化学平衡の例を考えてみましょう:
2NO2 (g)→ N2O4 (g)
NO2 は赤褐色ですが、N2O4 は無色です。 NO2 を 25℃ の密閉された真空ガラス容器に保管すると、無色の N2O4 に変換され始めます。しかし、しばらくすると、茶色の強度が一定になり、NO2 の濃度が変化しなくなったことがわかります。このような段階に達したとき、平衡状態に達したと言えます。
可逆反応における化学平衡は、2 つの反対の反応が同じ速度で発生する状態として定義できます。反応は止まりません。
反応のタイプ:jA + kB ⇌ lC +mD
質量作用の法則は、以下に示す平衡式で表すことができます:
K =[C]l [D]m∕ [A]j [B]k
ここで、K は平衡定数です。
化学平衡の種類と例
化学平衡には、(i) 均一系と (ii) 異種系の 2 種類があります。
均質均衡
すべての反応物と生成物が同じ状態で存在する、つまり 1 つの相のみが存在する可逆反応は、均一反応です。このような化学反応で平衡が達成されるとき、それは均一平衡として知られています。
均一反応は、さらに 3 つのタイプに分類できます。
第 1 のタイプ:分子の数は、反応で変更されません。例:
(a) H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g)
(b) CH3COOH(l) + CH3CH2OH (l) ⇌ CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l)
2 番目のタイプ:反応中の分子の数が増加します。例:
(a) PCl5 (g)⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)
(b) 2NH3 (g) ⇌ N2(g) + 3H2(g)
3 番目のタイプ:反応中の分子の数が減少します。例:
(a) N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3 (g)
(b) 2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g)
平衡定数の値は、これらの反応の特定の要因にも依存します。
- 反応の表現方法:生成物の濃度は分子に保持され、反応物の濃度は分母に保持されます。
A + B ⇌ C + D
ここで、平衡定数 K は次のように記述できます
K=[C][D]/[A][B]
しかし、逆の反応を考えると、
C + D⇌ A + B
ここで、K' =[A][B]/[C][D] =1/ K
- 化学量論的表現:可逆反応が 2 つ以上の化学量論式の形式で記述できる場合、K の値はそれぞれの場合で異なります。一般に、平衡方程式に任意の値 n を掛けると、新しい平衡定数は Kn に等しくなります。
A+ B⇌ C+ D, K=[C][D]/[A][B]
nA +nB ⇌ nC + nD, K’ =[C]n[D]n/ [A]n[B]n =Kn
- 濃度の代わりに分圧を使用:反応が気相で行われる場合、物質の分圧は気相での濃度に比例するため、濃度の代わりに分圧を使用できます。
理想気体の方程式から PV=nRT
または P=(n/V) RT =CRT
ここで、C は単位体積あたりのガスのモル数です
一般的な反応について
jA + kB⇌ lC + mD
平衡時の分圧をそれぞれ PA 、PB、PC、PD とする。
したがって、Kp =(Pcl)(PDl) / (PAj)( PBk)
=(CC×RT)l (CD RT)m / (CA RT)j (CBRT)k
=[C]l[D]m/[A]j[B]k ×(RT)(l+m)-(j+k) =K (RT)Δn
ここで、Δn =ガス状の反応物と生成物の係数の合計の差。
平衡定数の単位
K には、反応物と生成物が等モルである反応の単位はありません。
一般に、K の単位 =[M]∆n
ここで、M =モル リットル-1 および Δn =気体生成物のモル数 - 気体反応物のモル数。
同様に、Kp の単位 =[atm]∆n
異種均衡
コンポーネントが複数のフェーズで発生する可逆反応は、不均一反応として知られています。不均一反応で達成される平衡は、不均一平衡と呼ばれます。
例:
(a) CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g)
(b) H2O (g) + C (s) ⇌ H2 (g) + CO (g)
炭酸カルシウムの分解の例を考えて、その平衡式を導出しようとすると、
K’ =[CO2][ CaO]/ [CaCO3]
ただし、純粋な固相と純粋な液相の濃度は、不均一反応の平衡定数の式には現れないことが実験的に決定されています。ここで、CaCO3 は純粋な固体であり、その活動は 1 と見なされます。同様に、参照状態がそれぞれ純粋な CaCO3 と純粋な CaO であるため、CaO の活動も 1 です。
したがって、平衡式は次のように記述できます
K=[CO2](1)/ (1) =[CO2]
Kp =PCO2 (1) / (1) =PCO2
一般化すると、純粋な固体または純粋な液体の場合、アクティビティは常に 1 であると言えます。
結論
まとめると、化学反応には可逆反応と不可逆反応の2種類があると言えます。化学平衡は、可逆反応の特徴的な性質です。平衡状態は、正反応と逆反応または逆反応の速度が等しい状態です。
ただし、反応は実際には停止しないため、本質的に動的です。
化学平衡には、不均一と均一の 2 種類があります。
すべての成分が相にある反応で起こる平衡は均一平衡と呼ばれますが、2 つ以上の相が存在する場合、平衡は不均一です。
ここで、k は定数で、その値はガスの体積 V とその温度 P によって決まります。
ボイルの法則によると、特定の温度での特定の量のガスの体積と圧力の積は、前の式に基づいて一定です。
T を温度、P2 を特定量のガスの圧力とします。ここで、温度 T での気体の圧力が V2 に増加すると、ボイルの法則に従って体積 V2 になり、気体の体積は V2 になります。
P1 V1 =P2V2
質量と温度が一定の場合、それらは一定です。
P1=ガスによる初期圧力
P2=ガスによる最終圧力
V1=ガスが占める初期体積
V2=ガスが占める最終体積
ボイルの法則の例
呼吸:私たちの肺は、呼吸中にボイルの法則を使用します。息を吸うと、肺は空気で満たされるため膨張します。ボリュームが増加すると、圧力レベルが低下します。同様に、空気が収縮すると、肺が収縮し、容積が減少し、圧力が上昇します。圧力と体積の変化は瞬間的かつ周期的です。
ソーダボトル:ボイルの法則の最も良い例の 1 つは、二酸化炭素と水の混合物で満たされたソーダボトルです。密封された飲料缶や容器を絞るのは難しい。これは、容器内の空気分子がぎっしり詰まっていて、動く余地がほとんどないためです。缶やボトルを開けると、一部の空気分子が容器から出て、より多くの空気分子が移動してボトルを絞る余地ができます.容積の関数としての圧力の変化は、この例で明確に見ることができます.
スキューバ ダイビング:水中に潜るときは、病気やけがを避けるために、体積と圧力の比率のバランスを保つことが重要です。水深に入ったり、水深に近づいたりすると、大きな圧力を感じます。人間の血液中のガスの溶解度は、高圧で増加します。それが上昇または上昇するにつれて、血液中の圧力が低下し始め、血液中のガスが膨張し始めます.その結果、ダイバーは損傷を避けるためにゆっくりと上昇する必要があります。ボイルの法則は、圧力と体積の関係に基づいています。
ボイルの法則の図解
一定量の燃料ラインの安定した温度での P 対 1/V のプロットの開始点を通る直線は、ボイルの法則の図解かもしれません。
直角双曲線は、ガスの特定の質量に対する一定温度での P 対 V のプロットです。
PV 軸に平行な直線を使用して、ガスの特定の質量に対する一定温度での P (または V) 対 PV をプロットします。
結論
ボイルの法則は、気体がどのように振る舞うかを説明するため、非常に重要です。燃料ラインの歪みと量が反比例することは疑いの余地がありません。燃料ラインを押すと、量が減り、ひずみが大きくなります。
