Rovnovážná konstanta systému se stanoví změnou standardní hodnoty. Chemická rovnováha: Chemická rovnováha konstanta a metody jeho exprese
Pokud vypouští roztoky kyseliny a alkálie, soli a voda je tvořena například
HCl + NaOH \u003d NaCl + H20, a pokud byly látky užívány v nezbytných poměrech, roztok má neutrální reakci a ani nezůstává stopy kyseliny chlorovodíkové a hydroxidu sodného. Pokud se pokusíte reagovat v roztoku mezi výslednými látkami - chloridem sodným a vodou, pak nebudou detekovány žádné změny. V takových případech se říká, že reakce kyseliny s alkálem nevratné, tj. Reverzní reakce nejde. Prakticky nevratná při pokojové teplotě je například velmi mnoho reakcí,
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCI, 2H2 + O 2 \u003d 2H20, atd.
Mnoho reakcí je za normálních podmínek reverzibilní, to znamená, že reverzní reakce proudí do znatelného rozsahu. Například, pokud se pokusíte neutralizovat vodný roztok velmi slabé chlorinomatické kyseliny, ukazuje se, že neutralizační reakce není plně a roztok má silné rozšíření. To znamená, že reakce HCCLO + NaOH NaClo + H20 je reverzibilní, tj. Výrobky této reakce, reagující vzájemně, se částečně pohybují na počáteční sloučeniny. Výsledkem je, že roztok má alkalickou reakci. Odhalil reakci tvorby esterů (reverzní reakce se nazývá promyta): RCOOH + R "OH RKOOR" + H 2O, mnoho dalších procesů.
Stejně jako mnoho dalších pojmů v chemii, koncept reverzibility je do značné míry podmíněna. Obvykle nevratné zvážit reakci, po dokončení, které jsou koncentrace výchozích látek tak malé, že nemohou být detekovány (samozřejmě, závisí na citlivosti metod analýzy). Při změně vnějších podmínek (první ze všech teplot a tlaku) může být nevratná reakce stána reverzibilní a naopak. Tak, při atmosférickém tlaku a teplotách pod 1000 ° C 2H 2 + O 2 \u003d 2H20, může být považován za nevratné, zatímco při teplotě 2500 ° C a vyšší vody disociuje na vodík a kyslík o cca 4% a v 3000 při teplotách ° C - již o 20%.
Na konci 19. století Německý fyzikálně-chemik MAX Bodenstein (1871-1942) podrobněji studoval procesy tvorby a tepelné disociace jodorodoru: H 2 + I 2 2HI. Změnou teploty by mohlo dosáhnout preferenčního toku pouze přímé nebo pouze reverzní reakce, ale obecně byly obě reakce akumulovány současně v opačných směrech. Existuje mnoho podobných příkladů. Jeden z nejslavnějších reakcí syntézy amoniaku 3H 2 + N2 2NH3; Mnoho dalších reakcí je reverzibilní například oxidace 2S02 + O 2S03 oxidu siřičitého, reakce organických kyselin s alkoholy atd.
Rychlost reakce a rovnováhy.
Předpokládejme, že existuje reverzibilní reakce A + B C + D. Pokud předpokládáme, že přímá a reverzní reakce probíhá v jednom fázi, pak rychlost těchto reakcí bude přímo úměrná koncentracím činidel: rychlost přímé reakce pROTI. 1 = k. 1 [A] [b], rychlost reverzní reakce pROTI. 2 = k. 2 [C] [D] (čtvercové držáky označují molární koncentrace činidel). Je vidět, že jako přímá reakce koncentrace výchozích látek se vyskytuje a rychlost přímé reakce se sníží, resp. Snižuje rychlost přímé reakce. Rychlost reverzní reakce, která je v počátečním momentu nulová (žádné produkty C a D), se postupně zvyšuje. Dříve nebo později bude okamžik přijde, když jsou sazby přímých a reverzních reakcí stejné. Po této koncentraci všech látek - A, B, C a D se časem nemění. To znamená, že reakce dosáhla polohy rovnováhy a beze změny v koncentraci látek se nazývá rovnováha. Na rozdíl od mechanické rovnováhy, ve kterém jakýkoliv pohyb zastaví, s chemickou rovnováhou, jak reakcí, tak přímým, a reverzní - pokračovat v jdou, ale jejich rychlost je stejná, a proto se zdá, že nedochází ke změnám v systému.
Prokažte tok přímých a reverzních reakcí po dosažení rovnováhy je dosaženo různými způsoby. Například, pokud je směs vodíku, dusíku a amoniaku, která je v rovnovážné poloze, zavádějí nějaký izotop vodík - deuterium D2, pak citlivá analýza bude okamžitě detekovat přítomnost atomů deuteria v molekulách amoniaku. Naopak, pokud vstoupíte do systému mírně deuterovaný amoniak NH 2 D do systému, pak se deuterium okamžitě zobrazí v počátečních látkách ve formě HD a D 2 molekul. Další velkolepé zkušenosti se konalo na Chemické fakultě Moskevské státní univerzity. Stříbrná deska byla umístěna v roztoku nitrátu stříbra a nebyly pozorovány žádné změny. Poté byl zaveden bezvýznamný počet radioaktivních stříbrných iontů do roztoku, po kterém se stříbrná deska stala radioaktivní. Tato radioaktivita nemohla "umýt" ani opláchnout desku vodou, ani praní s kyselinou chlorovodíkovou. Pouze leptání s kyselinou dusičnou nebo mechanickou povrchovou úpravou s malým smirkovým papírem ho činilo neaktivní. Tento experiment je možné vysvětlit jediným způsobem: mezi kovem a roztokem kontinuálně výměny stříbrných atomů, tj. Systém obsahuje reverzibilní reakci AG (TV) - E - \u003d AG +. Přidání radioaktivních AG + iontů na řešení vedlo k jejich "implementaci" v desce ve formě elektron-ethyl, ale stále radioaktivní atomy.
Je tedy rovnováha, že mezi plyny nebo roztoky existují pouze chemické reakce, ale také procesy rozpouštění kovů, srážení. Například pevná látka se rozpustí rychleji, pokud je umístěna v čistém rozpouštědle, když je systém zdaleka rovnováhy v tomto případě z nasyceného roztoku. Postupně se sníží rychlost rozpouštění, a zároveň se zvyšuje rychlost reverzního procesu - přechod látky z roztoku do krystalické sraženiny. Když se roztok stane nasyceným, systém dosáhne stavu rovnováhy, zatímco míry rozpouštění a krystalizace jsou stejné a hmotnost sedimentu se v průběhu času nemění.
Konstantní rovnováha.
Nejdůležitějším parametrem charakterizující reverzibilní chemickou reakci je rovnovážná konstanta NA. Pokud nahráváte pro uvažovanou reverzibilní reakci A + D C + D, stav rovnosti rychlostí přímé a reverzní reakce v rovnovážném stavu - k. 1 [a] se rovná [b] rovné \u003d k. 2 [C] se rovná [d] rovné, od [C] se rovná [D] rovnocenný / [A] EQUAL [B] EQUAL \u003d k. 1 /k. 2 = NA, pak částka NAto se nazývá chemická reakce rovnovážná konstanta.
S rovnodinností, relace koncentrace reakčních produktů do produktu koncentrace činidel je neustále, pokud je teplota konstantní (rychlostní konstanty) k. 1 I. k. 2, a proto rovnovážná konstanta NAzávisí na teplotě, ale nezávisí na koncentraci činidel). Pokud se do reakce podílí několik molekul zdrojových látek a vytvoří se několik molekul produktu (nebo výrobků), koncentrace látek v expresi pro rovnovážnou konstantou je korigována na stupně odpovídající jejich stechiometrickým koeficientům. Takže pro reakci 3H2 + N2 2NH3 je exprese pro rovnovážnou konstantou napsán jako K.\u003d 2 rovná / 3 je stejná. Popsaný způsob výstupu rovnovážné konstanty, založené na rychlostech přímých a reverzních reakcí obecně, protože pro složité reakce se závislost rychlosti koncentrace obvykle nevyjádřuje obyčejnou rovnici nebo vůbec neznámý . V termodynamice je však prokázáno, že konečný vzorec pro rovnovážnou konstantou se ukazuje, že je to pravda.
Pro plynné sloučeniny namísto koncentrací při psaní konstantní rovnováhy můžete použít tlak; Je zřejmé, že numerická hodnota konstanta se může změnit, pokud počet plynných molekul v pravém a levém části rovnice není stejný.
Grafy ukazují, jak se systém blíží rovnováhy (takové grafy se nazývají kinetické křivky) jsou zobrazeny na výkresech.
1. Nechte reakci nevratnou. Pak k. 2 \u003d 0. Příkladem je reakce vodíku s bromem při 300 ° C. Kinetické křivky ukazují změnu koncentrace látek A, B, C, D (v tomto případě H2, BR 2 a HBr), v závislosti na čas. Pro jednoduchost se předpokládá, že rovnost počátečních koncentrací činidel H2 a BR2 se předpokládá. Je vidět, že koncentrace počátečních látek v důsledku nevratné reakce se sníží na nulu, zatímco součet koncentrací produktů dosáhne součtu koncentrací činidel. Je také vidět, že reakční rychlost (kinetické křivky) je maximálně na začátku reakce a po dokončení reakce, kinetické křivky jdou do horizontální části (reakční rychlost je nula). Pro nevratné reakce není rovnovážná konstanta podávána, protože není definována (K ®).
2. Let. k. 2 \u003d 0, a k. 2 k 1 a NA \u003e 1 (reakce vodíku s jodem při 300 ° C). Zpočátku se kinetické křivky téměř neliší od předchozího případu, protože rychlost reverzní reakce je malá (koncentrace výrobků). Jak se hi akumuluje, rychlost reverzní reakce se zvyšuje a snižuje se snižuje. V určitém okamžiku jsou stejné, po kterých se koncentrace všech látek v průběhu času už nezmění - reakční rychlost se stala nulu, i když reakce neprošla do konce. V tomto případě ( K. \u003e 1) Až do dosažení rovnováhy (stínovaná část), přičemž přímá doba odezvy přechází na významnou hloubku, proto v rovnovážné směsi, více produktů (C a D) než počáteční látky A a B - rovnováha se posunula doprava .
3. Pro esterifikační odezvu kyseliny octové (a) ethanolu (b) při 50 ° C je konstanta přímého reakce menší než reverzní: k. 1 k 2, takže K.
4. v relativně vzácném případě, když jsou přímé a reverzní reakční rychlosti konstanty stejné ( k. 1 = k. 2 , K. \u003d 1), pro reakci A + B \u003d C + D, při [A] 0 \u003d [b] 0, rovnovážná směs koncentrace výchozích látek a produktů bude stejné a kinetické křivky jsou řešeny. Někdy mohou být tyto podmínky vytvořeny příslušným výběrem teploty. Například pro reverzibilní reakci CO + H20 \u003d H 2 + CO 2 NA \u003d 1 při teplotě asi 900 ° C při vyšších teplotách je rovnovážná konstanta pro tuto reakci menší než 1 (například při 1000 ° C NA \u003d 0,61) a rovnováha se posunula směrem k CO a H20. Při nižších teplotách K. \u003e 1 (například při 700 ° C NA \u003d 1,64) a rovnováha se posunula směrem k C02 a H2.
Hodnota K.to může sloužit jako charakteristika nevratnosti reakce v těchto podmínkách. Takže když K.to znamená velmi velké, to znamená, že koncentrace reakčních produktů je mnohem vyšší než koncentrace výchozích materiálů v rovnováze, tj. Reakce prošla téměř až do konce. Například pro reakci NIO + H2 NI + H20 při 523 K (250 ° C) NA\u003d [H20] se rovná / [H2] se rovná \u003d 800 (pevné koncentrace pevných látek a exprese NAnezadávejte). Proto v uzavřeném objemu po dosažení rovnováhy bude koncentrace vodní páry 800krát vyšší než vodík (v tomto dokumentu koncentrace mohou být nahrazeny úměrným tlakem). Takže tato reakce při určené teplotě prochází téměř až do konce. Ale pro reakci W0 2 + 2H 2 W + 2H20 při stejné teplotě NA\u003d ([H2] se rovná / [H20] se rovná) 2 \u003d 10 -27, tedy oxid wolframu není prakticky obnoven vodíkem při 500 K.
Hodnoty NApro některé reakce jsou uvedeny v tabulce.
Osnovy
Rovnovážný stav
Rovnovážná konstanta
Výpočet rovnovážných koncentrací
Chemický rovnovážný posunutí. Princip Le Chatelier.
Rovnovážný stav
Reakce vyskytující se za stejných podmínek současně v opačných směrech se nazývají reverzibilní.
Zvažte reverzibilní reakci, která probíhá v uzavřeném systému.
Rychlost přímé reakce je popsána rovnicí:
pr \u003d. k. [A] [b]
kde 
PR-přímá reakce;
k. Pr - přímá reakční rychlost konstanta.
V průběhu času koncentrace činidel ALE a V snížení, kapky reakce (obr. 1, křivka 
atd).
Reakce mezi nimi ALE a V vede k tvorbě látek C. a D.jejichž molekuly, kdy kolize mohou opět poskytovat látky ALE a V.
Rychlost reverzní reakce je popsána rovnicí:
Obr \u003d. k.
dorazil [s] [d],
kde 
Org - rychlost reverzní reakce;
k. Obr - reverzní reakční rychlost konstanta.
Jako koncentrace látek C. a D. zvýšení, reverzní reakční rychlost roste (obr. 1, křivka 
Obr).
Obr. 1. Změňte rychlost přímého a zpětného reakce v čase
Přesčas sazby přímých a reverzních reakcí se stávají rovnocenné:
pr \u003d. 
Obr.
Tento stav systému se nazývá rovnovážný stav .
Ve stavu rovnováhy přestane koncentrace všech svých účastníků časem měnit . Takové koncentrace se nazývají rovnováha .
Chemická rovnováha – tohle je Dynamická rovnováha.Invariance koncentrací látek přítomných v uzavřeném systému je důsledkem nepřetržitého chemického procesu. Rychlost přímé a reverzní reakce není nulová a nula se rovná pozorovanému procesu.
Rovnost sazeb přímých a reverzních reakcí je kinetický stav chemické rovnováhy.
2. Equilibrium konstanta
Se stejnou rychlostí přímé a reverzní reakce
pr \u003d. 
Obr.
spravedlivá rovnost
k. PR [A] [b] \u003d k. dorazil [s] [d],
kde [ A.], [B.], [Z], [D.] - rovnovážné koncentrace látek.
Vzhledem k tomu, že rychlostní konstanty nezávisí na koncentracích, lze rovnost napsat jinak:
Poměr konstantních rychlostí přímých a reverzních reakcí ( k. atd / k. obr. ) Call Chemical Equilibrium Constant:
|
|
Pravá chemická rovnováha může být stanovena pouze tehdy, pokud jsou rovnováhy všech základních stupňů reakčního mechanismu. Některé mechanismy přímých a reverzních reakcí byly složité, ale ve stavu rovnováhy by měly zajistit stechiometrický přechod výchozích materiálů do reakčních produktů a zpět. To znamená, že algebraický součet všech procesních fází se rovná stechiometrické rovnici reakce, tj Stoichiometrické koeficienty jsou součtem molekularností všech fází mechanismu.
Pro složitou reakci
aA + BB CC + DD
|
K c \u003d. |
Pro stejnou teplotu, poměr produktu rovnovážných koncentrací reakčních produktů ve stupních rovný stechiometrickým koeficientům, představuje produkt rovnovážných koncentrací výchozích materiálů ve stupních rovné stechiometrickými koeficienty.
Toto je druhé znění zákona stávajících mas.
Exprese rovnovážné konstanty heterogenní reakce zahrnuje pouze koncentrace látek v kapalné nebo plynné fázi, protože koncentrace pevných látek zůstávají zpravidla trvalé.
Například exprese pro rovnovážnou konstantu následující reakce
CO 2 (g) + C (TV) 2SO (g)
napsané takto:
NA C \u003d. 
.
Rovnovážná konstantní rovnice ukazuje, že za podmínek rovnováhy se koncentrace všech látek zapojených do reakce souvisí. Číselná hodnota rovnovážné konstanty určuje, jak by měl být poměr koncentrací všech reaktantů v rovnováze.
Změna koncentrace některého z těchto látek znamená změny v koncentracích všech ostatních látek. V důsledku toho jsou stanoveny nové koncentrace, ale poměr mezi nimi opět odpovídá rovnovážné konstantě.
Hodnota rovnovážné konstanty závisí na povaha reakcí látek a teploty.
Rovnovážná konstanta, vyjádřená molárními koncentracemi reaktantních látek ( NAz) a rovnovážná konstanta, vyjádřená přes rovnovážné parciální tlaky ( NAr.) (viz "Základy chemické termodynamiky"), související se vztahem:
NAr. \u003d K.zRt. , K.c. \u003d K.r. / (Rt.) ,
kde je změna počtu plynných molů v reakci.
Standardní změna Gibbs Energy je stejná
g t \u003d - Rt. Ln. K.p.,
g T. = H. – T. S..
Po vyrovnání správných částí rovnic:
- Rt.ln. K.p. = H. – T. S.
ln. K. r. = - H. / ( Rt.) + S./ R. .
Rovnice nejen stanoví závislost konstantní konstanty na teplotě, ale také ukazuje, že konstanta je určena povahou reaktantních látek.
Rovnovážná konstanta nezávisí na koncentracích (stejně jako konstantní reakční rychlosti), reakční mechanismus, aktivační energie, z přítomnosti katalyzátorů. Změna mechanismu, například když je katalyzátor podáván, neovlivňuje numerickou hodnotu rovnovážné konstanty, ale samozřejmě mění rychlost dosažení rovnovážného stavu.
Rovnovážná konstanta
Rovnovážná konstanta - hodnota určuje pro tuto chemickou reakci vztah mezi termodynamickou aktivitou (nebo v závislosti na podmínkách reakčního toku, částečným tlakem, koncentracím nebo ulomenstvím) výchozími látek a produktů ve stavu chemické rovnováhy (v souladu s zákon o stávající hmotnosti). Znát reakční rovnovážné konstanty, můžete vypočítat rovnovážnou kompozici reakční směsi, omezující výkon výrobků, stanoví směr reakce.
Způsoby exprese rovnovážné konstanty
Například pro oxidační reakci oxidu uhelnatého:
2CO + O 2 \u003d 2CO 2
rovnovážná konstanta může být vypočtena rovnicí:
kde Δn. - Změna počtu molů látek během reakce. Je to jasné, že K X. Závisí na tlaku. Pokud se počet molů reakce rovná počtu molů zdrojových látek (), potom.
Standardní ekvilibrium konstanta
Standardní reakce rovnovážná konstanta ve směsi ideálních plynů (když počáteční parciální tlak účastníků reakce se rovná jejich hodnotám ve standardním stavu \u003d 0,1013 MPa nebo 1 atm) lze vypočítat výrazem:
kde - relativní částečný tlak komponentů.Standardní ekvilibrium konstanta je bezrozměrná hodnota. Je spojena S. K p. Podle poměru:
Je vidět, že pokud je vyjádřeno v atmosféře, pak.
Chcete-li reagovat na směs reálných plynů ve standardním počátečním stavu, částečná uprchlost plynů se provádí jako jejich dílčí tlaky \u003d 0,1013 MPa nebo 1 ATM. K f. spojený s K 0. Podle poměru:
Kde γ I. - Koeficient reálného plynu v reálném plynu ve směsi.Konstantní rovnovážné reakce v heterogenních systémech
FEO T + CO G \u003d FE T + CO 2Grovnovážná konstanta (za předpokladu, že plynová fáze je ideální) má formu:
Rovnovážná konstanta a měnící se energie Gibbs
Equilibrium konstantní a reakční rychlost konstantní
Pro reverzibilní chemickou reakci může být rovnovážná konstanta exprimována přes konstanty rychlosti přímých a reverzních reakcí, na základě skutečnosti, že v rovnovážném stavu přímé a reverzní reakce je stejný. Například pro elementární reverzibilní chemickou reakci prvního řádu
Kde k 1. - přímá reakční rychlost konstanta a k 2. - Reverzní. Tento důležitý poměr poskytuje jeden z "kontaktů" chemických kinetiky a chemické termodynamiky.Metody výpočtu rovnovážné konstanty
Metody výpočtu pro stanovení reakční rovnovážné konstanty jsou obvykle sníženy na výpočet jedné nebo jiné metody standardní změny v Energii Gibbs během reakce ( ΔG 0.), a pak pomocí vzorce:
kde - univerzální plynová konstanta.Je třeba mít na paměti, že Energie Gibbs - funkce systémového stavu, to znamená, že nezávisí na procesní cestě, od reakčního mechanismu, ale je určena počátečními a koncovými stavy systému. Proto, pokud je přímá definice nebo výpočet ΔG 0. Pro nějakou reakci z nějakého důvodu je obtížné, mohou být tyto mezilehlé reakce vybrány, pro které ΔG 0. Je znám nebo může být snadno definován a součet, který bude uvádět reakci v úvahu (viz gess právo). Zejména reakce tvorby spojích z prvků často používají jako takové mezilehlé reakce.
Entopický výpočet změn energie Gibbs a reakce rovnovážná konstanta
Metoda výpočtu entropie ΔG. Reakce je jedním z nejčastějších a výhodnějších. Je založen na poměru:
nebo, pro standard Změny v Gibbs Energy:
Tady Δh 0. Při konstantním tlaku a teplotě se rovná tepelnému účinku reakce, jejich výpočetní metody a experimentální definice, jejichž jsou známy - viz například Kirchhoffova rovnice:
Během reakce je nutné získat změnu entropie. Tento úkol lze vyřešit několika způsoby, například:
- Podle tepelných dat - s podporou tepelné věty Nernstu a za použití informací o teplotní závislosti tepelné kapacity účastníků v reakci. Například pro látky za normálních podmínek v pevném stavu:
Takže, pokud jsou teplotní závislosti tepelné kapacity transformovány, a teplotní závislosti tepla mohou být vypočteny vzorcem:
Získá se poněkud zjednodušená varianta tohoto vzorce, s ohledem na množství odvodu látek nezávislé na teplotě a rovné množství odvodu tepla při 298 K:
A ještě více zjednodušeného výpočtu se provádí, což odpovídá množství odvodu tepla na nulu:
Přechod z rovnovážné konstanty se provádí podle výše uvedeného vzorce.
Výpočet rovnovážných konstant podle metod statistické termodynamiky
| Tato sekce článku nebyl napsán. |
Pro učitele středních škol, studenti pedagogických univerzit a školáků 9-10 tříd, které se rozhodly věnovat chemii a přírodní vědu
UČEBNICE · Úkol. · Laboratorní workshop. · Vědecké příběhy pro čtení
§ 3.2. Rovnovážná konstanta
a Isobaric Reakční potenciál
Rovnovážná konstanta lze snadno nalézt z hodnoty isobarického potenciálu, který se vypočítá podle údajů tabulky na entalpii tvorby a entropie zdrojových látek a reakčních produktů
Budete potřebovat tento vzorec, když potřebujete vypočítat rovnovážnou konstantu reakce, která je studována.
V této učebnici se snažíme dát ready-made vzorce, ale vystupovat nejjednodušší metody matematické logiky, takže závěr tohoto vzorce je uveden níže. Po přečtení tohoto materiálu se seznámíte s nejjednoduššími představami o teorii pravděpodobnosti, s aktivačním entropií atd.
Nejen aktivační energie určuje rychlost chemické reakce. Velikost a forma reakci molekul a umístění reaktivních atomů nebo jejich skupin hrají obrovskou roli. V tomto ohledu, v kolizi dvou částic, jejich specifická orientace je důležitá, tj. Kontakt je centra, která jsou reaktivní.
Označte pravděpodobnost nezbytnou k interakci orientace molekul při kolejícím W:
Přirozený logaritmus W, vynásobený plynem Konstanta R, se nazývá aktivační entropie s A:
Z tohoto výrazu následuje:
Odkud určit logaritmus dostaneme pravděpodobnost potřebné orientace:
Čím větší je pravděpodobnost potřebné orientace pro průchod reakce, tím vyšší je jeho rychlost a rychlost konstanty, která může být napsána:
Dříve jsme se dozvěděli, že rychlostní konstanta závisí na aktivační energii a teplotě:
Rychlostní konstanta tedy závisí na energii aktivace, teploty a aktivace entropie:
Představujeme proporcionalitu Z a uveďte znamení rovnosti:
Výsledný výraz se nazývá hlavní rovnice chemické kinetiky.
Tato rovnice vysvětluje některé strany katalýzy: katalyzátor snižuje aktivační energii reakce a zvyšuje aktivační entropii, tj. Zvyšuje pravděpodobnost správné interakce orientace reagujících částic.
Je zajímavé poznamenat, že aktivační entropie bere v úvahu nejen určitou orientaci částic, ale také trvání kontaktu v době kolize. Pokud je doba trvání kontaktu částic velmi malá, jejich elektronické hustoty nemají čas na redistribuci pro tvorbu nových chemických vazeb a částic, vytlačování, rozdíť se v různých směrech. Katalyzátor také významně zvyšuje dobu trvání kontaktu reagujících částic.
Dalším znakem katalytického působení: katalyzátor přebírá přebytek energie z nově vytvořené částice a nespadá do počátečních částic v důsledku své vysoké energetické aktivity.
Víš, že rovnovážná konstanta je poměr konstantních rychlostí přímých a reverzních reakcí:
Vyměňte konstanty přímých a reverzních reakčních rychlostí na výrazy hlavní rovnice chemických kinetiky:
Poměr dvou koeficientů proporcionality Z PR / Z Arr - hodnota konstanty, která bude provedena na rovnovážné konstantě, která zůstane, jako předtím, konstantní.
Pokud si vzpomínáte na pravidla pro akci s funkcemi dopadu, budete chápat transformací vzorce:
V souladu s lajským zákonem je rozdíl v aktivačních energiích reverzních a přímých reakcí změnou entalpie (ověřte, že čerpáním entalpizního diagramu reakce procházející se uvolňováním tepla, a nezapomenout to v tomto případě D N.< 0 ):
Také rozdíl 
Označen D S.:
Vysvětlete, proč je značka minus před závorkami.
Dostaneme rovnici:
Progrigimalizace obou částí této rovnice:
Kde máme:
Tato rovnice je pro chemii a další přírodní vědy tak důležitá, že mnoho zahraničních chemiků studenti nosí košile s obrazem tohoto vzorce.
Pokud D G. Je vyjádřeno v J / mol, vzorec získává formulář:
Tento vzorec má jednu funkci: Je-li rovnovážná konstanta stanovena tlakem plynných látek, poté se exprese rovnovážné konstanty substituuje tlakem těchto látek v atmosférách (1Atm \u003d 101325pa \u003d 760 mm hg).
Tento vzorec umožňuje známou hodnotu. D G. Reakce vypočítávají rovnovážnou konstantu a naučte se tak složení rovnovážného systému při dané teplotě. Vzorec ukazuje, že čím vyšší je rovnovážná konstanta a čím větší v rovnovážné reakční směsi obsahuje reakční produkty (látky směřující k pravé části reakční rovnice), čím negativní hodnota je změna isobarického potenciálu reakce. A naopak, tím nižší je hodnota rovnovážné konstanty a méně v rovnovážné směsi reakční produkty a více zdrojových látek, což je menší záporná hodnota D G..
Když je rovnovážná konstanta větší než 1 a isobarický potenciál je negativní, je obvyklé říci, že rovnováha se posune směrem k reakčním produktům nebo doprava. Když je rovnovážná konstanta menší než 1 a izobarický potenciál je pozitivní, je obvyklé říci, že rovnováha se posune směrem k výchozím materiálům nebo vlevo.
S rovností rovnovážné konstanty 1 je isobarický potenciál 0. Tento stav systému je považován za hranici mezi posunutím rovnováhy vpravo nebo vlevo. Pokud pro tuto reakci je změna isobarického potenciálu negativní ( D G.<0 ), je obvyklé říci, že reakce může projít směrem dopředu; Pokud D g\u003e 0Říká se, že reakce neprochází.
Takto,
D G.<0 - reakce může projít (termodynamicky možné);
D G.<0 T. K\u003e 1. - rovnováha se posune směrem k výrobkům vpravo;
D g\u003e 0T. NA<1 - Equilibrium je posunuta směrem k výchozím materiálům, vlevo.
Pokud potřebujete zjistit, zda se reakce, o kterou máte zájem (například, je možné zjistit, zda je možné syntézu požadovaného barviva, ať už se tato minerální kompozice bude oboustranná, účinek vzduchu kyslíku na barvu atd. .) Stačí vypočítat tuto reakci. D G.. Pokud se ukáže, že změna isobarického potenciálu je negativní, reakce je možná a můžete sloučit různé zdrojové látky pro dosažení požadovaného produktu.
Přečtěte si, co je třeba udělat pro výpočet změny v izobarickém potenciálu a rovnovážné konstanty při různých teplotách (výpočtový algoritmus).
1. Vyjměte hodnoty z referenčních tabulek (pro teplotu 298 k) entalpie tvorby z jednoduchých látek D n ob. a entopie S. Všechny látky zaznamenané v chemické reakční rovnici. Pokud D n ob. Vyjádřeno v KJ / Mol, měli by být přeloženy do J / mol (proč?).
2. vypočítat změnu entalpie v reakci (298 k) jako rozdíl mezi množstvím entalpie tvorby výrobků a součtem entalpie tvorby zdrojových látek, zapamatováním na stechiometrické koeficienty:
3. vypočítat změnu entropie v reakci (298 k) jako rozdíl mezi množstvím entropie produktů a součtem entropie zdrojových látek, zapamatováním na stechiometrické koeficienty:
4. Proveďte rovnici závislosti změny v isobarském potenciálu ze změn entalpie reakce, entropie a teploty, nahrazení rovnice vás znát získané získané hodnoty D h r-│ a D s │:
5. Vypočtěte změnu isobarického potenciálu standardní teplotou 298 na:
6. Podle značky D G., 298 Závěr o možnosti průchodu reakce se standardní teplotou: Je-li znamení "mínus", reakce je termodynamicky možné; Pokud je znaménko "plus", reakce je nemožná.
7. Count. D G. S teplotou máte zájem:
a nakreslete závěr, jak ovlivňuje změnu teploty na možnost průchodu reakce. Pokud se ukázalo, že při této teplotě se změna v izobarickém potenciálu stala méně pozitivní nebo negativnější ve srovnání s D g 298., tedy při této teplotě se reakce stává serióznější.
8. Vypočítejte rovnovážnou rovnici z rovnice, která je vám známá, když teplota T:
9. Závěr o posunutí rovnováhy směrem k výchozím materiálům (k<1) или в сторону продуктов (К>1).
Uzavřít možnost absolvování reakce s negativní hodnotou změny isobarického potenciálu ( D G.<0 ) Termodynamická data často nestačí. Termodynamicky možná reakce může být kineticky inhibována a prováděna s podmínkami (koncentrace látek, tlaku, teploty), prostřednictvím jiných reakčních cest nebo v přítomnosti řádně vybraného katalyzátoru.
Zvažte příklad reakce krystalického železa s plynnou vodou (vodní pár):
jak se dozvědět o termodynamické možnosti reakce.
Tato reakce je zajímavá, protože ukazuje důvody pro snížení lesku kovového produktu a zničení z koroze.
Za prvé, zvolíme stechiometrické koeficienty reakční rovnice:
Pít z referenčních tabulek termodynamických dat (teplota 298 k) pro všechny účastníky reakce:
Vypočítat změnu entalpie v této reakci, vzpomínka na to, že entálie jednoduchých látek jsou nulové:
Vyjádřete změnu entalpie v J:
Reakce je doprovázena uvolňováním tepla, q\u003e 0, Q \u003d + 50,300 J / mol, a to umožňuje předpokládat, že prochází spontánně. Nicméně, to je s jistotou říci, že reakce je spontánní, je možné pouze změnou značkou isobarického potenciálu.
Vypočítejte změnu entropie v této reakci, aniž by zapomněli na stechiometrické koeficienty:
Entiropie systému je v důsledku reakce upuštěna, takže je třeba poznamenat, že systém je zvýšen v systému.
Nyní rovnice závislosti změny v isobarském potenciálu ze změn entalpie, entropie a teploty:
Vypočítejte změnu isobarického potenciálu v reakci při standardní teplotě 298 na:
Vysoká negativní hodnota změny isobarického potenciálu znamená, že při teplotě místnosti může být železo oxidována kyslíkem. Pokud jste byli schopni získat nejlepší železný prášek, uvidíte, jak železné hoří ve vzduchu. Proč nespálit na železo výrobky, sošky, nehty atd. Ve vzduchu atd.? Výsledky výpočtu ukazují, že železo je zkorodováno ve vzduchu, tj. Je zničeno otáčením na oxidy železa.
Podívejme se nyní, jak zvýšení teploty ovlivňuje možnost absolvování této reakce. Vypočítejte změnu isobarického potenciálu při teplotě 500 na:
Dostal výsledek, který ukazuje, že se zvyšující se teplota se změna v izobarickém potenciálu reakce stává menší zápornou hodnotou. To znamená, že se zvýšením teploty se reakce stává méně termodynamicky pravděpodobným, tj. Rovnováha reakce se stále více posune směrem k výchozím materiálům.
Je zajímavé vědět, jakou teplotu je rovnováha rovnováha ve stejném rozsahu posunutém a ve směru reakčních produktů a směrem k výchozím materiálům. To se stává D g r-│ \u003d 0 (Equilibrium konstanta je 1):
Kde se dostanete:
T \u003d 150300 / 168.2 \u003d 894kOr. 621 ° C..
Při této teplotě je rovnoměrně přenášen reakcí jak v přímém, tak v opačném směru. Při teplotách nad 621 ° C začne převažovat reverzní reakce redukce Fe 3O 4 vodíku. Tato reakce je jednou ze způsobů výroby čistého železa (v metalurgii oxidů železa se obnoví uhlíkem).
Při teplotě 298 do:
S nárůstem teploty rovnovážného konstanta se tak snižuje.
Oxid železa Fe 3O 4 se nazývá magnetite (magnetický Zheleznyak). Tento oxid železitý, na rozdíl od oxidů FeO (Vystitu) a Fe 2O3 (hematit), přitahuje magnet. Tam je legenda, která v dávných dobách pastýř jménem Magnus našel velmi malý podlouhlý oblázek, který je dobrý (proč je to důležité?) Ruce na povrch vody v misce. Oblázky neměly potopit a začal plavat podél vody, a bez ohledu na to, jak obrátil pastýřskou mísu, oblázky vždy poukázaly jen jedním způsobem. Jako by byl kompas vynalezen, a minerál byl vyzván jménem tohoto pastýře. Ačkoli, možná magnetit byl tak pojmenován jménem starověkého města Malaya Asie - Magnesia. Magnetit je hlavní rudou, ze kterého je železo těženo.
Někdy je magnetitový vzorec zobrazen následujícím způsobem: Fe 2O3, což znamená, že magnetit se skládá ze dvou oxidů železa. Je to nesprávné: magnetit je individuální látka.
Další oxidový fe 2O3 (hematit) - červený zheleznyak - tak pojmenovaný kvůli své červené barvě (v pruhu. Z řeckého. - krev). Hematit se získá železo.
Feo oxid není téměř nenašel v přírodě a nemá žádnou průmyslovou hodnotu.
V roce 1885 byl odvozen francouzský fyzik a chemik Le Chateel, a v roce 1887 byl odůvodněn zákonem chemické rovnováhy a chemickou rovnovážnou konstantou a byla také studována jejich závislost na vlivu různých vnějších faktorů.
Podstatou chemické rovnováhy
Rovnováha je podmínkou, která znamená, že věci se vždy pohybují. Produkty se rozkládají na činidlech a reagencie jsou kombinovány do výrobků. Věci se pohybují, ale koncentrace zůstávají nezměněny. Reakce je napsána s dvojitou šipkou namísto znaménka rovnosti ukázat, že je reverzibilní.
Klasické vzorce
V minulém století byly objeveny určité vzorce chemikem, které zajišťují pravděpodobnost změny směru reakce ve stejné nádobě. Znalost toho, jak se vyskytnou chemické reakce, jsou neuvěřitelně důležité, a to jak pro laboratorní výzkumnou a průmyslovou výrobu. Současně je schopna kontrolovat všechny tyto jevy velmi důležité. Je charakteristická, aby zasahovala do mnoha přírodních procesů, zejména pro reverzibilní, používat je pro dobro. Znalost chemických reakcí budou více přínosem, pokud je dokonale vlastní řídící páky.
Právo aktivních hmot v chemii používám lékárny, aby správně vypočítali rychlost reakcí. To dává jasnou představu, že žádná nebude sdělena na konci v případě, že se bude konat v systému uzavřeného typu. Molekuly vytvořených látek jsou v konstantním a neuspořádaném pohybu a reverzní reakce se brzy objeví, kdy budou obnoveny molekuly zdrojů.
Průmysl nejčastěji používají otevřené systémy. Plavidla, přístroje a další kontejnery, kde chemické reakce podávají, zůstávají odemčeny. To je nezbytné pro během těchto procesů, bylo možné extrahovat požadovaný produkt a zbavit se zbytečných reakčních produktů. Například uhlí se spálí v otevřených pecích, cement se vyrábí v pecích s otevřeným typem, doména funguje při konstantním přívodu vzduchu a amoniak je syntetizován s nepřetržitým odstraněním samotného amoniaku.
Reverzibilní a nevratné chemické reakce
Na základě názvu je možné poskytnout vhodné definice: nevratné reakce se považují za přenesení do konce, které nemění svůj směr a tekoucí na danou trajektorii, bez ohledu na poklesy tlaku a výkyvy teploty. Jejich výrazným znakem je, že některé produkty mohou opustit oblast reakce. Tak například může být získán plyn (CACO 3 \u003d CAO + CO2), sraženina (Cu (č. 3) 2 + H \u003d CUS + 2HNO 3) nebo jiné budou také považovány za nevratné, pokud je velké číslo rozlišuje během procesní tepelné energie, například: 4P + 5O 2 \u003d 2P 2O 5 + Q.
Téměř všechny reakce, které se vyskytují v přírodě, jsou reverzibilní. Bez ohledu na takové vnější podmínky jako tlak a teplota mohou téměř všechny procesy pokračovat současně v různých směrech. Vzhledem k tomu, že zákon aktivních hmot v chemii říká, že množství absorbovaného tepla bude rovnocenné množství oddaného, \u200b\u200bto znamená, že pokud jedna reakce byla exotermická, pak druhá (reverzní) endotermická bude jedna.
Chemická rovnováha: Chemická rovnováha konstanta
Reakce jsou "slovesa" chemie - činnosti, které jsou studovány chemici. Mnoho reakcí jdou do jejich dokončení a pak se zastaví, což znamená, že reagencie jsou plně převedeny na produkty, aniž by se mohli vrátit do původního stavu. V některých případech je reakce skutečně nevratná, například při spalování změní jak fyzikální, tak chemikálie, však existuje mnoho dalších okolností, ve kterých je nejen možné, ale také kontinuální, protože první reakční produkty se ve druhé reakci stávají činidlem.
Dynamický stav, ve kterém koncentrace činidel a výrobků zůstávají konstantní, se nazývá rovnováha. Můžete předpovědět chování látek s pomocí určitých zákonů, které se používají v průmyslových odvětvích, která se snaží snížit náklady na výrobu specifických chemikálií. Abychom pochopili procesy, které si zachovávají nebo potenciálně ohrožují zdraví lidí, je také užitečný koncept chemické rovnováhy. Chemická rovnovážná konstanta je hodnota reakčního faktoru, který závisí na iontové pevnosti a teplotě, a nezávisí na koncentracích činidel a produktů v roztoku.
Výpočet rovnovážné konstanty
Tato hodnota je bezrozměrná, to znamená, která nemá určitý počet jednotek. I když je výpočet obvykle napsán pro dvě činidla a dvě produkty, funguje pro libovolný počet účastníků reakce. Výpočet a interpretace rovnovážné konstanty závisí, zda je chemická reakce spojena s homogenní nebo heterogenní rovnovážnou rovnováhou. To znamená, že všechny reaktivní komponenty mohou být čisté kapaliny nebo plyny. Pro reakce, které dosáhnou heterogenní rovnováhy, je obvykle přítomen, ne jedna fáze, ale nejméně dvě. Například kapaliny a plyny nebo kapaliny.
Význam rovnovážné konstanty
Pro každou danou teplotu pro rovnovážnou konstantu je pouze jedna hodnota, která se mění pouze v případě, že se teplota, při které se reakce dochází, se mění v jednom směru nebo jiném. Můžete provést předpovědi o chemické reakci, na základě toho, zda je konstantní rovnováha velká nebo malá. Pokud je hodnota velmi velká, rovnováha upřednostňuje reakci napravo a získávají se více produktů, než byly reagencie. Reakce v tomto případě může být nazývána "kompletní" nebo "kvantitativní".
Pokud je hodnota rovnovážné konstanty malá, pak upřednostňuje reakci doleva, kde byl počet reagencentů větší než vytvořené produkty. Pokud tato hodnota má tendenci nulu, můžeme předpokládat, že se reakce nedochází. Pokud jsou rovnovážné konstantní hodnoty pro přímou a reverzní reakci téměř stejné, bude počet činidel a produktů také téměř stejné. Tento typ reakce je považován za reverzibilní.
Zvažte specifickou reverzibilní reakci.
Takové dva chemické prvky jako jod a vodík, které, když se smíšené, uveďte novou látku - jodomodorod.
Pro V1 vezmeme rychlost přímého reakce, pro V2 - rychlost reverzní reakce, K je konstantní rovnováha. Pomocí zákona zákona získáme následující výraz:
v 1 \u003d k 1 * c (h 2) * c (i 2),
v 2 \u003d k 2 * c 2 (hi).
Při míchání molekul jodů (I 2) a vodíku (H 2) začíná jejich interakce. V počátečním stádiu je koncentrace těchto prvků maximum, ale na konci reakce maximální koncentrace nové sloučeniny - jodorodor (HI). Proto se reakční rychlost budou odlišné. Na samém počátku budou maximálně. V průběhu času nastane okamžik, kdy jsou tyto hodnoty stejné, je stav zvaný chemická rovnováha.
Exprese chemické rovnováhy konstanta je obvykle označována za použití hranatých závorek :,,, Protože když je rychlost rovnováha, je rovná, pak:
k 1 \u003d K 2 2,
takže dostaneme rovnici chemické rovnováhy konstanta:
k 1 / k 2 \u003d 2 / \u003d k.
Princip Le Chateel-Brown
Existuje následující vzor: Pokud je systém, který je v rovnováze stanoven (změňte podmínky chemické rovnováhy, například změnou teploty nebo tlaku), zůstatek bude posunuta do částečného působení proti změnu. Kromě chemie se tato zásada vztahuje také na několik různých forem k regionům farmakologické a ekonomiky.
Chemická rovnováha konstanta a metody jeho exprese
Rovnovážná exprese může být vyjádřena z hlediska koncentrace výrobků a činidel. V rovnovážném vzorci jsou zahrnuty pouze chemikálie ve vodných a plynných fázích, protože koncentrace kapalin a pevných látek se nemění. Jaké faktory ovlivňují chemickou rovnováhu? Je-li do ní zapojena čistá kapalina nebo pevná látka, předpokládá se, že má k \u003d 1, a proto přestává brát v úvahu s výjimkou vysoce koncentrovaných roztoků. Čistá voda má například aktivitu 1.
Dalším příkladem je pevný uhlík, který může být vytvořen reakcí dvou molekul oxidu uhelnatého oxidu uhelnatého za vzniku oxidu uhličitého a uhlík. Mezi faktory, které mohou ovlivnit rovnováhu zahrnují přidání činidla nebo produktu (změna koncentrace ovlivňuje rovnováhu). Přidání činidla může vést k rovnováze vpravo v chemické rovnici, kde se objevují více forem produktu. Přidání výrobku může vést k rovnováze vlevo, protože formy činidel se stávají více.
Rovnováha se vyskytuje, když reakce procházející v obou směrech má konstantní poměr produktů a činidel. Obecně je chemická rovnováha statická, protože kvantitativní poměr produktů a činidel je konstantní. Bližší vzhled však ukazuje, že rovnováha je ve skutečnosti velmi dynamický proces, protože reakce se pohybuje v obou směrech ve stejném tempu.
Dynamická rovnováha je příkladem funkce udržitelného stavu. Pro systém v udržitelném stavu pokračuje v budoucnu pozorované současné chování. Proto, jakmile reakce dosáhne rovnováhy, poměr koncentrací produktu a činidla zůstane stejný, i když reakce pokračuje.
Jak snadné říct o obtížném?
Koncepty, jako je chemická rovnováha a chemická ekvilibrium konstanta jsou dostatečně složité pro porozumění. Vezměte si příklad ze života. Už jste někdy uvízli na mostu mezi oběma městy a věnovala pozornost tomu, že pohyb v druhém směru je hladký a měřený, zatímco jste beznadějně uvízl v provozu? Tohle není dobré.
Co kdyby byla auta měřena a přesunuta z obou stran se stejnou rychlostí? By počet aut v obou městech trvalý? Když je rychlost vstupu a odchodu v obou městech stejná, a počet automobilů v každém městě je časem stabilní, znamená to, že celý proces je v dynamické rovnováze.