Kimyəvi tarazlıq sabiti- xüsusiyyətlər kimyəvi reaksiya, dəyəri ilə reaksiya verən maddələrin konsentrasiyalarının ilkin nisbətində prosesin istiqamətini və müəyyən şərtlərdə reaksiya məhsulunun maksimum mümkün məhsuldarlığını mühakimə etmək olar.
Kimyəvi tarazlıq sabiti kütlə hərəkəti qanunu ilə müəyyən edilir. Onun dəyərləri hesablama və ya eksperimental məlumatlar əsasında tapılır. Kimyəvi tarazlıq sabiti reagentlərin təbiətindən və temperaturdan asılıdır.
~K tarazlıq sabiti Gibbsin sərbəst enerjisi ilə ~\Delta G aşağıdakı kimi əlaqələndirilir:
~\Delta G=-RT\cdot\ln K.Yuxarıdakı tənlik ΔG° dəyərindən K-ni, sonra isə reagentlərin tarazlıq konsentrasiyalarını (qismən təzyiqlərini) hesablamağa imkan verir.
Bu tənlikdən aydın olur ki, tarazlıq sabiti temperaturun dəyişməsinə çox həssasdır (sabiti buradan ifadə etsək, onda temperatur eksponentdə olacaqdır). Endotermik proseslər üçün temperaturun artması tarazlıq sabitinin artmasına, ekzotermik proseslər üçün isə azalmaya uyğundur. Çox yüksək təzyiq halları (100 Pa-dan) istisna olmaqla, tarazlıq sabiti təzyiqdən asılı deyildir.
Tarazlıq sabitinin entalpiya və entropiya amillərindən asılılığı reagentlərin təbiətinin ona təsirini göstərir.
Biz tarazlıq sabitini reaksiya sürəti ilə ifadə edə bilərik. Bu halda tarazlıq sabiti kimi müəyyən edilir
~K=\frac(k_1)(k_(-1)),burada ~k_1 irəli reaksiyanın sürət sabiti, ~k_(-1) əks reaksiyanın sürət sabitidir.
1 . PCl 5 tənliyinə uyğun olaraq baş verən fosfor pentakloridinin dissosiasiya prosesinin kimyəvi tarazlıq sabitini təyin edin.<=>PCl 3 + Cl 2,
K C-nin tarazlıq konsentrasiyaları və K R komponentlərinin qismən təzyiqləri ilə. Məlumdur ki, 500 K temperaturda tarazlıq qurulan zaman PCl 5-in 54%-i 1 mol/ ilkin konsentrasiyaya nisbətən reaksiya vermişdi. l.
Həll. Kimyəvi tarazlıq üçün kütlə hərəkəti qanununa görə
K C = :.
Bu ifadəni tənliyimizə tətbiq edərək, əldə edirik
K C = C μ (PCl 3) C μ (Cl 2)/C μ (PCl 5).
Bu ifadə reaktivin və məhsulların tarazlıq konsentrasiyalarını ehtiva edir. Gəlin onları hesablayaq.
Əgər tarazlıq yaranana qədər fosfor pentakloridinin 54%-i reaksiya verərsə, onda 46%-i hələ də sistemdə qalır, yəni PCl 5-in tarazlıq konsentrasiyası aşağıdakılara bərabər olacaqdır: C μ (PCl 5) = C 0 (PCl). 5) 0,46 = 1 0, 46 = 0,46 (mol/l).
Reaksiya başlamazdan əvvəl reaksiya məkanında heç bir məhsul yox idi, buna görə də onların tarazlıqda konsentrasiyası istehlak olunan reagentin nisbəti ilə müəyyən edilir (reaksiya tənliyinə baxın), yəni. C μ (PCl 3) = C μ (Cl 2) = 0,54 mol/l.
Tapılan dəyərləri KC ifadəsinə əvəz edək və hesablamalar aparaq:
K C = (0,54)·(0,54)/(0,46) = 0,63 (mol/l).
Qismən təzyiqlərə münasibətdə tarazlıq sabiti qaz sistemi tənliyi ilə müəyyən edilir: K P = K C · (RT) Δ n, bu halda Δn = Σn davam – Σn reaksiya verir. Kimyəvi tənlikdən aydın olur ki, Δn = 2 – 1 = 1 mol.
Tapılan və məlum olan dəyərləri KP ifadəsində əvəz edək və hesablamalar aparaq: KP = (0,63)·(8,31·500) 1 = 2617 (Pa/l·K) = 2,62 (kPa/l·K ).
Cavab verin: K C = 0,63 mol/l; K P = 2,62 kPa/l·K.
2 . Sistemin tarazlıq vəziyyətində
CO 2 (q) + H 2 (g)<=>CO(g) + H 2 O(g)
reaksiya qarışığı aşağıdakı həcmli tərkibə malik idi: 22% CO 2, 41% H 2, 17% CO və 20% H 2 O. 1900 K və 98.501 Pa təzyiqdə bu tarazlıq üçün K P və K S-ni təyin edin.
Həll. Qarışıqdakı hər bir qazın həcm fraksiyalarından hər hansı qaz qarışığındakı ümumi təzyiqin bu qarışığı təşkil edən qazların qismən təzyiqlərinin cəminə bərabər olduğunu bilməklə onların qismən təzyiqlərini təyin etmək olar:
P = P(CO 2) + P(H 2) + P(CO) + P(H 2 O).
Və sonra Р(СО 2) = 0,22·Р = 0,22·98 501 = 21 670 (Pa);
Р(Н 2) = 0,41·98 501 = 40 385 (Pa);
Р(СО) = 0,17·98 501 = 16 745 (Pa); P(H 2 O) = 0,2 98 501 = 19 700 (Pa).
Qazın qismən təzyiqlərinin tapılmış dəyərlərini tarazlıq sabitinin proses komponentlərinin qismən təzyiqlərindən asılılığını təyin edən tənliyə daxil edirik:
К Р = Р(СО)·Р(Н 2 О)/Р(СО 2)·Р(Н 2);
K P = 16745·19700/21670·40385 = 0,38.
K C = K P · (RT) -Δ n tənliyindən istifadə edərək K C reagentlərinin tarazlıq konsentrasiyalarına münasibətdə tarazlıq sabitini hesablayacağıq. Bizim vəziyyətimiz üçün Δn = 2 – 2 = 0, buna görə də əmsalı (RT) -Δ n = (RT) 0 = 1. və sonra K C = K P = 0,38.
Cavab verin: K C = K P = 0,38.
3 . Homojen sistemdə tarazlıq
4HCl(g) + O2(g)<=>2H 2 O (g) + 2Cl 2 (q)
reaktivlərin aşağıdakı konsentrasiyalarında müəyyən edilmişdir (mol/l): C μ (H 2 O) = 0,14; C μ (Cl 2) = 0,14; C μ (HCl) = 0,20; C μ (O 2) = 0,32. Bu reaksiyanın tarazlıq sabitini hesablayın və hidrogen xlorid və oksigenin ilkin konsentrasiyalarını təyin edin.
Həll. Kütləvi hərəkət qanununa görə, reagentlərin konsentrasiyası üçün kimyəvi tarazlıq sabiti bizim vəziyyətimizə nisbətən tənliklə müəyyən edilir:
K C = [C μ 2 (H 2 O) · C μ 2 (Cl 2)]/[C μ 4 (HCl) · C μ (O 2)].
Tarazlıq konsentrasiyalarının dəyərlərini ona əvəz etməklə və hesablamalar apararaq əldə edirik:
K C = (0,14) 4 / (0,20) 4 · (0,32) = 0,75 (l/mol).
Reaksiyanın kimyəvi tənliyi maddələrin bir-biri ilə hansı nisbətdə qarşılıqlı təsirini göstərir: 4 mol HCl və 1 mol O 2-dən hər biri 2 mol H 2 O və Cl 2 əmələ gəlir. Bu o deməkdir ki, 0,14 mol reaksiya məhsulunun əmələ gəlməsi üçün ΔС μ (HCl) = 2·0,14 = 0,28 mol/l və ΔС μ (О 2) = ½·0,14 = 0,07 mol/l sərf edilmişdir.
Hidrogen xlorid və oksigenin ilkin konsentrasiyası bərabər olacaq:
C μ 0 (HCl) = C μ (HCl) + ΔC μ (HCl), C μ 0 (HCl) = (0,20 + 0,28) mol/l = 0,48 mol/l;
C μ 0 (O 2) = C μ (O 2) + ΔC μ (O 2), C μ 0 (O 2) = (0,32 + 0,07) mol/l = 0,39 mol/l.
Cavab verin: bu reaksiyanın tarazlıq sabiti K C = 0,75 l/mol; reagentlərin ilkin konsentrasiyaları C μ 0 (HCl) = 0,48 mol/l; C μ 0 (O 2) = 0,39 mol/l.
4 . Reaksiyanın tarazlıq sabitini təyin edin
2NO(g) + Cl 2 (g)<=>2NOCl(g)
298 K temperaturda onun iştirakçılarının formalaşmasının standart entalpiyalarının və entropiyalarının qiymətlərinə uyğun olaraq.
Həll. Kimyəvi reaksiyanın tarazlıq sabitinin temperaturdan asılılığı Kirchhoff tənliyinə görə müəyyən edilir:
ΔH˚ bərabərdir ΔS˚ bərabərdir
ℓnК Р = – – + – .
1 nömrəli Əlavədəki cədvəldəki istinad məlumatlarından istifadə edərək standart şərtlərdə ΔH˚ bərabər və ΔS˚ bərabər hesablayaq:
ΔH˚ bərabərdir = 2ΔH 0 (NOCl) - 2ΔH 0 (NO),
ΔS˚ bərabərdir = 2S 0 (NOCl) – 2S 0 (NO) – S 0 (Cl 2), onda
ΔH˚ bərabərdir = 2·53,55 kJ/mol - 2·90,37 kJ/mol = - 73,64 kJ/mol = - 73640 J/mol;
ΔS˚ bərabərdir = 2·263,6(J/mol·K) - 2·210,62(J/mol·K) – 223,0(J/mol·K) = - 117,04 J/mol·K .
Tapılan dəyərləri Kirchhoff tənliyinə əvəz edək və hesablamaları aparaq:
ℓnК Р = - (- 73640)/8,31·298 + (-117,04/8,31) = 29,74 – 14,08 = 15,66.
Onda K P = e 15,66 = 5,7 10 6.
Cavab verin: reaksiya tarazlığı sabiti K P = 5.7·10 6.
5 . Reaksiya üçün H 2 (g) + Br 2 (g)<=>2HBr(g) müəyyən temperaturda tarazlıq sabiti vahidə bərabərdir. İlkin qarışıq 3 mol hidrogen və 2 mol bromdan ibarət olarsa, tarazlıq qaz reaksiyası qarışığının tərkibini (həcm üzrə faizlə) müəyyən edin.
Həll. Sistemin tarazlıq vəziyyəti üçün kütlə hərəkəti qanununun ifadəsini yazaq:
Kr = C 2 μ (HBr)/C μ (H 2) C μ (Br 2) = 1.
Tutaq ki, sistemdə tarazlıq yaranana qədər reaksiya baş vermişdir X mol H 2 və Br 2. Onda onların tarazlıq konsentrasiyaları bərabər olacaq: C μ (H 2) = (3 -) X) mol, C μ (Br 2) = (2 - X) köstəbək. Müvafiq olaraq, bu anda 2 X mol hidrogen bromid, yəni. μ(HBr) = 2 ilə X köstəbək.
Tarazlıq konsentrasiyalarının bu dəyərlərini tarazlıq sabitinin ifadəsinə əvəz edərək, bir naməlum olan bir tənlik əldə edirik: (2) X) 2 /(3-X)·(2- X) = 1.
Bununla bağlı qərar verərək X, alırıq: 3 X 2 - 5X - 6 = 0;
X 1.2 = (-5±√25+72)/6 = (-5±10)/6. Buradan X= 0,75 mol.
Beləliklə, tarazlıq qurulduqda qarışıqda: 2,25 mol H 2, 1,25 mol Br 2 və 1,50 mol HBr var idi ki, bu da 45% hidrogen, 25% brom və 30% hidrogen bromidə uyğundur.
Cavab verin: tarazlıq vəziyyətində qaz qarışığı 45% H 2, 25% Br 2 və 30% HBr daxildir.
Əksər kimyəvi reaksiyalar geri çevrilir, yəni. əks istiqamətlərdə eyni vaxtda axır. İrəli və tərs reaksiyaların eyni sürətlə baş verdiyi hallarda kimyəvi tarazlıq yaranır. Məsələn, geri dönən bircins reaksiyada: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g), kütlənin hərəkət qanununa uyğun olaraq irəli və əks reaksiyaların sürətlərinin nisbəti konsentrasiyaların nisbətindən asılıdır. reaktivlərin, yəni: irəli reaksiyanın sürəti: υ 1 = k 1 [H 2 ]. Əks reaksiya sürəti: υ 2 = k 2 2.
Əgər H 2 və I 2 başlanğıc maddələrdirsə, onda ilk anda irəli reaksiyanın sürəti onların ilkin konsentrasiyaları ilə müəyyən edilir və əks reaksiyanın sürəti sıfırdır. H 2 və I 2 sərf olunduqca və HI əmələ gəldikcə irəli reaksiyanın sürəti azalır və əks reaksiyanın sürəti artır. Bir müddət sonra hər iki dərəcə bərabərləşdirilir və sistemdə kimyəvi tarazlıq qurulur, yəni. Vahid vaxtda istehsal olunan və istehlak edilən HI molekullarının sayı eyni olur.
Kimyəvi tarazlıqda irəli və tərs reaksiyaların sürətləri V 1 = V 2-yə bərabər olduğundan, k 1 = k 2 2 olur.
Verilmiş temperaturda k 1 və k 2 sabit olduğundan onların nisbəti sabit olacaqdır. Onu K ilə işarələsək, alırıq:
K kimyəvi tarazlıq sabiti, yuxarıdakı tənlik isə kütlələrin hərəkət qanunu adlanır (Quldberg - Waale).
Ümumi halda aA+bB+…↔dD+eE+… formalı reaksiya üçün tarazlıq sabiti bərabərdir. 
. Qaz halında olan maddələrin qarşılıqlı təsiri üçün tez-tez reaktivlərin tarazlıq qismən təzyiqləri ilə təmsil olunduğu ifadə istifadə olunur. Qeyd olunan reaksiya üçün 
.
Tarazlıq vəziyyəti verilmiş şəraitdə reaksiyanın kortəbii getdiyi həddi xarakterizə edir (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Tarazlıq konsentrasiyaları arasındakı əlaqə ilkin maddələr kimi hansı maddələrin götürülməsindən asılı deyil (məsələn, H 2 və I 2 və ya HI), yəni. tarazlıq vəziyyətinə hər iki tərəfdən yanaşmaq olar.
Kimyəvi tarazlıq sabiti reagentlərin təbiətindən və temperaturdan asılıdır; Tarazlıq sabiti təzyiqdən (çox yüksəkdirsə) və ya reagentlərin konsentrasiyasından asılı deyil.
Temperatur, entalpiya və entropiya amillərinin tarazlıq sabitinə təsiri. Tarazlıq sabiti ∆G o =-RT ln K sadə tənliyi ilə kimyəvi reaksiyanın ∆G o standart izobar-izotermik potensialının dəyişməsi ilə bağlıdır.
Bu, ∆G o (∆G o) böyük mənfi qiymətlərinin olduğunu göstərir<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), onda tarazlıq qarışığında başlanğıc maddələr üstünlük təşkil edir. Bu tənlik ∆G o qiymətindən K-ni, sonra isə reagentlərin tarazlıq konsentrasiyalarını (qismən təzyiqlərini) hesablamağa imkan verir. Nəzərə alsaq ki, ∆G o =∆Н o -Т∆S o , onda müəyyən transformasiyadan sonra alırıq. 
. Bu tənlikdən aydın olur ki, tarazlıq sabiti temperaturun dəyişməsinə çox həssasdır. Reagentlərin təbiətinin tarazlıq sabitinə təsiri onun entalpiya və entropiya amillərindən asılılığını müəyyən edir.
Le Chatelier prinsipi
Kimyəvi tarazlıq vəziyyəti verilmiş sabit şəraitdə istənilən vaxt saxlanılır. Şərtlər dəyişdikdə tarazlıq vəziyyəti pozulur, çünki bu halda əks proseslərin sürətləri müxtəlif dərəcədə dəyişir. Lakin müəyyən müddətdən sonra sistem yenidən tarazlıq vəziyyətinə gəlir, lakin bu dəfə yeni dəyişilmiş şərtlərə uyğun gəlir.
Şərtlərin dəyişməsindən asılı olaraq tarazlığın yerdəyişməsi ümumiyyətlə Le Chatelier prinsipi (və ya hərəkət edən tarazlıq prinsipi) ilə müəyyən edilir: Əgər tarazlıq vəziyyətində olan bir sistemə tarazlıq vəziyyətini təyin edən şərtlərdən hər hansı birini dəyişdirməklə kənardan təsir edilirsə, o zaman o, prosesin istiqamətinə doğru dəyişir, onun gedişi yaranan təsirin təsirini zəiflədir.
Beləliklə, temperaturun artması tarazlığın gedişi istiliyin udulması ilə müşayiət olunan proseslərin istiqamətinə sürüşməsinə səbəb olur, temperaturun azalması isə əks istiqamətdə hərəkət edir. Eynilə, təzyiqin artması tarazlığı həcmin azalması ilə müşayiət olunan bir proses istiqamətində dəyişdirir və təzyiqin azalması əks istiqamətdə hərəkət edir. Məsələn, 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ tarazlıq sistemində temperaturun artması H 3 N-nin hidrogen və azotda parçalanmasını gücləndirir, çünki bu proses endotermikdir. Təzyiq artımı tarazlığı H 3 N əmələ gəlməsinə doğru sürüşdürür, çünki həcm azalır.
Əgər tarazlıq vəziyyətində olan sistemə reaksiyada iştirak edən hər hansı maddənin müəyyən miqdarı əlavə olunarsa (və ya əksinə, sistemdən çıxarılarsa), onda irəli və tərs reaksiyaların sürətləri dəyişir, lakin tədricən yenidən bərabərləşir. Başqa sözlə, sistem kimyəvi tarazlıq vəziyyətinə qayıdır. Bu yeni vəziyyətdə, sistemdə mövcud olan bütün maddələrin tarazlıq konsentrasiyaları ilkin tarazlıq konsentrasiyalarından fərqlənəcək, lakin onlar arasındakı nisbət eyni qalacaq. Beləliklə, tarazlıqda olan bir sistemdə, bütün digərlərinin konsentrasiyalarının dəyişməsinə səbəb olmadan maddələrdən birinin konsentrasiyasını dəyişdirmək mümkün deyil.
Le Chatelier prinsipinə uyğun olaraq, bir reagentin əlavə kəmiyyətlərinin tarazlıq sisteminə daxil edilməsi, bu maddənin konsentrasiyasının azaldığı və müvafiq olaraq qarşılıqlı təsir məhsullarının konsentrasiyasının artdığı istiqamətdə tarazlığın dəyişməsinə səbəb olur.
Kimyəvi tarazlığın öyrənilməsi həm nəzəri tədqiqatlar, həm də praktiki məsələlərin həlli üçün böyük əhəmiyyət kəsb edir. Müxtəlif temperatur və təzyiqlər üçün tarazlıq vəziyyətini təyin etməklə kimyəvi proses üçün ən əlverişli şərtləri seçmək mümkündür. Proses şəraitinin son seçimi zamanı onların proses sürətinə təsiri də nəzərə alınır.
Misal 1. Reaksiyaya daxil olan maddələrin tarazlıq konsentrasiyalarından reaksiyanın tarazlıq sabitinin hesablanması.
A + B 2C reaksiyasının tarazlıq sabitini hesablayın, əgər tarazlıq konsentrasiyaları [A] = 0,3 mol∙l -1; [V]=1,1mol∙l -1; [C]=2,1mol∙l -1.
Həll. Bu reaksiya üçün tarazlıq sabitinin ifadəsi belədir: . Burada məsələnin ifadəsində göstərilən tarazlıq konsentrasiyalarını əvəz edək: =5.79.
Misal 2. Reaksiyaya girən maddələrin tarazlıq konsentrasiyalarının hesablanması. Reaksiya A + 2B C tənliyinə uyğun gedir.
A və B maddələrinin ilkin konsentrasiyaları müvafiq olaraq 0,5 və 0,7 mol∙l -1 və reaksiyanın tarazlıq sabiti K p = 50 olarsa, reaksiya verən maddələrin tarazlıq konsentrasiyalarını təyin edin.
Həll. A və B maddələrinin hər molunda 2 mol C maddəsi əmələ gəlirsə, A və B maddələrinin konsentrasiyasının azalması X mol ilə işarələnirsə, onda maddənin konsentrasiyasının artması 2X mol-ə bərabər olacaqdır. Reaktivlərin tarazlıq konsentrasiyası aşağıdakı kimi olacaqdır:
C A = (təxminən.5-x)mol∙l -1; C B = (0,7-x) mol∙l -1; C C =2x mol∙l -1
x 1 =0,86; x 2 =0,44
Məsələnin şərtlərinə görə x 2 qiyməti etibarlıdır. Beləliklə, reaktivlərin tarazlıq konsentrasiyaları:
C A =0,5-0,44=0,06mol∙l -1; C B =0,7-0,44=0,26mol∙l -1; C C =0,44∙2=0,88mol∙l -1.
Misal 3. K r tarazlıq sabitinin qiyməti ilə reaksiyanın Gibbs enerjisinin ∆G o dəyişməsinin təyini. Gibbs enerjisini hesablayın və tarazlıq sabiti Kp = 1,0685∙10 -4-ə bərabər olarsa, 700 K-də CO + Cl 2 = COCl 2 reaksiyasının mümkünlüyünü müəyyən edin. Bütün reaksiya verən maddələrin qismən təzyiqi eyni və 101325 Pa-a bərabərdir.
Həll.∆G 700 =2,303∙RT 
.
Bu proses üçün:
∆Get<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Misal 4. Kimyəvi tarazlığın dəyişməsi. N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal sistemində tarazlıq hansı istiqamətdə dəyişəcək:
a) N 2 konsentrasiyasının artması ilə;
b) H 2-nin artan konsentrasiyası ilə;
c) temperaturun artması ilə;
d) təzyiq azaldıqda?
Həll. Reaksiya tənliyinin sol tərəfindəki maddələrin konsentrasiyasının artması, Le Chatelier qaydasına görə, təsirin zəifləməsinə və konsentrasiyaların azalmasına səbəb olan bir prosesə səbəb olmalıdır, yəni. tarazlıq sağa doğru dəyişəcək (a və b halları).
Ammonyak sintezinin reaksiyası ekzotermikdir. Temperaturun artması tarazlığın sola - endotermik reaksiyaya doğru sürüşməsinə səbəb olur, təsiri zəiflədir (hal c).
Təzyiqdə azalma (d halı) sistemin həcminin artmasına səbəb olan reaksiyaya üstünlük verəcəkdir, yəni. N 2 və H 2 meydana gəlməsinə doğru.
Misal 5. Qaz qarışığının həcmi üç dəfə azalarsa, 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) sistemində irəli və tərs reaksiyanın sürəti neçə dəfə dəyişəcək? Sistemin tarazlığı hansı istiqamətdə dəyişəcək?
Həll. Reaksiyaya girən maddələrin konsentrasiyalarını işarə edək: = A, =b,=ilə. Kütləvi təsir qanununa görə, həcmin dəyişməsindən əvvəl irəli və tərs reaksiyaların sürətləri bərabərdir
v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2
Homojen sistemin həcmini üç dəfə azaltdıqdan sonra reaktivlərin hər birinin konsentrasiyası üç dəfə artacaq: = 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Yeni konsentrasiyalarda irəli və tərs reaksiyaların sürəti v" np:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2.
; 
Nəticədə, irəli reaksiyanın sürəti 27 dəfə, əks reaksiya isə cəmi doqquz dəfə artdı. Sistemin tarazlığı SO 3 əmələ gəlməsinə doğru dəyişdi.
Misal 6.Əgər reaksiyanın temperatur əmsalı 2 olarsa, temperatur 30-dan 70 0 C-ə yüksəldikdə qaz fazasında baş verən reaksiyanın sürətinin neçə dəfə artacağını hesablayın.
Həll. Kimyəvi reaksiya sürətinin temperaturdan asılılığı düstura görə empirik Vant Hoff qaydası ilə müəyyən edilir.
Nəticə etibarilə, 70°C-də reaksiya sürəti 30°C-də reaksiya sürətindən 16 dəfə böyükdür.
Misal 7. Homojen sistemin tarazlıq sabiti
CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) 850°C-də 1-ə bərabərdir. İlkin konsentrasiyalar olduqda tarazlıqda olan bütün maddələrin konsentrasiyalarını hesablayın: [CO] ISH = 3 mol/l, [H 2 O] RI = 2 mol/l.
Həll. Tarazlıq vəziyyətində irəli və tərs reaksiyaların sürətləri bərabərdir və bu sürətlərin sabitlərinin nisbəti sabitdir və verilmiş sistemin tarazlıq sabiti adlanır:
V np = K 1[CO][H2O]; V o b p = TO 2 [CO 2 ][H 2 ];
Problemin ifadəsində ilkin konsentrasiyalar ifadədə verilir K r sistemdəki bütün maddələrin yalnız tarazlıq konsentrasiyalarını ehtiva edir. Tutaq ki, tarazlıq anında konsentrasiya [CO 2 ] P = X mol/l. Sistemin tənliyinə görə, əmələ gələn hidrogenin mol sayı da olacaqdır X mol/l. Eyni sayda mol üçün (X mol/l) CO və H 2 O əmələ gəlmək üçün sərf olunur X mol CO 2 və H 2. Beləliklə, bütün dörd maddənin tarazlıq konsentrasiyası (mol/l):
[CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO] P = (3 – x); P =(2x).
Tarazlıq sabitini bilərək, dəyəri tapırıq X, və sonra bütün maddələrin ilkin konsentrasiyaları:
; x 2 =6-2x-3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l.
Bütün maddələrin eyni birləşmə vəziyyətində olduğu, məsələn, maye halında olan ümumi tipli geri dönən kimyəvi reaksiyanı nəzərdən keçirək:
aA + bB D cC + d D,
burada A və B birbaşa reaksiyanın başlanğıc materiallarıdır; C və D birbaşa reaksiya məhsullarıdır; a, b, c və d- stoxiometrik əmsallar.
Zamanın ilkin anında, A və B maddələrinin konsentrasiyası ən böyük olduqda, birbaşa reaksiyanın sürəti də ən böyük olacaq və kütlə hərəkəti qanununa görə, bərabərdir.
u pr = k 1 C A a C B in (6.1)
burada k 1 irəli reaksiyanın sürət sabitidir.
Zamanla A və B maddələrinin konsentrasiyası azalır və nəticədə birbaşa reaksiyanın sürəti azalır.
Zamanın ilkin anında C və D maddələrinin konsentrasiyası sıfıra bərabərdir və nəticədə zaman keçdikcə əks reaksiyanın sürəti sıfıra bərabərdir, C və D maddələrinin konsentrasiyası və nəticədə sürəti artır; əks reaksiya da artır və bərabər olacaq
u arr = k 2 C C c C D d (6.2)
burada k 2 əks reaksiyanın sürət sabitidir.
Tarazlığa çatma anında konsentrasiyalar tarazlıq qiymətini alır və sürətlər bir-birinə bərabərdir u pr = u arr, buna görə də
k 1 C A a C B c = k 2 C C c C D d (6.3)
Tezlik sabitlərini bir tərəfə, konsentrasiyaları isə digər tərəfə keçirək:
İki sabit kəmiyyətin nisbəti sabit kəmiyyətdir və ona kimyəvi tarazlıq sabiti deyilir:
Tarazlıq sabiti göstərirİrəli reaksiyanın sürəti əks reaksiyanın sürətindən neçə dəfə böyük və ya azdır?
Tarazlıq sabiti reaksiya məhsullarının tarazlıq konsentrasiyalarının onların stexiometrik əmsallarının gücünə, başlanğıc maddələrin tarazlıq konsentrasiyalarının hasilinə onların stokiometrik əmsallarının gücünə alınan nisbətidir.
Tarazlıq sabitinin qiyməti reaktivlərin təbiətindən və temperaturdan asılıdır və tarazlıq anındakı konsentrasiyadan asılı deyildir, çünki onların nisbəti həmişə sabit qiymətdir, ədədi olaraq tarazlıq sabitinə bərabərdir. Əgər məhluldakı maddələr arasında homojen reaksiya baş verirsə, tarazlıq sabiti K C, qazlar arasında isə K R qeyd olunur.
burada Р С, Р D, Р А və Р В reaksiya iştirakçılarının tarazlıq təzyiqləridir.
Eq istifadə edərək. Klapeyron-Mendeleyev, K R və K C arasındakı əlaqəni müəyyən etmək mümkündür
Gəlin səsi sağ tərəfə keçirək
p = RT, yəni p = CRT (6.9)
Hər bir reagent üçün (6.9) tənliyini (6.7) əvəz edək və sadələşdirək.
burada Dn qaz reaksiyası iştirakçılarının mol sayının dəyişməsidir
Dn = (c + d) - (a + c) (6.11)
Beləliklə,
K P = K C (RT) D n (6.12)
(6.12) tənliyindən aydın olur ki, reaksiyada qaz halında olan iştirakçıların mollarının sayı dəyişməzsə (Dn = 0) və ya sistemdə qazlar olmadıqda K P = K C olur.
Qeyd etmək lazımdır ki, heterojen proses zamanı sistemdə bərk və ya maye fazanın konsentrasiyası nəzərə alınmır.
Məsələn, 2A + 3B = C + 4D formalı bir reaksiya üçün tarazlıq sabiti, bir şərtlə ki, bütün maddələr qazdır və formaya malikdir.
və əgər D bərkdirsə, onda
Tarazlıq sabitinin nəzəri və praktiki əhəmiyyəti böyükdür. Tarazlıq sabitinin ədədi dəyəri kimyəvi reaksiyanın praktiki imkanını və dərinliyini mühakimə etməyə imkan verir.
K > 1 olarsa, sonra bu reaksiya reaksiya məhsullarının əhəmiyyətli bir məhsulu ilə davam edir; əgər K > 10 4 olarsa, onda reaksiya geri dönməzdir; əgər K< 1, то такая реакция нетехнологична; если K < 10 -4 , то такая реакция невозможна.
Tarazlıq sabitini bilməklə tarazlıq anında reaksiya qarışığının tərkibini təyin etmək və reaksiya məhsullarının məhsuldarlıq sabitini hesablamaq olar. Tarazlıq sabiti eksperimental üsullarla, tarazlıq anında reaksiya qarışığının kəmiyyət tərkibini təhlil etməklə və ya nəzəri hesablamalardan istifadə etməklə müəyyən edilə bilər. Standart şəraitdə bir çox reaksiyalar üçün tarazlıq sabiti cədvəlli qiymətdir.
Sistemə xarici təsir tətbiq edildikdə, kimyəvi tarazlıq dəyişir, yəni başlanğıc maddələrin və reaksiya məhsullarının tarazlıq konsentrasiyaları dəyişir. Xarici təsir nəticəsində reaksiya məhsullarının tarazlıq konsentrasiyaları artırsa, onlar tarazlığın sağa (birbaşa reaksiyaya doğru) sürüşməsindən danışırlar. Xarici təsirlərə görə başlanğıc maddələrin tarazlıq konsentrasiyaları artarsa, onlar tarazlığın sola (əks reaksiyaya doğru) sürüşməsindən danışırlar.
Kimyəvi tarazlığın dəyişməsinə müxtəlif amillərin təsirini əks etdirir Le Chatelier prinsipi (1884): Əgər sabit kimyəvi tarazlıqda olan sistemə temperatur, təzyiq və ya konsentrasiyanın dəyişməsi xaricdən təsir edirsə, kimyəvi tarazlıq təsirin təsirinin azaldığı istiqamətə doğru dəyişir.
Qeyd etmək lazımdır ki, katalizator kimyəvi tarazlığı dəyişdirmir, ancaq onun başlanğıcını sürətləndirir.
Ümumi reaksiya üçün hər bir amilin kimyəvi tarazlığın dəyişməsinə təsirini nəzərdən keçirək:
aA + bB = cC + d D±Q.
Konsentrasiyanın dəyişməsinin təsiri. Le Chatelier prinsipinə görə, tarazlıq kimyəvi reaksiyanın komponentlərindən birinin konsentrasiyasının artması, tarazlığın bu komponentin kimyəvi emalının baş verdiyi reaksiyanın intensivləşməsinə doğru sürüşməsinə səbəb olur. Əksinə, komponentlərdən birinin konsentrasiyasının azalması tarazlığın bu komponentin formalaşmasına doğru dəyişməsinə səbəb olur.
Beləliklə, A və ya B maddəsinin konsentrasiyasının artması tarazlığı irəli istiqamətə dəyişdirir; C və ya D maddəsinin konsentrasiyasının artması tarazlığı əks istiqamətdə dəyişir; A və ya B konsentrasiyasının azalması tarazlığı əks istiqamətə dəyişdirir; C və ya D maddəsinin konsentrasiyasının azalması tarazlığı irəli istiqamətə dəyişir. (Sxematik olaraq yaza bilərsiniz: -C A və ya C B ®; -C C və ya C D ¬; ¯ C A və ya C B ¬; ¯ C C və ya C D ®).
Temperaturun təsiri. Ümumi qayda temperaturun tarazlığa təsirini təyin edən , aşağıdakı formulaya malikdir: temperaturun artması tarazlığın endotermik reaksiyaya doğru sürüşməsinə kömək edir (- Q); temperaturun azalması tarazlığın ekzotermik reaksiyaya doğru dəyişməsini təşviq edir (+ Q).
İstilik effektləri olmadan baş verən reaksiyalar temperatur dəyişdikdə kimyəvi tarazlığı dəyişmir. Bu vəziyyətdə temperaturun artması yalnız müəyyən bir sistemdə istilik olmadan, lakin daha uzun müddət ərzində əldə edilə bilən tarazlığın daha sürətli qurulmasına gətirib çıxarır.
Beləliklə, ekzotermik reaksiyada (+ Q) temperaturun artması tarazlığın əks istiqamətə sürüşməsinə və əksinə, endotermik reaksiyada (- Q) temperaturun yüksəlməsinə səbəb olur. istiqamətdə və əks istiqamətdə temperaturun azalması. (Sxematik olaraq yaza bilərik: at +Q -T ¬; ¯T ®; at -Q -T ®; ¯T ¬).
Təzyiq təsiri. Təcrübə göstərir ki, təzyiq yalnız qazlı maddələrin iştirak etdiyi tarazlıq reaksiyalarının yerdəyişməsinə nəzərəçarpacaq təsir göstərir və eyni zamanda qaz reaksiyası iştirakçılarının mollarının (Dn) dəyişməsi sıfıra bərabər deyil. Təzyiq artdıqca tarazlıq daha az mol qazlı maddələrin əmələ gəlməsi ilə müşayiət olunan reaksiyaya doğru, təzyiq azaldıqca isə daha çox mol qazlı maddələrin əmələ gəlməsinə doğru dəyişir.
Beləliklə, əgər Dn = 0 olarsa, onda təzyiq kimyəvi tarazlığın yerdəyişməsinə təsir göstərmir; əgər Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, sonra təzyiqin artması tarazlığı əks istiqamətə, təzyiqin azalması isə irəli reaksiyaya doğru sürüşdürür. (Sxematik olaraq yaza bilərik: Dn = 0 P-də heç bir təsiri yoxdur; Dn 0-da -P ¬, ¯P ®). Le Chatelier prinsipi həm homojen, həm də heterojen sistemlərə tətbiq edilir və keyfiyyət xüsusiyyətləri balansın dəyişməsi.
1885-ci ildə fransız fiziki və kimyaçısı Le Şatelye, 1887-ci ildə isə alman fiziki Braun kimyəvi tarazlıq qanununu və kimyəvi tarazlıq sabitini əsaslandırdı, həmçinin onların müxtəlif xarici amillərin təsirindən asılılığını öyrəndi.
Tarazlıq şeylərin daim hərəkətdə olduğu bir vəziyyətdir. Məhsullar reaktivlərə parçalanır və reaktivlər məhsullara birləşdirilir. Şeylər hərəkət edir, lakin konsentrasiyalar eyni qalır. Reaksiya geri dönən olduğunu göstərmək üçün bərabər işarəsi əvəzinə qoşa ox ilə yazılır.
Keçən əsrdə kimyaçılar eyni qabda reaksiyanın istiqamətini dəyişmək imkanını təmin edən müəyyən nümunələr kəşf etdilər. Kimyəvi reaksiyaların necə baş verdiyini bilmək həm laboratoriya tədqiqatları, həm də sənaye istehsalı üçün olduqca vacibdir. Eyni zamanda, bütün bu hadisələri idarə etmək bacarığı böyük əhəmiyyət kəsb edir. Bir çox təbii proseslərə, xüsusən də geri dönən proseslərə müdaxilə etmək, sonradan öz xeyrinə istifadə etmək üçün insan təbiətidir. Kimyəvi reaksiyalar haqqında bilik, onları mükəmməl idarə etmək üçün rıçaqları mənimsəsəniz daha faydalı olar.
Kimyada kütlələrin hərəkət qanunundan kimyaçılar reaksiyaların sürətlərini düzgün hesablamaq üçün istifadə edirlər. Sistemdən keçərsə, heç birinin tamamlanmayacağına dair aydın fikir verir qapalı tip. Yaranan maddələrin molekulları daimi və təsadüfi hərəkətdədirlər və tezliklə başlanğıc materialın molekullarının bərpa olunacağı əks reaksiya baş verə bilər.
Ən çox sənayedə istifadə olunur açıq sistemlər. Kimyəvi reaksiyaların baş verdiyi qablar, aparatlar və digər qablar kilidsiz qalır. Bu, ona görə lazımdır ki, bu proseslər zamanı istədiyiniz məhsulu çıxarmaq və yararsız reaksiya məhsullarından xilas olmaq mümkün olsun. Məsələn, kömür açıq ocaqlarda yandırılır, sobalarda sement istehsal olunur açıq tip, domna sobaları daimi hava tədarükü ilə işləyir və ammonyak ammiakın özünün davamlı çıxarılması ilə sintez olunur.
Adına əsaslanaraq, müvafiq təriflər verə bilərik: reaksiyalar tamamlandıqda, istiqamətlərini dəyişdirmədikdə və təzyiqin düşməsindən və temperaturun dəyişməsindən asılı olmayaraq, müəyyən bir yolda davam edərsə, geri dönməz hesab olunur. Onların fərqləndirici xüsusiyyət odur ki, bəzi məhsullar reaksiya sahəsini tərk edə bilər. Beləliklə, məsələn, bir qaz (CaCO 3 = CaO + CO 2), çöküntü (Cu(NO 3) 2 + H 2 S = CuS + 2HNO 3) və ya digərləri də geri dönməz hesab ediləcəkdir proses zamanı böyük miqdarda istilik enerjisi ayrılırsa, məsələn: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q.
Təbiətdə baş verən demək olar ki, bütün reaksiyalar geri çevrilir. Təzyiq və temperatur kimi xarici şərtlərdən asılı olmayaraq, demək olar ki, bütün proseslər eyni vaxtda baş verə bilər müxtəlif istiqamətlər. Kimyada kütlələrin hərəkəti qanununda göstərildiyi kimi, udulmuş istilik miqdarı ayrılan məbləğə bərabər olacaqdır, yəni bir reaksiya ekzotermik idisə, ikinci (əks) endotermik olacaqdır.
Reaksiyalar kimyanın "felləridir" - kimyaçıların öyrəndiyi fəaliyyətlər. Bir çox reaksiyalar sona çatır və sonra dayanır, yəni reaktivlər orijinal vəziyyətinə qayıda bilmədən tamamilə məhsullara çevrilir. Bəzi hallarda reaksiya həqiqətən geri dönməzdir, məsələn, yanma həm fiziki, həm də kimyəvi olaraq dəyişdikdə, bunun yalnız mümkün deyil, həm də davamlı olduğu bir çox başqa hallar var, çünki birinci reaksiyanın məhsulları ikincidə reaktivlərə çevrilir. .
Reaksiyaya girən maddələrin və məhsulların konsentrasiyalarının sabit qaldığı dinamik vəziyyətə tarazlıq deyilir. Xüsusi kimyəvi maddələrin istehsalının maya dəyərini azaltmağa çalışan sənayelərə tətbiq olunan müəyyən qanunlardan istifadə edərək maddələrin davranışını proqnozlaşdırmaq mümkündür. Kimyəvi tarazlıq anlayışı insan sağlamlığını qoruyan və ya potensial təhlükə yaradan prosesləri başa düşmək üçün də faydalıdır. Kimyəvi tarazlıq sabiti ion gücü və temperaturdan asılı olan və məhluldakı reaktivlərin və məhsulların konsentrasiyalarından asılı olmayan reaksiya amilinin dəyəridir.
Bu kəmiyyət ölçüsüzdür, yəni yoxdur müəyyən məbləğ vahidlər. Hesablama adətən iki reaktiv və iki məhsul üçün yazılsa da, istənilən sayda reaksiya iştirakçısı üçün işləyir. Tarazlıq sabitinin hesablanması və təfsiri kimyəvi reaksiyanın homojen və ya heterogen tarazlığın olmasından asılıdır. Bu o deməkdir ki, bütün reaksiya verən komponentlər təmiz maye və ya qaz ola bilər. Heterojen tarazlığa çatan reaksiyalar üçün, bir qayda olaraq, bir faza deyil, ən azı iki faza var. Məsələn, mayelər və qazlar və ya hər iki maye.
Hər hansı bir temperatur üçün tarazlıq sabiti üçün yalnız bir qiymət var, o, yalnız reaksiyanın baş verdiyi temperatur bu və ya digər istiqamətdə dəyişdikdə dəyişir. Tarazlıq sabitinin böyük və ya kiçik olmasına əsaslanaraq kimyəvi reaksiya haqqında bəzi proqnozlar vermək mümkündür. Əgər dəyər çox böyükdürsə, o zaman tarazlıq reaksiyanı sağa doğru aparır və reaktivlərdən daha çox məhsul alınır. Bu vəziyyətdə reaksiya "tam" və ya "kəmiyyət" adlandırıla bilər.
Əgər tarazlıq sabitinin dəyəri kiçikdirsə, o zaman reaktivlərin sayı əmələ gələn məhsullardan çox olduğu sola reaksiyaya üstünlük verir. Bu dəyər sıfıra meyl edərsə, reaksiyanın baş vermədiyini güman edə bilərik. İrəli və əks reaksiyalar üçün tarazlıq sabitinin dəyərləri demək olar ki, eyni olarsa, reaktivlərin və məhsulların miqdarı da demək olar ki, eyni olacaqdır. Bu tip reaksiya geri dönən hesab olunur.
Gəlin yod və hidrogen kimi iki kimyəvi elementi götürək, qarışdırıldıqda yeni maddə - hidrogen yodid verir.
İrəli reaksiyanın sürəti v 1, əks reaksiyanın sürəti v 2, tarazlıq sabiti k kimi götürək. Kütləvi hərəkət qanunundan istifadə edərək aşağıdakı ifadəni alırıq:
v 1 = k 1 * c(H 2) * c(I 2),
v 2 = k 2 * c 2 (HI).
Yod (I 2) və hidrogen (H 2) molekulları qarışdıqda, onların qarşılıqlı təsiri başlayır. İlkin mərhələdə bu elementlərin konsentrasiyası maksimumdur, lakin reaksiyanın sonunda yeni birləşmənin - hidrogen yodidin (HI) konsentrasiyası maksimum olacaqdır. Buna görə reaksiya dərəcələri fərqli olacaq. Ən başlanğıcda onlar maksimum olacaq. Zamanla, bu dəyərlərin bərabər olduğu bir an gəlir və bu kimyəvi tarazlıq adlanan bir vəziyyətdir.
Kimyəvi tarazlıq sabitinin ifadəsi adətən kvadrat mötərizədə işarələnir: , , . Tarazlıqda sürətlər bərabər olduğundan:
k 1 = k 2 2 ,
Bu bizə kimyəvi tarazlıq sabiti üçün tənliyi verir:
k 1 /k 2 = 2 / = K.
Aşağıdakı qanunauyğunluq var: tarazlıqda olan bir sistemə müəyyən təsir göstərilərsə (məsələn, temperatur və ya təzyiqi dəyişdirərək kimyəvi tarazlığın şərtlərini dəyişdirin), onda tarazlıq dəyişikliyin təsirinə qismən qarşı çıxmaq üçün dəyişəcəkdir. Kimyadan əlavə, bu prinsip bir neçəsinə də aiddir müxtəlif formalar farmakologiya və iqtisadiyyat sahələrinə.
Tarazlıq ifadəsi məhsulların və reaktivlərin konsentrasiyası ilə ifadə edilə bilər. Yalnız sulu və qaz fazalarında olan kimyəvi maddələr tarazlıq formuluna daxil edilir, çünki mayelərin və bərk maddələrin konsentrasiyası dəyişmir. Kimyəvi tarazlığa hansı amillər təsir edir? Təmiz maye və ya bərk cisim iştirak edirsə, onun K = 1 olduğu hesab edilir və yüksək konsentrasiyalı məhlullar istisna olmaqla, müvafiq olaraq nəzərə alınmağı dayandırır. Misal üçün, təmiz su 1 fəaliyyəti var.
Başqa bir misal, iki karbon monoksit molekulunun karbon qazı və karbon əmələ gətirmək üçün reaksiyası nəticəsində əmələ gələ bilən bərk karbondur. Tarazlığa təsir edə bilən amillərə reaktiv və ya məhsulun əlavə edilməsi daxildir (konsentrasiyanın dəyişməsi tarazlığa təsir edir). Reaktivin əlavə edilməsi kimyəvi tənliyin sağ tərəfində məhsulun daha çox formasının göründüyü bir tarazlığa səbəb ola bilər. Məhsulun əlavə edilməsi reaktivlərin daha çox formaları mövcud olduqda, solda tarazlığa səbəb ola bilər.
Tarazlıq hər iki istiqamətdə gedən reaksiyanın məhsul və reaktivlərin sabit nisbətinə malik olduqda baş verir. Ümumiyyətlə, kimyəvi tarazlıq statikdir, çünki məhsulların və reaktivlərin kəmiyyət nisbəti sabitdir. Lakin yaxından baxdıqda reaksiyanın hər iki istiqamətdə bərabər sürətlə getdiyi üçün tarazlığın əslində çox dinamik bir proses olduğu məlum olur.
Dinamik tarazlıq sabit vəziyyət funksiyasının nümunəsidir. Sabit vəziyyətdə olan sistem üçün hazırda müşahidə edilən davranış gələcəkdə də davam edir. Buna görə də, reaksiya tarazlığa çatdıqdan sonra, reaksiya davam etsə də, məhsul və reaktiv konsentrasiyaların nisbəti eyni qalacaq.
Kimyəvi tarazlıq və kimyəvi tarazlıq sabiti kimi anlayışları başa düşmək olduqca çətindir. Gəlin həyatdan nümunə götürək. Heç iki şəhər arasındakı körpüdə ilişib qalmısınız və ümidsiz şəkildə tıxacda qaldığınız halda, digər istiqamətdə nəqliyyatın hamar və nizamlı olduğunu görmüsünüz? Bu yaxşı deyil.
Maşınlar hər iki tərəfdən rəvan və eyni sürətlə hərəkət etsəydilər? Hər iki şəhərdə avtomobillərin sayı sabit qalacaqmı? Hər iki şəhərə giriş və çıxış sürəti eyni olduqda və hər bir şəhərdə avtomobillərin sayı zamanla sabit olduqda, bu, bütün prosesin dinamik tarazlıqda olması deməkdir.
