คุณลักษณะเชิงปริมาณที่แสดงทิศทางของปฏิกิริยาและการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารเรียกว่าค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาเคมี ค่าคงที่สมดุลขึ้นอยู่กับอุณหภูมิและธรรมชาติของรีเอเจนต์

ปฏิกิริยาย้อนกลับและไม่สามารถย้อนกลับได้

ปฏิกิริยาทั้งหมดสามารถแบ่งออกเป็นสองประเภท:

• ย้อนกลับได้ไหลไปในทิศทางตรงกันข้ามกันสองทิศทางพร้อมกัน
• กลับไม่ได้ไหลไปในทิศทางเดียวโดยสิ้นเปลืองสารตั้งต้นอย่างน้อยหนึ่งชนิดจนหมด

ปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้มักจะทำให้เกิดสารที่ไม่ละลายน้ำในรูปของตะกอนหรือก๊าซ ปฏิกิริยาดังกล่าว ได้แก่:

• การเผาไหม้:

  ค 2 ชม. 5 โอ้ + 3O 2 → 2CO 2 + ชม. 2 O;

• การสลายตัว:

  2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + H 2 O;

• เกี่ยวข้องกับการก่อตัวของตะกอนหรือก๊าซ:

  BaCl 2 + นา 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl

ข้าว. 1. การก่อตัวของตะกอน BaSO 4

ปฏิกิริยาผันกลับได้จะเกิดขึ้นภายใต้สภาวะคงที่บางประการเท่านั้น สารดั้งเดิมทำให้เกิดสารใหม่ ซึ่งจะแตกตัวเป็นส่วนประกอบทันทีและประกอบกลับเข้าไปใหม่ ตัวอย่างเช่นอันเป็นผลมาจากปฏิกิริยา 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ไนตริกออกไซด์ (IV) จะสลายตัวเป็นไนตริกออกไซด์ (II) และออกซิเจนได้อย่างง่ายดาย

สมดุล

ผ่าน เวลาที่แน่นอนอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะช้าลง บรรลุความสมดุลทางเคมี - สถานะที่ไม่มีการเปลี่ยนแปลงในความเข้มข้นของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาเมื่อเวลาผ่านไป เนื่องจากอัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน ความสมดุลเกิดขึ้นได้เฉพาะในระบบที่เป็นเนื้อเดียวกันเท่านั้น กล่าวคือ สารที่ทำปฏิกิริยาทั้งหมดเป็นของเหลวหรือก๊าซ

ลองพิจารณาสมดุลทางเคมีโดยใช้ตัวอย่างปฏิกิริยาของไฮโดรเจนกับไอโอดีน:

• ปฏิกิริยาโดยตรง -

  H 2 + ฉัน 2 ↔ 2HI;

• ฟันเฟือง -

  2HI ↔ H 2 + ผม 2 .

ทันทีที่มีการผสมรีเอเจนต์สองตัว - ไฮโดรเจนและไอโอดีน - ไฮโดรเจนไอโอไดด์ยังไม่มีอยู่เนื่องจากสารธรรมดาจะทำปฏิกิริยาเท่านั้น จำนวนมากสารตั้งต้นจะทำปฏิกิริยาซึ่งกันและกัน ดังนั้นความเร็วของปฏิกิริยาโดยตรงจะสูงสุด ในกรณีนี้จะไม่เกิดปฏิกิริยาย้อนกลับและความเร็วเป็นศูนย์

อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าสามารถแสดงเป็นกราฟได้:

ν pr = k pr ∙ ∙ ,

โดยที่ k pr คือค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาโดยตรง

เมื่อเวลาผ่านไป รีเอเจนต์จะถูกใช้ไปและความเข้มข้นจะลดลง ดังนั้นอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าจึงลดลง ในขณะเดียวกัน ความเข้มข้นของสารใหม่ซึ่งก็คือไฮโดรเจนไอโอไดด์ก็เพิ่มขึ้น เมื่อสะสมแล้วจะเริ่มสลายตัวและอัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับจะเพิ่มขึ้น ก็สามารถแสดงออกมาเป็น

ν arr = k arr ∙ 2 .

ไฮโดรเจนไอโอไดด์ยกกำลังสอง เนื่องจากค่าสัมประสิทธิ์ของโมเลกุลคือ 2

เมื่อถึงจุดหนึ่ง อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน รัฐมา สมดุลเคมี.

ข้าว. 2. กราฟความเร็วปฏิกิริยาเทียบกับเวลา

ความสมดุลสามารถเลื่อนไปทางวัสดุตั้งต้นหรือไปยังผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยาได้ การกระจัดภายใต้อิทธิพล ปัจจัยภายนอกเรียกว่าหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ ความสมดุลได้รับผลกระทบจากอุณหภูมิ ความดัน และความเข้มข้นของสารชนิดใดชนิดหนึ่ง

การคำนวณคงที่

ในสภาวะสมดุล ปฏิกิริยาทั้งสองเกิดขึ้น แต่ในเวลาเดียวกันความเข้มข้นของสารจะอยู่ในสมดุล (ความเข้มข้นของความสมดุลเกิดขึ้น) เนื่องจากอัตราจะสมดุล (ν pr = ν arr)

สมดุลเคมีมีลักษณะเป็นค่าคงที่สมดุลเคมีซึ่งแสดงโดยสูตรสรุป:

K p = k pr / k arr = const

ค่าคงที่ของอัตราการเกิดปฏิกิริยาสามารถแสดงในรูปของอัตราส่วนอัตราการเกิดปฏิกิริยา ลองใช้สมการเงื่อนไขของปฏิกิริยาย้อนกลับ:

AA + บีบี ↔ ซีซี + ดีดี

จากนั้นอัตราปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน:

• ν pr = k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b
• ν arr = k arr ∙ [C] pc c ∙ [D] p d .

ตามนั้น ถ้า

ν pr = ν arr,

k pr ∙ [A] p a ∙ [B] p b = k arr ∙ [C] p c ∙ [D] p d .

จากจุดนี้เราสามารถแสดงความสัมพันธ์ของค่าคงที่ได้:

k arr / k pr = [C] pc c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

อัตราส่วนนี้เท่ากับค่าคงที่สมดุล:

K p = [C] pc c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .

ข้าว. 3. สูตรค่าคงที่สมดุล

ค่านี้แสดงจำนวนครั้งที่อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้ามากกว่าอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับ

เราได้เรียนรู้อะไรบ้าง?

ขึ้นอยู่กับผลิตภัณฑ์ขั้นสุดท้าย ปฏิกิริยาจะถูกจัดประเภทเป็นแบบย้อนกลับได้และแบบย้อนกลับไม่ได้ ปฏิกิริยาที่ผันกลับได้จะเกิดขึ้นในทั้งสองทิศทาง: สารตั้งต้นก่อให้เกิดผลิตภัณฑ์ขั้นสุดท้าย และสลายตัวเป็นสารตั้งต้น ในระหว่างปฏิกิริยา อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับจะมีความสมดุล สถานะนี้เรียกว่าสมดุลเคมี สามารถแสดงเป็นอัตราส่วนของผลิตภัณฑ์ของความเข้มข้นสมดุลของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาต่อผลคูณของความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้น

ทดสอบในหัวข้อ

การประเมินผลการรายงาน

คะแนนเฉลี่ย: 4.8. คะแนนรวมที่ได้รับ: 64

ค่าคงที่สมดุลเคมี

ปฏิกิริยาเคมีทั้งหมดสามารถแบ่งออกได้เป็น 2 กลุ่ม คือ ปฏิกิริยาที่ไม่สามารถย้อนกลับได้ กล่าวคือ ดำเนินการไปจนกว่าสารตัวใดตัวหนึ่งจะหมดไป และปฏิกิริยาย้อนกลับได้ โดยที่สารตัวใดตัวหนึ่งจะไม่ถูกใช้ไปจนหมด นี่เป็นเพราะความจริงที่ว่ามันไม่ใช่ ปฏิกิริยาย้อนกลับไหลไปในทิศทางเดียวเท่านั้น ปฏิกิริยาย้อนกลับสามารถเกิดขึ้นได้ทั้งในทิศทางไปข้างหน้าและย้อนกลับ ตัวอย่างเช่นปฏิกิริยา

สังกะสี + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2

ไหลจนกรดซัลฟิวริกหรือสังกะสีหายไปโดยสิ้นเชิงและไม่ไหลในทิศทางตรงกันข้าม: สังกะสีโลหะและ กรดซัลฟูริกเป็นไปไม่ได้ที่จะได้มาจากการส่งไฮโดรเจนเข้าไป สารละลายน้ำซิงค์ซัลเฟต ดังนั้นปฏิกิริยานี้จึงไม่สามารถย้อนกลับได้

ตัวอย่างคลาสสิกของปฏิกิริยาย้อนกลับคือการสังเคราะห์แอมโมเนียจากไนโตรเจนและไฮโดรเจน: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

ถ้า ณ อุณหภูมิสูงผสมไนโตรเจน 1 โมลกับไฮโดรเจน 3 โมล จากนั้นแม้ว่าจะเกิดปฏิกิริยาเป็นเวลานานพอสมควร ไม่เพียงแต่ผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา (NH 3) เท่านั้น แต่ยังมีสารตั้งต้นที่ไม่ทำปฏิกิริยา (N 2 และ H 2) อีกด้วย ในเครื่องปฏิกรณ์ หากภายใต้เงื่อนไขเดียวกันไม่ใช่ส่วนผสมของไนโตรเจนและไฮโดรเจน แต่นำแอมโมเนียบริสุทธิ์เข้าไปในเครื่องปฏิกรณ์หลังจากนั้นครู่หนึ่งปรากฎว่าแอมโมเนียส่วนหนึ่งสลายตัวเป็นไนโตรเจนและไฮโดรเจนนั่นคือ ปฏิกิริยาดำเนินไปในทิศทางตรงกันข้าม

เพื่อให้เข้าใจถึงธรรมชาติของสมดุลเคมี จำเป็นต้องพิจารณาอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและปฏิกิริยาย้อนกลับ อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีคือการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นหรือผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาต่อหน่วยเวลา เมื่อศึกษาประเด็นสมดุลเคมี ความเข้มข้นของสารจะแสดงเป็นโมล/ลิตร ความเข้มข้นเหล่านี้แสดงจำนวนโมลของสารตั้งต้นที่มีอยู่ในภาชนะขนาด 1 ลิตร ตัวอย่างเช่น ข้อความ “ความเข้มข้นของแอมโมเนียคือ 3 โมล/ลิตร” หมายความว่าปริมาตรแต่ละลิตรที่เป็นปัญหามีแอมโมเนีย 3 โมล

ปฏิกริยาเคมีเกิดขึ้นจากการชนกันระหว่างโมเลกุล ดังนั้น ยิ่งมีโมเลกุลในหน่วยปริมาตรมากเท่าไร การชนกันระหว่างโมเลกุลก็จะยิ่งเกิดขึ้นบ่อยขึ้น และอัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น ดังนั้นยิ่งความเข้มข้นของสารตั้งต้นมากเท่าใด อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น

ความเข้มข้นของสารตั้งต้นในระบบ (ระบบคือชุดของสารที่ทำปฏิกิริยา) จะสูงสุดในขณะที่ปฏิกิริยาเริ่มต้น (ที่เวลา t = 0) ในเวลาเดียวกันของการเริ่มต้นปฏิกิริยายังไม่มีผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาในระบบ ดังนั้น อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจึงเป็นศูนย์ เมื่อสารตั้งต้นมีปฏิกิริยาต่อกัน ความเข้มข้นของสารเหล่านี้จะลดลง ดังนั้นอัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรงจึงลดลง ความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาจะค่อยๆ เพิ่มขึ้น ดังนั้น อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับก็เพิ่มขึ้นเช่นกัน หลังจากนั้นครู่หนึ่ง อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะเท่ากับอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับ สถานะของระบบนี้เรียกว่า สถานะของสมดุลเคมี (รูปที่ 5.1) ข้าว. 5.1 – การเปลี่ยนแปลงอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเมื่อเวลาผ่านไป อยู่ในสถานะของสารเคมี

ไม่พบความสมดุลในระบบ

ไม่มีการเปลี่ยนแปลงที่มองเห็นได้

ตัวอย่างเช่น ความเข้มข้นของสารทั้งหมดสามารถคงไว้ไม่เปลี่ยนแปลงเป็นเวลานานอย่างไม่มีกำหนด หากไม่มีอิทธิพลภายนอกต่อระบบ ความคงตัวของความเข้มข้นในระบบในสภาวะสมดุลเคมีไม่ได้หมายความว่าไม่มีปฏิสัมพันธ์เลยและอธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเกิดขึ้นในอัตราเดียวกัน สถานะนี้เรียกอีกอย่างว่าสมดุลเคมีที่แท้จริง ดังนั้นสมดุลเคมีที่แท้จริงจึงเป็นสมดุลแบบไดนามิก

ความสมดุลที่ผิดพลาดต้องแยกออกจากความสมดุลที่แท้จริง ความคงที่ของพารามิเตอร์ของระบบ (ความเข้มข้นของสาร ความดัน อุณหภูมิ) เป็นสัญญาณที่จำเป็นแต่ไม่เพียงพอของสมดุลทางเคมีที่แท้จริง นี้สามารถอธิบายได้ด้วยตัวอย่างต่อไปนี้ ปฏิกิริยาของไนโตรเจนและไฮโดรเจนกับการก่อตัวของแอมโมเนียตลอดจนการสลายตัวของแอมโมเนียเกิดขึ้นที่ความเร็วที่เห็นได้ชัดเจนที่อุณหภูมิสูง (ประมาณ 500 ° C) ถ้า ณ อุณหภูมิห้องผสมไฮโดรเจน ไนโตรเจน และแอมโมเนียในอัตราส่วนเท่าใดก็ได้ แล้วเกิดปฏิกิริยา N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3

จะไม่รั่วไหล และพารามิเตอร์ของระบบทั้งหมดจะรักษาค่าคงที่ อย่างไรก็ตาม ในกรณีนี้ สมดุลเป็นเท็จ ไม่จริง เนื่องจาก มันไม่ไดนามิก ไม่มีปฏิกิริยาทางเคมีในระบบ: อัตราของปฏิกิริยาทั้งไปข้างหน้าและย้อนกลับเป็นศูนย์

ในการนำเสนอวัสดุเพิ่มเติม คำว่า "สมดุลเคมี" จะถูกใช้สัมพันธ์กับสมดุลเคมีที่แท้จริง

ลักษณะเชิงปริมาณของระบบในสภาวะสมดุลเคมีคือ ค่าคงที่สมดุลเค .

สำหรับกรณีทั่วไปของปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...

ค่าคงที่สมดุลจะแสดงออกมา สูตรต่อไปนี้:

ในสูตร 5.1 C(A), C(B), C(P) C(Q) คือความเข้มข้นสมดุล (โมล/ลิตร) ของสารทั้งหมดที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยา กล่าวคือ ความเข้มข้นที่สร้างขึ้นในระบบ ณ เวลาสมดุลเคมี a, b, p, q – สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ในสมการปฏิกิริยา

การแสดงออกของค่าคงที่สมดุลสำหรับปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนีย N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 มีรูปแบบดังต่อไปนี้: . (5.2)

ดังนั้น ค่าตัวเลขของค่าคงที่สมดุลเคมีจะเท่ากับอัตราส่วนของผลิตภัณฑ์ของความเข้มข้นสมดุลของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาต่อผลคูณของความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้น และความเข้มข้นของสารแต่ละชนิดจะต้องเพิ่มกำลัง เท่ากับสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ในสมการปฏิกิริยา

สิ่งสำคัญคือต้องเข้าใจว่า ค่าคงที่สมดุลจะแสดงในรูปของความเข้มข้นของสมดุล แต่ไม่ได้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นเหล่านั้น ; ในทางตรงกันข้าม อัตราส่วนของความเข้มข้นสมดุลของสารที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาจะเป็นไปตามค่าคงที่สมดุล ค่าคงที่สมดุลขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้นและอุณหภูมิ และเป็นค่าคงที่ (ที่อุณหภูมิคงที่) .

ถ้า K >> 1 ดังนั้นตัวเศษของเศษส่วนของการแสดงออกคงที่สมดุลจะมากกว่าตัวส่วนหลายเท่าดังนั้น ณ ช่วงเวลาของสมดุลผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยาจะมีอำนาจเหนือกว่าในระบบนั่นคือ ปฏิกิริยาส่วนใหญ่ดำเนินไปในทิศทางไปข้างหน้า

ถ้าเค<< 1, то знаменатель во много раз превышает числитель, следовательно, в момент равновесия в системе преобладают исходные вещества, т.е. реакция лишь в незначительной степени протекает в прямом направлении.

ถ้า K µ 1 แสดงว่าความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาจะเทียบเคียงได้ ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นในระดับที่เห็นได้ชัดเจนทั้งในทิศทางไปข้างหน้าและย้อนกลับ

โปรดทราบว่าการแสดงออกของค่าคงที่สมดุลนั้นรวมถึงความเข้มข้นของสารเหล่านั้นที่อยู่ในสถานะก๊าซหรือในสถานะละลายเท่านั้น (หากปฏิกิริยาเกิดขึ้นในสารละลาย) หากสารของแข็งมีส่วนเกี่ยวข้องกับปฏิกิริยา ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นบนพื้นผิว ดังนั้นความเข้มข้นของสารของแข็งจึงถือว่าคงที่และไม่ได้เขียนลงในการแสดงออกของค่าคงที่สมดุล

CO 2 (แก๊ส) + C (ของแข็ง) ⇆ 2 CO (แก๊ส)

CaCO 3 (ของแข็ง) ⇆ CaO (ของแข็ง) + CO 2 (แก๊ส) K = C(CO 2)

Ca 3 (PO 4) 2 (ของแข็ง) ⇆ 3Ca 2+ (สารละลาย) + 2PO 4 3– (สารละลาย) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)

ภารกิจที่ 135
คำนวณค่าคงที่สมดุลของระบบที่เป็นเนื้อเดียวกัน

ถ้าความเข้มข้นของสารตั้งต้นสมดุล (โมล/ลิตร):
[SD] P = 0.004; [H 2 O] P = 0.064; [คาร์บอนไดออกไซด์ ] P = 0.016; [ส 2 ] พี = 0.016,
ความเข้มข้นเริ่มต้นของน้ำและ CO คืออะไร? คำตอบ: K = 1; อ้างอิง = 0.08 โมล/ลิตร; [CO]อ้างอิง=0.02 โมล/ลิตร
สารละลาย:
สมการปฏิกิริยาคือ:

CO (ก.) + H 2 O (ก.)  CO 2 (ก.) + H2 (ก.)

ค่าคงที่สมการของปฏิกิริยานี้มีนิพจน์ดังนี้

ในการค้นหาความเข้มข้นเริ่มต้นของสาร H 2 O และ CO เราคำนึงว่าตามสมการปฏิกิริยา 1 โมล CO 2 และ 1 โมล H 2 ถูกสร้างขึ้นจาก 1 โมล CO และ 1 โมล H 2 O เนื่องจากตามเงื่อนไขของปัญหา 0.016 mol CO 2 และ 0.016 mol H 2 ถูกสร้างขึ้นในแต่ละลิตรของระบบจึงใช้ 0.016 mol CO และ H 2 O ดังนั้นความเข้มข้นเริ่มต้นที่ต้องการจึงเท่ากับ:

ออก = [H 2 O] P + 0.016 = 0.004 + 0.016 = 0.02 โมล/ลิตร;
[CO] ออก = [CO] P + 0.016 = 0.064 + 0.016 = 0.08 โมล/ลิตร

คำตอบ: Kp = 1; อ้างอิง = 0.08 โมล/ลิตร; [CO] อ้างอิง=0.02 โมล/ลิตร

ภารกิจที่ 136
ค่าคงที่สมดุลของระบบเอกพันธ์

ที่อุณหภูมิหนึ่งเท่ากับ 1 คำนวณความเข้มข้นสมดุลของสารที่ทำปฏิกิริยาทั้งหมด หากความเข้มข้นเริ่มต้นเท่ากัน (โมล/ลิตร): [CO] ออก = 0.10; [H 2 O] ออก = 0.40
คำตอบ: [CO 2 ] P = [H 2 ] P = 0.08; [CO] P = 0.02; [H 2 O] P = 0.32
สารละลาย:
สมการปฏิกิริยาคือ:

CO (ก.) + H 2 O (ก.)  CO 2 (ก.) + H 2 (ก.)

ที่สภาวะสมดุล อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน และอัตราส่วนของค่าคงที่ของอัตราเหล่านี้จะคงที่ และเรียกว่าค่าคงที่สมดุลของระบบที่กำหนด:

เราแสดงด้วย x โมล/ลิตร ความเข้มข้นสมดุลของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาตัวใดตัวหนึ่ง จากนั้นความเข้มข้นสมดุลของอีกตัวหนึ่งจะเป็น x โมล/ลิตร เนื่องจากทั้งคู่ก่อตัวขึ้นในปริมาณเท่ากัน ความเข้มข้นของสารตั้งต้นจะเท่ากับ:
[CO] อ้างอิง = 0.10 – x โมล/ลิตร; [H 2 O] อ้างอิง = 0.40 - x โมล/ลิตร (เนื่องจากการก่อตัวของ x โมล/ลิตรของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา จะใช้ x โมล/ลิตรของ CO และ H 2 O ตามลำดับ ณ ช่วงเวลาสมดุล ความเข้มข้นของสารทั้งหมดจะเป็น (โมล/ลิตร): [ CO 2 ] P = [H 2 ] P = x ; [CO] P = 0.10 - x; [H 2 O] P = 0.4 - x

เราแทนที่ค่าเหล่านี้เป็นการแสดงออกของค่าคงที่สมดุล:

การแก้สมการเราจะพบว่า x = 0.08 ดังนั้นความเข้มข้นของสมดุล (โมล/ลิตร):

[CO 2 ] P = [H 2 ] P = x = 0.08 โมล/ลิตร;
[H 2 O] P = 0.4 – x = 0.4 – 0.08 = 0.32 โมล/ลิตร;
[CO] P = 0.10 – x = 0.10 – 0.08 = 0.02 โมล/ลิตร

ภารกิจที่ 137

ค่าคงที่สมดุลของระบบเอกพันธ์ N 2 + ZN 2 = 2NH 3 ที่อุณหภูมิที่กำหนดคือ 0.1 ความเข้มข้นสมดุลของไฮโดรเจนและแอมโมเนียคือ 0.2 และ 0.08 โมล/ลิตร ตามลำดับ คำนวณสมดุลและความเข้มข้นของไนโตรเจนเริ่มต้น คำตอบ: P = 8 โมล/ลิตร; อ้างอิง = 8.04 โมล/ลิตร
สารละลาย:
สมการปฏิกิริยาคือ:

ยังไม่มีข้อความ 2 + ZN 2 = 2NH 3

ให้เราแสดงความเข้มข้นสมดุลของ N2 ด้วย x โมล/ลิตร การแสดงออกของค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยานี้มีรูปแบบ:

ให้เราแทนที่ข้อมูลของปัญหาเป็นการแสดงออกของค่าคงที่สมดุลและค้นหาความเข้มข้น N 2

ในการค้นหาความเข้มข้นเริ่มต้นของ N2 เราคำนึงว่าตามสมการปฏิกิริยา การก่อตัวของ NH3 1 โมลต้องใช้ N2 ครึ่งโมล เนื่องจากตามเงื่อนไขของปัญหา NH 3 0.08 โมลจึงถูกสร้างขึ้นในแต่ละลิตรของระบบจากนั้น 0.08 . 1/2 = 0.04 โมล ยังไม่มีข้อความ 2. ดังนั้นความเข้มข้นเริ่มต้นที่ต้องการของ N 2 จึงเท่ากับ:

อ้างอิง = P + 0.04 = 8 + 0.04 = 8.04 โมล/ลิตร

คำตอบ: P = 8 โมล/ลิตร; อ้างอิง = 8.04 โมล/ลิตร

ภารกิจที่ 138
ที่อุณหภูมิหนึ่งจะเกิดความสมดุลของระบบที่เป็นเนื้อเดียวกัน
2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ถูกสร้างขึ้นที่ความเข้มข้นของสารตั้งต้นต่อไปนี้ (โมล/ลิตร): p = 0.2; [O 2 ] พี = 0.1; พี = 0.1 คำนวณค่าคงที่สมดุลและความเข้มข้นเริ่มต้นของ NO และ O 2 คำตอบ: K = 2.5; อ้างอิง = 0.3 โมล/ลิตร; [O 2 ] คือ x = 0.15 โมล/ลิตร
สารละลาย:
สมการปฏิกิริยา:

2NO + O 2 ↔ 2NO 2

ในการค้นหาความเข้มข้นเริ่มต้นของ NO และ O 2 เราคำนึงว่าตามสมการปฏิกิริยา 2 โมล NO 2 ถูกสร้างขึ้นจาก 2 โมล NO และ 1 โมล O2 จากนั้น 0.1 โมล NO และ 0.05 โมล O 2 ถูกใช้ไป ดังนั้นความเข้มข้นเริ่มต้นของ NO และ O 2 จึงเท่ากัน:

Ref = NO] p + 0.1 = 0.2 + 0.1 = 0.3 โมล/ลิตร;
[O 2 ] ออก = [O 2 ] p + 0.05 = 0.1 + 0.05 = 0.15 โมล/ลิตร

คำตอบ: Kp = 2.5; อ้างอิง = 0.3 โมล/ลิตร; [O 2 ] อ้างอิง = 0.15 โมล/ลิตร

งาน 139.
เหตุใดความสมดุลของระบบจึงเปลี่ยนไปเมื่อความดันเปลี่ยนแปลง
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 และความสมดุลของระบบ N 2 + O 2  2NO เปลี่ยนไปหรือไม่ กระตุ้นคำตอบของคุณโดยคำนวณอัตราปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับในระบบเหล่านี้ก่อนและหลังการเปลี่ยนความดัน เขียนนิพจน์สำหรับค่าคงที่สมดุลของแต่ละระบบเหล่านี้
สารละลาย:
ก) สมการปฏิกิริยา:

ยังไม่มีข้อความ 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

จากสมการปฏิกิริยาจะเป็นไปตามว่าปฏิกิริยาเกิดขึ้นโดยมีปริมาตรในระบบลดลง (จาก 4 โมล สารที่เป็นก๊าซเกิดสารก๊าซขึ้น 2 โมล) ดังนั้นเมื่อความดันในระบบเปลี่ยนแปลง จะสังเกตการเปลี่ยนแปลงของสมดุล หากคุณเพิ่มแรงกดดันในระบบนี้ ตามหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวาไปสู่ปริมาตรที่ลดลง เมื่อสมดุลในระบบเลื่อนไปทางขวา อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะมากกว่าอัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับ:

pr > arr หรือ pr = k 3 > o br = k 2

ถ้าความดันในระบบลดลง สมดุลของระบบจะเลื่อนไปทางซ้าย ไปสู่ปริมาตรที่เพิ่มขึ้น จากนั้นเมื่อสมดุลเลื่อนไปทางซ้าย อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะน้อยกว่าอัตราของ ปฏิกิริยาไปข้างหน้า:

ฯลฯ< обр или (пр = k 3 )< (обр = k 2).

b) สมการปฏิกิริยา:

N2 + O2) ↔ 2NO .

จากสมการปฏิกิริยาจะเป็นไปตามว่าเมื่อปฏิกิริยาเกิดขึ้นจะไม่มาพร้อมกับการเปลี่ยนแปลงของปริมาตร ปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นโดยไม่มีการเปลี่ยนแปลงจำนวนโมลของสารก๊าซ ดังนั้นการเปลี่ยนแปลงความดันในระบบจะไม่ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุล ดังนั้น อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน:

pr = arr = หรือ (pr k [O 2 ]) = (arr = k 2) .

ภารกิจที่ 140
ความเข้มข้นเริ่มต้นของเอาท์และ [C1 2 ] ออกมาในระบบที่เป็นเนื้อเดียวกัน
2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1 คือ 0.5 และ 0.2 โมล/ลิตร ตามลำดับ คำนวณค่าคงที่สมดุลถ้า 20% NO ทำปฏิกิริยาตามเวลาที่สมดุลเกิดขึ้น ตอบ: 0.417
สารละลาย:
สมการปฏิกิริยาคือ: 2NO + Cl 2 ↔ 2NOС1
ตามเงื่อนไขของปัญหา 20% NO เข้าสู่ปฏิกิริยา ซึ่งก็คือ 0.5 . 0.2 = 0.1 โมล และ 0.5 – 0.1 = 0.4 โมล NO ไม่ทำปฏิกิริยา จากสมการปฏิกิริยา จะได้ว่าทุกๆ 2 โมลของ NO จะใช้ Cl2 1 โมล และเกิด NOCl 2 โมล ด้วยเหตุนี้ เมื่อ 0.1 โมล NO ทำให้เกิดปฏิกิริยา 0.05 โมล Cl 2 และเกิด NOCl 0.1 โมล 0.15 โมล Cl 2 ยังคงไม่ได้ใช้ (0.2 – 0.05 = 0.15) ดังนั้น ความเข้มข้นสมดุลของสารที่เข้าร่วมจึงเท่ากัน (โมล/ลิตร):

พ = 0.4; พี = 0.15; พี = 0.1

ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยานี้แสดงโดยสมการ:

เราได้การทดแทนความเข้มข้นของสารในนิพจน์นี้

คำถามการศึกษา

1. สถานะของความสมดุล

ค่าคงที่สมดุล

การคำนวณความเข้มข้นของสมดุล

การเปลี่ยนแปลงในสมดุลเคมี หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์

1. สถานะของความสมดุล

ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นพร้อมกันในทิศทางตรงกันข้ามภายใต้สภาวะเดียวกันเรียกว่าปฏิกิริยาย้อนกลับได้.

พิจารณาปฏิกิริยาผันกลับได้ที่เกิดขึ้นในระบบปิด

อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าอธิบายได้ด้วยสมการ:

ราคา = เคราคา [A] [B],

ที่ไหน pr – อัตราการเกิดปฏิกิริยาโดยตรง

เค pr คือค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้า

เมื่อเวลาผ่านไปความเข้มข้นของสารรีเอเจนต์ กและ ในลดลง อัตราการเกิดปฏิกิริยาลดลง (รูปที่ 1 เส้นโค้ง ฯลฯ)

ปฏิกิริยาระหว่าง กและ ในนำไปสู่การก่อตัวของสาร คและ ดีโมเลกุลซึ่งในระหว่างการชนสามารถให้สารได้อีกครั้ง กและ ใน.

อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับอธิบายได้ด้วยสมการ:

อาร์ = เค ถึง [C] [D],

ที่ไหน รอบ – อัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ

เค rev คือค่าคงที่อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับ

เป็นความเข้มข้นของสาร คและ ดีเพิ่มขึ้น อัตราของปฏิกิริยาย้อนกลับจะเพิ่มขึ้น (รูปที่ 1 เส้นโค้ง เอ่อ)

รูปที่ 1. การเปลี่ยนแปลงอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเมื่อเวลาผ่านไป

ล่วงเวลา อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน:

ราคา = อ๊าก

สถานะของระบบนี้เรียกว่า สถานะของความสมดุล .

ในสภาวะสมดุล ความเข้มข้นของผู้เข้าร่วมทั้งหมดจะหยุดเปลี่ยนแปลงเมื่อเวลาผ่านไป . ความเข้มข้นดังกล่าวเรียกว่า สมดุล .

สมดุลเคมี – นี้ ความสมดุลแบบไดนามิกความคงที่ของความเข้มข้นของสารที่อยู่ในระบบปิดเป็นผลมาจากกระบวนการทางเคมีที่ดำเนินอยู่อย่างต่อเนื่อง อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับไม่เท่ากับศูนย์ แต่อัตราของกระบวนการที่สังเกตได้เท่ากับศูนย์

ความเท่าเทียมกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเป็นสภาวะจลน์ของสมดุลเคมี

2. ค่าคงที่สมดุล

เมื่ออัตราปฏิกิริยาเดินหน้าและถอยหลังเท่ากัน

ราคา = อ๊าก

ความเท่าเทียมกันเป็นจริง

เคราคา [A] [B] = เคถึง [C] [D],

ที่ไหน [ ก], [บี], [กับ], [ดี] – ความเข้มข้นของสารที่สมดุล

เนื่องจากค่าคงที่อัตราไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้น ความเท่าเทียมกันจึงสามารถเขียนแตกต่างออกไปได้:

อัตราส่วนของอัตราคงที่ของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับ ( เค ฯลฯ / เค อ๊าก ) เรียกว่าค่าคงที่สมดุลเคมี:

ความสมดุลทางเคมีที่แท้จริงจะเกิดขึ้นได้ก็ต่อเมื่อขั้นตอนเบื้องต้นทั้งหมดของกลไกการเกิดปฏิกิริยาอยู่ในสภาวะสมดุลเท่านั้น ไม่ว่ากลไกของปฏิกิริยาโดยตรงและปฏิกิริยาย้อนกลับจะซับซ้อนเพียงใด ในสภาวะสมดุล กลไกเหล่านี้จะต้องรับประกันการเปลี่ยนแปลงปริมาณสัมพันธ์ของสารตั้งต้นไปเป็นผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาและย้อนกลับ ซึ่งหมายความว่าผลรวมพีชคณิตของทุกขั้นตอนของกระบวนการเท่ากับสมการปริมาณสัมพันธ์ของปฏิกิริยา กล่าวคือ สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์แสดงถึงผลรวมของโมเลกุลของทุกขั้นตอนของกลไก

สำหรับปฏิกิริยาที่ซับซ้อน

AA + บีบี  ซีซี + ดีดี

เค ส =

สำหรับอุณหภูมิเดียวกัน อัตราส่วนผลคูณของความเข้มข้นสมดุลของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาในหน่วยองศาเท่ากับค่าสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ต่อผลคูณของความเข้มข้นสมดุลของสารเริ่มต้นในหน่วยองศาเท่ากับค่าสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์จะเป็นค่าคงที่.

นี่เป็นกฎข้อที่สองของกฎแห่งการกระทำมวลชน

การแสดงออกของค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาที่ต่างกันนั้นรวมถึงความเข้มข้นของสารในสถานะของเหลวหรือก๊าซเท่านั้น เนื่องจากตามกฎแล้วความเข้มข้นของสารของแข็งจะคงที่

ตัวอย่างเช่น การแสดงออกของค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาต่อไปนี้คือ

CO 2 (ก.) + C (ทีวี)  2 CO (ก.)

เขียนดังนี้:

ถึงค =
.

สมการค่าคงที่สมดุลแสดงให้เห็นว่าภายใต้สภาวะสมดุล ความเข้มข้นของสารทั้งหมดที่มีส่วนร่วมในปฏิกิริยาจะสัมพันธ์กัน ค่าตัวเลขของค่าคงที่สมดุลจะกำหนดอัตราส่วนของความเข้มข้นของสารที่ทำปฏิกิริยาทั้งหมดที่ควรอยู่ที่สมดุล

การเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารใดๆ เหล่านี้ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารอื่นๆ ทั้งหมด เป็นผลให้มีการสร้างความเข้มข้นใหม่ แต่ความสัมพันธ์ระหว่างความเข้มข้นเหล่านั้นสอดคล้องกับค่าคงที่สมดุลอีกครั้ง

ค่าคงที่สมดุลขึ้นอยู่กับ ลักษณะของสารตั้งต้นและอุณหภูมิ

ค่าคงที่สมดุลแสดงในรูปของความเข้มข้นของโมลาร์ของสารตั้งต้น ( ถึงกับ) และค่าคงที่สมดุลที่แสดงออกมาในรูปของแรงกดดันบางส่วนของสมดุล ( ถึงร) (ดู “พื้นฐานของอุณหพลศาสตร์เคมี”) มีความเชื่อมโยงกันด้วยความสัมพันธ์ต่อไปนี้:

ถึงร= เคกับRT  , เคค = เคร / (RT)  ,

โดยที่  คือการเปลี่ยนแปลงจำนวนโมลของก๊าซในปฏิกิริยา

การเปลี่ยนแปลงมาตรฐานของพลังงานกิ๊บส์คือ

G ที = - RT ln เคพี,

จี ต =  ชม – ต  ส.

หลังจากปรับด้านขวามือของสมการแล้ว:

- RT ln เคพี =  ชม – ต  ส

ln เค ร = -  ชม / ( RT) +  ส/ ร .

สมการไม่เพียงแต่กำหนดประเภทของการขึ้นต่อกันของค่าคงที่ของอุณหภูมิเท่านั้น แต่ยังแสดงให้เห็นว่าค่าคงที่ถูกกำหนดโดยธรรมชาติของสารที่ทำปฏิกิริยาอีกด้วย

ค่าคงที่สมดุลไม่ได้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้น (เช่นเดียวกับค่าคงที่ของอัตราการเกิดปฏิกิริยา) กลไกของปฏิกิริยา พลังงานกระตุ้น หรือการมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยา. ตัวอย่างเช่นการเปลี่ยนกลไกเมื่อแนะนำตัวเร่งปฏิกิริยาจะไม่ส่งผลกระทบต่อค่าตัวเลขของค่าคงที่สมดุล แต่แน่นอนว่าจะเปลี่ยนอัตราการถึงสถานะสมดุล

สมดุลเคมี ค่าคงที่สมดุลเคมี

ตัวอย่างที่ 1. คำนวณการเปลี่ยนแปลงของพลังงานกิ๊บส์ ΔG ในปฏิกิริยาไดเมอไรเซชันของไนโตรเจนไดออกไซด์ 2NO 2 (g) = N 2 O 4 (g) ที่อุณหภูมิมาตรฐาน 298 K, 273 K และ 373 K สรุปเกี่ยวกับทิศทางของกระบวนการ . หาค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาไดเมอไรเซชันของไนโตรเจนไดออกไซด์ที่อุณหภูมิข้างต้น จงหาอุณหภูมิที่ Δ G = 0 สรุปเกี่ยวกับทิศทางของปฏิกิริยาที่อยู่ด้านบนและด้านล่างของอุณหภูมินี้ ลักษณะทางอุณหพลศาสตร์ของส่วนประกอบ:

ΔΗ° 298 ส หรือ 298

ปริมาณ กิโลจูล/โมล เจ/โมล*K

เบอร์ 2 (ก.) 33.3 240.2

ยังไม่มีข้อความ 2 O 4 (ก.) 9.6 303.8

สารละลาย.สำหรับกระบวนการที่ย้อนกลับได้:

AA (ก.) + bB (ก.) ⇄ ซีซี (ก.) + dD (ก.)

การแสดงออกของค่าคงที่สมดุล K p จะเป็นดังนี้
K р =(P c C *P d D)/(P a A *P b B)

โดยที่ P A, P B, P C, P D คือความดันบางส่วนของก๊าซที่สมดุล ส่วนประกอบ A, B, C, D a, b, c, d - สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์

สำหรับกระบวนการ aA (g) +bB (และ) ⇄ วิ ค(g) +dD (g) นิพจน์สำหรับค่าคงที่สมดุล
K c = (C c C *C d D)/(C a A *C b B)

โดยที่ C A, C B, C C, C D คือความเข้มข้นที่สมดุล สาร A, B, C, D a, b, c, d - สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์

ตามสูตร (1.4.1) สำหรับระบบ 2NO 2 ⇄ N 2 O 4 เรามี

K r =P ยังไม่มีข้อความ 2 O 4 /P 2 ไม่ 2
ที่อุณหภูมิมาตรฐาน 298 K การเปลี่ยนแปลงเอนทัลปี (ΔH o ของปฏิกิริยา) จะถูกกำหนดโดยสูตร (1.2.2)

ΔH o ปฏิกิริยา = ΔΗ° 298 N 2 O 4 - 2ΔΗ° 298 NO 2 = 9.6-2*33.5 = -57400 J.

การเปลี่ยนแปลงเอนโทรปี (1.3.5)

ΔS o ปฏิกิริยา = S° 298 N2O4 - 2S° 298 NO2 =303.8-2* (240.2)=-176 J/mol*K

โดยใช้หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ ซึ่งกล่าวว่าเมื่อเงื่อนไขที่ปฏิกิริยาผันกลับได้อยู่ในภาวะสมดุลเปลี่ยนแปลง สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่กระบวนการเปลี่ยนแปลงที่อ่อนลง เราจะทำนายทิศทางของการเปลี่ยนแปลงสมดุล ค่าของΔΗ o เป็นลบดังนั้นปฏิกิริยาการก่อตัวจึงเป็นคายความร้อน (เกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยความร้อน) และเมื่ออุณหภูมิลดลง สมดุลควรเลื่อนไปทางขวาและเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น - ไปทางซ้าย นอกจากนี้ตามสูตร (1.3.6) เมื่อรู้ว่า ΔH 0 แสดงถึงความเป็นไปไม่ได้ของกระบวนการที่เกิดขึ้นเอง (ดูตัวอย่างที่ 4 ส่วนที่ 1.3) ดังนั้น ในกรณีของเรา เมื่ออุณหภูมิลดลง การก่อตัวของ N 2 O 4 จะดีกว่า (สมดุลเลื่อนไปทางขวา) และเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น การก่อตัวของ NO 2 จะดีกว่า (สมดุลเลื่อนไปที่ ซ้าย). เราจะยืนยันข้อสรุปเชิงคุณภาพด้วยการคำนวณ

∆G หรือ 273; ∆G หรือ 298; ΔG หรือ 373 และ K 273; K298; เค 373

เราคำนวณค่าพลังงานกิ๊บส์สำหรับอุณหภูมิที่กำหนดโดยใช้สูตร (1.3.7):

ΔG โอ 298 = ΔH o -TΔS o =-57400-298*(-176)=-4952J.,

ΔG หรือ 273 =-57400-273*(-176)=-9352J:

ΔG หรือ 373 =-57400-373*(-176)= 7129 เจ

ค่าลบของ ΔG o 298 บ่งชี้ถึงการเปลี่ยนแปลงในสมดุลของปฏิกิริยาไปทางขวา และค่าลบที่สูงขึ้นของ ΔG o 273 บ่งชี้ว่าเมื่ออุณหภูมิลดลงจาก (298 เป็น 273 K) สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวา

ค่าบวกของ ΔG o 373 บ่งชี้ถึงการเปลี่ยนแปลงทิศทางของกระบวนการที่เกิดขึ้นเอง ที่อุณหภูมินี้ ปฏิกิริยาย้อนกลับ (การเลื่อนสมดุลไปทางซ้าย) จะดีกว่า

ค่าคงที่สมดุล K p และพลังงานกิ๊บส์ ΔG o มีความสัมพันธ์กันโดยสูตร

โดยที่ K p คือค่าคงที่สมดุลของกระบวนการ R - ค่าคงที่ของแก๊ส T - อุณหภูมิสัมบูรณ์ ตามสูตร (1.4.3) เรามี:

lnK 273 =- ΔG หรือ 273 /RT=9352/8.31*273=4.12

lnK 298 = -ΔG หรือ 298 /RT=4952/8.31*298=2

lnK 373 = -ΔG หรือ 373 /RT=-7129/8.31*298=-2.3

ค่าของ K 298 และ K 273 > 1 บ่งชี้ถึงการเปลี่ยนแปลงของสมดุลไปทางขวา (เปรียบเทียบกับ (1.4.1)) และยิ่งค่าของค่าคงที่สมดุลยิ่งสูงเท่าไรก็ยิ่งมากขึ้นเท่านั้น เค 373< 1, говорит ο смещении равновесия в системе влево (сравни с (1.4.1)).

เงื่อนไขΔG o ปฏิกิริยา =0 สอดคล้องกับค่าคงที่สมดุล

เท่ากับหนึ่ง

ให้เราคำนวณอุณหภูมิ T ที่สอดคล้องกับค่าคงที่นี้โดยใช้สูตร (1.3.7):

∆G°=∆Η°-T∆S o ; O=ΔH หรือ -TΔS o ;

T Δ G =0 = ΔΗ°/ΔS°=57400/176=326.19 K

บทสรุป.ที่อุณหภูมิ 326.19 K ปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับเกิดขึ้นโดยมีความน่าจะเป็นเท่ากัน K p = 1 เมื่ออุณหภูมิลดลง สมดุลจะเปลี่ยนไปทางขวาและเพิ่มขึ้นไปทางซ้าย

ตัวอย่างที่ 2. ค่าคงที่สมดุล K p สำหรับปฏิกิริยาการสังเคราะห์ของ NH 3 ตามปฏิกิริยา N 2+3 H2==2NH 3 ที่ 623 K เท่ากับ 2.32*10 -13 คำนวณ Kc ที่อุณหภูมิเดียวกัน

สารละลาย.ความสัมพันธ์ระหว่าง K p และ K c ดำเนินการตามสูตร

K p = K ค (RT) Δ n , (1.4.4)

Δn= n 2 - n 1 =2-4= -2 โดยที่ n 1 และ n 2 คือจำนวนโมลของรีเอเจนต์และผลิตภัณฑ์ เพราะฉะนั้น,

K ค =K พี /(RT) Δ n =0.624*10 -5

คำตอบ. เค = 0.624*10 -5

ตัวอย่างที่ 2ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแคลเซียมคาร์บอเนตที่ 1154 K คือ 80380 Pa และที่ 1164 K คือ 91177 Pa คำนวณที่อุณหภูมิความยืดหยุ่นของการแยกแคลเซียมคาร์บอเนตจะเท่ากับ 1,01325 Pa

สารละลาย.ปฏิกิริยาการแยกตัว CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g)

จากนี้ไป (1.4.1)

K พี =พี CO 2
ดังนั้น ในแต่ละอุณหภูมิ (T 1 - 1154 K; Τ = 1164 K* Τ = X) ค่าคงที่สมดุลจะสอดคล้องกับความดัน:

เค ที 1 = 80380; เค ที 2 = 91177; เค ที 3 = 101325.

การขึ้นต่อกันของค่าคงที่สมดุลกับอุณหภูมิแสดงโดยสมการอาร์เรเนียส

dlnK p /dT= ΔΗ/RT 2 (1.4.5)

โดยที่ K p คือค่าคงที่สมดุล T - อุณหภูมิ K; ΔΗ - ผลทางความร้อนของปฏิกิริยา R - ค่าคงที่ของแก๊ส

การบูรณาการสมการ (1.4.5) ในช่วงอุณหภูมิ T 1 -T 2 ที่ Δ H = const ที่เราได้รับ
lnK T 1 /K T 2 = ΔΗ/R(1/T 1 -1/T 2),

โดยที่ K T 1 และ K T ​​2 เป็นค่าคงที่สมดุลที่ T 1 และ T 2

ให้เราพิจารณา ΔΗ ก่อน (ตาม 1.4.6)

ΔΗ=ln(91177*8.31*1154*1164/80380*10)=140500 J/mol

ln(101325/91177)=140500/8.31(1/1164-1/T 3)

ต 3 =1172 ก
คำตอบ.ที่ T=1172K ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแคลเซียมคาร์บอเนตจะเท่ากับ 101325 Pa

งาน

56. ค่าคงที่การแยกตัวของกรดอะซิติกที่ 298 K คือ 1.75*10 -5 การเปลี่ยนแปลงของพลังงานกิ๊บส์ของการแยกตัวของกรดอะซิติกคืออะไร?

57. ค้นหาค่าของพลังงานกิ๊บส์ (ΔG o 298) และค่าคงที่สมดุล K 298 สำหรับปฏิกิริยา BaSO 4 (cr) → Ba 2+ (p) + SO 2- 4 (p)

สำหรับการคำนวณให้ใช้ข้อมูลต่อไปนี้:

สาร S o 298 J/mol*K ΔH o 298 kJ/mol 2 ^ 2^

BaSO4(cr) 132.4 -1447.39

บา 2+ (น) 9.64 -533.83

ดังนั้น 2- 4 (น) 18.44 -904.2.

58. ค้นหาค่าคงที่สมดุลที่ 473 K สำหรับปฏิกิริยาเอทิลีนไฮเดรชั่น

C 2 H 4 (ก.) + H 2 O (ก.) = C 2 H 5 OH (ก.)
คุณสมบัติของรีเอเจนต์แสดงอยู่ในตาราง 3. ละเลยการพึ่งพาอุณหภูมิของ ΔS และ ΔH

59. เมื่อพิจารณาแล้ว ∆H หรือ 298และ ∆S ประมาณ 298ปฏิกิริยา 4HCl + O 2 ⇄ 2H 2 O + 2Cl 2 ไม่ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิค้นหาอุณหภูมิที่

K p =1 และ ΔG o = เกี่ยวกับ.

60. ใช้ข้อมูลแบบตารางคำนวณค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาต่อไปนี้ที่ 298 K และที่ 1,000 K:

ก) H 2 O (g) + CO ⇄ CO 2 + H 2

ข) CO 2 + C (gr) ⇄ 2CO;

ค) N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 .
ละเลยการเปลี่ยนแปลงใน ΔH o และ S o ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิ

61. สำหรับปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเองบางอย่าง Δ S< О. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры: а) увеличиваться, б) уменьшаться, в) по данным задачи нельзя определить.

62. โดยไม่ต้องใช้การคำนวณ ให้สร้างเครื่องหมาย ΔS o ของกระบวนการต่อไปนี้:

ก) 2NH 3 (g) ⇄ N 2 (g) + H 2 (g);

b) CO 2 (cr) ⇄ CO 2 (g);

ค) 2NO (ก.) + O 2 (ก.) = 2NO 2 (ก.);

ง) 2H 2 S (ก.) + 3O 2 = 2H 2 O (ล.) + 2SO 2 (ก.);

จ) 2CH 3 OH (ก) + 3O 2 (ก) = 4H 2 O (ก) + 2CO 2 (ก)

63. ในกรณีใดต่อไปนี้ที่สามารถทำปฏิกิริยาได้ที่อุณหภูมิใดก็ตาม: a) ΔН°< 0, ΔS°>0; b) Δ Н°<0, ΔS°<0; в) Δ Н°>0, ∆S°> 0 ?

64. ในกรณีใดต่อไปนี้ที่ปฏิกิริยาเป็นไปไม่ได้ที่อุณหภูมิใดๆ: a) ΔН°> 0, ΔS°> 0; b) ΔН°>0, ΔS°<0; в) Δ Н°<0, ΔS°<0 ?

65. ถ้าΔΗ°<0 и ΔS°<0 , ปฏิกิริยาใดสามารถเกิดขึ้นได้เองตามธรรมชาติ?
ก)| ΔН°| > |T∆S°|; ข)| ΔН°| > |TΔS°| ?

66. สิ่งที่มีอิทธิพลต่อระบบสามารถเปลี่ยนสมดุลของระบบได้:

ก) N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g);

ข) 4Fe (cr) + 3O 2 (g) ⇄ 2Fe 2 O 3 (cr);

ค) SO 2 (g) + O 2 (g) ⇄ 2SO 3 (g)

67. สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางใดเมื่ออุณหภูมิสูงขึ้นในระบบ:

1) COCl 2 ⇄ CO +Cl 2 ; ΔН°=113 กิโลจูล;

2) 2CO ⇄ CO 2 + C; ΔН°=-171 กิโลจูล;

3) 2SO 3 ⇄ 2SO 2 + O 2; ΔН°=192 กิโลจูล

68. สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางใดเมื่อความดันในระบบเพิ่มขึ้น:

1) H 2 (g) + S (cr) ⇄ H 2 S (g);

2) 2CO (ก.) ⇄ CO 2 (ก.) + C (ก.);

3) 4HCl (g) + O 2 (g) ⇄ 2H 2 O (g) + 2Cl 2 (g)

69. ความสมดุลของปฏิกิริยาต่อไปนี้จะได้รับผลกระทบอย่างไร:

CaCO 3 (cr) ⇄ CaO (cr) + CO 2 (g); ΔН°=178 กิโลจูล;

2CO (ก.) + O 2 (ก.) ⇄ 2CO 2; ΔН°=-566 กิโลจูล;

N 2 (ก.) + O 2 (ก.) ⇄ 2NO (ก.); ΔН°=180 กิโลจูล

ก) อุณหภูมิเพิ่มขึ้น

b) แรงกดดันเพิ่มขึ้น?

70. ใช้ข้อมูลอ้างอิงค้นหาค่าโดยประมาณของอุณหภูมิซึ่งค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาสำหรับการก่อตัวของก๊าซน้ำ

C (ก.) + H 2 O (ก.) ⇄ CO (ก.) + H 2 (ก.)
เท่ากับ 1 ละเลยการพึ่งพาΔH o และ S o กับอุณหภูมิ

71. ค่าคงที่สมดุล K p ของปฏิกิริยา CO + Cl 2 ⇄ COCl 2 ที่ 600 o C เท่ากับ 1.67 * 10 -6 คำนวณ Kc สำหรับปฏิกิริยาที่อุณหภูมิที่กำหนด

72. ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแมกนีเซียมคาร์บอเนตที่ 1,000 K คือ 42189 Pa และที่ 1,020 K คือ 80313 Pa กำหนดผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา MgCO 3 ⇄ MgO + CO 2 และอุณหภูมิที่ความยืดหยุ่นของการแยกตัวของแมกนีเซียมคาร์บอเนตจะเท่ากับ 1 Pa