25. Константа химического равновесия. Расчет Кр и Кс. Изотерма химической реакции.
Химические реакции протекают не до полного исчезновения исходных веществ, а останавливаются при достижении определенного состояния равновесия, при этом в равновесной смеси содержатся как продукты реакции, так и исходные вещества. На практике важно знать, в какую сторону смещено равновесие.
Кр=
,
при равновесных парциальных давлениях,
Уравнение изотермы х.р.
26. Зависимость константы химического равновесия от температуры (изобара и изохора химической реакции).
Зависимость константы равновесия реакции от температуры может быть описана уравнением изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа):
и изохоры химической реакции (изохоры Вант-Гоффа):
Здесь
ΔH
и ΔU —
тепловой
эффект
реакции, протекающей, соответственно,
при постоянном давлении или при постоянном
объёме. Если ΔH
> 0 (тепловой эффект положителен, реакция
эндотермическая),
то температурный коэффициент константы
равновесия
тоже
положителен, то есть с ростом температуры
константа равновесия эндотермической
реакции увеличивается, равновесие
сдвигается вправо (что вполне согласуется
с принципом
Ле Шателье).
27. Принцип подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье).
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.
1. Влияние концентраций (парциальных давлений). Увеличение С метана увеличивает С продуктов, уменьшает С водяного пара, равновесие смещается вправо. Введение диоксида углерода сместит равновесие влево.
2. Влияние общего давления в системе. Увеличение общего давления вызывает смещение расновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. В данной реакции – влево.
3.
Влияние температуры. С увеличением
температуры равновесие смещается в
сторону эндотермических реакций.
Повышение температуры в данной реакции
(∆Н>0) смещает равновесие вправо, а для
экзотермической реакции
(∆H<0)
влево.
28. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости.
Количественно скорость реакции принято характеризовать изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Различают истинную и среднюю скорость.
Гомогенные реакции проходят сразу по всему объему, гетерогенные – на границе раздела фаз.
Закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
,
где k-константа скорости реакции.
Выполняется для идеальных газов или
бесконечно разбавленных растворов.
Константа скорости численно равна скорости, когда концентрации равны единице.
29. Кинетическая классификация по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции.
Кинетическая
классификация по степени сложности:
Обратимый т.д. процесс - процесс, допускающий возможность возвращения системы на любой стадии процесса в первоначальное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения. В противном случае процесс необратим. Когда процесс происходит обратимо, совершается максимальная работа. Обратимый процесс - бесконечно медленный процесс. В т.д. принято считать положительной теплоту, поглощаемую системой, отрицательной - выделяемою системой.