22. Обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Факторы, влияющие на константу равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Обратимыми называют такие реакции, которые одновременно протекают в двух противоположных направлениях - прямом и обратном. Обратимые процессы не доходят до конца, а приводят к химическому равновесию, при котором концентрации всех реагирующих веществ не изменяются во времени. Для обратимых реакций наступает состояние химического равновесия, если изменение свободной энергии Гиббса равно нулю: ΔG = 0. Химическое равновесие является динамическим. В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.  Количественной характеристикой химического равновесия является константа химического равновесия (К_р). Константа равновесия - характерная величина для каждой обратимой химической реакции. Для гомогенной реакциив общем виде: a A + b B c C + d D. в состоянии равновесия скорости прямой (υ₁) и обратной (υ₂) реакций равны:

υ₁ = υ₂; υ₁ = k₁ [A]^a∙[B]^b; υ₂ = k₂ [C]^c∙[D]^d_.

Тогда константа химического равновесия имеет вид:

К_р = k₁/k₂ = ([C]^c∙[D]^d)/([A]^a∙[B]^b), где [A], [B], [C],∙[D] – равновесные молярные концентрации веществ A, B, C и∙D, [моль/л] соответственно.

Константа равновесия – отношение констант прямой (k₁) и обратной (k₂) реакций: k₁/k₂= К_р. Она зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от концентраций.

Процесс изменения равновесных концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Воздействием различных внешних факторов можно добиться смещения равновесия в нужном направлении. Равновесие смещается в соответствии с принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

1. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества. 

2. При увеличении давления путем сжатия системы, равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления. 

3.Нарушение равновесия вследствие изменения температуры определяется знаком теплового эффекта реакции: при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической (ΔH>0), а при понижении – в направлении экзотермической реакции (ΔH<0).

23. Термохимия. Энтальпия. Закон Гесса. Стандартные теплоты образования веществ. Тепловой эффект химических реакций.

Термохимия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий: Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).

Эндотермические реакции  — химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения ( ,  ), таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.

Экзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.

Энтальпия — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. Энтальпия образования простых веществ принята равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования простого вещества приписывается одному, точно определенному состоянию этого вещества, называемому базовым (эталонным состоянием).

Тепловой эффект реакции - теплота, сопровождающая данную реак­цию и отнесенная к определенному количеству вещества. Величина теплового эффекта реакции зависит от условий ее проведения и состояния веществ. вступающих в реакцию (реагентов), и веществ, образующихся в результате реакции (продуктов реакции). Впервые основное свойство тепловых эффектов реакции, проводимых при постоянном объеме или при постоянном давлении, было сформулировано в 1840 г. Г.И. Гессом. Закон Гесса утверждает: тепловой эффект реакции не зависит от промежуточных стадий, а определяется лишь начальными и конечными состояниями ве­ществ, если единственной работой является работа расширения, и объем (или давление) в ходе реакции остается неизменным. Таким образом, если возможно проведение реакций несколькими спо­собами, то при совпадении состояний реагентов и продуктов реакции тепло­вой эффект ее должен быть одним и тем же. Из закона Гесса вытекают два важнейших следствия: 1) тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования про­стых веществ продуктов реакции за вычетом суммы теплот об­разовании из простых веществ исходных соединении; 2) тепловой эффект реакции равен сумме теплит сгорания исход­ных соединении за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции. Формулу расчета тепловых эффектов реакций по первому следствию из закона Гесса можно представить следующим образом:

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.