.

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, es decir, Ocurren simultáneamente en direcciones opuestas. En los casos en que las reacciones directas y reversas van a la misma velocidad, se produce el equilibrio químico. Por ejemplo, en una reacción homogénea reversible: H 2 (G) + I 2 (g) ↔ 2Hi (g) La relación entre las tasas de reacciones directas y reversas de acuerdo con la ley de las masas activas depende de la relación de las concentraciones. de las sustancias reactivas, a saber: la tasa de reacción directa: υ 1 \u003d K 1 [H 2]. La tasa de reacción inversa: υ 2 \u003d K 2 2.

Si H 2 y I 2 son las sustancias iniciales, al primer momento, la tasa de reacción directa está determinada por sus concentraciones iniciales, y la tasa de reacción inversa es cero. Como se usa H 2 y I 2 y la formación de HI, la velocidad de reacción directa se reduce, y aumenta la tasa de reacción inversa. Después de algún tiempo, ambas velocidades son iguales, y el equilibrio químico está instalado en el sistema, es decir, El número de moléculas de HI formadas y consumibles por unidad de tiempo se convierte en lo mismo.

Dado que, con el equilibrio químico, la velocidad de las reacciones directas y inversas es igual a V 1 \u003d V 2, luego K 1 \u003d K 2 2.

Dado que K 1 y K 2 a esta temperatura son constantes, entonces su relación será constante. Labiéndolo a través de K, obtenemos:

K - se llama constante de equilibrio químico, y la ecuación reducida es la ley de las masas existentes (Guldberg - Wale).

En general, para la reacción del AA + BB + ... ↔DD + EE + ... ↔DD + EE + ... Constante de equilibrio es igual a . Para la interacción entre sustancias gaseosas, la expresión se usa a menudo en las que los reactivos están representados por presiones parciales de equilibrio p. Para la reacción mencionada .

El estado del equilibrio caracteriza el límite al que la reacción fluye espontáneamente en estas condiciones (Δg<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

La relación entre las concentraciones de equilibrio no depende de qué sustancias se toman como la inicial (por ejemplo, H 2 y I 2 o HI), es decir. Al estado del equilibrio se puede abordar en ambos lados.

La constante de equilibrio químico depende de la naturaleza de los reactivos y de la temperatura; De la presión (si es demasiado alta) y la concentración constante de equilibrio no depende de la concentración de reactivos.

Efecto sobre la constante de equilibrio de temperatura, entalpía y factores de entropía.. La constante de equilibrio está relacionada con el cambio en el potencial de isobaro-isototérmico estándar de la reacción química ΔG o por una ecuación simple ΔG o \u003d -RT Ln K.

Se puede ver que los grandes valores negativos de ΔG O (ΔG o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >\u003e 0), las sustancias iniciales están dominadas en la mezcla de equilibrio. La ecuación especificada permite que el valor de ΔG O calcule K, y luego las concentraciones de equilibrio (presión parcial) de los reactivos. Si consideramos que ΔG O \u003d ΔH O -TΔS O, luego después de una transformación que obtenemos . Puede verse a partir de esta ecuación de que la constante de equilibrio es muy sensible a un cambio de temperatura. El efecto en la constante de equilibrio de la naturaleza de los reactivos determina su dependencia de los factores de entalpía y entropía.

Principio Le Chatelier

La condición del equilibrio químico se guarda bajo estas condiciones constantes en cualquier momento. Al cambiar las condiciones, el estado de equilibrio se rompe, ya que la velocidad de los procesos opuestos cambia a diversos grados. Sin embargo, después de algún tiempo, el sistema vuelve a llegar a un estado de equilibrio, pero ya cumple con las condiciones recién modificadas.

El equilibrio de equilibrio, dependiendo del cambio en las condiciones en general, se determina por el principio de LESSEL (o el principio del equilibrio en movimiento): si el sistema en equilibrio tiene un efecto de cambiar cualquiera de las condiciones que determinan la posición de equilibrio, entonces se está cambiando en la dirección del proceso que debilita el efecto del impacto.

Por lo tanto, el aumento de la temperatura provoca un desplazamiento de equilibrio hacia el de los procesos, cuyo flujo se acompaña de la absorción de calor, y la disminución de la temperatura en la dirección opuesta. Como este, el aumento de la presión cambia el equilibrio en la dirección del proceso, acompañado de una disminución en el volumen, y la reducción de la presión actúa en la dirección opuesta. Por ejemplo, en el sistema de equilibrio 3H 2 + N 2 2H3 3 N, ΔH o \u003d -46,2,2 kJ, el aumento de la temperatura mejora la descomposición H 3 N en hidrógeno y nitrógeno, ya que este proceso endotérmico. El aumento de la presión cambia el equilibrio hacia la formación de H 3 N, para el volumen disminuye.

Si el sistema está en estado de equilibrio, agregue una cierta cantidad de cualquiera de las sustancias involucradas en la reacción (o viceversa, elimine del sistema), luego se cambia la velocidad de las reacciones directas y reversas, pero gradualmente vuelven a rodar. . En otras palabras, el sistema vuelve a llegar nuevamente al estado del equilibrio químico. En este nuevo estado, las concentraciones de equilibrio de todas las sustancias presentes en el sistema diferirán de las concentraciones iniciales de equilibrio, pero la proporción entre ellos seguirá siendo la misma. Por lo tanto, en un sistema en un estado de equilibrio, una de las sustancias no se puede cambiar, sin causar cambios en las concentraciones de todos los demás.

De acuerdo con el principio de Le Chatelle, la introducción en un sistema de equilibrio de cantidades adicionales de cualquier reactivo causa un cambio de equilibrio en la dirección en la que la concentración de esta sustancia disminuye y la concentración de productos de su interacción aumenta en consecuencia.

El estudio del equilibrio químico es de gran importancia tanto para los estudios teóricos como para resolver problemas prácticos. Determinación de la posición de equilibrio para varias temperaturas y presiones, puede elegir las condiciones más favorables para el proceso químico. En la elección final de las condiciones para el proceso, también se tiene en cuenta su efecto sobre la velocidad del proceso.

Ejemplo 1. Cálculo de la constante de equilibrio de reacción por concentraciones de equilibrio de reactivos.

Calcule la constante de equilibrio de la reacción A + 2C, si las concentraciones de equilibrio [A] \u003d 0.3mol ∙ L -1; [En] \u003d 1.1mol ∙ l -1; [C] \u003d 2,1mol ∙ l -1.

Decisión. La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción tiene la forma :. Sustituamos aquí las concentraciones de equilibrio indicadas en la condición: \u003d 5.79.

Ejemplo 2.. Cálculo de concentraciones de equilibrio de reactivos. La reacción procede en la ecuación A + 2B S.

Determine las concentraciones de equilibrio de las sustancias que reaccionan, si las concentraciones iniciales de sustancias A y en respectivamente 0.5 y 0.7 mol ∙ l -1, y el equilibrio constante a P \u003d 50.

Decisión. Para cada mol de sustancias a y en 2 moles de sustancia C. Si una disminución en la concentración de sustancias A y para designar a través de X mol, el aumento de la concentración de la sustancia será 2x mol. Las concentraciones de equilibrio de sustancias de reacción serán:

Con A \u003d (O, 5-X) Mole ∙ L -1; Con b \u003d (0,7-x) mol ∙ l -1; C \u003d 2x Mole ∙ L -1

x 1 \u003d 0.86; x 2 \u003d 0.44

Bajo la condición del problema, el valor de x 2 es cierto. A partir de aquí, las concentraciones de equilibrio de las sustancias reactantes son iguales:

Con a \u003d 0.5-0.44 \u003d 0.06mol ∙ l -1; Con b \u003d 0.7-0.44 \u003d 0.26mol ∙ l -1; Con C \u003d 0.44 ∙ 2 \u003d 0.88mol ∙ l -1.

Ejemplo 3. Determinación del cambio en la energía de gibbs Δg o reacción por el valor de la constante de equilibrio a p. Calcule la energía de Gibbs y determine la posibilidad de reacción de CO + CL 2 \u003d COCL 2 a 700K, si la constante de equilibrio es igual a KR \u003d 1,0685 ∙ 10 -4. La presión parcial de todos los reactivos es igualmente igualmente igual a 1013255.

Decisión. ΔG 700 \u003d 2.303 ∙ RT .

Para este proceso:

Desde Δgo<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Ejemplo 4.. Desplazamiento químico de equilibrio. En qué dirección cambiará el equilibrio en el sistema N 2 + 3H 2 2NH 3 -22KKAL:

a) con un aumento en la concentración de n 2;

b) con un aumento en la concentración de H 2;

c) al aumentar la temperatura;

d) ¿Con una disminución de la presión?

Decisión.Un aumento en la concentración de sustancias que enfrenta la parte izquierda de la ecuación de reacción, de acuerdo con la regla del Lesteer, debe causar un proceso que desciende a debilitar el impacto prestado para reducir las concentraciones, es decir. El equilibrio cambiará a la derecha (casos A y B).

La reacción de síntesis de amoniaco es exotérmica. El aumento de la temperatura causa el equilibrio de equilibrio a la izquierda, hacia la reacción endotérmica que debilita el impacto (Caso B).

Reducir la presión (caso d) se verá favorecida por la reacción que conduce a un aumento en el volumen del sistema, es decir, En la dirección de la formación N 2 y H 2.

Ejemplo 5.¿Cuántas veces la velocidad de la reacción directa y inversa cambiará en el sistema 2SO 2 2 (G) + O 2 (G) 2SO 3 (R) si el volumen de la mezcla de gas disminuye tres veces? ¿De qué manera se cambiará el equilibrio del sistema?

Decisión.Denote por la concentración de sustancias reactantes: \u003d pero, =b,=de.De acuerdo con la ley de las masas activas, la velocidad de las reacciones directas y inversas al volumen de volumen es igual

V PR \u003d KA 2 B, V --R \u003d K 1 C 2

Después de disminuir el volumen del sistema homogéneo, la concentración de cada uno de los reactivos aumentará tres veces: \u003d 3a[O 2] \u003d 3b; = 3c.Con nuevas concentraciones de velocidad V "NP reacciones directas y reversas:

v "np \u003d k (3a) 2 (3b) \u003d 27 ka 2 b; v o 6 p \u003d k 1 (3c) 2 \u003d 9k 1 C 2.

;

En consecuencia, la tasa de reacción directa aumentó 27 veces, y lo contrario, solo nueve veces. El equilibrio del sistema se desplazó hacia la formación de SO 3.

Ejemplo 6.Calcule cuántas veces la velocidad de reacción que fluye en la fase de gas aumenta, con un aumento de la temperatura de 30 a 70 0 C, si el coeficiente de temperatura de reacción es 2.

Decisión.La dependencia de la tasa de reacción química a la temperatura está determinada por la regla empírica del despido de Vant-GOFF según la fórmula

En consecuencia, la tasa de reacción a 70 ° C es la precisión de la reacción a 30 ° C 16 veces.

Ejemplo 7.La constante de equilibrio del sistema homogéneo.

CO (G) + H2O (G) CO 2 (G) + H 2 (g) a 850 ° C es 1. Calcule la concentración de todas las sustancias en equilibrio, si las concentraciones iniciales: [ω] isch \u003d 3 mol / l, [H 2 O] EX \u003d 2 MOL / L.

Decisión.Cuando el equilibrio, la velocidad de las reacciones directas y inversas es igual, y la proporción de las constantes de estas velocidades se llama constantemente la constante de equilibrio de este sistema:

V. NP \u003d. A 1.[Co] [H 2 O]; V. o b p \u003d A 2 [CO 2] [H 2];

En la condición del problema, se dan las concentraciones iniciales, mientras que en la expresión A R.solo hay concentraciones de equilibrio de todas las sustancias del sistema. Supongamos que en el momento hay una concentración de equilibrio [CO 2] P \u003d h.mol / l De acuerdo con la ecuación del sistema, el número de lunares formó hidrógeno también h.mol / l Para el mismo lunar (H.mOL / L) CO y H 2 en el gasto para la educación h.moles de 2 y H 2. En consecuencia, las concentraciones de equilibrio de las cuatro sustancias (MOL / L):

[CO 2] P \u003d [H 2] P \u003d x;[Co] p \u003d (3 s); P \u003d (2).

Conociendo constante de equilibrio, encontramos el valor. x,y luego las concentraciones iniciales de todas las sustancias:

; x 2 \u003d 6-2x-3x + x 2; 5x \u003d 6, l \u003d 1.2 mol / l.

Priércoles

Calcule la constante de equilibrio químico para una reacción homogénea reversible, CO + H2O \u003d CO 2 + H2, basado en el hecho de que el equilibrio de la concentración de sustancias:

[Co] p \u003d 0.045 mol / l,

[H2O O] P \u003d 0.064 MOL / L,

[CO 2] P \u003d 0.18 MOL / L.

Dado:

[Co] p \u003d 0,045 mol / l

[H2O] P \u003d 0.064 MOL / L

[CO 2] P \u003d 0.18 MOL / L

Decisión:

Relación molar de productos de reacción 1: 1, por lo que

[CO 2] P \u003d [H 2] P \u003d 0.18 MOL / L.

Basado en la expresión (2.1), calculamos el valor de la constante de equilibrio químico:

K H.R. = [CO 2] P [H 2] R / [CO 2] P [H 2 O] P \u003d 0.18 · 0.18 / 0.045 · 0.064

Respuesta:11,25.

2. Cálculo de concentraciones de equilibrio en las concentraciones iniciales de reaccionar sustancias y viceversa

Pri m e p 1.

La reacción de gas reversible procede por la ecuación:

CO + CI 2 \u003d COCI 2.

Las concentraciones iniciales de las sustancias reactivas:

[Co] 0 \u003d 0.03 mol / l;

0 \u003d 0.02 mol / l.

Después de una ocurrencia de equilibrio, la concentración de monóxido de carbono fue:

[Co] p \u003d 0.021 mol / l.

Calcule las concentraciones de equilibrio de otras sustancias y el valor de la constante de equilibrio químico.

Dado:

[Co] 0 \u003d 0.03 mol / l

[C1 2] 0 \u003d 0.02 mol / l

[Co] p \u003d 0,021 mol / l

P, p, k x. PAG -?

Decisión:

En el momento del equilibrio, el cambio en la concentración de CO fue:

Δ [co] \u003d [co] 0 - [C] p \u003d 0.03 - 0.021 \u003d 0.009 MOL / L.

Dado que la relación molar de sustancias involucradas en la reacción 1: 1: 1, el cambio en la concentración de todas las sustancias es igualmente:

[C1 2] P \u003d [C1 2] 0 - Δ [C1 2] \u003d 0.02 - 0.009 \u003d 0.011 MOL / L,

[SOS1 2] P \u003d 0.009 MOL / L,

K x · p \u003d [SOS1 2] R / [CO] P [C1 2] P \u003d 0.009 / 0.021 · 0.011 \u003d 39.

Los resultados de los cálculos estarán en una tabla donde los signos "+" y "-" significan en consecuencia un aumento o disminución de la concentración de la sustancia.

Respuesta: [C1 2] P \u003d 0.011 MOL / L; [SOS1 2] P \u003d 0.009 MOL / L; K x · p \u003d 39.

Pri yo p 2.

Las concentraciones de equilibrio de sustancias involucradas en la reacción reversible 2NO + O 2 \u003d 2NO 2, las siguientes (MOL / L):

P \u003d 0.056;

[O 2] \u003d 0.028;

Dado:

P \u003d 0,056 mol / l

P \u003d 0,028 mol / l

P \u003d 0,044 mol / l

0, [O 2] 0 -?

Decisión:

La concentración inicial de óxido de nitrógeno (IV) fue 0 \u003d 0, y su cambio por el punto de equilibrio es δ \u003d 0.044 mol / l.

La relación molar no y no 2 en la reacción 2: 2 (1: 1), por lo tanto, la concentración inicial de NO será:

0 \u003d P + 0.044 \u003d 0.056 + 0.044 \u003d 0.1 mol / l.

La relación molar de 2 y no 2 es 1: 2, por lo que la concentración inicial de 2 será:

[O 2] 0 \u003d [O 2] P + 0.044 / 2 \u003d 0.028 + 0.022 \u003d 0.05 Mol / L.

Los resultados de los cálculos se registran en la tabla.

Respuesta: 0 \u003d 0.1 mol / l; [O 2] 0 \u003d 0.05 mol / l.

Pri yo p 3.

La reacción de la síntesis de amoníaco procede por la ecuación Zn 2 + N 2 \u003d 2NH 3. Las concentraciones iniciales de las sustancias iniciales son iguales a (mol / L): hidrógeno - 0.05; Nitrógeno - 0.04: La constante de velocidad de reacción es de 0.3. Calcular: a) la tasa de reacción inicial; b) la velocidad de reacción, cuando la concentración de amoníaco fue igual a 0.02 mol / l.

Dado:

a) [H 2] 0 \u003d 0.05 mol / l

0 \u003d 0.04 mol / l

b) \u003d 0.02 mol / l

Decisión:

a) De acuerdo con la ley de las masas existentes, encontramos la tasa de reacción inicial:

υ 0 \u003d K 0 3 0 \u003d 3 · 10 -1 3 \u003d 1.5 · 10 -6 MOL / L · S.

b) Basado en la ecuación de reacción, la relación molar de hidrógeno y amoníaco 3: 2. Un aumento en la concentración de amoníaco por 0.02 mol / L causa una disminución en la concentración de hidrógeno en 0.03 mol / L (0.02 - 3/2 \u003d 0.03).

Así, en el momento en que la concentración de amoníaco aumentó en 0.02 mol / L, la concentración de hidrógeno disminuyó a 0.02 mol / L (0.05-0.03 \u003d 0.02). La relación molar de nitrógeno y amoníaco 1: 2. Una concentración de nitrógeno disminuirá en 0.01 mol (0.02 - 1/2 \u003d 0.01) y se convertirá en 0.03 mol / L (0.04 - 0.01 \u003d 0.03). La tasa de reacción con una disminución en la concentración de sustancias reactivos también disminuirá:

υ \u003d k 3 \u003d 3 · 10 -1 3 \u003d 7.2 · 10 -8 mol / l · s.

Respuesta:a) 1.5 · 10 -6 mol / l · s; b) 7.2 · 10 -8 mol / l · s.

Pri me r 4.

La reacción procede por la ecuación 2NO + O 2 \u003d 2NO 2, después de algún tiempo después de la reacción de la concentración de todas las sustancias involucradas en la reacción, acero: \u003d 0.04 mol / l; [O 2] \u003d 0.01 mol / l; \u003d 0.02 mol / l. Calcule las concentraciones iniciales de las sustancias iniciales y la velocidad de reacción inicial, si la tasa constante k = 1.

Dado:

0.04 mol / l

[O 2] \u003d 0.01 mol / l

0.02 mol / l

0 , 0 , x. 0 – ?

Decisión:

De acuerdo con la ecuación de reacción, la relación molar no y no 2 es 2: 2 (1: 1).

Un aumento en la concentración del producto de reacción no 2 a 0.02 mol / L causó una disminución en la concentración de no por 0.02 mol. En consecuencia, la concentración inicial de óxido de nitrógeno (II) fue:

0 \u003d +0.02 \u003d 0.04 + 0.02 \u003d 0.06 mol / l.

La relación molar de O 2 y NO 2 es 1: 2, por lo que un aumento en la concentración de NO 2 a 0.02 mol hizo una disminución en la concentración de oxígeno en 0.01 mol (0.02 · 1/2 \u003d 0.01). Como resultado, la concentración inicial de oxígeno fue:

[O 2] 0 \u003d [O 2] + 0.01 \u003d 0.01 + 0.01 \u003d 0.02 MOL / L.

Tasa de reacción inicial

υ 0 \u003d K 0 2 0 \u003d 1 2 \u003d 7.2 · 10 -5 mol / l · s.

Respuesta: 0 \u003d 0.06 mol / l; [O 2] 0 \u003d 0.02 mol / l;

x 0 \u003d 7.2 · 10 -5 mol / l · s.

Para maestros de escuela secundaria, estudiantes de universidades pedagógicas y escolares de 9 a 10 clases que han decidido dedicarse a la química y la ciencia natural.
LIBRO DE TEXTO · Tarea. · Taller de laboratorio · Historias científicas para la lectura.

§ 3.2. Equilibrio constante
y potencial de reacción isobárico

La constante de equilibrio se puede encontrar fácilmente a partir del valor del potencial isobárico, que se calcula de acuerdo con los datos de la tabla sobre la entalpía de la formación y la entropía de las sustancias de origen y los productos de reacción.

Necesitará esta fórmula cuando necesite calcular la constante de equilibrio de la reacción que se está estudiando.

En este libro de texto, intentamos no dar fórmulas preparadas, sino enviarlas los métodos más simples de la lógica matemática, por lo que la conclusión de esta fórmula se da a continuación. Después de leer este material, se familiarizará con las ideas más simples de la teoría de la probabilidad, con la entropía de activación, etc.

No solo la energía de activación determina la tasa de reacción química. El tamaño y la forma de reaccionar moléculas y la ubicación de los átomos reactivos o sus grupos juegan un papel enorme. En este sentido, en una colisión de dos partículas, su orientación específica es importante, es decir, el contacto es aquellos centros que son reactivos.

Denote la probabilidad necesaria para interactuar la orientación de las moléculas al colisgar W:

El logaritmo natural de W, multiplicado por la constante de gas R, se llama la entropía de activación S a:

De esta expresión sigue:

A partir de dónde determinar el logaritmo, tenemos la probabilidad de la orientación necesaria:

Cuanto mayor sea la probabilidad de la orientación necesaria para el paso de la reacción, mayor será su velocidad y la velocidad constante, respectivamente, que se puede escribir:

Anteriormente, aprendimos que la constante de velocidad depende de la energía de activación y la temperatura:

Por lo tanto, la constante de velocidad depende de la energía de la activación, la temperatura y la entropía de activación:

Presentamos la proporcionalidad de Z y ponemos el signo de la igualdad:

La expresión resultante se llama. la principal ecuación de la cinética química..

Esta ecuación explica algunas partes a la catálisis: el catalizador reduce la energía de activación de la reacción y aumenta la entropía de activación, es decir, aumenta la probabilidad de interactuar adecuadamente para interactuar la orientación de reaccionar partículas.

Es interesante observar que la entropía de activación tiene en cuenta no solo una cierta orientación de partículas, sino también la duración del contacto en el momento de la colisión. Si la duración del contacto de las partículas es muy pequeña, sus densidades electrónicas no tienen tiempo para redistribuir la formación de nuevos enlaces químicos, y las partículas, empujando, divergen en diferentes direcciones. El catalizador también aumenta significativamente la duración del contacto de las partículas que reaccionan.

Otra característica de la acción catalítica: el catalizador toma un exceso de energía de la partícula recién formada, y no cae en las partículas de partida debido a su alta actividad energética.

Sabe que la constante de equilibrio es la relación de las velocidades constantes de las reacciones directas y reversas:

Reemplace las constantes de las tasas de reacción directa y inversa en las expresiones de la ecuación principal de la cinética química:

La proporción de dos coeficientes de proporcionalidad z PR / ZRR - El valor de la constante, que se hará a la constante de equilibrio, que permanecerá, como antes, la constante.

Si recuerda las reglas de acción con las funciones de impacto, la transformación de la fórmula se entenderá:

De acuerdo con la Ley GESS, la diferencia en las energías de activación de las reacciones inversas y directas es un cambio en la entalpía (verifique que al dibujar un diagrama de entalpía de la reacción que pasa con la liberación de calor y no se olvida de que en este caso D n.< 0 ):

También la diferencia Denotar D s.:

Explique por qué el signo menos se pone delante de los soportes.

Obtenemos la ecuación:

Progrímtimizar ambas partes de esta ecuación:

Donde tenemos:

Esta ecuación es tan importante para la química y otras ciencias naturales que muchos estudiantes de químicos extranjeros usan camisas con una imagen de esta fórmula.

Si un D G. Se expresa en J / Mol, la fórmula adquiere la forma:

Esta fórmula tiene una característica: si la constante de equilibrio se determina a través de la presión de las sustancias gaseosas, entonces la expresión de la constante de equilibrio está sustituida con la presión de estas sustancias en las atmósferas (1ATM \u003d 101325PA \u003d 760mm Hg).

Esta fórmula permite un valor bien conocido. D G. Las reacciones calculan la constante de equilibrio y, por lo tanto, aprenda la composición del sistema de equilibrio a una temperatura determinada. La fórmula muestra que la mayor constante de equilibrio y mayor en la mezcla de reacción de equilibrio contiene los productos de reacción (sustancias que enfrenta la parte derecha de la ecuación de reacción), el valor más negativo es el cambio en el potencial isobárico de la reacción. Y viceversa, cuanto menor sea el valor de la constante de equilibrio y menos en la mezcla de equilibrio contiene los productos de reacción y más sustancias de origen, el valor menos negativo D G..

Cuando la constante de equilibrio es mayor que 1 y el potencial isobárico es negativo, es habitual decir que el equilibrio se desplaza hacia los productos de reacción, o hacia la derecha. Cuando la constante de equilibrio es inferior a 1 y el potencial isobárico es positivo, es habitual decir que el equilibrio se desplaza hacia los materiales de partida o hacia la izquierda.

Con la igualdad de la constante de equilibrio 1, el potencial isobárico es 0. Este estado del sistema se considera el límite entre el desplazamiento del equilibrio a la derecha o hacia la izquierda. ¿Cuándo para esta reacción, el cambio en el potencial isobárico es negativo ( D G.<0 ), es habitual decir que la reacción puede pasar en la dirección delantera; Si un D g\u003e 0, Se dice que la reacción no pasa.

De este modo,

D G.<0 - la reacción puede pasar (termodinámicamente posible);

D G.<0 T. K\u003e 1. - El equilibrio se desplaza hacia los productos, a la derecha;

D g\u003e 0T. A<1 - El equilibrio se desplaza hacia los materiales de partida, a la izquierda.

Si necesita averiguar si la reacción que le interesa (por ejemplo, es posible averiguar si la síntesis del tinte deseado es posible, ya sea que esta composición mineral se lidere, el efecto del oxígeno al aire, etc. .), es suficiente para calcular esta reacción. D G.. Si resulta que el cambio en el potencial isobárico es negativo, la reacción es posible, y puede mezclar varias sustancias de origen para obtener el producto deseado.

Lea lo que debe hacerse para calcular el cambio en el potencial isobárico y la constante de equilibrio a diferentes temperaturas (algoritmo de cálculo).

1. Retire los valores de las tablas de referencia (para la temperatura 298 k) Entalpía de la formación de sustancias simples D n ob. y entropía S. Todas las sustancias registradas en la ecuación de reacción química. Si un D n ob. Expresado en KJ / mol, deben traducirse en un j / mol (¿por qué?).

2. Calcule el cambio en entalpía en la reacción (298 k) como una diferencia entre la cantidad de entalpía de la formación de productos y la suma de la entalpía de la formación de las sustancias de origen, recordando los coeficientes estequiométricos:

3. Calcule el cambio en la entropía en la reacción (298 k) como una diferencia entre la cantidad de la entropía de los productos y la suma de entropía de las sustancias de origen, recordando los coeficientes estequiométricos:

4. Haga la ecuación de dependencia del cambio en el potencial isobárico a partir de cambios en la entalpía de la reacción, la entropía y la temperatura, sustituyendo la ecuación a usted conoce los valores obtenidos obtenidos D h r-│ y D s │:

5. Calcule el cambio en el potencial isobárico a una temperatura estándar de 298 a:

6. por signo D g, 298 Haga una conclusión sobre la posibilidad de pasar la reacción a una temperatura estándar: si el signo "menos", la reacción es termodinámicamente posible; Si el signo es "PLUS", entonces la reacción es imposible.

7. contar D g Con la temperatura que le interesa:

y dibuje una conclusión, por lo que afecta el cambio de temperatura en la posibilidad de pasar la reacción. Si resulta que a esta temperatura, el cambio en el potencial isobárico se ha vuelto menos positivo o más negativo en comparación con D G 298.Por lo tanto, a esta temperatura, la reacción se vuelve más probable.

8. Calcule la ecuación de equilibrio de la ecuación conocida por usted cuando la temperatura de T:

9. Haga una conclusión sobre el desplazamiento del equilibrio hacia los materiales de partida (a<1) или в сторону продуктов (К>1).

Para concluir la posibilidad de pasar la reacción con un valor negativo de cambiar el potencial isobárico ( D g<0 ) Los datos termodinámicos a menudo no son suficientes. La reacción termodinámicamente posible puede inhibirse cinéticamente y se lleva a cabo con las condiciones (concentración de sustancias, presión, temperatura), a través de otras trayectorias de reacción o en presencia de un catalizador adecuadamente seleccionado.

Considere en el ejemplo de la reacción de hierro cristalino con agua gaseosa (par de agua):

cómo aprender sobre la posibilidad termodinámica de reacción.

Esta reacción es interesante porque muestra las razones para reducir el brillo del producto metálico y la destrucción de la corrosión.

En primer lugar, seleccionaremos los coeficientes estequiométricos de la ecuación de reacción:

Bebida de las tablas de referencia Datos termodinámicos (temperatura 298 k) Para todos los participantes de la reacción:

Calcule el cambio en entalpía en esta reacción, recordando que las entalapias de sustancias simples son cero:

Exprese el cambio de entalpía en J:

La reacción se acompaña de liberación de calor, Q\u003e 0, Q \u003d + 50,300 j / mol, y esto hace posible asumir que pasa espontáneamente. Sin embargo, es con confianza decir que la reacción es espontánea, es posible solo por la marca de cambio del potencial isobárico.

Calcule el cambio en la entropía en esta reacción, sin olvidar los coeficientes estequiométricos:

La entropía del sistema se elimina como resultado de la reacción, por lo que se puede observar que el sistema se eleva en el sistema.

Ahora la ecuación de la dependencia del cambio en el potencial isobárico a partir de cambios en entalpía, entropía y temperatura:

Calcule el cambio en el potencial isobárico en la reacción a una temperatura estándar de 298 a:

El alto valor negativo de cambiar el potencial isobárico indica que a temperatura ambiente, el hierro se puede oxidar con el oxígeno. Si pudieras obtener el mejor polvo de hierro, verías cómo la hierro se quema en el aire. ¿Por qué no quemar productos de hierro, estatuillas, uñas, etc. en el aire, etc.? Los resultados del cálculo muestran que el hierro está corroído en el aire, es decir, se destruye al convertirse en óxidos de hierro.

Ahora veamos cómo un aumento de la temperatura afecta la posibilidad de pasar esta reacción. Calcule el cambio en el potencial isobárico a una temperatura de 500 a:

Recibió el resultado que muestra que con la temperatura creciente, el cambio en el potencial isobárico de la reacción se vuelve menos valor negativo. Esto significa que con un aumento de la temperatura, la reacción se vuelve menos termodinámicamente probable, es decir, el equilibrio de la reacción se desplaza cada vez más hacia los materiales de partida.

Es interesante saber a qué temperatura el equilibrio es el equilibrio en la misma medida cambiado y en la dirección de los productos de reacción, y hacia los materiales de partida. Esto pasa D g r-│ \u003d 0 (La constante de equilibrio es 1):

Donde obtienes:

T \u003d 150300 / 168.2 \u003d 894k, o 621 ° C..

A esta temperatura se transmite igualmente por la reacción tanto en directa como en la dirección opuesta. A temperaturas superiores a 621 ° C, la reacción inversa de la reducción del hidrógeno Fe 3 O 4 comienza a prevalecer. Esta reacción es uno de los métodos para producir hierro puro (en metalurgia de óxidos de hierro se restaura por carbono).

A una temperatura de 298 a:

Por lo tanto, con un aumento en la temperatura de la constante de equilibrio disminuye.

El óxido de hierro FE3 O 4 se llama magnetita (Zheleznyak magnético). Este óxido de hierro, en contraste con los óxidos FEO (Vystit) y Fe 2 O 3 (hematita), se siente atraído por un imán. Hay una leyenda que en la antigüedad, el pastor llamado Magnus encontró un guijarro oblongo muy pequeño, que es bueno (¿por qué es importante?) Las manos se ponen en la superficie del agua en un tazón. Los guijarros no se hundieron y comenzaron a nadar a lo largo del agua, y, sin importar cómo girara el tazón de pastor, los guijarros siempre señalaron de una manera. Como si la brújula se inventara así, y el mineral se llamaba en nombre de este pastor. Aunque, tal vez, la magnetita se llamó tan nombrada por el nombre de la antigua ciudad de Malaya Asia - Magnesia. La magnetita es el mineral principal de donde se extrae el hierro.

A veces, la fórmula magnetita se muestra de la siguiente manera: Fe 2 O 3, lo que implica que la magnetita consiste en dos óxidos de hierro. Es incorrecto: la magnetita es una sustancia individual.

Otro óxido Fe 2 O 3 (hematita) - Red Zheleznyak, tan nombrado debido a su color rojo (en el carril. De griego. - Sangre). La hematita se obtiene hierro.

El óxido de FEO casi no se encuentra en la naturaleza y no tiene valor industrial.