Гайворонский. Методичка. Миология.pdf Лекция №3 Химическое равновесие. Химическое равновесие Химические реакции бывают необратимыми и обратимыми
 Скачать 44.62 Kb.
| Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей |
| Химическое равновесие Химические реакции бывают необратимыми и обратимыми. Необратимыми называют реакции, которые протекают только в одном направлении. В частности, к необратимым реакциям относятся те, которые сопровождаются образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (например, Н2О). Примеры: BaCl2 K2SO4  BaSO4 2KClNa2CO3 2HCl 2NaCl CO2 H2OHCl KOH KCl H2OНеобратимые реакции протекают до конца, т.е до полного израсходования одного из реагентов. Выход продукта в таких реакциях близок к 100%. Практика показывает, что таких реакций не так много. Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в двух противоположных направлениях. Большинство реакций являются обратимыми. Такие реакции не протекают до конца и характеризуются выходом продукта, который всегда <100%. При записи подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками. Примеры: N2 3H2 ⇄ 2NH3 H2 I2 ⇄ 2HI 2NO O2 ⇄ 2NO2 Следует отметить, что полностью необратимых реакций в природе не существует. Для любого химического процесса можно подобрать такие условия, при которых он станет обратимым. 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 c(A), c(B), c(C) и c(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 подлогорифмическое отношение равновесных концентраций является величиной постоянной и называется константой равновесия K. Тогда:
Заменив натуральный логарифм на десятичный и подставив значение R 8,31103 кДж/мольК, получим:
Это уравнение позволяет производить расчет изменения энергии Гиббса при протекании химической реакции, а также расчет константы химического равновесия при различных температурах:
Последнее соотношение позволяет определить равновесный состав системы. Если  0, то К 1 и равновесие устанавливается при практически полном стехиометрическом израсходовании исходных веществ. Если 0, то К 1 и исходные вещества практически не взаимодействуют друг с другом. Кинетика равновесных процессов С течением времени скорость любой реакции, измеряемая по убывающим концентрациям исходных веществ, уменьшается, так как по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются. Если реакция является обратимой, то одновременно с уменьшением концентраций исходных веществ и, следовательно, с уменьшением скорости прямой реакции будет увеличиваться скорость обратной реакции, так как увеличиваются концентрации продуктов реакции. Так, для гомогенной реакции: aA bB ⇄ cC dD, скорость прямой реакции:  скорость обратной реакции:  Как только скорости обеих реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие и дальнейшее изменение концентрации всех участвующих в реакции веществ прекращается. Таким образом, в состоянии химического равновесия мы имеем:  Данное соотношение можно преобразовать следующим образом:  Полученная формула показывает, что при обратимых реакциях равновесие наступает тогда, когда отношение произведения равновесных концентраций образующихся веществ к произведению равновесных концентраций вступающих в реакцию веществ, взятых в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам, станет равно некоторой постоянной для данной реакции величине. Эта величина Кс – константа химического равновесия, заменяющая собой отношение двух постоянных величин kпр. и kобр.. Данная связь константы равновесия с равновесными концентрациями представляет собой выражение закона действующих масс для равновесных систем. В случае гетерогенных реакций в выражение константы химического равновесия, так же, как и в выражение закона действующих масс для скорости химической реакции, не входят концентрации веществ, находящихся в твердой фазе. Например: 3Fe(тв.) 4H2O(пар) ⇄ Fe3O4(тв.) 4H2(газ),  Для реакций, протекающих между газами, константа равновесия может быть выражена через парциальные давления газов p:  Например: 2NO O2 ⇄ 2NO2,  Несложно видеть, что между константой равновесия, выраженной через равновесные концентрации (Kc) и константой равновесия, выраженной через парциальные давления (Kp) существует взаимосвязь:  где n – разность числа молекул между левой и правой частями уравнения. Отметим основные свойства константы равновесия: 1. Численное значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентраций реагентов (парциальных давлений для газофазных реакций). 2. Катализатор не влияет на величину константы равновесия. Присутствие катализатора в системе лишь приближает момент наступления равновесия. 3. Численное значение константы равновесия при стандартных условиях можно найти из термодинамических данных, не проводя химических экспериментов. Действительно, по уравнению:  величину K можно вычислить из табличных данных H0 и S0:  4. Величина K никогда не бывает равной нулю или бесконечности, т.е., для любой реакции выход отличается от нуля, хотя положение равновесия может быть сильно сдвинуто в любую сторону. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье Как уже отмечалось ранее, химическое равновесие всегда отвечает определенным условиям. При изменении внешних параметров (температуры, концентрации, в некоторых случаях – давления) равновесие может нарушиться. Это объясняется тем, что изменение условий неодинаково влияет на скорости прямой и обратной реакций. Через некоторое время эти скорости вновь сравниваются (за счет изменения равновесных концентраций) и наступает состояние равновесия, отвечающее новым условиям. Изменение равновесных концентраций реагирующих веществ, вызванное изменением какого-либо параметра системы, 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. 1. Влияние изменения концентрации. Введение в равновесную систему дополнительных количеств любого из реагирующих веществ ускоряет ту реакцию, в которой оно расходуется. Например, в реакции: 2NO O2 ⇄ 2NO2 повышение концентраций NO или O2 смещает равновесие вправо, повышение концентрации NO2 – влево. Равновесие смещается вправо также при уменьшении концентрации NO2, а при уменьшении концентрации NO или O2 – влево. 2. Влияние температуры. Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. Таким образом, для того, чтобы судить о влиянии температуры на химическое равновесие, необходимо знать тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции. Например, реакция: CO(газ) H2O(пар) ⇄ CO2(газ) H2(газ);  43,0 кДжхарактеризуется отрицательным значением стандартной энтальпии, следовательно, прямая реакция является экзотермической, обратная – эндотермической. Таким образом, при увеличении температуры равновесие сместится в сторону эндотермической, т.е., обратной реакции, а уменьшение температуры сместит равновесие в сторону экзотермической (прямой) реакции. 3. Влияние давления. Изменение давления оказывает существенное влияние только на реакции, протекающие в газовой фазе. При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа моль (молекул) газа. Действительно, уменьшение общего числа молекул в газовой смеси влечет за собой уменьшение давления в системе, что в свою очередь, ослабляет внешнее воздействие. Так, уравнение обратимого процесса: N2 3H2 ⇄ 2NH3, показывает, что из четырех молекул в левой части (одной молекулы азота и трех молекул водорода) образуются две молекулы аммиака. Таким образом, повышение давления смещает равновесие вправо, а понижение давления – влево. В тех случаях, когда в результате реакции число молекул остается постоянным, равновесие при изменении давления не смещается. К таким реакциям относятся, например: CO H2O ⇄ CO2 H2; N2 O2 ⇄ 2NO.  перейти в каталог файлов | Образовательный портал Как узнать результаты егэ Стихи про летний лагерь 3агадки для детей |
