Химическое равновесие. Вывод закона действующих масс для гомогенного химического равновесия. Константа химического равновесия и способы ее выражения.
Равновесным состоянием называют термодинамическое состояние системы которое не изменяется во времени и не зависит от внешних процессов. Условия наступления хим. равновесия – сумма химических потенциалов равна нулю.
Характеристики химич. равновесия: 1) неизменность равновесия при сохранении внешних условий 2) подвижность – возможность системы восстанавливать равновесие после прекращения внешнего воздействия 3) равновесие скоростей 4) минимальное значение изменения энергии Гиббса и Гельмгольца.
Закон действующих масс в кинетической
форме (основное уравнение кинетики)
гласит, что скорость элементарной
химической реакции пропорциональна
произведению концентраций реагентов
в степенях, равных стехиометрическим
коэффициентам в уравнении реакции. Это
положение сформулировано в 1867 году
норвежскими учёными К. Гульдбергом и
П. Ваге.
константа химического равновесия
определяется по формуле
Закон действующих масс для гетерогенного равновесия. Химический потенциал
Например, для реакции твёрдофазного восстановления оксида железа:
FeOт + COг = Feт + CO2г константа равновесия
(при условии, что газовая фаза идеальна)
имеет вид:
Ур-е изотермы химической реакции. Анализ уравнения
ΔG=R * Tln (
)
– RTlnKc
c(C) – концентрации в любой момент реакции
Анализ
ΔG=R * TlnПс – RTlnKc
Если Пс>Кс то ΔG>0 ←
Если Пс<Кс то ΔG<0 →
Пс=Кс то ΔG=0 химическое равновесие
Если условия стандартные то ΔG= - RTlnKc
Если Kc>1 то ΔG<0 →
Kc<1 то ΔG>0 процесс в прямом направлении не протекает
Влияние температуры на химическое равновесие. Уравнение изобары и изохоры химической реакции Вант-Гоффа. Следствия вытекающие из этих уравнений о влиянии температуры на смещение химического равновесия. Интегрированные формы уравнений изобары и изохоры. Анализ этих уравнений.
. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. N2 + 3H2 2NH3 + Q
Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.
Ур-е изобары. (dlnK/dT)p= (ΔH/RT²)
Ур-е изохоры (dlnK/dT)v= (ΔU/RT²)- температурный коэффициент реакции
Анализ
Если ΔH>0 то процесс эндотермический (dlnK/dT)>0 то с ростом температуры константа химического равновесия увеличивается
влиянии температуры на смещение химического равновесия
lnK
Т
Если ΔH<0 экзотермический процесс (dlnK/dT)<0 уменьшается с ростом температуры
lnK
T
lnK ΔH=0
T
Расчет константы химического равновесия с помощью таблиц стандартных термодинамических величин /привести пример решения/
Ур-е изобары для расчета
lnKt2/Kt1= ΔH(T2-T1)/R * T2 * T1