Zanyatie_2_Mod2_Khim_ravnovesie
.docХимическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.
В равновесии изменения изобарно-изотермического потенциала (∆G) и изохорно-изотермического потенциала (∆F) равны нулю.
Закон действующих масс:
скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.
aA + bB ↔ сС + dD
(РDd ·PCc) /( РAa ·PBb)
а, b, c, d - стехиометрические коэффициенты
Константа равновесия может быть выражена не только через парциальные давления газообразных участников реакции, но и через молярные концентрации и мольные доли исходных веществ и продуктов реакции.
КР= КС (RT)∆n = Кχ (Pобщ) ∆n
КС – константа равновесия, выраженная через концентрации участников реакции
R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К)
∆n-разность количеств вещества конечных и исходных газообразных участников реакции
Кχ– константа равновесия, выраженная через мольные доли участников реакции
Робщ – общее давление.
Направление химической реакции определяют по величине изобарно-изотермического потенциала:
ΔG<0 - протекает прямая реакция; самопроизвольный процесс;
ΔG=0, система находится в состоянии равновесия;
ΔG>0, протекает обратная реакция; несамопроизвольный процесс.
Рассчитывают ΔG по уравнению изотермы химической реакции:
ΔGх.р. = - RT ln Kp + RT ln (РDd ·PCc / РAa ·PBb)
R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К).
Kp –константа равновесия
РD , РС - неравновесные давления газообразных продуктов реакции
РА , РB - неравновесные давления газообразных исходных веществ.
- RT ln Kp= ΔG0298, х.р.
Способы расчёта изобарно-изотермического потенциала:
1)
2)
- стандартное изменение энергии Гиббса при образовании 1 моля вещества из простых веществ (справочные данные).
Принцип Ле- Шателье:
если на систему, находящуюся в состоянии равновесия подействовать извне, то система смещает равновесие в сторону противодействия внешнему воздействию.
Повышение температуры смещает равновесие в сторону протекания эндотермического процесса. Повышение давления - в сторону образования меньшего числа моль газообразных веществ.
Зависимость константы химического равновесия от температуры при постоянном давлении описывает уравнение изобары Вант-Гоффа:
дифференциальная форма уравнения изобары
, где R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К);
Kp – константа равновесия, выраженная через давления;
Т – температура;
∆Н – тепловой эффект реакции.
интегральная форма уравнения изобары
К1, К2 –константы химического равновесия реакции при температурах Т1 и Т2.
Зависимость константы химического равновесия от давления описывает уравнение Планка – Ван – Лаара:
Кх – константа химического равновесия, выраженная через мольные доли;
Р – давление;
∆n – изменение числа моль газообразных участников реакции.
работе.