פרק 4. מהירות תגובות כימיות. שיווי משקל כימי

4.1. מהירות תגובה כימית

מהותן של תגובות כימיות היא ניתוק קשרים בחומרי המוצא ויצירת קשרים חדשים במוצרי התגובה. המספר הכולל של אטומי כל יסוד לפני התגובה ואחריה נשאר קבוע. מכיוון שיצירת קשרים מלווה בשחרור אנרגיה וניתוק קשרים — בקליטת אנרגיה, תגובות כימיות מלוות באפקטים אנרגטיים. אם הקשרים הנשברים בחומרי המוצא חלשים יותר מהקשרים הנוצרים במוצרים — אנרגיה משתחררת, ולהפך. בדרך כלל אנרגיה משתחררת או נקלטת בצורת חום.

מהירות התגובות הכימיות קשורה הן לתהליכי המרת חומרים והן ליעילות הכלכלית של ייצורם בקנה מידה תעשייתי. תורת המהירויות והמנגנונים של תגובות כימיות נקראת קינטיקה כימית.

מהירות תגובה כימית מוגדרת כשינוי בריכוז של אחד מחומרי הגלם ביחידת זמן, בנפח קבוע של המערכת.

אין זה משנה על איזה מהחומרים המעורבים בתגובה מדובר: כולם קשורים זה לזה דרך משוואת התגובה, ומשינוי הריכוז של חומר אחד ניתן להסיק על השינויים המתאימים בריכוזי כל השאר. בדרך כלל מבטאים ריכוז במול/ל, ואת הזמן — בשניות או דקות.

אם, למשל, ריכוז ההתחלתי של אחד מחומרי הגלם היה $1 mol/L$ , ולאחר $4 s$ מתחילת התגובה ירד ל- $0.6 mol/L$ , אזי מהירות התגובה הממוצעת:

$\overset{v}{ˉ} = \frac{1 - 0.6}{4} = 0.1 \frac{m o l}{L \cdot s}$

נבחן במבט כללי את מהירות התגובה המתרחשת לפי המשוואה

$A + B \to C + D$

ככל שחומר A מתכלה, מהירות התגובה פוחתת. מכאן נובע שמהירות התגובה ניתנת לקביעה רק עבור פרק זמן מסוים. אם ריכוז חומר A ברגע $t_{1}$ שווה $c_{1}$ , וברגע $t_{2}$ שווה $c_{2}$ , אזי בפרק הזמן $Δ t = t_{2} - t_{1}$ מהירות התגובה הממוצעת $\overset{v}{ˉ}$ :

$\overset{v}{ˉ} = - \frac{c _{2} - c _{1}}{t _{2} - t _{1}} = - \frac{Δ c}{Δ t} (4.1)$

סימן המינוס נובע מכך שלמרות ירידת ריכוז חומר A (וכתוצאה מכך הערך השלילי של ההפרש $c_{2} - c_{1}$ ), מהירות התגובה יכולה להיות ערך חיובי בלבד. ניתן גם לעקוב אחר שינוי ריכוזו של אחד ממוצרי התגובה — חומרים C או D; ריכוזם עולה במהלך התגובה, ולכן בצד ימין של המשוואה יש לשים סימן פלוס. מכיוון שמהירות התגובה משתנה כל הזמן, בקינטיקה כימית עוסקים במהירות התגובה המיידית $v$ — המהירות ברגע נתון.

4.2. גורמים המשפיעים על מהירות התגובה

מהירות התגובה הכימית תלויה בטבע החומרים המגיבים ובתנאי מהלך התגובה: ריכוז $c$ , טמפרטורה $t$ , נוכחות זרזים, וכן בגורמים נוספים (למשל לחץ — בתגובות גז, מידת הפירור — לחומרים מוצקים, קרינה רדיואקטיבית).

השפעת ריכוזי החומרים המגיבים. כדי שתתרחש אינטראקציה כימית בין חומרים A ו-B, המולקולות (החלקיקים) שלהם חייבים להתנגש. ככל שמספר ההתנגשויות גדול יותר, כך התגובה מתרחשת מהר יותר; ומספר ההתנגשויות גדל ככל שריכוז החומרים המגיבים גבוה יותר. על בסיס חומר ניסיוני רחב גובש החוק הבסיסי של קינטיקה כימית, הקובע את התלות של מהירות התגובה בריכוז החומרים המגיבים:

מהירות התגובה הכימית פרופורציונלית למכפלת ריכוזי החומרים המגיבים.

עבור תגובה (1) חוק זה מתבטא במשוואה:

$v = k \cdot c_{A} \cdot c_{B} (4.2)$

כאשר $c_{A}$ ו- $c_{B}$ הם ריכוזי חומרים A ו-B (מול/ל), ו- $k$ הוא מקדם הפרופורציונליות הנקרא קבוע קצב התגובה. החוק הבסיסי של קינטיקה כימית מכונה חוק פעולת המסות.

ממשוואה (4.2) ניתן בנקל לקבוע את המשמעות הפיזיקלית של קבוע הקצב $k$ : ערכו המספרי שווה למהירות התגובה כאשר ריכוז כל אחד מהחומרים המגיבים הוא $1 mol/L$ (או כאשר מכפלת ריכוזיהם שווה לאחד). קבוע קצב התגובה $k$ תלוי בטבע החומרים המגיבים ובטמפרטורה, אך אינו תלוי בריכוזיהם.

המשוואה (4.2), המקשרת בין מהירות התגובה לריכוז החומרים המגיבים, נקראת המשוואה הקינטית של התגובה. אם המשוואה הקינטית נקבעה בניסוי, ניתן להשתמש בה לחישוב מהירויות בריכוזים שונים של אותם חומרים מגיבים.

החוק הבסיסי של קינטיקה כימית אינו לוקח בחשבון חומרים מגיבים הנמצאים במצב מוצק — ריכוזיהם קבועים והם מגיבים רק על פני השטח. כך, עבור תגובת בעירת פחם $C + O_{2} = C O_{2}$ , המשוואה הקינטית היא $v = k \cdot c_{C} \cdot A \cdot c_{O_{2}}$ , כאשר $c_{C}$ הוא ריכוז החומר המוצק ו- $A$ הוא שטח הפנים. שתי הכמויות הללו קבועות, ולכן, כאשר מסמנים את מכפלתן עם $k$ ב- $k ’$ , מתקבל $v = k ’ c_{O_{2}}$ , כלומר מהירות התגובה פרופורציונלית רק לריכוז החמצן.

השפעת הטמפרטורה. התלות של מהירות התגובה בטמפרטורה נקבעת על ידי כלל ואנט הוף:

עם עליית הטמפרטורה בכל $10°$ , מהירותן של רוב התגובות גדלה פי 2 עד 4.

תלות זו מתבטאת מתמטית ביחס:

$v_{t_{2}} = v_{t_{1}} \cdot γ^{(t_{2} - t_{1}) /10} (4.3)$

כאשר $v_{t_{1}}$ ו- $v_{t_{2}}$ הם מהירויות התגובה בטמפרטורות ההתחלתית ( $t_{1}$ ) והסופית ( $t_{2}$ ), ו- $γ$ הוא מקדם הטמפרטורה של מהירות התגובה, המציין כמה פעמים גדלה מהירות התגובה עם עלייה של $10°$ בטמפרטורה.

כלל ואנט הוף הוא קירוב ומתאים רק להערכה כללית של השפעת הטמפרטורה על מהירות התגובה. הטמפרטורה משפיעה על מהירות התגובה הכימית על ידי הגדלת קבוע הקצב.

4.3. אנרגיית שפעול

השינוי הניכר במהירות התגובה עם שינוי הטמפרטורה מוסבר על ידי תורת השפעול. לפי תורה זו, רק מולקולות (חלקיקים) פעילות — בעלות אנרגיה מספקת לביצוע התגובה הנתונה — משתתפות בתגובה הכימית. ניתן להפוך חלקיקים לא-פעילים לפעילים על ידי מסירת האנרגיה הנוספת הדרושה — תהליך זה נקרא שפעול. אחת הדרכים לשפעול היא העלאת הטמפרטורה; עם עלייתה, מספר החלקיקים הפעילים גדל בחדות, מה שמביא לעלייה חדה במהירות התגובה.

אנרגיית שפעול היא האנרגיה שיש למסור למולקולות (לחלקיקים) של החומרים המגיבים כדי להפוך אותם לפעילים. קובעים אותה בניסוי, מסמנים אותה באות $E_{a}$ ומבטאים אותה בדרך כלל ב-kJ/mol. כך, עבור תגבות סינתזה של מימן ויוד ( $H_{2} + I_{2} \to 2HI$ ) — $E_{a} = 167.4 kJ/mol$ , ועבור פירוק יודיד מימן ( $2HI \to H_{2} + I_{2}$ ) — $E_{a} = 186.2 kJ/mol$ .

אנרגיית השפעול $E_{a}$ תלויה במהות החומרים המגיבים ומשמשת כמאפיין של כל תגובה. כדי שהמגיבים $A_{2}$ ו- $B_{2}$ יצרו את התוצר התגובה AB, עליהם להתגבר על מחסום האנרגיה. לשם כך נדרשת אנרגיית השפעול $E_{a}$ , שבערכה עולה אנרגיית המערכת. במהלך התגובה נוצרת מחלקיקי החומרים המגיבים צורון ביניים אי-יציב הנקרא קומפלקס משופעל; פירוקו לאחר מכן מוביל ליצירת התוצר הסופי. מנגנון התגובה:

$(reactants) A_{2} + B_{2} ⟶ activated complex [A_{2} B_{2}]^{‡} ⟶ products 2AB$

אם בפירוק הקומפלקס המשופעל משתחררת יותר אנרגיה מהנדרשת לשפעול חלקיקי המגיבים, התגובה היא אקסותרמית. עבור התהליך ההפוך (האנדותרמי) $2 AB \to ֿ A_{2} + B_{2}$ , אנרגיית השפעול גדולה יותר: $E_{a} ’ = E_{a} + ∣Δ H ∣$ .

כפי שנראה מאיור, ההפרש בין אנרגיות המצב הסופי וההתחלתי של המערכת שווה לאפקט התרמי של התגובה (ראו 1.8):

$Δ H = H_{final} - H_{initial}$

מהירות התגובה תלויה ישירות בערך אנרגיית השפעול: אם הוא קטן, מחסום האנרגיה יתגברו במשך זמן נתון חלקיקים רבים ומהירות התגובה תהיה גבוהה; אם אנרגיית השפעול גדולה — התגובה מתרחשת לאט. בתגובות בין יונים אנרגיית השפעול קטנה מאוד, ולכן תגובות יוניות מתרחשות במהירות גבוהה מאוד (כמעט מיידית).

4.4. מושג הזירוז והזרזים

ניתן להגביר את מהירות התגובה באמצעות זרזים. שימוש בזרזים עדיף על פני העלאת הטמפרטורה — ובמיוחד כאשר העלאתה אינה אפשרית כלל.

זרזים הם חומרים המשנים את מהירות התגובות הכימיות.

חלק מהזרזים מאיצים בחוזקה את התגובה (זירוז חיובי, או פשוט זירוז), אחרים — מאטים אותה (זירוז שלילי). דוגמאות לזירוז חיובי: ייצור חומצה גופרתית, חמצון אמוניה לחומצה חנקתית בנוכחות זרז פלטינה, וכדומה. דוגמאות לזירוז שלילי: האטת ריאקציית נתרן סולפיט עם חמצן אטמוספרי בנוכחות אלכוהול אתילי, הפחתת קצב פירוק מי חמצן בנוכחות כמויות קטנות של חומצה גופרתית, וכדומה. זירוז שלילי נקרא לעתים קרובות עיכוב, וזרזים שליליים המפחיתים את קצב התגובה — מעכבים.

תגובות כימיות המתרחשות בנוכחות זרזים נקראות תגובות זירוז (קטליטיות). הזרז עצמו אינו מתכלה בתגובות ואינו נכנס למוצרים הסופיים.

מבחינים בשני סוגי זירוז — הומוגני (אחיד) והטרוגני (לא-אחיד).

בזירוז הומוגני החומרים המגיבים והזרז יוצרים מערכת חד-פאזית (גזית או נוזלית); אין גבול פאזות בין הזרז לחומרים המגיבים. לדוגמה, פירוק קטליטי של מי חמצן בנוכחות תמיסת מלחים (פאזה נוזלית). נקבע כי בזירוז הומוגני מהירות התגובה הכימית פרופורציונלית לריכוז הזרז.

בזירוז הטרוגני החומרים המגיבים והזרז יוצרים מערכת מרובת פאזות; בין הזרז לחומרים המגיבים קיים גבול פאזות. בדרך כלל הזרז הוא חומר מוצק, והחומרים המגיבים — גזים או נוזלים. דוגמאות: חמצון אמוניה (פאזה גזית) בנוכחות פלטינה (פאזה מוצקה); פירוק מי חמצן (פאזה נוזלית) בנוכחות פחם או מנגן(IV) אוקסיד (פאזה מוצקה). כל התגובות בזירוז הטרוגני מתרחשות על פני שטח הזרז, ולכן פעילות הזרז המוצק תלויה בתכונות פני שטחו — גודל, הרכב כימי, מבנה ומצב.

פעולת הזרזים החיוביים מסתכמת בהפחתת אנרגיית ההפעלה של התגובה, כלומר הנמכת גובה מחסום האנרגיה. בכך נוצר קומפלקס משופעל ברמת אנרגיה נמוכה יותר ומהירות התגובה עולה בחדות.

מנגנון פעולת הזרזים מוסבר בדרך כלל על ידי יצירת תרכובות ביניים עם אחד מהחומרים המגיבים. אם תגובה המתרחשת לאט $A + B \to AB$ מתנהלת בנוכחות זרז K, הזרז נכנס לאינטראקציה כימית עם אחד מחומרי המוצא ויוצר תרכובת ביניים אי-יציבה:

$A + K \to AK$

התגובה מתרחשת במהירות, שכן אנרגיית ההפעלה של תהליך זה קטנה. לאחר מכן תרכובת הביניים AK מגיבה עם חומר המוצא האחר, ובאותו זמן הזרז משתחרר:

$AK + B \to AB + K$

אנרגיית ההפעלה של תהליך זה קטנה אף היא. בסיכום שני התהליכים נקבל את משוואת התגובה המהירה:

$A + B \to AB$

דוגמה קונקרטית — חמצון $S O_{2}$ ל- $S O_{3}$ בנוכחות זרז NO. התגובה $S O_{2} + \frac{1}{2} O_{2} = S O_{3}$ מתרחשת לאט. בהכנסת הזרז נוצרת תרכובת ביניים:

$NO + \frac{1}{2} O_{2} \to N O_{2}$

ולאחר מכן:

$S O_{2} + N O_{2} \to S O_{3} + NO$

פני שטח הזרז אינם אחידים. על פניו יש מרכזים פעילים שעליהם מתרחשות בעיקר התגובות הקטליטיות. החומרים המגיבים נספגים (עוברים אדסורפציה) על מרכזים אלו, מה שמגדיל את ריכוזם על פני שטח הזרז. אולם הסיבה העיקרית לעלייה במהירות התגובה היא עלייה חדה בפעילות הכימית של המולקולות הנספגות: בהשפעת הזרז, הקשרים בין האטומים במולקולות הנספגות נחלשים ומולקולות אלו הופכות לתגובתיות יותר. בסופו של דבר התגובה מואצת בשל הפחתת אנרגיית ההפעלה.

חומרים מסוימים מפחיתים או מחסלים לחלוטין את פעילותו של הזרז המוצק. חומרים כאלה נקראים ארסן זרזים (רעלי זרז). דוגמאות: תרכובות ארסן, כספית, עופרת, תרכובות ציאניד — שלגביהן רגישים במיוחד זרזי פלטינה. בתנאי ייצור, החומרים המגיבים עוברים טיהור מרעלי זרז, וזרזים שהורעלו — מופעלים מחדש (רגנרציה).

קיימים גם חומרים המגבירים את פעולת הזרזים של תגובה נתונה, אף שאינם זרזים בעצמם. חומרים כאלה נקראים פרומוטורים (לדוגמה, פרומוציה של זרזי פלטינה על ידי תוספות ברזל, אלומיניום וכדומה).

פעולת הזרזים סלקטיבית, ולכן, על ידי שימוש בזרזים שונים, ניתן לקבל מאותו חומר מוצרים שונים. כך, בנוכחות $A l_{2} O_{3}$ בטמפרטורה של $300° C$ , מאלכוהול אתילי מתקבלים מים ואתילן:

$C_{2} H_{5} OH A l_{2} O_{3}, 300°C H_{2} O + C H_{2} = C H_{2}$

באותה טמפרטורה, אך בנוכחות נחושת מפוררת דקה, מהאלכוהול האתילי נוצרים מימן ואצטאלדהיד:

$C_{2} H_{5} OH Cu, 300°C H_{2} + C H_{3} CHO$

תפקידם של הזרזים בייצור הכימי עצום. ייצור חומצה גופרתית, סינתזת אמוניה, הפקת דלק נוזלי מפחם מוצק, זיקוק נפט וגז טבעי, ייצור גומי סינתטי, פלסטיקים, הידרוגנציה של שמנים — זהו רשימה חלקית בלבד של תעשיות חשובות שבהן נעשה שימוש בזרזים.

תפקיד מיוחד ממלאים הזרזים הביולוגיים — אנזימים. בהשתתפותם מתרחשים תהליכים כימיים מורכבים באורגניזמים צמחיים ובעלי חיים.

4.5. תגובות בלתי-הפיכות והפיכות

תגובות המתרחשות בכיוון אחד בלבד ומסתיימות בהמרה מלאה של חומרי הגלם למוצרים הסופיים נקראות בלתי-הפיכות.

דוגמה לכך היא פירוק פוטסיום כלורט (מלח ברתולא) בחימום:

$2KCl O_{3} \to 2KCl + 3 O_{2} ↑$

התגובה תיפסק כאשר כל הפוטסיום כלורט יומר לפוטסיום כלוריד ולחמצן. תגובות בלתי-הפיכות הן מיעוט; רוב התגובות הן הפיכות.

הפיכות הן תגובות המתרחשות בו-זמנית בשני כיוונים מנוגדים. במשוואות של תגובות הפיכות, בין הצד השמאלי לצד הימני מציינים שתי חצים בכיוונים מנוגדים ( $⇌$ ). דוגמה היא סינתזת אמוניה ממימן ואזוט:

$3, H_{2} + N_{2} ⇌ 2, N H_{3}, Δ H = - 46.2 kJ/mol$

בתעשייה, תגובות הפיכות אינן כדאיות בדרך כלל, ולכן בשיטות שונות (שינוי טמפרטורה, לחץ וכדומה) הופכים אותן לבלתי-הפיכות למעשה.

בלתי-הפיכות הן תגובות שבמהלכן:

המוצרים הנוצרים עוזבים את תחום התגובה — מתשקעים כמשקע או משתחררים כגז: $BaC l_{2} + H_{2} S O_{4} \to BaS O_{4} ↓ + 2HCl$ $N a_{2} C O_{3} + 2HCl \to 2NaCl + C O_{2} ↑ + H_{2} O$
נוצרת תרכובת מעטת-דיסוציאציה (ראו 5.10), כגון מים: $HCl + NaOH \to H_{2} O + NaCl$
התגובה מלווה בשחרור אנרגיה גדול, כגון בעירת מגנזיום: $Mg + \frac{1}{2} O_{2} \to MgO, Δ H = - 602.5 kJ/mol$

במשוואות של תגובות בלתי-הפיכות מציינים בין הצד השמאלי לצד הימין סימן שוויון או חץ.

4.6. שיווי משקל כימי

תגובות הפיכות אינן מגיעות לסיומן ומסתיימות בהגעה לשיווי משקל כימי. לדוגמה, בתגובת סינתזת האמוניה, שיווי המשקל מתבסס כאשר באותה יחידת זמן נוצרות אותן כמויות של מולקולות אמוניה כמספר המולקולות המתפרקות לאזוט ולמימן. מכאן,

שיווי משקל כימי הוא מצב של מערכת החומרים המגיבים שבו מהירויות התגובה הישירה וההפוכה שוות זו לזו.

במצב שיווי המשקל התגובות הישירה וההפוכה אינן מפסיקות — ולכן שיווי משקל זה נקרא נייד (דינמי). מכיוון שפעולות שתי התגובות מבטלות זו את זו, לא נצפים שינויים גלויים בתערובת המגיבים: ריכוזי כל החומרים המגיבים — הן של חומרי המוצא והן של הנוצרים — נשארים קבועים בדיוק. ריכוזי החומרים המגיבים המתבססים בשיווי משקל כימי נקראים ריכוזי שיווי משקל. מציינים אותם בדרך כלל בנוסחאות החומרים המגיבים שבתוך סוגריים מרובעים, כגון $[H_{2}]$ , $[N O_{2}]$ , $[N H_{3}]$ , ואילו ריכוזים שאינם שיווי משקל מסומנים: $c_{H_{2}}$ , $c_{N_{2}}$ , $c_{N H_{3}}$ .

על מצב שיווי המשקל הכימי משפיעים ריכוז החומרים המגיבים, הטמפרטורה, ועבור חומרים גזיים — גם הלחץ. עם שינוי אחד מפרמטרים אלה, שיווי המשקל מופר, וריכוז כל החומרים המגיבים משתנה עד שמתבסס שיווי משקל חדש בערכי ריכוזי שיווי משקל שונים. מעבר כזה של מערכת התגובה ממצב שיווי משקל אחד לאחר נקרא היסט שיווי המשקל הכימי. אם עם שינוי התנאים גדל ריכוז המוצרים הסופיים, אומרים שמאזן שיווי המשקל נוטה לכיוון מוצרי התגובה; אם גדל ריכוז חומרי המוצא — שיווי המשקל נוטה לכיוון יצירתם.

4.7. עיקרון לה שאטלייה

כיוון היסט שיווי המשקל הכימי עם שינויי ריכוז החומרים המגיבים, טמפרטורה ולחץ (בתגובות גז) נקבע על פי עיקרון כללי הידוע בשם עיקרון שיווי המשקל הנייד, או עיקרון לה שאטלייה:

אם על מערכת הנמצאת בשיווי משקל מופעל השפעה חיצונית כלשהי (שינוי ריכוז, טמפרטורה, לחץ), היא מעודדת את מהלכה של אחת משתי התגובות המנוגדות — זו המחלישה את ההשפעה.

נדגים זאת על דוגמת תגובת סינתזת האמוניה:

$2 mol gas 3 H_{2} + N_{2} ⇌ 1 mol gas 2N H_{3}, Δ H = - 46.2 kJ/mol$

השפעת הריכוז. אם מגדילים את ריכוז האזוט או המימן, הדבר מעודד את התגובה הגורמת לירידה בריכוז חומרים אלה — שיווי המשקל יוסט לכיוון יצירת אמוניה. בהתאמה, הגדלת ריכוז האמוניה תסיט את שיווי המשקל לכיוון חומרי המוצא.

השפעת הטמפרטורה. מכיוון שהתגובה הישירה אקסותרמית ( $Δ H < 0$ ), העלאת הטמפרטורה מעודדת את מהלך התגובה הקולטת חום (ההפוכה), ושיווי המשקל יוסט לכיוון חומרי המוצא. ירידת הטמפרטורה, לעומת זאת, תגרום להיסט שיווי המשקל לכיוון מוצר התגובה.

השפעת הלחץ. בצד שמאל של המשוואה ישנם 2 מול גז, בצד ימין — 1 מול. מכיוון שהגדלת הלחץ צריכה לעודד את התהליך המוביל לירידה במספר מולקולות הגז, שיווי המשקל יוסט לכיוון מוצר התגובה. הפחתת הלחץ תסיט את שיווי המשקל לכיוון חומרי המוצא. אם מספר מולקולות הגז בצד שמאל ובצד ימין של המשוואה זהה, כגון:

$N_{2} + O_{2} ⇌ 2, NO$

אזי שינוי הלחץ אינו גורם להיסט שיווי המשקל הכימי.

יש לציין שכל הזרזים מאיצים בשווה הן את התגובה הישירה והן את ההפוכה ולכן אינם משפיעים על היסט שיווי המשקל, אלא רק מסייעים להגיע אליו מהר יותר.

שיטות היסט שיווי המשקל לכיוון הרצוי, המבוססות על עיקרון לה שאטלייה, ממלאות תפקיד עצום בכימיה. סינתזת אמוניה ותהליכים תעשייתיים רבים אחרים הושגו בזכות יישום שיטות אלה.

בתהליכים רבים, היסט שיווי המשקל לכיוון מוצרי התגובה מושג על ידי הוצאת החומרים הנוצרים מתחום התגובה. כך, כדי להסיט את שיווי המשקל בתגובת האסטריפיקציה:

$C H_{3} COOH + C H_{3} OH ⇌ C H_{3} COOC H_{3} + H_{2} O$

לכיוון יצירת מתיל אצטט, מכניסים למערכת חומצה גופרתית הסופגת מים.

על היסט שיווי המשקל בין מולקולות לא-מנוסחות ליונים בדיסוציאציה אלקטרוליטית — ראו 5.9.

4.8. פתרון בעיות אופייניות

בעיה 1. תגובה מסוימת בטמפרטורה של $50° C$ מתרחשת תוך 2 דקות ו-15 שניות. תוך כמה זמן תסתיים תגובה זו בטמפרטורה של $70° C$ , אם מקדם הטמפרטורה של מהירות התגובה בתחום טמפרטורות זה שווה ל-3?

פתרון. עם עליית הטמפרטורה מ- $50° C$ ל- $70° C$ , מהירות התגובה בהתאם לכלל ואנט הוף (4.3) גדלה:

$\frac{v ( t _{2} )}{v ( t _{1} )} = γ^{(t_{2} - t_{1}) /10} = 3^{(70 - 50) /10} = 3^{2} = 9$

כלומר, מהירות התגובה גדלה פי 9. מכיוון שמהירות התגובה הפוכה פרופורציונלית לזמן התגובה:

$\frac{v ( t _{2} )}{v ( t _{1} )} = \frac{τ ( t _{1} )}{τ ( t _{2} )}$

בהתחשב ש- $τ (t_{1}) = 135 ש$ (2 דקות ו-15 שניות), נחשב את זמן התגובה בטמפרטורה $t_{2}$ :

$τ (t_{2}) = \frac{τ ( t _{1} )}{9} = \frac{135}{9} = 15 ש$

בעיה 2. במערכת $A + B ⇌ C$ , $Δ H^{\circ} < 0$ , כאשר A, B ו-C הם גזים, התבסס שיווי משקל. כיצד ישפיעו על ריכוז שיווי המשקל של חומר C: א) הגדלת הלחץ; ב) הגדלת ריכוז חומר A; ג) העלאת הטמפרטורה?

פתרון.

א) במהלך התגובה, הכמות הכוללת של חומרים גזיים יורדת מ-2 ל-1. בהתאם לעיקרון לה שאטלייה, העלאת הלחץ תוביל להיסט שיווי המשקל לכיוון כמות גז קטנה יותר, כלומר לכיוון יצירת חומר C. לפיכך $[C]$ יגדל.

ב) הגדלת ריכוז חומר A תוביל להיסט שיווי המשקל לכיוון יצירת מוצר C. לפיכך $[C]$ יגדל.

ג) מכיוון ש- $Δ H^{\circ} < 0$ , חום משתחרר — התגובה אקסותרמית; התגובה ההפוכה בהכרח אנדותרמית. העלאת הטמפרטורה מעודדת את מהלך התגובה הקולטת חום (ההפוכה), כלומר שיווי המשקל יוסט לכיוון חומרים A ו-B, ו- $[C]$ יקטן.

בעיה 3. כיצד תשפיע הגדלת הלחץ על שיווי המשקל הכימי במערכת ההפיכה:

$F e_{3} O_{4}, (ט) + CO, (ג) ⇌ 3FeO, (ט) + C O_{2}, (ג)$

פתרון. נרשום את הביטויים למהירות התגובה הישירה ( $v_{ישירה}$ ) וההפוכה ( $v_{הפוכה}$ ):

$v_{forwards} = k_{forwards}, [CO]; v_{backwards} = k_{backwards}, [C O_{2}]$

מהירויות התגובות הישירה וההפוכה אינן תלויות בריכוז החומרים המוצקים. עם הגדלת הלחץ פי 2, ריכוז CO ו- $C O_{2}$ יגדל באותה מידה. לפיכך, מהירויות התגובות הישירה וההפוכה יגדלו באותה מידה, ושיווי המשקל במערכת לא יוסט.

Quartz 4

Explorer