7.3. Рівновага у гетероґенних системах

Ми розглянули хімічну рівновагу в гомоґенних системах. Але багато хімічних реакцій перебігає на межі розділу фаз, тому так важливо розуміти закономірності хімічної рівноваги у гетероґенних системах, фазової та інших видів рівноваги на межі розділу двох фаз.

Умова хімічної рівноваги у гетероґенних хімічних реакціях. Хімічні реакції, що перебігають на межі розділу двох фаз називаються гетероґенними. Якщо швидкості прямої та зворотної гетероґенних реакцій стають однаковими, то настає хімічна рівновага у гетероґенній системі. Прикладами гетероґенних хімічних рівноваг можуть слугувати рівноваги при пароводяній конверсії вугілля: С(к) + 2Н₂О(г) ↔ СО₂(г) + 2Н₂(г); (∆Н > 0); при відновлені оксидів металів воднем: Ме₂О_x(к) + хН₂(г) ↔ 2Ме(к) + хН₂О(г); чи при термічному розкладі карбонату кальцію: СаСО₃(к) ↔ СаО(к) + СО₂(г) (∆Н > 0). Як і для будь-якої хімічної рівноваги, умовою гетероґенної хімічної рівноваги є рівність енерґії Ґіббса нулю: ∆G = 0.

Константа рівноваги.

Для зазначених вище реакцій константи гетероґенної хімічної рівноваги виражаються за допомогою наступних рівнянь:

• для пароводяної конверсії карбону

;

- для відновлення оксиду металу

;

• для термічного розкладу карбонату кальцію

K_p = C_p(CO₂).

Як видно, у рівняння констант гетероґенної хімічної рівноваги не входять концентрації твердих речовин, що беруть участь у прямій та зворотній реакціях. Це правило є основною особливістю гетероґенної хімічної рівноваги.

Оскільки пряма та зворотна реакції перебігають на одній і тій же по-верхні розділу фаз, то площа поверхні розділу фаз також не входить до виразу констант рівноваги.

Константа гетероґенної хімічної рівноваги залежить від температури. Вона зростає зі збільшенням температури у випадку ендотермічної прямої реакції (∆Н > 0) та зменшується зі збільшенням температури у випадку екзотермічної прямої реакції (∆Н < 0).

Принцип Ле-Шательє. Гетероґенна хімічна рівновага підпорядковується принципові Ле-Шательє, При підвищенні температури гетероґенна хімічна рівновага зсувається у бік ендотермічної реакції: наприклад при пароводяній конверсії карбону та при термічному розкладі карбонату кальцію рівновага (з підвищенням температури) зсуватиметься праворуч.

При підвищенні загального тиску рівновага зсуватиметься у напрямку зменшення числа молів газоподібних речовин: для першої та другої реакцій рівновага при зміні тиску не зсувається, бо число молів газоподібних речовин у лівій та правій частинах однакове; для третьої реакції при підвищенні загального тиску, рівновага зсувається ліворуч, бо у лівій частині відсутні газоподібні речовини, а у правій наявний 1 моль СО₂.

При підвищенні концентрацій газоподібних вихідних речовин рівновага зсунеться праворуч (реакції 1 та 2), при підвищенні концентрацій газоподібних продуктів реакції рівновага зсунеться ліворуч (реакції 1, 2 та 3). Таким чином, тверді вихідні речовини та тверді продукти реакції не впливають на зсув гетероґенної хімічної рівноваги.

Глава 8. Поняття про каталіз.

Каталізом називається явище зміни швидкості реакції під впливом невеликих добавок специфічних речовин, кількість яких у підсумку реакції не змінюється. У каталітичних процесах швидкість основної реакції може і збільшуватись і зменшуватись. Відповідно до цього каталітична дія може бути додатною і від’ємною. Речовини, які прискорюють реакцію називаються каталізаторами, а які уповільнюють – інгібіторами.

Для каталітичних реакцій властиві деякі особливості. Як правило, каталізатор вводиться у систему в дуже невеликих кількостях порівняно із масою реаґентів. Тим не менш, ефективність дії цих малих домішок є незвичайно високою. У підсумку реакції каталізатор залишається у хімічно незмінному стані й не витрачається, тобто участь каталізатора у реакції не відображується загальним стехіометричним рівнянням. Однак, фізично каталізатор змінюється. Наприклад, кристалічний MnO₂ у процесі каталітичного розкладу хлорату калію (KClO₃) перетворюється у дрібнодисперсний порошок. Ці зміни свідчать про те, що в ході реакції на певних стадіях каталізатор вступає у взаємодію з реаґентами, а по закінченні реакції відтворюється у вихідному хімічному вигляді.