(4.45), zamjenjujući oznaku koncentracija: A: [A]""[B]" = ?[D] /; p = 0,004; [H 2 O] p = 0,064; [CO 2 ]p = 0,016; [H 2] p = 0,016,
Koje su početne koncentracije vode i CO? Odgovor: Kp = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO] ref = 0,02 mol/l.
Rješenje:
Jednačina reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) ⇔ CO 2 (g) + H 2 (g)
Konstanta jednačine ova reakcija ima izraz:
Kp = .
/ .
Zamjenom podataka zadatka u izraz dobijamo:
K p = (0,016 .
0,016)/(0,004 .
0,064) = 1.
Da bismo pronašli početne koncentracije tvari H 2 O i CO, uzimamo u obzir da, prema jednadžbi reakcije, od 1 mol CO i 1 mol H 2 O, 1 mol CO 2 i 1 mol H 2 su formirana. Pošto je prema uslovu zadatka u svakom litru sistema nastalo 0,016 mol CO 2 i 0,016 mol H 2, tada je potrošeno 0,016 mol CO i H 2 O. Dakle, željene početne koncentracije su:
Ref \u003d [H 2 O] P + 0,016 = 0,004 + 0,016 = 0,02 mol / l;
[CO] ref = [CO] P + 0,016 = 0,064 + 0,016 \u003d 0,08 mol / l.
odgovor: Kp = 1; ref = 0,08 mol/l; [CO] ref = 0,02 mol/l.
Zadatak 136.
Konstanta ravnoteže homogenog sistema:
CO (g) + H 2 O (g) ⇔ CO 2 (g) + H 2 (g)
na nekoj temperaturi je 1.00. Izračunajte ravnotežne koncentracije svih reaktanata ako su početne koncentracije jednake (mol/l): [CO] ref = 0,10; [H 2 O] ref = 0,40.
Odgovor: [CO 2] P = [H 2] P = 0,08; [CO]P = 0,02; [H 2 O] P = 0,32.
Rješenje:
Jednačina reakcije je:
CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO 2 (g) + H 2 (g)
U ravnoteži, brzine prednje i reverzne reakcije su jednake, a omjer konstanti ovih brzina je konstantan i naziva se konstanta ravnoteže dati sistem:
Označavamo sa x mol / l ravnotežnu koncentraciju jednog od reakcijskih proizvoda, tada će ravnotežna koncentracija drugog također biti x mol / l, budući da su oba formirana u istoj količini. Ravnotežne koncentracije polaznih supstanci će biti:
[CO] ref = 0,10 – x mol/l; [H 2 O] ref = 0,40 - x mol / l. (budući da se na formiranje x mol/l produkta reakcije troši, respektivno, x mol/l CO i H 2 O. U trenutku ravnoteže koncentracija svih supstanci će biti (mol/l): [CO 2 ] P = [H 2] P = x ; [CO] P = 0,10 - x; [H 2 O] P = 0,4 - x.
Ove vrijednosti zamjenjujemo u izraz za konstantu ravnoteže:
Rješavajući jednačinu, nalazimo x = 0,08. Odavde koncentracijska ravnoteža(mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = x = 0,08 mol/l;
[H 2 O] P = 0,4 - x = 0,4 - 0,08 \u003d 0,32 mol / l;
[CO] P = 0,10 - x = 0,10 - 0,08 \u003d 0,02 mol / l.
Zadatak 137.
Konstanta ravnoteže homogenog sistema N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 na određenoj temperaturi je 0,1. Ravnotežne koncentracije vodonika i amonijaka su 0,2 i 0,08 mol/l, respektivno. Izračunajte ravnotežnu i početnu koncentraciju dušika. Odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
Rješenje:
Jednačina reakcije je:
N 2 + ZN 2 ↔ 2NH 3
Označimo ravnotežnu koncentraciju N2 kao x mol/L. Izraz za konstantu ravnoteže ove reakcije je:
Zamijenimo podatke problema u izraz konstante ravnoteže i nađemo koncentraciju N 2
Da bismo pronašli početnu koncentraciju N 2, uzimamo u obzir da se, prema jednadžbi reakcije za stvaranje 1 mola NH 3, troši ½ mola N 2. Pošto se, prema uslovu zadatka, u svakom litru sistema formiralo 0,08 mola NH 3, 0,08 .
1/2 \u003d 0,04 mol N 2. Dakle, željena početna koncentracija N 2 jednaka je:
Ref \u003d P + 0,04 = 8 + 0,04 = 8,04 mol / l.
odgovor: P = 8 mola/l; ref = 8,04 mol/l.
Zadatak 138.
Na nekoj temperaturi, ravnoteža homogenog sistema
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 utvrđeno je pri sljedećim koncentracijama reaktanata (mol/l): p = 0,2; [O 2 ] p = 0,1; p = 0,1. Izračunajte konstantu ravnoteže i početnu koncentraciju NO i O 2 . Odgovor: K = 2,5; ref = 0,3 mol/l; [O 2 ] ex x = 0,15 mol/l.
Rješenje:
Jednačina reakcije:
2NO + O 2 ↔ 2NO 2
Konstanta ravnoteže
Da bismo pronašli početne koncentracije NO i O 2, uzimamo u obzir da se, prema jednadžbi reakcije, iz 2 mol NO i 1 mol O2 formira 2 mol NO 2, zatim je utrošeno 0,1 mol NO i 0,05 mol O 2. Dakle, početne koncentracije NO i O 2 su jednake:
Ref = NO] p + 0,1 = 0,2 + 0,1 = 0,3 mol/l;
[O 2] ref = [O 2] p + 0,05 = 0,1 + 0,05 \u003d 0,15 mol / l.
odgovor: Kp = 2,5; ref = 0,3 mol/l; [O 2] ref = 0,15 mol/l.
Promena ravnoteže hemijskog sistema
Zadatak 139.
Zašto se ravnoteža sistema pomera kada se pritisak promeni?
N 2 + 3N 2 ↔ 2NH 3 i, ravnoteža sistema N 2 + O 2 2NO se ne pomera? Obrazložite svoj odgovor na osnovu izračunavanja brzine prednjih i reverznih reakcija u ovim sistemima prije i poslije promjene tlaka. Napišite izraze za konstante ravnoteže svakog od ovih sistema.
Rješenje:
a) Jednačina reakcije:
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3.
Iz jednačine reakcije slijedi da se reakcija odvija smanjenjem volumena u sistemu (od 4 mola plinovitih tvari nastaju 2 mola plinovite tvari). Stoga će se s promjenom pritiska u sistemu uočiti pomak u ravnoteži. Ako povećate pritisak u ovom sistemu, onda će se, prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža pomeriti udesno, u pravcu smanjenja zapremine. Kada se ravnoteža u sistemu pomakne udesno, brzina reakcije naprijed bit će veća od brzine obrnute reakcije:
pr>arr ili pr \u003d k 3\u003e o br \u003d k 2.
Ako se pritisak u sistemu smanji, tada će se ravnoteža sistema pomeriti ulevo, prema povećanju zapremine, a kada se ravnoteža pomeri ulevo, brzina direktne reakcije će biti manja od brzine direktan:
itd<
обр
или (пр =
k
3 )< (обр
= k
2).
b) Jednačina reakcije:
N2 + O2) ↔ 2NO. .
Iz jednačine reakcije proizlazi da u toku reakcije nije praćena promjenom volumena, reakcija se odvija bez promjene broja molova plinovitih tvari. Dakle, promjena tlaka u sistemu neće dovesti do promjene ravnoteže, pa će stope reakcije naprijed i nazad biti jednake:
pr = arr = ili (pr k [O 2]) = (arr = k 2) .
Zadatak 140.
Početne koncentracije ref i [S1 2 ]ref u homogenom sistemu
2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1 su 0,5 i 0,2 mol/l, respektivno. Izračunajte konstantu ravnoteže ako je 20% NO reagiralo do trenutka kada je ravnoteža postignuta. Odgovor: 0,417.
Rješenje:
Jednačina reakcije je: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOS1
Prema stanju zadatka u reakciju je ušlo 20% NO, što je 0,5 .
0,2 = 0,1 mol, ali 0,5 - 0,1 = 0,4 mol NO nije reagovao. Iz jednačine reakcije slijedi da se na svaka 2 mola NO troši 1 mol Cl2, a stvara se 2 mola NOCl. Zbog toga je 0,05 mol Cl 2 reagovao sa 0,1 mol NO i nastalo je 0,1 mol NOCl. 0,15 mol Cl 2 je ostalo neiskorišćeno (0,2 - 0,05 = 0,15). Dakle, ravnotežne koncentracije uključenih supstanci su jednake (mol / l):
P = 0,4; p=0,15; p = 0,1.
Konstanta ravnoteže ova reakcija je izražena jednadžbom:
Zamjenjujući u ovaj izraz ravnotežne koncentracije supstanci, dobijamo.
Izvedemo konstantu ravnoteže za reverzibilne hemijske reakcije (u opštem obliku)
brzina povratne reakcije:
Konstante (konstante brzine) prenosimo na lijevu stranu jednačine, a varijable (koncentracije) na desnu stranu jednačine, tj. Ovu jednakost zapisujemo u obliku proporcije:
Izraz konstante uključuje ravnotežne koncentracije supstanci, uzete u stepenu jednakim koeficijentima ispred tvari u jednadžbi reakcije.
Konstanta ravnoteže odražava dubinu procesa. Što je veća vrijednost konstante ravnoteže, to je veća koncentracija produkta reakcije u trenutku ravnoteže, tj. što je reakcija potpunija.
Konstanta ravnoteže zavisi od prirode reaktanata, ali ne zavisi od prisustva katalizatora, jer podjednako ubrzava i prednju i obrnutu reakciju. Utjecaj ostalih faktora (koncentracija tvari, pritisak plina i temperatura) na vrijednost konstante ravnoteže analizirat će se u nastavku na konkretnim primjerima.
Razmotrimo izvođenje izraza za konstantu ravnoteže na konkretnim primjerima.
Primjer 2 za reakciju: N 2(g) +3H 2(g) Û 2NH 3(g)
V pr \u003d k 1 3; V arr. = k 2 2 . Ako V pr \u003d V dol. , To k 1 [ H 2 ] 3 = k 2 2 ,
.
Ako u reakciji sudjeluju čvrste tvari (heterogeni sistem), onda njihova koncentracija nije uključena u izraz brzine reakcije (jer ostaje konstantna po jedinici površine u jedinici vremena), a time i konstante ravnoteže.
Primjer 3 za reakciju: C (tv.) + O 2 (g) Û CO 2 (g) konstanta hemijske ravnoteže će biti jednaka 
.
Primjer 4 U reverzibilnoj hemijskoj reakciji A + 2B Û C ravnoteža je nastupila pri sljedećim ravnotežnim koncentracijama: [A] = 0,6 mol/l; [B] = 1,2 mol/l; [C] = 2,16 mol/l. Odredite konstantu ravnoteže i početne koncentracije supstance A I IN.
Kvantitativna karakteristika koja pokazuje smjer reakcije i promjenu koncentracije tvari naziva se konstanta ravnoteže kemijske reakcije. Konstanta ravnoteže zavisi od temperature i prirode reaktanata.
Reverzibilne i ireverzibilne reakcije
Sve reakcije se mogu podijeliti u dvije vrste:
- reverzibilan, koji istovremeno teče u dva međusobno suprotna smjera;
- nepovratan teče u istom smjeru uz ukupnu potrošnju najmanje jedne početne tvari.
U ireverzibilnim reakcijama obično nastaju netopive tvari u obliku taloga ili plina. Ove reakcije uključuju:
- sagorijevanje:
C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + H 2 O;
- raspadanje:
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + H 2 O;
- veza sa stvaranjem taloga ili plina:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl.
Rice. 1. Taloženje BaSO 4 .
Reverzibilne reakcije su moguće samo pod određenim konstantnim uslovima. Prvobitne supstance daju novu supstancu, koja se odmah raspada na sastavne delove i ponovo se sakuplja. Na primjer, kao rezultat reakcije 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 dušikov oksid (IV) lako se razlaže na dušikov oksid (II) i kisik.
Equilibrium
Nakon određenog vremena, brzina reverzibilne reakcije se usporava. Postiže se hemijska ravnoteža - stanje u kojem se tokom vremena ne mijenja koncentracija polaznih supstanci i produkta reakcije, jer su brzine direktne i reverzne reakcije izjednačene. Ravnoteža je moguća samo u homogenim sistemima, odnosno sve supstancije koje reaguju su ili tečnosti ili gasovi.
Razmotrimo kemijsku ravnotežu na primjeru reakcije interakcije vodika s jodom:
- direktna reakcija -
H 2 + I 2 ↔ 2HI;
- povratna reakcija -
2HI ↔ H 2 + I 2 .
Čim se dva reagensa pomiješaju - vodonik i jod - jod vodik još ne postoji, jer reaguju samo jednostavne tvari. Veliki broj polaznih supstanci aktivno reagira jedna na drugu, tako da će brzina direktne reakcije biti maksimalna. U ovom slučaju, obrnuta reakcija se ne odvija, a njena brzina je nula.
Brzina direktne reakcije može se grafički izraziti:
ν pr = k pr ∙ ∙ ,
gdje je k pr konstanta brzine direktne reakcije.
Vremenom se reagensi troše, njihova koncentracija se smanjuje. Shodno tome, brzina reakcije naprijed se smanjuje. Istovremeno se povećava koncentracija nove supstance, jodida vodika. Kada se nakupi, počinje da se razgrađuje, a brzina obrnute reakcije se povećava. Može se izraziti kao
ν arr = k arr ∙ 2 .
Vodonik jodid je na kvadrat, jer je koeficijent molekule dva.
U nekom trenutku, stope reakcije naprijed i nazad se izjednače. Postoji stanje hemijske ravnoteže.
Rice. 2. Grafikon brzine reakcije u odnosu na vrijeme.
Ravnoteža se može pomjeriti ili prema polaznim materijalima ili prema produktima reakcije. Pomjeranje pod utjecajem vanjskih faktora naziva se Le Chatelierov princip. Na ravnotežu utiču temperatura, pritisak, koncentracija jedne od supstanci.
Konstantno izračunavanje
U stanju ravnoteže odvijaju se obje reakcije, ali istovremeno su koncentracije tvari u ravnoteži (formiraju se ravnotežne koncentracije), budući da su brzine uravnotežene (ν pr \u003d ν arr).
Hemijska ravnoteža karakterizira konstanta kemijske ravnoteže, koja se izražava zbirnom formulom:
K p \u003d k pr / k arr = konst.
Konstante brzine reakcije mogu se izraziti kao odnos brzine reakcije. Uzmimo uslovnu jednačinu obrnute reakcije:
aA + bB ↔ cC + dD.
Tada će stope reakcije naprijed i nazad biti jednake:
- ν inc = k inc ∙ [A] p a ∙ [B] p b
- ν arr = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .
Shodno tome, ako
ν pr \u003d ν arr,
k ex ∙ [A] p a ∙ [B] p b = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .
Odavde možemo izraziti omjer konstanti:
k arr / k inc = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .
Ovaj odnos je jednak konstanti ravnoteže:
K p = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .
Rice. 3. Formula za konstantu ravnoteže.
Vrijednost pokazuje koliko je puta brzina reakcije naprijed veća od brzine obrnute reakcije.
Šta smo naučili?
Reakcije u zavisnosti od konačnih proizvoda dijele se na reverzibilne i ireverzibilne. Reverzibilne reakcije se odvijaju u oba smjera: polazni materijali formiraju konačne proizvode, koji se razlažu u polazne tvari. Tokom reakcije, stope reakcije naprijed i nazad su uravnotežene. Ovo stanje se naziva hemijska ravnoteža. Može se izraziti kao omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija produkta reakcije i proizvoda ravnotežnih koncentracija polaznih materijala.
Tematski kviz
Report Evaluation
Prosječna ocjena: 4.8. Ukupno primljenih ocjena: 272.
U hemiji, ravnotežno stanje karakteriše većinu gasovitih i tečnih sistema, kao i veliku grupu tvrdih legura. Stoga su zakoni hemijske ravnoteže od velike praktične važnosti. Analizom jednačine za Gibbsovu energiju, utvrđeno je da stanja mogu nastati u termodinamičkim sistemima kada se istovremeno odvijaju suprotno usmjereni procesi, ali stanje sistema kao cjeline ostaje u ravnoteži, tj. njegovi parametri su nepromijenjeni (A= 0). Konstantnost parametara sistema u vremenu je, međutim, neophodan, ali ne i dovoljan uslov za pravu hemijsku ravnotežu. Pod određenim uslovima, parametri sistema u kojima se odvijaju reakcije tipa
Na primjer, mješavina plinovitog amonijaka sa zrakom ostaje nepromijenjena tokom vremena. Međutim, dovoljno je u ovu smjesu uvesti zagrijani katalizator - krom-oksid Cr 2 O e - kako reakcija započne, što dovodi do stvaranja dušikovog dioksida M0 2: 
Proračun prema Gibbs-Helmholtz-ovoj jednačini pokazuje da je za ovu reakciju AG 2°98 0 i pripada reakcijama tipa (11.1). Dakle, u ovom slučaju se ne bavimo pravi balans u sistemu, ali samo inhibirano (metastabilno) stanje.
Reakcija modela koja opisuje istinski ravnotežni sistem će biti
Specifičan primer istinski ravnotežnog homogenog sistema je vodeni rastvor pripremljen od dve soli: gvožđe(III) hlorida FeCl 3 i kalijum tiocijanata KCNS i koji sadrži četiri supstance. Pored navedenih reagensa sadrži i dva produkta reakcije - gvožđe tiocijanat) Fe (CNS) 3 i kalijum hlorid KSL:
Ova vrsta reakcije se zove kinetički obrnuto, budući da teku i u naprijed i u suprotnom smjeru u bilo kojem stanju sistema. U opsegu parametara, kada brzine prednje i reverzne reakcije postanu jednake, sistem takođe postaje termodinamički reverzibilan. Stoga se često govori o reverzibilnosti takvih reakcija bez preciziranja o kojoj vrsti reverzibilnosti se misli. Promjena Gibbsove energije u sistemima u kojima se odvijaju reakcije tipa (11.1) i (11.2) može se prikazati dijagramom (slika 11.2).
Rice. 11.2.
Osa apscise dijagrama prikazuje sastav sistema (promjenjuje se od čistih reagensa A; B u početnom (početnom) stanju, do čistih produkta reakcije P; R u konačnom (kon) stanju) u molskim udjelima X, svaku komponentu, a na osi ordinate - vrijednost Gibbsove energije za mješavinu trenutnog sastava. Kao što slijedi iz dijagrama, za reakciju tipa (11.1) ovisnost Gibbsove energije o sastavu je monotona. Vrijednost C sistema se smanjuje kako proces napreduje, a vrijednost D, C (indek G naglašava da je ova promjena Gibbsove energije za kemijsku reakciju), jednaka razlici između Gibbsove energije u početnom i konačnom stanju, uvijek negativna.
Za reakciju tipa (11.2) slika je drugačija. Vrijednost C sistema u ovom dijagramu ima minimum, a cijeli dijagram je podijeljen na dva područja: lijevo od tačke Z kako se proces odvija, vrijednost ts.fi(promjena Gibbsove energije za direktnu (pr) reakciju) je negativna i desno od točke Z kako se proces odvija, vrijednost AG je negativna (? arr (promjena Gibbsove energije za obrnutu (arr) reakciju). Z je ravnotežna tačka - u njoj i A g C pr, i A; .C oG)p jednaki su nuli. Sastav sistema u tački Z pozvao izbalansiran sastav. Stanje ravnoteže u tački Z u hemijskoj termodinamici karakteriše ga posebna vrednost - konstanta ravnoteže
Siya Yaravn-
Konstanta ravnoteže za stanje sistema pri konstantna temperatura Tu je konstantan vrijednost. Konstanta ravnoteže može se izraziti kroz različite parametre sistema, što se odražava u indeksima: K s(preko molarnih koncentracija), K x(preko molskih frakcija), K r(preko parcijalnih pritisaka) itd. Algoritam za konstruisanje izraza za konstantu ravnoteže je jednostavan: jednak je razlomku u čijem je brojiocu proizvod parametara ravnoteže (koncentracija, parcijalni pritisak, molski udio itd. .) produkta reakcije u snagama jednakim stehiometrijskim koeficijentima odgovarajućih supstanci, au nazivniku - sličan proizvod za reagense.
Razmotrite izraz 
za modelsku reakciju (11.2):
Formula supstance zatvorena u uglaste zagrade označava molarnu koncentraciju supstance u sistemu. Kada je iz konteksta jasno da je riječ o stanju ravnoteže, indeks „jednako“ se izostavlja. Osobine oblika zapisa konstanti ravnoteže u slučaju heterogenih sistema biće razmotrene kasnije u ovom poglavlju. Ako je neka komponenta u sistemu čvrsta materija, tada je njena koncentracija konstantna vrednost, prenosi se na lijevu stranu i uključuje u konstantu ravnoteže. U ovom slučaju, takva komponenta nije predstavljena u analitičkom izrazu.
Analitički, konstante ravnoteže različitih tipova međusobno su povezane na sljedeći način:
Istovremeno, bez obzira kako je K izražen, on je parametar sistema i ne zavisi od položaja tačke Z. Ova tačka je pokretna i zavisi od načina pripreme sistema, što se može eksperimentalno proveriti. Ako promijenite omjer komponenti u početnom stanju, na primjer, dodate komponente O i E (proizvodi reakcije) u sistem, tada položaj tačke Zće se pomaknuti ulijevo, ali ako dodate komponente A i B (reagensi), zatim udesno. U nastavku razmatramo takav pomak u položaju ravnotežne tačke sistema na osnovu Le Chatelier-Brown princip.
Konstante ravnoteže mogu biti i dimenzionalne i bezdimenzionalne veličine. Dimenzija konstante ravnoteže određena je dimenzijom veličine kroz koju se izražava (koncentracija, parcijalni pritisak, itd.), i jednaka je ovoj dimenziji u stepenu koji je jednak razlici između koeficijenata konačnog i početnog komponente reakcije: 
Konstanta ravnoteže je zapisana kao razlomak, čiji brojnik uključuje parametre produkta reakcije, a nazivnik - parametre početnih supstanci. Najpogodnije je izraziti konstantu ravnoteže u obliku molnih frakcija (u ovom slučaju nema dimenziju):
Za procese koji uključuju plinovite komponente, zgodno je izraziti konstantu ravnoteže u terminima parcijalnih pritisaka plinovitih komponenti:
Izraz konstante ravnoteže u smislu molarne koncentracije pogodan je za procese pri konstantnoj zapremini ili u rastvorima (ako zapremina rastvora ostaje praktično konstantna):
Ako proces ide bez promjene broja molova (Dy = 0), tada se svi izrazi konstanti ravnoteže poklapaju: 
U ovom slučaju, sve konstante ravnoteže postaju bezdimenzionalne.
