- •Основы химической термодинамики
- •Некоторые основные термины и определения
- •Понятие о функции состояния
- •Внутренняя энергия, теплота, работа
- •Первый закон термодинамики. Понятие об энтальпии
- •Тепловой эффект химической реакции
- •Термохимические расчеты
- •Понятие об энтропии и второй закон термодинамики
- •Число микросостояний (термодинамическая вероятность) и энтропия
- •Свойства энтропии Зависимость энтропии от объема
- •Зависимость энтропии от давления
- •Зависимость энтропии от температуры
- •Энергия Гиббса и состояние химического равновесия
- •Химическое равновесие
- •Вопросы для подготовки к семинару и экзамену
- •Примеры решения задач
- •2 Моля so3 - 198 кДж
- •Задачи для домашних заданий
- •Варианты домашних заданий
- •Задача повышенной трудности.
- •Приложение
- •Фундаментальные физические константы
- •Нуль шкалы Цельсия То 273,15 к
Химическое равновесие
Рассмотрим как меняется энергия Гиббса веществ при равновесии химической реакции: аА(Г) bВ(Г).
Очевидно, что по мере расходования вещества А его энергия Гиббса будет уменьшаться, а энергия Гиббса конечного продукта будет возрастать. При достижении равновесия энергия Гиббса реакции станет равной нулю:
Gреакции = G продуктов реакции - G исходных веществ = 0.
Для рассматриваемой реакции:
Gреакции = b GB - а GА = 0
или аGА = bGB (24)
При равенстве энергий Гиббса продуктов реакции и исходных веществ движущая сила реакции исчерпана, и реакция останавливается, т.е. парциальные давления всех веществ становятся постоянными и не меняются как угодно долго (при данных условиях). Такое состояние химической системы называется состоянием химического равновесия. Установившиеся при этом парциальные давления веществ называются равновесными.
Запишем условие равновесия с учетом уравнений (20) и (24):
.
Для нашего случая:
.
Размерность - Дж или кДж.
Соотношение равновесных парциальных давлений - величина для данных условий постоянная и называетсяконстантой равновесия (Кр):
.
Следовательно, можно записать, что:
. (25)
Константа равновесия равна отношению произведения равновесных парциальных давлений продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам веществ в рассматриваемой реакции.
Например, для реакции N2(Г) + 3H2(Г) « 2 H3(Г) константа равновесия запишется как
где р – равновесные относительные парциальные давления соответствующих веществ.
Константу равновесия можно рассчитать, объединяя уравнения (23) и (25):
При перегруппировке членов этого уравнения получим уравнение: |
|
(26)
Из уравнения (26) видно, что КР для данной системы зависит только от температуры. При данной температуре это величина постоянная и не зависит от первоначальных количеств взятых для реакции веществ. |
|
При использовании молярных концентраций веществ, участвующих в реакции, равновесие характеризуется концентрационной константой равновесия (КС), которая равна отношению произведений равновесных концентраций продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам веществ в рассматриваемой реакции. Для реакции аA bB где и- равновесные молярные концентрации веществ А и В. Рассмотрим взаимосвязь констант равновесия, выраженных через парциальные давления и концентрации. Если в объеме V находится nA молей вещества А и nB молей вещества В, то парциальные давления этих веществ будут равны соответственно: и , а равновесные концентрации: и . Исходя из уравнения состояния для идеального газа , получим: и . Тогда . |
|
Если все реагенты газообразны и их поведение подчиняется закону идеальных газов, то связь между КР и КС можно выразить уравнением: | |
|
|
КР = КС (RT) ∆v , (27)
где R – газовая постоянная, равная 0,082 латм/мольК,
если давление выражено в атмосферах, а концентрация
в моль/л;
∆–изменение числа молей газов в результате реакции: ∆ = (b – а) - для приведенной выше реакции.
Например, для реакции синтеза аммиака N2(Г) + 3H2(Г) «2 NH3(Г)
∆= 2 – (1 + 3) = - 2 и КС = КР(RT) 2.
Например, для рассмотренной выше реакции константа равновесия запишется как
,
где - равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции в моль/л.
Если реакция идет без изменения объема (количества молей газообразных веществ в результате реакции не меняется), или реакция протекает в растворе, то КР = КС.
Например, для реакции N2(Г) + O2(Г) « 2 NO(Г), КР = КС.
Парциальные давления (концентрации) твердых веществ, принимающих участие в реакции, в выражение константы равновесия не включаются. Например, для реакции
MgCO3(тв) MgO(тв) + CO2(Г),
КР = , KС = [CO2]равн.
Л И Т Е Р А Т У Р А
1. Глинка, Н.Л. Общая химия: учеб. / Н.Л. Глинка. – М.: КноРус, 2012.
2. Коровин, Н.В. Общая химия: учеб. / Н.В. Коровин. – изд. Академия, 2011, серия: Высшее профессиональное образование.