Стандартный изобарный потенциал химической реакции

_{Стандартный изобарный потенциал химической реакции и константа равновесия связаны однозначной формулой}

Стандартный изобарный потенциал химической реакции может быть рассчитан через величины G⁰ образования всех участников реакции, взятые в таблицах стандартных величин, приведенных для Т = 298 К:

Основная практическая ценность изобарного потенциала заключается в том, что он позволяет комбинировать равновесия, так является функцие состояния. В этом случае можно рассчитать теоретически величины и К_Рдля реакций, которые экспериментально провести затруднительно. Для такого расчета, аналогичного расчету по закону Гесса, необходимо, чтобы все вещества, участвующие в промежуточных стадиях, находились в одном и том же состоянии. Это достигается использованием стандартных изобарных потенциалов участников реакции. При этом каждый участник реакции должен находиться под давлением 1 атм, твердые и жидкие вещества должны представлять собой чистые фазы, а газообразные – идеальные газы. Вследствие наличия логарифмической зависимости между и К_Р все действия между величинами (сложения, вычитания)преобразуются в действия умножения и деления для К_Р.

Лекция № 28.

• Влияние внешних факторов на химическое равновесие.

Качественная картина влияния внешних факторов на химическое равновесие дается принципом Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказывать внешнее воздействие, то равновесие будет смещаться в сторону процесса, противодействующего этому воздействию.

1. Влияние давления.

Повышение давления, согласно принципу Ле-Шателье, должно смещать равновесие в сторону образования меньшего количества моль газообразных продуктов.

Количественную картину получают с помощью закона действия масс. Для этого Константу рвновесия необходимо связать с внешним давлением. Это можно сделать, связав равновесные парциальные давления через степень термической диссоциации – α.

Степень термической диссоциации – отношение числа молекул данного сорта, продиссоциировавших на более простые молекулы, к общему числу молекул данного сорта:

а) Равновесие реакции, протекающей в газовой среде с изменением количества моль газообразных продуктов.

Пример 1: А  2В; ; А и В – газообразные вещества.

.

По закону Дальтона Р_i = Px_i, где P – общее давление.

Пусть n₀ – начальное количество вещества (в молях) вещества А. Тогда n₀α – количество вещества А, которое израсходовалось к моменту равновесия.

2n₀α = n_равн(В);

(n₀ - n₀α) = n_равн(А).

.

.

; ;

; .

.

Так как Кр = const, то при повышении давления α должна снижаться, а, следовательно, равновесие смещается влево (в сторону образования меньшего количества моль газообразных продуктов).

Для реакции

2Н₂О↔2Н₂ + О₂

аналогично можно получить следующую зависимость К_Р от давления или , из которой также видно, что с ростом давления степень диссоциации снижается, однако, влияние давления меньше, чем в ранее рассмотренном примере.

Если же реакция протекает без изменения числа моль газообразных веществ, давление не смещает равновесия реакции. Например, для реакции

_2НJ↔H₂ + J₂

_{Вывод: Рассмотрение нескольких примеров газовых равновесий показывает, что вид выражения для КР изменяется взависимости от стехиометрического типа реакции и величины, выбранной для характеристики процесса.}

_{2. Влияние температурына химическое равновесие находится в соответствии с принципом Ле-Шателье}

_{При повышении температуры равновесие экзотермических реакций смещается в сторону исходных веществ, а при понижении температуры – в сторону продуктов реакции и наоборот.}

Влияние температуры на константу равновесия химической реакции выражается уравнениями изобары и изохоры Вант-Гоффа, которые получается путем приложения уравнения Гиббса-Гельмгольца к химическим реакциям:

,

где  = Q_P, U = Q_v.

Зная зависимость константы равновесия от температуры, по этим уравнениям можно вычислить тепловой эффект реакции при данной температуре.

В интегральной форме уравнения изобары и изохоры Вант-Гоффа имеют вид соответственно (для небольшого температурного интервала):

Для получения зависимости от температуры в широком интервале температур необходимо учитывать зависимость теплового эффекта от температуры согласно закону Кирхгофа, тогда уравнение Гиббса-Гельмгольца, записанное для константы равновесия К_Р будет иметь вид:

, где

J– константа интегрирования в широком интервале температур. имеет смысл теплового эффекта реакции при абсолютном нуле температур. Для проведения расчетов по уравнению и получению конкретных значений К_Р, необходимо, чтобы были известны теплоемкости участников реакции до возможно более низких температур (≈100 К). Кроме того, необходимо знать константу интегрирования J. Поэтому в общем виде это уравнение не решают, а решают его применительно к конкретным условиям и реакциям.

Лекция №29