23. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.

В химических системах вещества стремятся к минимуму внутренней энергии. Экзотермические реакции протекают самопроизвольно, так как вещества при их окончании достигают свой минимум внутренней энергии. Но также самопроизвольно протекают и эндотермические реакции - это растворение солей.

Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может быть описано. Условия самопроизвольного протекания реакций:  1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии  2. стремление системы к более вероятному своему состоянию.

Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов , и возникает состояние называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса.

Самопроизвольно протекают те процессы , энергия Гиббса которых равна отрицательному значению.

Если температура мала , то энтальпия равна энергии Гиббса и самопроизвольно протекают экзотермические реакции.

Если высокая температура , то отрицательное значение имеет энергия Гиббса и реакции протекают самопроизвольно. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов.  Обратимые протекают во взаимопротивоположных направлениях .В состоянии химического равновесия система достигает своего минимального значения энергии и энергия Гиббса, как и константа химического равновесия, равна нулю.

24. Константа химического равновесия. Расчет Кр и Кс.

Рассмотрим гомогенную химическую реакцию: Реакции протекают до полного исчезновения исходных веществ, а останавливаются при достижении определенного состояния равновесия. Условия химического равновесия:

Равновесные давления участников реакции: Согласно закону действующих масс константа равновесия, выраженная через парциальные давления. Размерность . изменение числа молей при протекании реакции.

При написании констант равновесия гетерогенных реакции учитываются парциальные давления только газообразных участников реакций, поскольку давления пара конденсированных фаз малы по сравнению с газообразными компонентами.

Пример.

константа равновесия, выраженная через концентрации.

Кроме того существуют где а-активности, н-мольная доля.

Соотношения между константами равновесия:

25. Принцип Ле-Шателье.

При неизменных условиях химическое равновесие в системе может сохраняться сколь угодно долго. В случае же изменения условий (концентрация, температура, давление) одна из противоположно направленных реакций может ускориться, чем другая. После этого равновесие сместится, и установится новое состояние равновесия.

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект произведенного воздействия.

1. Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла.

2. Влияние концентрации.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону реакции, потребляющей эти вещества (вправо).

3. Влияние давления.

Увеличение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей, т.е. в сторону падения давления.

Примечание. На реакцию, идущую без изменения числа молей, давление не влияет.

26. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости.

Скорость гомогенной (однофазной) реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации и температуры.

Скорость гетерогенных (многофазных) процессов зависят от размеров и состояния поверхности раздела фаз.

Примечание. Гетерогенные – процессы, происходящие на поверхности раздела соприкасающихся фаз. (горение топлива, окисление металлом кислородом воздуха).

Закон действующих масс.

Справедлив для гомогенных реакций.

Формулировка: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Константа скорости обозначается как

Пример.

в квадратных скобках концентрации веществ.

«к» не зависит от концентрации в каждый момент времени.