화학 동역학 및 평형 개요. 개요: 화학적 동역학과 평형. 화학 동역학 및 평형

러시아 연방 교육 과학부 고등 전문 교육을 위한 연방 주 예산 교육 기관

"로스토프 주립 시민 대학"

2011년 6월 10일 화학과 회의에서 승인되었습니다.

화학 동역학 및 평형

방법론적 지침

"화학" 분야에서

다음 분야의 1학년 학사: "건설", "표준화 및 계측", "상품 과학", "재료의 예술적 가공 기술", "기술권 안전", "운송 기술 기계 및 단지의 운영", " 운송 프로세스 기술” 모든 프로필

로스토프나도누

화학적 동역학 및 평형: – 학사 1학년을 위한 "화학" 학과목에 대한 지침. – 로스토프 해당 없음: Rost. 상태 빌드합니다. 대학교,

2011. – 12p.

화학 반응의 속도가 정의되고 이에 영향을 미치는 요인(농도, 온도, 물질의 성질 및 촉매)이 표시됩니다. 르 샤틀리에 원리의 공식이 제시되고 가역 반응에 대한 실제 적용이 논의됩니다.

"건설", "표준화 및 계측", "상품 과학", "재료의 예술적 가공 기술", "기술권 안전", "교통 운영" 분야를 공부하는 1학년 풀타임 및 파트타임 학사를 대상으로 합니다. -기술 기계 및 단지”, 풀타임 및 파트타임 부서의 모든 프로필에 대한 “운송 프로세스 기술”.

전자 버전은 도서관, 방에 있습니다. 224.

편집자: Ph.D. 화학. 과학, 부교수 M.N.미츠카야

박사. 화학. 과학, 부교수 E.A.레빈스카야

편집자 T.M. 클림추크 추가. 계획 2011, 항목 107

2011년 7월 14일 출판을 위해 서명되었습니다. 60x84/16 형식. 필기장. 리소그래프. Academician-ed.l. 0.6. 발행부수 100부. 주문 311

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로스토프 주립 토목공학대학교 편집출판센터

344022, 로스토프나도누, st. 사회주의자, 162

건설대학교, 2011

이론적 부분 I

화학적 동역학 –흐름의 속도를 연구하는 화학의 한 분야이다.

화학 반응 및 이에 영향을 미치는 요인. 화학 반응은 균질할 수도 있고 이질적일 수도 있습니다. 반응물이 같은 상에 있을 경우 이는 다음과 같다. 균일한 반응, 그리고 다른 경우 - 이질적입니다.

상은 표면에 의해 다른 부분과 분리된 시스템의 일부입니다.

이 경우 시스템의 속성이 갑자기 변경되는 전환 중에

균질 반응의 예는 AqNO3 용액과

NaCl. 이 반응은 신속하게 전체 부피에 걸쳐 진행됩니다: AqNO3 + NaCl = AqCl + NaNO3.

이종 반응의 예는 황산 용액에 아연을 용해시키는 과정입니다.

Zn + H2 SO4 = ZnSO4 + H2

균질 반응 속도반응 ΔС 중에 반응하거나 형성되는 물질의 농도 변화라고합니다.

시간 단위 Δt V gom C,

(+) – 제품 농도 변화가 모니터링되는 경우 설정됩니다.

반응 중에 증가하는 톰 반응; (-) – 반응 중에 감소하는 출발 물질의 농도 변화를 모니터링하는 경우.

이종 반응 속도금액의 변화라고 합니다

반응 Δn 동안 반응하거나 형성되는 물질

단위 면적당 시간 Δt ΔS:

V het n.

화학 반응 속도에 영향을 미치는 요인

1. 물질 농도의 영향.

화학반응이 일어나기 위해서는 반응물들 간의 충돌이 필요하다.

서로 상호작용하는 입자. 따라서 물질의 농도가 증가하면 가능합니다.

충돌 확률이 증가하고 결과적으로 화학 반응 속도가 증가합니다.

농도에 대한 반응 속도의 정량적 의존성은 다음과 같습니다.

예 대량 행동의 법칙: “직접 반응 속도는 다음에 정비례합니다.

스텐트 정도에 따라 반응 물질의 농도를 곱한 것과 같습니다.

반응 방정식의 키오메트릭 계수.”

따라서 조건부 반응 aA + bB = cC + dD의 경우 정반응 속도는 V 정방향 k 1 A a B b 이고 역반응 속도 V는 역방향입니다. k 2 С with D d , 여기서 [A], [B], [C]

그리고 [D] - 물질의 농도; a, b, c 및 d는 반응식의 계수입니다. k1과 k2는 반응 속도 상수입니다.

직접 반응의 속도 상수 k1은 반응물의 농도가 1일 때의 반응 속도와 수치적으로 동일합니다. 이는 물질의 농도에 의존하지 않고 물질의 성질과 온도에 따라 달라집니다.

이종 반응의 경우 동역학 방정식은

액체에 있는 물질의 농도만 고려됩니다.

com 또는 기체 상태. 다음에 따른 고형물 농도 값

서 있으며 속도 상수 값에 포함됩니다.

따라서 S(cr.) + H2(g) = H2 S(g) 반응의 경우 직접 반응 속도는 다음과 같이 결정됩니다.

다음 방정식에 의해 결정됩니다: V 직선 . 케이 1 H 2 .

예. 증가함에 따라 직접 반응 속도는 어떻게 변할 것인가?

황산화물(IV) 농도는 4배?

2SO2 + O2 = 2SO3,

V 스트레이트 k 1 SO 2 2 O 2 - SO2 농도를 변경하기 전;

V 직접 / k 1 4 SO 2 2 O 2 16 k 1 SO 2 2 O 2 16 V 직접. - SO2 농도를 변경한 후;

결과적으로 순방향 반응 속도는 16배 증가합니다. 2. 반응물질의 성질.

충돌이 일어나면 화학반응이 일어남

기존 입자. 그러나 모든 충돌이 새로운 화학물질의 형성으로 이어지는 것은 아닙니다.

마이크 연결. 화학변화가 일어나려면,

반응하는 물질의 입자가 충분한 에너지를 가지고 있어야 합니다.

오래된 연결을 끊고 새로운 연결을 형성하는 데 정확합니다. 과잉 에너지,

분자들이 충돌할 때 새로운 화합물을 형성하기 위해 가지고 있어야 하는 것 활성화 에너지. 각 화학반응

각 반응에는 고유한 활성화 에너지가 있으며, 그 값은 반응물의 특성에 따라 결정됩니다. 값이 작을수록 화학 공정이 더 빨리 진행됩니다.

적으로 변환하고 그 반대도 마찬가지입니다. 3. 온도의 영향.

온도가 증가하면 분자의 에너지가 증가합니다. 나이

반응의 활성화 에너지보다 에너지가 같거나 큰 분자 수를 녹입니다. 이러한 분자를 활성이라고합니다. 결과적으로 온도가 증가함에 따라 화학 반응 속도가 증가합니다.

온도와 화학 반응 속도 사이의 정량적 관계가 설명됩니다.

Van't Hoff의 법칙을 따릅니다.

10도마다 온도가 변하면 화학 물질의 비율이

반응은 2~4회 변화합니다.

~ 2 ~ 1

이 규칙은 다음 관계식으로 표현됩니다. V t 2 V t 1 10,

여기서 V t 1은 초기 온도 t1에서의 반응 속도이고,

V t 2 - 최종 온도 t2에서의 반응 속도,

γ는 반응의 온도 계수입니다. 4. 촉매의 영향.

촉매는 화학반응 속도에 영향을 미치는 물질이다.

공유하지만 그 자체는 지출되지 않습니다. 화학 반응을 가속화하는 촉매

중국 프로세스를 긍정적이라고합니다. 촉매 존재 하에서, 재-

활성화 에너지가 낮은 새로운 경로를 따라 흐름을 공유합니다.

화학 반응 속도가 증가하게 됩니다.

촉매와 관련된 과정을 촉매작용이라고 합니다. 촉매작용은 균질할 수도 있고 이질적일 수도 있습니다.

실험 파트 I

실험 1. 반응물의 농도에 따른 화학 반응 속도의 의존성

물질 농도에 대한 반응 속도의 의존성은 황 방출로 인해 용액이 흐려지는 것을 동반하는 티오황산나트륨과 황산의 상호 작용의 예를 사용하여 연구할 수 있습니다.

Na2 S2 O3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + SO2 + S + H2 O

실험을 수행합니다.희석법을 사용하여 서로 다른 농도의 티오황산나트륨 3개 용액을 준비하는데, 첫 번째 시험관에는 티오황산나트륨용액 4ml와 증류수 8ml를 넣고, 두 번째 시험관에는 티오황산나트륨 8ml와 증류수 4ml를 넣고, 세 번째에는 티오황산나트륨 용액 12ml를 넣는다.

생성된 용액의 동일한 부피에는 서로 다른 몰수의 티오황산나트륨이 포함되어 있습니다. 일반적으로 몰 농도를 지정하면

첫 번째 시험관의 Na2 S2 O3는 C mol이고 두 번째 시험관의 농도는 2C mol이고 세 번째 시험관에서는 3C mol입니다.

2N 황산용액 1ml를 메스실린더로 계량하여 첫 번째 시험관에 붓고 섞는다. 티오황산염 용액에 산을 추가하는 동안 스톱워치를 시작합니다. 산을 첨가한 순간부터 용액이 약간 흐려질 때까지의 시간을 기록합니다. 나머지 티오황산염 용액에도 동일한 작업을 수행합니다.

실험 데이터를 표에 입력합니다.

V Na2 S2 O3	VH2O	Na2 S2 O3 포함	V H2 SO4	V = 1/t

반응물의 농도에 따른 반응속도의 그래프를 그려라. 가로축에는 티오-의 상대 농도를 표시합니다.

황산염 및 세로 좌표 - 해당 속도 (기존 단위)

챠크). 반응물의 농도에 대한 V의 의존성에 대한 결론을 도출하십시오.

실험 2. 화학 반응 속도에 대한 온도의 영향 공정 온도에 대한 화학 반응 속도의 의존성에 대한 연구

세 가지 다른 온도에서 수행:

1) 실온에서;

2) 실온보다 10℃ 이상;

3) 실온보다 200C 이상.

실험을 수행합니다.티오황산나트륨 용액 Na2S2O3 10ml를 깨끗한 시험관 3개에 붓고, 황산 용액 H2SO4 1ml를 다른 3개 시험관에 붓습니다. 시험관을 세 쌍(산-티오황산염)으로 그룹화합니다.

첫 번째 시험관 쌍과 온도계를 실온의 물 한 컵에 넣고 5분 후에 시험관의 온도가 동일해지면

온도계 판독 값을 기록하십시오. 시험관의 내용물을 하나의 시험관에 담아 여러 번 흔듭니다. 반응 시작부터 용액이 약간 흐려질 때까지의 시간을 기록합니다.

두 번째 시험관 쌍을 물 한 컵에 넣고 어두워질 때까지 물을 가열합니다.

첫 번째 시험관 쌍이 위치한 온도보다 100C 더 높고 첫 번째 경우와 동일한 단계를 수행합니다. 세 번째 시험관 쌍에도 동일한 작업을 수행하여 수온을 100C 더 높입니다. 얻은 데이터를 표에 쓰십시오.

실험온도	반응 시간	V = 1/τ
~, 0℃

온도에 대한 화학 반응 속도의 의존성에 대한 결론을 도출하십시오.

1. CO + Cl 2 = COCl2 시스템에서 CO 농도는 0.03에서 0.12 mol l로 증가하였고, 염소 농도는 0.02에서 0.08 mol l로 증가하였다. 순방향 반응 속도는 몇 배나 증가했습니까?

2. 일산화탄소(II)의 농도가 4배 감소하면 순방향 반응 속도는 어떻게 변합니까?

2CO + O2 = 2CO2.

3. 각 시스템의 부피가 3배 증가하면 순방향 및 역방향 반응 속도는 어떻게 변합니까?

a) S(k) + O2(g) = SO2(g)

b) 2SO2 + O2 = 2SO3 .?

4. 각 시스템의 압력이 3배 증가할 때 정방향 및 역방향 반응 속도는 어떻게 변합니까?

a) CH4(g) + 2O2 = CO2(g) + 2H2O(증기) b)2 2 = 2 + 2?.

5. 200℃에서는 20분 안에 일부 반응이 일어난다. 반응 속도의 온도 계수를 2로 하여 다음과 같이 계산합니다.

a) 230℃에서 수행된다면 이 반응이 완료되는 데 시간이 얼마나 걸릴 것인가?

b) 150℃?

6. 이 반응의 온도 계수가 3이라면 반응 속도를 27배로 줄이기 위해 반응 혼합물의 온도를 몇도 낮추어야 합니까?

이론적인 부분 II

까지 한 방향으로만 진행되는 반응

비가역적이라고 불리는 반응 물질 중 하나가 소비됩니다. 에-

예를 들어 질산암모늄의 분해반응은 비가역적이다. 에 의해-

물과 산화질소(I)의 상호작용으로부터 질산암모늄을 얻으려는 시도는

긍정적인 결과를 가져왔습니다: NH4 NO3 N2 O + 2H2 O. 반응,

양방향으로 흐를 수 있는 것을 가역적이라고 합니다. 뒤집다

비가역적 반응보다 가역적 반응이 더 많습니다.

가역적 반응의 예는 io-

예, 수소의 경우: H2 + J2 2HJ. 직접적인 반응이 진행됨에 따라 소비가 증가합니다.

초기 반응물이 감소하고 직접 반응 속도가 감소합니다.

그러나 반응 생성물 HJ의 농도는 증가하므로

역반응 속도가 증가한다. 일정 시간이 지나면

그러면 HJ 형성 속도는 분해 속도와 같아집니다.

화학평형이 일어난다. 화학 평형– 역동적이다

분자의 연속적인 형성과 붕괴가 동일한 속도로 일어나는 상태, 즉 V ave. = V arr.

일반적으로 화학 반응은 다음 방정식으로 나타낼 수 있습니다.

aA + bB = cC + dD; V pr = k1 [A]a [B]b ; V arr. = k2 [C] c [D]d .

화학 평형에서 V arr. = V arr. , 그러므로 k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d . 변환하려면 평등의 양쪽을 다음 식으로 나눕니다.

[C]를 [D]d로 사용:	k1 [A]a [B]b		[C]c [D]d	우리는 Kr을 얻는다
	k2 [A]a [B]b		[A]a [B]b
					[A]아비
Kp의 값은 다음과 같습니다.		일정한 수량의 비율은 상수의 값입니다.

아니, 전화했어 평형 상수. 설정 시 시약 농도

지배적 균형이라고 불린다. 평형 농도.

예: 2СO + O = 2СO,								[이산화탄소 2 ]2

								[이산화탄소]2 [O]

반응물의 농도는 평형 상수에 영향을 미치지 않습니다.

반응의 속도 상수, 그 비율이 아니기 때문에

집중력이 흐트러진다. 그러나 k1과 k2는 온도에 따라 달라지며 변화에 따라 변합니다.

온도는 다르게 변하므로 Kp는 온도에 따라 달라집니다.

일정한 외부 조건 하에서는 평형 상태(위치)가 무한정 유지됩니다. 외부 조건이 변경되면 평등 V arr. = V arr이 위반되므로 평형 위치가 변경됩니다. 일부를 통해

조건이 변경된 후 일정 시간이 지나면 새로운 균형이 확립되지만, 그 시점은 다릅니다.

특정 평형 농도에서. 하나의 평형 상태에서 시스템의 전환

다른 곳에 서 있는 것을평형 이동 (평형 이동).

외부 조건(시약 농도, 온도)의 자연적인 영향

가역적 화학 반응의 평형 위치에 대한 압력)은 1847년 프랑스 과학자 르 샤틀리에(Le Chatelier)에 의해 확립되었습니다. 르 원리

샤틀리에 다음과 같이 들립니다: “시스템이 동일한 위치에 있는 경우

스프링 상태, 외부 영향을 가함(온도 변화

온도, 압력, 농도), 시스템의 평형은 이 효과를 최소로 감소시키는 반응 쪽으로 이동합니다."

1. 평형에 참여하는 물질의 농도가 증가하면 평형은 이 물질의 소비 방향으로 이동하고, 농도가 감소하면 형성 방향으로 이동합니다.

예를 들어, 시스템에서 2СO + O2 = 2СO2 산소 농도가 증가하면 평형은 소비쪽으로 이동합니다. 오른쪽으로, ~에게

CO2 형성 측면.

2. 시스템을 압축하여 압력이 증가하면 평형이 이동합니다.

V 가스 분자 수가 적은 쪽, 즉 압력이 감소하는 방향으로,

압력이 감소하면 평형은 더 많은 수의 mo로 이동합니다.

가스 분자, 즉 압력을 증가시키는 방향으로.

예를 들어, 시스템에서 2СO + O2 = 2СO2 증가하는 압력은 다음과 같습니다.

무게는 더 적은 수의 가스 분자 쪽으로 이동합니다. 오른쪽으로, ~에게

왼쪽에 세 개의 가스 분자가 있기 때문에 CO2 형성 측면, 그리고

울부짖는 소리는 단 두 개뿐이다.

그러나 압력이 변위에 영향을 미치지 않는 평형 시스템이 있습니다

균형. 예를 들어, 시스템 H2 + J2 2HJ에서 압력 변화는 다음과 같습니다.

왼쪽과 오른쪽에 두 개의 가스 분자가 있기 때문에 가스는 이동하지 않습니다.

3. 온도가 증가함에 따라 평형은 en-

예비열 반응 및 감소시 - 발열 방향으로

발열 반응열이 방출되면서 일어나는 반응이라고 합니다.

pla (ΔН<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермиче-

스카야(ΔH>0).
예를 들어:	2H2 + O2 2H2 O,	H = -484.9kJ.

주어진 시스템의 온도가 증가함에 따라 평형은 다음 방향으로 이동합니다.

in, 원래 반응물쪽으로, 역반응은 다음과 같습니다.

흡열성이다.

르 샤틀리에의 원리가 확인되어 화학 분야뿐만 아니라 확장되었습니다.

화학적뿐만 아니라 다양한 물리화학적 평형 과정에도 적용됩니다. 스미-

비등과 같은 공정 조건을 변경할 때 평형,

정지와 용해는 이 원리에 따라 발생합니다.

화학 동역학은 화학 반응의 속도를 연구하는 화학의 한 분야입니다. 화학 반응은 균질한 단계(균질): HCl + Na에서 발생할 수 있습니다. 오 = 나. Cl + H 2 O 및 상 경계(이종): Zn + 2 HCl = H 2 + Zn. Cl2

이종 반응 속도는 단위 인터페이스 표면당 단위 시간당 반응에 들어가는(또는 그 결과로 형성된) 물질의 양 변화입니다. Vheter = ± Δn / (Δ S) (1)

균질 반응 속도는 시스템의 단위 부피당 단위 시간당 반응에 들어가는 (또는 그 결과로 형성되는) 물질의 양 변화입니다. Vhom. = ± Δn / (Δ V) (2) C = Δn/V(C 몰 농도)이므로 Vgom입니다. = ± ΔС / Δ (3)

1. 반응 물질의 성질에 따른 반응 속도의 의존성 수용액에서 이온 및 공유 극성 결합을 갖는 물질은 빠른 속도로 상호 작용합니다. 이는 서로 쉽게 반응하는 이온으로 해리되기 때문입니다. KCl + Ag. NO3Ag. Cl+Na. NO 3 Ag+ + Cl- Ag. Cl

비극성 및 저극성 공유 결합을 가진 물질은 다른 V와 상호 작용합니다. 이는 모두 화학적 활성에 따라 다릅니다. 예를 들어, H 2 와 F 2 사이의 반응은 실온에서 매우 빠르게(폭발과 함께) 진행되고, H 2와 Br 2 사이의 반응은 가열되면 천천히 진행됩니다. H 2 + F 2 2 HF H 2 + Br 2 2 HBr

2. 반응 물질 농도의 영향 한 분자의 원자가 다른 분자의 원자에 의해 생성된 전기장의 작용 영역에 들어갈 때 상호 충돌 중에 분자 간의 상호 작용이 가능합니다. 이러한 조건 하에서 전자 전이가 발생하고 그 결과 새로운 분자가 형성됩니다. 모든 충돌이 상호 작용으로 이어지는 것은 아니지만 그 중 일부는 상호 작용을 일으킵니다.

충돌 횟수가 많을수록, 즉 출발 물질의 농도가 높을수록 V. 질량 작용 법칙(K. Guldberg 및 P. Waage의 법칙): 일정한 온도에서 화학 반응 속도는 직접적으로 반응 방정식의 화학양론적 계수와 동일한 거듭제곱으로 반응 물질 농도의 곱에 비례합니다.

반응 2 A + B C의 경우 질량 작용 법칙에 따른 운동 방정식의 형식은 다음과 같습니다. V = k C A 2 CB, 여기서 CA와 CB는 각각 물질 A와 B의 농도입니다. k는 반응 속도 상수입니다. 속도상수는 반응물의 성질, 온도, 촉매의 존재 여부에 따라 달라지지만 농도에는 의존하지 않습니다.

이는 각 출발 물질의 농도가 1 mol/l인 조건에서 화학 반응 속도와 수치적으로 동일합니다. 대중 행동의 법칙은 단순한 반응에 유효합니다. 반응이 여러 연속 또는 병렬 단계를 통해 진행되는 경우 법칙은 각 단계에 개별적으로 적용되지만 반응 전체에는 적용되지 않습니다.

고체의 농도는 반응의 동역학 방정식에 포함되지 않습니다. 불균질 반응 WO 3(tv) + 3 H 2 (g) W(tv) + 3 H 2 O(g)의 경우 동역학 방정식은 3차 형식을 갖습니다. V = k CH 2

화학 동역학에서 반응은 분자성과 반응 순서라는 두 가지 매개변수에 따라 분류됩니다. 반응의 분자성은 동시 상호작용으로 인해 화학적 변형이 일어나는 분자의 수에 의해 결정됩니다. 이 기준에 따라 반응은 단분자, 이분자, 삼분자 반응으로 구분됩니다. 세 개의 분자가 동시에 충돌할 확률은 매우 작습니다.

이러한 반응은 연속적 또는 병렬적 단계를 통해 더욱 복잡한 방식으로 진행됩니다. 단분자 반응: I 2 2 I, V = k CI 2 이분자 반응: H 2 +I 2 2 HI V = k CI 2 CH 2 또는 2 HI H 2 +I 2 V = k CHI 2 삼분자 반응: 2 NO +O 2 2 NO 2 V = k CNO 2 CO 2

반응의 전체 차수는 운동 방정식의 거듭제곱의 합입니다. 주어진 구성 요소에 대한 화학 반응의 순서는 물질의 농도가 운동 방정식에 들어가는 정도와 동일한 숫자입니다. 예를 들어 반응은 다음과 같습니다. A + B. 마을에 C +d. D, V = kCAaCBb. 일반적인 반응 차수는 n = a + b이고, 성분 A의 차수는 a, 성분 B의 차수는 b입니다.

반응은 1차, 2차, 3차 반응으로 구분됩니다. 단순반응의 경우 반응순서와 분자성이 동일하다. 다단계 프로세스의 경우 동일하지 않습니다. 전체 프로세스의 속도는 프로세스 단계 중 하나가 발생하는 가장 낮은 속도에 의해 결정됩니다. 운동 방정식은 이 단계에 대해서만 작성되었으며 이를 제한이라고 합니다.

3. 반응 속도에 대한 온도의 영향. 반트 호프의 법칙: 온도가 10℃ 증가하면 화학 반응 속도는 2~4배 증가합니다. - 온도 계수는 t가 10C, Vt 1 및 Vt 2만큼 변할 때 V가 몇 번 변하는지 보여줍니다. - 온도 t 1 및 t 2에서의 반응 속도.

t가 증가함에 따라 분자 충돌 횟수가 증가합니다. 그러나 계산에 따르면 온도가 10도 증가함에 따라 분자의 총 충돌 횟수는 1.6배 증가하는 데 불과한 반면, 반응하는 분자의 수는 200~400% 증가합니다. S. Arrhenius는 그 이유가 활성 분자의 수, 즉 충돌로 인해 생성물이 형성되는 분자의 수가 증가하기 때문이라고 제안했습니다.

활성화 에너지(Ea)는 분자가 효과적으로 충돌하기 위해 가져야 하는 에너지입니다. R – 범용 기체 상수(8.31 J/(mol*K), T-온도(K), k-반응 속도 상수.

Ea AB C H 반응 경로 Ea가 많을수록 V는 작아집니다. 반대의 경우도 마찬가지입니다.

반응 중에 출발 물질 분자의 원자 사이의 결합이 끊어지거나 약해집니다. 이 경우 불안정한 중간 화합물이 형성됩니다. 즉, 에너지 공급량이 많은 활성화된 복합체입니다. 분해되면 반응 생성물이 형성됩니다. 활성화된 복합체의 에너지와 원래 분자의 평균 에너지의 차이가 활성화 에너지입니다.

4. 화학 반응 속도에 대한 촉매의 영향 촉매는 반응 속도를 변화시키는 물질이지만 공정이 끝나면 그 자체는 조성과 질량 모두 변하지 않은 상태로 유지됩니다. 촉매가 있을 때 반응 속도가 변하는 현상을 촉매 작용이라고 합니다. 촉매작용은 긍정적일 수도 있고 부정적일 수도 있고, 동질적일 수도 있고 이질적일 수도 있습니다.

촉매작용의 본질은 시약과 중간체 화합물을 형성하는 촉매(양성 촉매작용)가 반응의 활성화 에너지를 낮추는 것입니다. A + B = AB A + K = AK AK + B = AB + K 음성 촉매작용(억제)을 사용하면 활성화 에너지가 증가합니다.

E Ea 및 Ea AB C H 반응 경로 촉매의 활성은 촉매의 특성뿐만 아니라 표면의 크기 및 특성(다공성 또는 고도로 분산됨)에 따라 달라집니다.

화학 평형 대부분의 화학 공정은 가역적입니다. 일반적인 경우에는 다음과 같이 쓸 수 있습니다. A+B. B ㄷ. C+d. D 순방향 반응 속도는 V 1 = k 1[A]a[B]b라는 표현을 사용합니다. 시약의 농도가 감소함에 따라 감소합니다. 반응 생성물의 축적은 역과정이 발생하는 조건을 생성하며, 그 속도는 V 2 = k 2[C]c[D]d 증가합니다.

일정 시간이 지나면 속도가 동일해집니다. 정반응과 역반응의 속도가 동일한 계의 상태를 화학평형이라고 한다. 평형 상태에 해당하는 반응물과 생성물의 농도를 평형 농도라고 합니다.

XR에 대한 질량 작용의 법칙: 방정식의 왼쪽과 오른쪽에 있는 물질의 평형 농도 곱의 비율을 화학량론적 계수로 거듭제곱하면 반응이 일어나는 조건에 관계없이 일정한 값을 나타냅니다. 온도가 일정하게 유지되면 발생합니다.

다양한 외부 요인의 작용으로 인해 화학 평형이 이동합니다. 르 샤틀리에의 원리: 평형 상태에 있는 시스템에 대한 외부 영향은 효과가 약화되는 방향으로 평형이 이동하게 됩니다.

온도 - 증가하면 순방향 및 역방향 반응이 다양한 정도로 가속화됩니다. 흡열 과정은 더욱 가속화되므로 온도를 높이면 평형이 흡열 반응 방향으로 이동하는 데 도움이 됩니다. 압력(기체상 반응의 경우). 기체 몰수가 증가함에 따라 반응이 발생하면 압력이 감소하여 평형이 오른쪽으로 이동합니다.

집중. 반응물 중 하나의 농도가 증가하면 평형은 오른쪽으로 이동하고, 변환 생성물 중 하나가 반응 혼합물에 추가되면 평형은 왼쪽으로 이동합니다. 촉매를 사용하면 정방향 및 역방향 반응의 속도가 가속(감소)되기 때문에 평형이 이동하지 않지만 더 빠른 평형 확립에 기여합니다.

예를 들어, 평형 반응의 경우 3 H 2 + N 2 2 NH 3; H 0 XP를 오른쪽으로 이동할 수 있습니다. 1. 농도를 높이거나 낮추면 2. 압력을 높이면 P 3. 온도를 낮추면 T

화학적 동역학

화학 평형

화학 동역학은 화학 반응의 속도와 이에 영향을 미치는 요인을 연구하는 화학의 한 분야입니다.

프로세스의 근본적인 타당성은 시스템의 깁스 에너지 변화 값으로 판단됩니다. 그러나 주어진 조건 하에서 반응의 실제 가능성에 대해서는 아무 말도 하지 않으며, 과정의 속도와 메커니즘에 대한 아이디어도 제공하지 않습니다.

반응 속도를 연구하면 복잡한 화학적 변형의 메커니즘을 해명할 수 있습니다. 이는 화학 공정을 제어하기 위한 관점을 만들고 공정의 수학적 모델링을 허용합니다.

반응은 다음과 같습니다.

1. 동종의– 하나의 매체(기체상)에서 발생합니다. 전체적으로 통과하십시오.

2. 이질적인– 동일한 환경(다른 단계의 물질 간)에서 발생하지 않습니다. 인터페이스를 통과합니다.

아래에 화학 반응 속도단위 부피당(균질 반응의 경우) 및 단위 표면당(불균일 반응의 경우) 단위 시간당 발생하는 기본 반응 이벤트 수를 이해합니다.

반응이 진행되는 동안 반응물의 농도가 변하기 때문에 속도는 일반적으로 단위 시간당 반응물의 농도 변화로 정의되며 다음과 같이 표현됩니다.

. 이 경우 반응식의 화학양론적 계수가 농도 간의 관계를 설정하므로 반응에 포함된 모든 물질의 농도 변화를 모니터링할 필요가 없습니다. 암모니아 축적 속도는 수소 소비 속도의 두 배입니다.
. . 왜냐하면 음수가 될 수 없으므로 "-"를 붙입니다.

시간 간격의 속도

– 실제 순간 속도– 시간에 따른 농도의 1차 미분입니다.

화학 반응 속도는 다음과 같습니다.:

1. 반응 물질의 성질로부터;

2. 시약의 농도에 따라;

3. 촉매로부터;

4. 온도에 관하여;

5. 고체의 분쇄 정도(이종 반응)

6. 환경(솔루션)으로부터;

7. 반응기의 모양(연쇄반응)

8. 조명으로부터(광화학 반응).

화학 동역학의 기본 법칙은 다음과 같습니다. 대중행동의 법칙: 화학반응의 속도는 반응에서 반응물의 농도의 곱에 비례한다

: , – 화학 반응 속도 상수

물리적 의미

에 .

반응에 2개의 입자가 아닌 더 많은 입자가 포함되는 경우

, 그런 다음: ~ 화학양론적 계수와 동일한 거듭제곱, 즉: , 여기서 는 전체 반응 순서(첫 번째, 두 번째, 세 번째... 순서의 반응)를 나타내는 지표입니다.

이 반응 이벤트에 참여하는 입자의 수에 따라 결정됩니다. 반응의 분자성:

단분자 ( ) 이분자 ( ) 삼분자.

3개 이상은 안되기 때문에.. 한 번에 3개 이상의 입자가 충돌할 가능성은 거의 없습니다.

반응이 여러 단계에 걸쳐 일어날 때, 총합은

반응 = 가장 느린 단계(제한 단계).

온도에 대한 반응 속도의 의존성은 경험적으로 결정됩니다. 반트 호프의 법칙: 온도가 증가할 때

, 화학 반응 속도는 2~4배 증가합니다. ,
– 화학 반응 속도의 온도 계수.

모든 분자 충돌이 상호 작용을 동반하는 것은 아닙니다. 대부분의 분자는 탄력 있는 공처럼 튕겨 나옵니다. 그리고 충돌 중에 활성 개체만 서로 상호 작용합니다. 활성 분자에는 약간의 과잉이 있습니다.

그러나 비활성 분자와 비교하면 활성 분자에서는 분자 사이의 결합이 약해집니다.

분자를 활성 상태로 전환시키는 에너지는 활성화 에너지입니다

. 크기가 작을수록 더 많은 입자가 반응하고 화학 반응 속도가 빨라집니다.

크기

반응물의 성질에 따라 달라집니다. 해리보다 적습니다. 시약에서 가장 약한 결합입니다.

변화

반응 중: 방출됨(발열)

온도가 증가함에 따라 활성 분자의 수가 증가하므로

화학적 동역학

화학반응의 속도는 물질의 양의 변화이다 DN반응에 들어가거나 단위 반응 공간에서 단위 시간당 반응의 결과로 형성됩니다.

전체 부피에 걸쳐 균일한 반응이 일어나는 경우 V시스템에서 반응 공간의 단위는 부피의 단위입니다. 그런 다음 일정 기간 동안 특정 물질의 평균 반응 속도 Dt공식으로 표현

v 평균. =, (2.3.1)

어디 DC– 일정 기간 동안 물질의 몰 농도 변화, 정부.

반응 생성물의 농도 증가에 따라 반응 속도를 모니터링하는 경우 "+" 기호를 사용하고, 출발 물질 농도의 감소로 속도를 판단하는 경우 "-" 기호를 사용합니다.

시간에 따른 물질 농도의 선형 의존성을 통해서만 실제 반응 속도(주어진 시간에서의 속도)는 일정하고 평균 속도와 같습니다. 비선형 관계의 경우 실제 반응 속도는 시간이 지남에 따라 변합니다. 따라서 일정 기간 동안의 평균 속도는 실제 속도의 대략적인 근사치입니다.

주어진 시간의 반응 속도를 결정하려면 티, 무한한 시간 간격을 취해야합니다 dt즉, 실제 반응 속도는 시간에 따른 물질 양의 1차 미분에 의해 결정됩니다.

v = (2.3.2)

물질간 계면에서 일어나는 이종반응의 경우 반응공간의 단위는 면적의 단위이다. 에스위상 인터페이스. 특정 물질의 평균 및 실제 반응률에 대한 표현은 다음과 같습니다.

v 평균. = ;(2.3.3)

v= . (2.3.4)

화학 반응의 속도는 여러 요인에 따라 달라집니다. 그들 중 일부의 영향을 고려해 봅시다.

우선, 화학 반응의 속도는 반응물의 성질에 따라 달라집니다.

반응물의 농도에 대한 반응 속도의 의존성이 표현됩니다. 대중행동의 법칙. 이 법칙은 단순 반응, 즉 한 단계에서 발생하는 반응 또는 복잡한 화학 반응의 개별 기본 단계에 대해 공식화되었습니다. 주어진 온도에서의 반응 속도는 반응 방정식의 해당 화학양론적 계수와 동일한 반응물 농도의 곱에 비례합니다.

형태의 간단한 반응을 위해

aA + bB→반응 생성물

이 법칙은 방정식으로 표현됩니다

v = k(C A) a ×(C B) b(2.3.5)

이 표현을 동역학 방정식이라고 합니다. 비례 요인 케이반응속도상수라고 불리는 이 값은 물질의 성질, 온도, 촉매의 존재 여부에 따라 달라지지만 농도에는 의존하지 않습니다.

대부분의 경우 화학 반응은 복잡한 다단계 공정이며, 반응식은 실제 공정 과정이 아닌 물질 수지를 반영합니다. 그러므로 대중행동의 법칙은 전체 과정에 전체적으로 적용될 수 없습니다. 때때로 물질 농도에 대한 반응 속도의 의존성은 (2.3.5) 형식의 거듭제곱 함수로 전혀 설명할 수 없습니다.

실험적으로 연구된 반응의 동역학을 특성화하기 위해 반응 순서의 개념이 도입되었습니다. 주어진 물질에 대한 반응 차수(부분 순서)는 이 물질의 농도가 반응의 동역학 방정식에 포함되는 지수와 동일한 숫자입니다. 특정 순서는 실험적으로 결정됩니다. 정수, 분수, 음수 값을 사용하거나 0과 같을 수 있습니다. 일반적인 경우, 부분 차수는 반응식의 해당 화학양론 계수와 동일하지 않지만 때로는 우연하게도 반응의 화학양론을 기반으로 예상되는 것과 같은 것으로 판명되기도 합니다.

이종 반응의 동역학에는 특정 특징이 있습니다.

반응이 계면에서 일어나고 응축상의 농도가 일정하게 유지되기 때문에 그러한 반응의 동역학 방정식에는 응축상의 농도가 포함되지 않습니다.

이종 반응은 항상 복잡한 과정입니다. 여기에는 표면의 실제 화학 반응 단계뿐만 아니라 확산 단계, 즉 반응물을 표면에 공급하고 표면에서 반응 생성물을 제거하는 단계도 포함됩니다. 확산 속도가 화학 반응 속도보다 낮으면 확산 단계에 따라 공정 속도가 결정됩니다. 이러한 반응의 속도는 교반에 따라 증가합니다.

단위 표면당 화학적 상호작용 자체의 구체적인 비율은 표면적에 의존하지 않습니다. 그러나 전체적으로 이종 공정을 가속화해야 할 경우에는 반응 물질을 분쇄하는 방법을 사용합니다. 이로 인해 접촉 표면이 증가하고 확산 경로 길이가 감소합니다.

대부분의 화학 반응 속도는 온도가 증가함에 따라 증가합니다. 그다지 크지 않은 온도 범위에서 평균 속도로 발생하는 반응의 경우 대략적인 경험적 반트 호프의 법칙: 온도가 10℃ 증가하면 반응 속도는 2~4배 증가합니다.

수학적으로는 다음과 같이 쓸 수 있습니다.

v 2 = v 1 × ,(2.3.6)

어디 v 1그리고 v 2– 초기 반응속도 티 1그리고 최종 티 2각각 온도;

g– 반응 속도의 온도 계수.

속도의 온도 계수는 온도가 100만큼 증가할 때 반응 속도가 몇 배나 증가하는지를 나타냅니다.

보다 정확하게는 화학 반응 속도에 대한 온도의 영향은 간단한 반응의 속도 상수 또는 복잡한 공정의 기본 단계에 대한 Arrhenius 방정식으로 표현됩니다.

, (2.3.7)

어디 ㅏ- 사전 지수 요인;

아르 자형– 가스 상수;

티– 절대 온도;

이자형– 자연로그의 밑수;

에– 활성화 에너지.

Arrhenius 방정식은 (전부는 아니지만) 많은 복잡한 반응에도 적용됩니다. 이 경우 활성화 에너지를 겉보기 에너지라고합니다.

반응 중에 시스템은 전이 상태(활성화된 복합체)를 통과합니다. 활성화된 복합체는 출발 물질 및 반응 생성물보다 더 높은 에너지를 갖습니다. 활성화 에너지는 활성화된 복합체를 형성하는 데 필요한 에너지입니다.

반응 속도에 영향을 미치는 방법 중 하나는 촉매를 사용하여 수행되는 촉매 작용입니다. 시약과의 중간 화학적 상호 작용에 반복적으로 참여하여 화학 반응 속도를 변경하지만 중간 상호 작용의 각주기 후에 복원되는 물질입니다. 그들의 화학 성분. 촉매는 최종 반응 생성물에 포함되지 않습니다. 원칙적으로 출발물질에 비해 소량으로 투여됩니다.

촉매는 참여와 함께 전이 상태를 통해 새로운 공정 경로를 열며, 이러한 경로는 비촉매 반응보다 활성화 에너지가 낮다는 특징이 있습니다. 이로 인해 프로세스 속도가 향상됩니다.

활성화 에너지의 감소는 촉매 존재 하에서 반응 속도가 증가하는 결정적인 이유이지만 유일한 이유는 아닙니다. 촉매는 아레니우스 방정식의 사전 지수 인자를 증가시킬 수 있습니다. 활성화된 복합체 이론에 따르면, 사전 지수 인자는 촉매 존재 시 증가할 수 있는 전이 상태 형성의 엔트로피에 따라 달라집니다.

촉매는 반응의 열 효과를 변경하지 않습니다.

반응을 촉진시키는 양성촉매와 반응속도를 감소시키는 음성촉매가 있습니다. 후자의 경우 선택성으로 인해 촉매는 복잡한 공정의 이전에 가장 느린 단계를 가속화하여 촉매 없이 가능한 공정 경로 중 하나를 제거합니다. 결과적으로 반응이 느려지거나 거의 완전히 억제됩니다.

억제제라고 불리는 물질도 화학 반응을 늦출 수 있지만 작용 메커니즘은 다소 다릅니다.

균질한 촉매작용과 이질적인 촉매작용이 있습니다. 균질 촉매반응에서는 반응물과 촉매가 하나의 상을 형성하며, 이들 사이에는 계면이 없습니다. 불균일 촉매작용에서는 촉매와 반응물이 서로 다른 상에 있고 반응이 촉매 표면에서 발생합니다.

화학 평형

화학 반응은 가역적일 수도 있고 비가역적일 수도 있습니다. 비가역적 반응은 출발 물질이 완전히 소비될 때까지 반응 생성물이 형성되는 방향으로만 진행됩니다. 가역반응은 서로 반대되는 두 방향으로 동시에 발생합니다. 이러한 반응은 어떤 방향으로도 완료되지 않으며, 어떤 반응물도 완전히 소모되지 않습니다.

반대 방향의 두 가지 화학 과정이 동일한 속도로 동시에 발생하는 시스템의 상태를 화학 평형이라고 합니다. 평형 상태에서는 모든 물질의 농도가 변하지 않습니다.

화학적 균형의 징후:

외부 영향이 없으면 시스템 상태는 시간이 지나도 일정합니다.

시스템 상태는 아무리 작더라도 외부 영향의 영향으로 변경됩니다. 얼마 후 이러한 시스템에서 평형이 다시 설정되지만 모든 물질의 평형 농도 비율이 다릅니다.

시스템의 상태는 어느 쪽이 평형에 접근하는지(순방향 또는 역방향 반응 쪽)에 의존하지 않습니다.

외부 영향이 제거되면 시스템은 원래 상태로 돌아갑니다.

등압-등온 조건 하에서( 피; T=상수) 평형 상태에서 시스템의 깁스 에너지 변화는 0입니다( DG=0).

조건부 가역 반응을 고려하십시오.

aA+bB⇄ CC+DD.

이에 대한 행동 대중은 다음 형식으로 작성됩니다.

, (2.3.8)

어디 에게– 평형 상수;

[ㅏ] , [비], [씨], [디] – 물질의 평형 농도;

에이, 비, 씨, 디– 반응식의 화학양론적 계수.

평형 상수는 물질의 온도와 성질에 따라 다르지만 농도에는 의존하지 않습니다. 평형 상수의 값이 클수록 평형은 반응 생성물 형성 방향으로 더 많이 이동합니다. 따라서 평형 상수는 평형 순간의 공정 깊이를 나타냅니다.

기체와 관련된 반응의 경우 평형 상수( 크르)은 기체 물질의 부분압을 통해 표현될 수도 있습니다. 가스의 특성이 이상적인 가스와 크게 다르지 않으면 부분 압력으로 표현되는 상수 사이 ( 크르), 농도로 표현되는 상수( K초), 다음과 같은 연결이 있습니다.

K p =K c ×(RT) D n, (2.3.9)

어디 DN– 번호 변경 두더지화학양론에 따라 반응하는 동안 기체 물질.

온도에서의 평형 상수 티반응의 표준 깁스 에너지 변화와 관련이 있습니다. DG 0같은 온도에서 비율로

DG 0 = - RT×lnK. (2.3.10)

불균일 반응에서 응축상의 농도는 거의 일정하며 이는 암묵적으로 평형 상수에 포함됩니다. 응축상의 농도는 평형상수 식에 포함되지 않습니다.

외부 조건이 변하면 이러한 변화가 순방향 반응과 역방향 반응의 속도에 서로 다른 영향을 미치기 때문에 평형이 이동합니다. 평형은 속도가 빨라지는 반응쪽으로 이동합니다.

평형은 온도, 물질 농도, 시스템 압력의 변화에 의해 영향을 받습니다(수 변화에 따라 반응이 일어나는 경우). 두더지기체 물질). 촉매의 도입은 정반응과 역반응의 속도를 동일하게 변화시키기 때문에 평형을 이동시키지 않습니다. 촉매는 시스템이 평형에 도달하는 데 걸리는 시간을 단축할 뿐입니다.

일반적인 경우에는 평형 이동의 방향이 결정됩니다. 르 샤틀리에의 원리: 평형 상태에 있는 시스템에 외부 영향이 가해지면 평형은 이 영향을 약화시키는 방향으로 이동합니다.

실시예 1

반응속도는 몇배로 늘어나나요?

ㅏ) C + 2 H 2 = CH 4

비) 2NO + Cl 2 = 2 NOCl

시스템의 압력이 세 배 증가하면?

해결책

시스템의 압력을 3배 증가시키는 것은 각 기체 성분의 농도를 3배 증가시키는 것과 같습니다.

질량 작용의 법칙에 따라 각 반응에 대한 운동 방정식을 작성합니다.

a) 탄소는 고체상이고, 수소는 기체상이다. 불균일 반응 속도는 고체상의 농도에 의존하지 않으므로 반응식에 포함되지 않습니다. 첫 번째 반응의 속도는 다음 방정식으로 설명됩니다.

초기 수소 농도를 다음과 같다고 하자. 엑스, 그 다음에 v 1 = kh 2 .압력을 3배 증가시키면 수소의 농도는 3이 된다. 엑스, 그리고 반응 속도 v 2 = k(3x) 2 = 9kx 2.다음으로 속도 비율을 찾습니다.

v 1:v 2 = 9kx 2:kx 2 = 9.

따라서 반응속도는 9배 증가하게 됩니다.

b) 균질한 두 번째 반응의 운동 방정식은 다음과 같은 형식으로 작성됩니다. . 초기 농도를 보자 아니요동일 엑스, 및 초기 농도 CI 2동일 ~에, 그 다음에 v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;

v 2:v 1 = 27.

반응 속도가 27배 증가합니다.

실시예 2

반응 속도의 온도 계수 g 2.8과 같습니다. 반응시간을 124배로 줄이면 온도는 몇도 상승하는가?

해결책

반트 호프의 법칙에 따르면 v 1 = v 2 ×. 반응 시간 티는 속도에 반비례하는 양이고, v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.

티 1 /티 2 = = 124

마지막 표현식의 로그를 살펴보겠습니다.

LG( )= 로그 124;

DT/ 10×lgg=lg 124;

DT = 10×lg124/ LG2.8 » 47 0 .

온도가 47도 증가했습니다.

실시예 3

온도를 100C에서 400C로 올리면 반응속도가 8배 증가했다. 반응의 활성화 에너지는 얼마인가?

해결책

서로 다른 온도에서의 반응 속도의 비율은 동일한 온도에서의 속도 상수의 비율과 동일하며 8과 같습니다. Arrhenius 방정식에 따르면

k 2 / k 1 = A× /ㅏ = 8

지수이전 인자와 활성화 에너지는 실질적으로 온도와 무관하므로

실시예 4

온도 973에서 에게반응 평형 상수

NiO+H 2 = Ni+H 2 O (g)

해결책

수증기의 초기 농도는 0이라고 가정합니다. 이 이종 반응의 평형 상수 표현은 다음과 같은 형식을 갖습니다. .

수증기의 농도가 평형 순간과 같아지도록 하세요. x 몰/리터.그런 다음 반응의 화학량론에 따라 수소 농도는 다음과 같이 감소했습니다. x 몰/리터그리고 평등해졌다 (3 – x) mol/l.

평형 농도를 평형 상수 식에 대입하고 다음을 구해 보겠습니다. 엑스:

K = x / (3 – x); x / (3 – x) = 0.32; x=0.73mol/l.

따라서 수증기의 평형농도는 0.73이다. 정부,수소의 평형 농도는 3 – 0.73 = 2.27입니다. 정부.

실시예 5

반응 균형은 어떤 영향을 받나요? 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3 ; DH= -172.38kJ:

1) 집중력 증가 그래서 2, 2) 시스템의 압력 증가,
3) 시스템 냉각, 4) 시스템에 촉매 도입?

해결책

르 샤틀리에의 원리에 따르면 농도가 증가할수록 그래서 2균형은 소비로 이어지는 과정으로 이동합니다. 그래서 2즉, 형성의 직접적인 반응을 향한 것입니다. 그래서 3.

반응은 숫자의 변화와 함께 나타납니다. 두더지기체 물질이므로 압력의 변화로 인해 평형이 이동합니다. 압력이 증가함에 따라 평형은 이러한 변화에 대응하는 과정, 즉 숫자가 감소하는 과정으로 이동합니다. 두더지기체 물질, 결과적으로 압력이 감소합니다. 반응식에 따르면, 수 두더지기체 출발 물질은 3이고, 그 수는 두더지직접반응의 생성물은 2와 같다. 따라서 압력이 증가함에 따라 평형은 형성의 직접적인 반응쪽으로 이동합니다. 그래서 3.

왜냐하면 DH< 0이면 열 방출과 함께 직접적인 반응이 발생합니다(발열 반응). 열을 흡수하면 역반응(흡열반응)이 일어납니다. 르 샤틀리에의 원리에 따르면 냉각은 열을 방출하는 반응, 즉 직접 반응 쪽으로 평형 상태를 이동시킵니다.

시스템에 촉매를 도입해도 화학 평형이 바뀌지 않습니다.

실시예 6

반응의 평형 상수를 계산하십시오. FeO(k) +H2(g) ⇄Fe(k) +H2O(g) 25 0 C에서 평형은 어느 방향으로 이동합니까? 모든 물질이 표준 상태에 있을 때 평형이 확립되는 온도와 의존성을 결정합니다. DH 0그리고 DS 0온도는 무시할 수 있습니다.

해결책

평형 상수는 방정식 에 의한 반응의 표준 깁스 에너지 변화와 관련됩니다. 따라서 .

표준 Gibbs 물질 형성 에너지의 기준 값을 사용하여 우리는 다음을 찾습니다. DG 0r-tion:

DG 0 r-tion = DG 0 (H 2 O (g)) + DG 0 (Fe (k)) - DG 0 (FeO (k)) - DG 0 (H 2 (g)) = -228.61 kJ /mol + + 0 – (-244.3 kJ/mol) – 0 = 15.59 kJ = 15.59 × 10 3 J

K= =0,0018

평형상수는 1보다 작으므로 평형은 25이다. 0℃ (298에게)은 역반응 쪽으로 이동한다.

균형이 잡힌 상태에서 DG 0 = 0.왜냐하면 DG 0 = DN 0 - TDS 0,그러면 온도에서 평형이 확립될 것입니다. T=DN 0 / DS 0.

물질 형성의 표준 엔탈피와 표준 엔트로피의 기준 값을 사용하여 다음을 계산합니다. DН 0 r-tion그리고 DS 0 r-tion.

DH 0 r-이온 = DH 0 (H 2 O (g)) + DH 0 (Fe (k)) - DH 0 (FeO (k)) - DN 0 (H 2 (g)) = -241.82 kJ /mol+ + 0 – (- 263.7 kJ/mol) – 0 = 21.88 kJ.

DS 0 r-tion = S 0 (H 2 O (g)) + S 0 (Fe (k)) - S 0 (FeO (k)) - S 0 (H 2 (g)) =

=0.1887 kJ/mol× K + 0.02715 kJ/mol× K – 0.05879 kJ/mol× K –

- 0.13058 kJ/mol× K = 0.02648 kJ/K.

평형이 확립되는 온도를 찾아 보겠습니다.

티 = 21,88 kJ : 0,02648 kJ/K = 826 에게.