3. Кинетика обратимых реакций. Химическое равновесие

Обратимые реакции - это реакции, идущие одновременно в обоих направлениях. В них, образующиеся продукты реакции взаимодействуют друг с другом, превращаясь в исход­ные вещества. Например, синтез аммиака:

υ_пр

N₂ + 3 H₂ ↔ 2 NH₃ ; υ_пр = k_{пр *} C_{N2 *} C_H2³ _; υ_обр = k_{обр *} C_NH3²

υ_обр

То состояние системы, при котором скорость прямой реакции υ_пр равна скорости обратной υ_обр называется химическим равновесием, оно характеризуется К_равн.. Такое равновесие является динамическим, то есть подвижным. Пользуясь правилом Ле-Шателье, его можно сместить в сторону исходных веществ или в сторону продуктов реак­ции, но через некоторое время наступает состояние равновесия, соответствующее новым условиям.

Правило Ле-Шателье:

«Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказано внешнее воздействие (изменили концентрации веществ, температуру или давление газов), то равновесие сместится в направле­нии, в котором эффект произведенного воздействия ослабляется», т.е. в противоположном направлении.

Например, синтез аммиака - это эндотермический процесс, то есть процесс, идущий с поглощением тепла. Чтобы установившееся равновесие сместить в сторону продуктов ре­акции (NH₃) систему необходимо нагреть или увеличить концентрации исходных веществ или уменьшать концентрацию продуктов, убирая из системы получившийся амми­ак.

Химическое равновесие характеризуется величиной константы равновесия (К_равн).

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, например:

CNH₃²

К_равн =

CN_{2 *} CH₂³

4. Химическая термодинамика

Термодинамика изучает различные системы и процессы, протекающие в них, устанавли­вает взаимосвязь между различными видами энергии, определяет возможность, направле­ние и пределы протекания различных процессов.

Основные понятия термодинамики.

Система - это тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и мысленно обособ­ленных от окружающей среды.

Различают:

—Изолированные системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

—закрытые системы, которые обмениваются с окружающей средой только энергией.

—открытые системы, которые обмениваются с окружающей средой и энергией и веществом. Любой живой организм - это открытая система.

Состояние системы характеризуется параметрами, которые измеря­ются — это объем, давление и температура (v, р, t).

Процесс, протекающий при постоянной температуре (t = const), называется изотермическим.

При изохорном процессе V= const , при изобарном процессе P= const.

Для описания состояния систем, так же могут использоваться и определенные функции, истинные значения которых определить невозможно.

U—внутренняя энергия системы

Н—энтальпия (теплосодержание системы)

S— энтропия

G— изобарно-изотермический потенциал.

Всеобщий закон сохранения энергии распространяется и на термодинамические закономерности перехода различных видов энергии друг в друга в строго определенных эквива­лентных соотношениях и называется первым началом термодинамики:

Теплота, подводимая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы системой против внешних сил.

Q=ΔU+A

Q – количество теплоты, подводимое к системе,

ΔU – изменение внутренней энергии системы.

Внутренняя энергия - энергия взаимодействия всех частиц системы, то есть полная энергия системы, за исключением потенциальной и кинетической.

А – работа, совершаемая системой против внешних сил, т.е. против внешнего давления, стремящегося изменить объем системы: А = р_* (V₂ – V₁) = р_*ΔV

Для изохорного процесса, где V= const (ΔV=0) => А =0 , тогда теплота изохорного процесса – тепловой эффект изохорного процесса:

Q_V = U₂ – U₁ = ΔU

Тепловой эффект изохорного процесса равен изменению внутренней энергии системы.

Теплота изобарного процесса, где Р = const определяется уравнением:

Q_р = ΔU + р_*ΔV = (U₂ – U₁) + р_* (V₂ – V₁) =( U₂ + р_*V₂) - ( U₁ + р_*V₁) =ΔH ;

Н = U + р_*V

Тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии (теплосодержания) системы.

^{Закон Гесса (1836 г.)}

Тепловой эффект любой реакции не зависит от пути протекания реакции, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы и равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.

Рассмотрим процесс горения угля, который может протекать по-разному:

через стадию образования угарного газа (СО) – не полное окисление или полное окисление с образованием углекислого газа (СО₂).

ΔН

С (уголь, графит) + О₂(газ) СО₂ (газ)

^{Начальное состояние системы конечное состояние системы}

ΔН ₁ ΔН ₂

+[О] +[О]

СО (газ)

ΔН = ΔН₁ +ΔН₂

ΔН - теплота образования (тепловой эффект образования) углекислого газа; ΔН = - 369 кДж/моль (табличные данные)

ΔН₁ - теплота образования (тепловой эффект образования) угарного газа,

ΔН₂ - теплота сгорания (тепловой эффект сгорания) угарного газа;

ΔН₂ = - 285,5 кДж/моль (табличные данные)

Для определения теплоты образования угарного газа нужно найти ΔН₁ по закону Гесса:

ΔН = ΔН₁ +ΔН₂ => ΔН₁ = ΔН - ΔН₂ = -369- (-285,5) = -110,5 кДж/моль