Константа равновесия и разные способы ее выражения. Эмпирические и термодинамическая константа, взаимосвязь между ними. Гетерогенное химическое равновесие.

Констнта Кр = относ произзв равнов парц давл прод рии с теп их стеом коэф к произв парц давл исх вв в степ их стехиом коэф

Эмпирическая константа равновесия выражается через концентрации (Kc​) или парциальные давления (Kp​) реагентов и продуктов в состоянии равновесия. Для реакции:aA+bB⇌cC+dD

Концентрационная константа равновесия (Kc): Kc=[C]c[D]d/[A]a[B]b 

Конст равн, выраженная через парц давления (Kp): Kp=(PC)^c(PD)^d/(PA)^a(PB)^b

Термодинамическая константа равновесия (K) связана с изменением стандартной свободной энергии Гиббса (ΔG0): ΔG0=−RTlnK

Термодинамическая константа KK является безразмерной величиной и учит активность компонентов (для реальных систем) или концентрации (для идеальных систем).

Гетерогенное равновесие устанавливается в системах, где реагенты и продукты находятся в разных фазах (например, твердые вещества, жидкости и газы). В таких системах активность чистых твердых веществ и жидкостей считается постоянной и не включается в выражение для константы равновесия.

Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения изохоры и изобары химической реакции. Влияние давления и посторонних примесей на химическое равновесие. Уравнение Планка.

Для получения зависимости константы равновесия Кр от температуры ис-

пользуем уравнение Гиббса-Гельмгольца:∆G=∆H-T∆S=∆H+T*(∂∆G/∂T)p

Учит, что K’p в уравнении изотермы Вант-Гоффа не зависит от темпе (т.к. парциальные неравнов давления участников реакции имеют определенные фикс значения), получим в результате диф этого уравнения: 

(∂G/∂T)p= –RlnKp – RT(∂lnKp/dT)p + Rln K'p

Тогда (∂lnKp/dT)p=dH/RT^2 - ур-е изобары хим рии

(∂lnKс/dT)v=dU/RT^2 -ур изохоры хр

Также ур-изотермы можно записать как: K⁰=Kp*(P⁰)^-Δn

Изм внеш усл приводит к наруш уст равн и переходу сист к новому равн соста

Качественное п=влияние внеш усл оценивают по принципу Ле-Шателье: при внешних возд на сист, наход в равн, в ней протек изм, напр против этих воздействий

Влияние давления

Уменьш Р мб дост за счет км числа молей газообр реаг вв

Kx=Kp*P^-Δn, тогда lnKx=lnKp-ΔnlnP

(∂lnK/dP)т=(∂lnKp/dP)т (=0) – Δn*(∂lnP/dP)т (=1/P)

(∂lnKx/dP)т=-Δn/P — Уравн Планка

Введение в равн сист какого-либа участн р-ии повыш его парц Р и в сист должы происх изм, привод к снижению этого Р

Введение инертной добавки приводит к повыш общего Р

Влияние температуры

Расчит на основе изобары и изохоры хим р, но перед этим их интегрируют

Приближ: LnK2/K1=ΔH/R(T2-T1/T2*T1)

Точное: ∫dlnK=∫(ΔH+ΔaT+ΔbT²/2-Δc/T)/RT²)

Принцип Ле Шателье. Химическое равновесие в случае реакций термической диссоциации. Смещение химического равновесия.

Константа равновесия (K) для реакции термической диссоциации выражается через концентрации или парциальные давления продуктов и реагентов Kc=[AB]/[A][B]

Степень диссоциации (α) — это доля М исх вещества, распавшихся на продукты. Она определяется как: α= общее кол М до дис/кол продис М

​Степень диссоциации зависит от температуры, давления и природы вещества

Т: Термическая диссоциация — эндотермический процесс (ΔH>0). Согласно принципу Ле Шателье, при повышении температуры равновесие смещается в сторону продуктов диссоциации (A и B), а степень диссоциации α увеличивается.

Р: При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего числа молей газа. Для реакции AB⇌A+B увеличение давления смещает равновесие в сторону реагента (AB), уменьшая степень диссоциации α.