Zanyatie_2_Mod2_Khim_ravnovesie

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

В равновесии изменения изобарно-изотермического потенциала (∆G) и изохорно-изотермического потенциала (∆F) равны нулю.

Закон действующих масс:

скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

aA + bB _↔ сС + dD

(Р_D^d ·P_C^c) /( Р_A^a ·P_B^b)

а, b, c, d - стехиометрические коэффициенты

Константа равновесия может быть выражена не только через парциальные давления газообразных участников реакции, но и через молярные концентрации и мольные доли исходных веществ и продуктов реакции.

_{КР= КС (RT)}^∆n _{= Кχ (Pобщ)} ^∆n

К_С – константа равновесия, выраженная через концентрации участников реакции

R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К)

∆n-разность количеств вещества конечных и исходных газообразных участников реакции

К_χ– константа равновесия, выраженная через мольные доли участников реакции

Р_общ – общее давление.

Направление химической реакции определяют по величине изобарно-изотермического потенциала:

ΔG<0 - протекает прямая реакция; самопроизвольный процесс;

ΔG=0, система находится в состоянии равновесия;

ΔG>0, протекает обратная реакция; несамопроизвольный процесс.

Рассчитывают ΔG по уравнению изотермы химической реакции:

ΔG_х.р. = - RT ln K_p + RT ln (Р_D^d ·P_C^c / Р_A^a ·P_B^b)

R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К).

_{Kp –константа равновесия}

_{РD , РС - неравновесные давления газообразных продуктов реакции}

_{РА , РB - неравновесные давления газообразных исходных веществ.}

- RT ln K_p= ΔG⁰_{298, х.р.}

_{Способы расчёта изобарно-изотермического потенциала:}

1)

2)

- стандартное изменение энергии Гиббса при образовании 1 моля вещества из простых веществ (справочные данные).

_{Принцип Ле- Шателье:}

_{если на систему, находящуюся в состоянии равновесия подействовать извне, то система смещает равновесие в сторону противодействия внешнему воздействию.}

_{Повышение температуры смещает равновесие в сторону протекания эндотермического процесса. Повышение давления - в сторону образования меньшего числа моль газообразных веществ.}

Зависимость константы химического равновесия от температуры при постоянном давлении описывает уравнение изобары Вант-Гоффа:

дифференциальная форма уравнения изобары

, где R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К);

_{Kp – константа равновесия, выраженная через давления;}

_{Т – температура;}

_{∆Н – тепловой эффект реакции.}

интегральная форма уравнения изобары

_{К1, К2 –константы химического равновесия реакции при температурах Т1 и Т2.}

Зависимость константы химического равновесия от давления описывает уравнение Планка – Ван – Лаара:

К_х – константа химического равновесия, выраженная через мольные доли;

Р – давление;

∆n – изменение числа моль газообразных участников реакции.

работе.

3