- •Энергетика химических реакций
- •Основы термодинамики
- •Термохимические уравнения и расчеты
- •I следствие:
- •II следствие:
- •Направление протекания химических реакций
- •Эталоны решения задач
- •2C2h5oh(жидк.) c2h5oc2h5(жидк.) h2o(жидк.)
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант № 1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •2) C6h12o6(кр.) 6o2(газ) 6co2(газ) 6h2o(жидк.).
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Основы химической кинетики Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •1. Зависимость скорости реакции от концентраций реагентов.
- •2. Зависимость скорости реакции от температуры.
- •3. Энергия активации
- •Порядок и молекулярность реакции
- •Реакции I порядка
- •Механизмы протекания химических реакций
- •I закон фотохимии:
- •Ферментативный катализ
- •Эталоны решения задач
- •2 Моль/л a 1 моль/л b
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант № 1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант № 15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Химическое равновесие
- •Термодинамика равновесных процессов
- •Кинетика равновесных процессов
- •Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •1. Влияние изменения концентрации.
- •2. Влияние температуры.
- •2. Влияние давления.
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задачи для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Растворы Общие сведения
- •Теории растворов
- •1. Физическая теория растворов.
- •2. Химическая теория растворов.
- •Основные способы выражения концентрации растворов
- •Связь между различными способами выражения концентрации растворов
- •Эталоны решения задач
- •4) Приготовление раствора аналогично задаче №6.
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
Химическое равновесие
Химические реакции бывают необратимыми и обратимыми.
Необратимыми называют реакции, которые протекают только в одном направлении.
В частности, к необратимым реакциям относятся те, которые сопровождаются образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (например, Н2О).
Примеры:
BaCl2 K2SO4 BaSO4 2KCl
Na2CO3 2HCl 2NaCl CO2 H2O
HCl KOH KCl H2O
Необратимые реакции протекают до конца, т.е до полного израсходования одного из реагентов. Выход продукта в таких реакциях близок к 100%. Практика показывает, что таких реакций не так много.
Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в двух противоположных направлениях.
Большинство реакций являются обратимыми. Такие реакции не протекают до конца и характеризуются выходом продукта, который всегда <100%. При записи подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками.
Примеры:
N2 3H2 ⇄ 2NH3
H2 I2 ⇄ 2HI
2NO O2 ⇄ 2NO2
Следует отметить, что полностью необратимых реакций в природе не существует. Для любого химического процесса можно подобрать такие условия, при которых он станет обратимым.
Термодинамика равновесных процессов
Рассмотрим обратимую гомогенную реакцию, протекающую в закрытой системе при T = const и p = const, в общем виде:
aA bB ⇄ cC dD.
Изменение энергии Гиббса при протекании химической реакции можно определить по формуле:
|
(1) |
где c(A), c(B), c(C) и c(D) текущие концентрации веществ.
Это уравнение называется изотермой химической реакции или уравнением изотермы Вант-Гоффа.
Согласно I постулату термодинамики в определенный момент система самопроизвольно достигнет равновесного состояния. Такое состояние называют химическим равновесием.
Химическое равновесие это динамическое состояние системы, которое характеризуется:
1. Энергетической выгодностью, т.е. минимальным значением и отсутствием изменений энергии Гиббса (G Gmin, G 0).
2. Постоянством параметров и функций состояния, в том числе концентраций исходных веществ и продуктов реакции. Концентрации веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями и обозначаются квадратными скобками, например [A].
Поскольку в состоянии химического равновесия G 0, можем записать:
При постоянстве внешних условий подлогорифмическое отношение равновесных концентраций является величиной постоянной и называется константой равновесия K.
Тогда:
|
(2) |
Заменив натуральный логарифм на десятичный и подставив значение R 8,31103 кДж/мольК, получим:
|
(3) |
Это уравнение позволяет производить расчет изменения энергии Гиббса при протекании химической реакции, а также расчет константы химического равновесия при различных температурах:
(4) |
Последнее соотношение позволяет определить равновесный состав системы.
Если 0, то К 1 и равновесие устанавливается при практически полном стехиометрическом израсходовании исходных веществ.
Если 0, то К 1 и исходные вещества практически не взаимодействуют друг с другом.