Главная страница
Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей
qrcode

лекция химическое равновесие. Термодинамика равновесных процессов


НазваниеТермодинамика равновесных процессов
Анкорлекция химическое равновесие.doc
Дата19.09.2017
Размер82 Kb.
Формат файлаdoc
Имя файлалекция химическое равновесие.doc
ТипДокументы
#14858
КаталогОбразовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей
Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей

Химическое равновесие

Термодинамика равновесных процессов

Рассмотрим обратимую гомогенную реакцию, протекающую в закрытой системе при T = const и p = const, в общем виде:

aA  bB ⇄ cC  dD.

Изменение энергии Гиббса при протекании химической реакции можно определить по формуле:



где С(A), С(B), С(C) и С(D)  текущие концентрации веществ.

Это уравнение называется изотермой химической реакции или уравнением изотермы Вант-Гоффа.

Согласно I постулату термодинамики в определенный момент система самопроизвольно достигнет равновесного состояния. Такое состояние называют химическим равновесием.

Химическое равновесие  это динамическое состояние системы, которое характеризуется:

1. Энергетической выгодностью, т.е. минимальным значением и отсутствием изменений энергии Гиббса (G  Gmin, G  0).

2. Постоянством параметров и функций состояния, в том числе концентраций исходных веществ и продуктов реакции. Концентрации веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями и обозначаются квадратными скобками, например [A].

Поскольку в состоянии химического равновесия G  0, можем записать:

.

При постоянстве внешних условий отношение равновесных концентраций является величиной постоянной и называется константой равновесия K.

Тогда:



Заменив натуральный логарифм на десятичный и подставив значение R  8,31103 кДж/мольК, получим:



или:



Последнее соотношение позволяет определить равновесный состав системы.

Если   0, то K  1 и равновесие устанавливается при практически полном стехиометрическом израсходовании исходных веществ.

Если   0, то K  1 и исходные вещества практически не взаимодействуют друг с другом.
Кинетика равновесных процессов

С течением времени скорость прямой реакции снижается, а скорость обратной реакции  возрастает.



Так, для гомогенной реакции:

aA  bB ⇄ cC  dD

скорость прямой реакции:

скорость обратной реакции:

Химическое равновесие  это состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. Иными словами, кинетическим критерием состояния химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакций.

Таким образом, в состоянии химического равновесия мы имеем:

.

Данное соотношение можно преобразовать следующим образом:



В данном случае величина Kс – константа химического равновесия – заменяет собой отношение двух постоянных величин kпр. и kобр.. Взаимосвязь константы равновесия с равновесными концентрациями представляет собой выражение закона действующих масс для равновесных систем.

Константа равновесия зависит от природы веществ и от температуры, но не зависит от концентрации веществ и от наличия катализатора.

В выражение для константы равновесия входят только концентрации веществ, находящихся в жидком или газообразном состоянии.

С тв + СО2 газ ⇄ 2СО газ

Kc = [CO]2/[CO2].

В случае газообразных веществ константа равновесия Kp выражается через равновесные парциальные давления газов:

2NO  O2 ⇄ 2NO2,

.

Несложно видеть, что между константой равновесия, выраженной через равновесные концентрации (KC) и через парциальные давления (KP), существует взаимосвязь:

,

где n – разность числа молекул между левой и правой частями уравнения.

По величине K можно судить о том, в каком направлении смещено равновесие.

Если K > 1, равновесие смещено в прямом направлении, если K < 1, то равновесие смещено в обратном направлении.

G0р-и = 2,3RTlgKc

Отсюда:

Если K  1, то   0 и реакция идет в прямом направлении, если   0, то K  1 и исходные вещества практически не взаимодействуют друг с другом.
Принцип Ле Шателье

Химическое равновесие всегда отвечает определенным условиям. При изменении внешних параметров (температуры, концентрации, в некоторых случаях – давления) равновесие может нарушиться. Через некоторое время наступает состояние равновесия, отвечающее новым условиям. Возникающее при этом изменение равновесных концентраций реагирующих веществ называется смещением или сдвигом химического равновесия.

В 1884 г. Ле Шателье сформулировал принцип, который помогает качественно предсказать смещение химического равновесия при изменении одного из параметров:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказано внешнее воздействие, то равновесие сместится в направлении той реакции, которая ослабляет это воздействие

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:

1) Концентрация веществ:

N2  3H2 ⇄ 2NH3, H0р-и = 92 кДж

При увеличении концентрации равновесие смещается в направлении расхода этих веществ.

При уменьшении концентрации равновесие смещается в направлении образования этих веществ.

Если увеличить концентрацию азота, то равновесие сместится в прямом направлении, а если увеличить концентрацию аммиака  в обратном.

2) Давление.

Влияет только на газообразные вещества.

При повышении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением числа частиц газообразных веществ.

При уменьшении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с увеличением числа частиц газообразных веществ.

Если увеличить давление, то равновесие сместится в прямом направлении, а если уменьшить  в обратном.

3) Температура.

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции.

При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.

Если увеличить температуру, то равновесие сместится в обратном направлении, а если уменьшить  в прямом.

4) Катализатор.

Введение в равновесную систему катализатора не смещает равновесие, так как катализатор в равной степени увеличивает скорость как прямой, так и обратной реакции. Катализатор только ускоряет момент наступления химического равновесия.

Пример 1. Для реакции АТФ + АМФ ⇄ 2АДФ G0р-и = 2,1 кДж/моль. Определить, является ли при 298 K реакция обратимой, направление смещение равновесия и равновесный состав системы.





K = 2,34  1, следовательно реакция является практически обратимой и равновесие смещено вправо.

Обозначим С0(АТФ) = С0(АМФ) = а, а количество прореагировавшего АТФ  х. Тогда:

[АДФ] = 2x;

[АТФ] = a – x;

[АТФ] = a – x;



Решая квадратное уравнение, получим: x/a= 0,433, т.е. при любом значении a превращению подвергается 43,3% исходного вещества.

Пример 2. Для реакции:

L-глутаминовая кислота + пируват ⇄ α-кетоглутаровая кислота + L-аланин

константа равновесия при 300 K равна 1,11. В каком направлении будет протекать реакция при следующих концентрациях реагентов: С(L-Glm) = C(Pir) = 0,00003 M; С(α-KGlu) = C(L-Ala) = 0,005 M?

Запишем уравнение изотермы Вант-Гоффа, подставив вместо G0р-и выражение RTlnKc:



G > 0, следовательно реакция протекает в обратном направлении.






перейти в каталог файлов

Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей

Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей