ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагентов.

Способы смещения равновесия.

Принцип Ле Шателье.

При постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИМ коэффи-циентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

К показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данной температуре и концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Как видно, константа равновесия есть отношение констант скорости прямой и обратной реакции.

Физический смысл константы равновесия:

закон действующих масс:

«Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменять температуру, давление, концентрации веществ), то положение равновесия смещается в такую сторону, чтобы ослабить внешнее воздействие».

(равновесие будет смещаться до тех пор, пока не устано-вится новое равновесие, соответствующее данным условиям )

  1. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к умень-шению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

2 NO(г) + Cl2(г) = 2 NOCl(г)

2.Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

СО(г) + Н2О(г)ÛСО2 (г) + Н2 (г) + 43 кДж

3.Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции.

FeCl3 + 3NH4SCN Û Fe(SCN)3 + 3NH4Cl

Состояние системы с минимальной свободной энергией есть состояние термодинамического равновесия:

Изобарно-изотермические условия (P = const, T = const):

ΔG=0 dG = 0, d2G > 0

Термодинамическим равновесием называется такое состояние системы, которое при постоянстве внешних условий не изменяется во времени, причем эта неизменяемость не обусловлена каким-либо внешним процессом.

(химическое равновесие - частный случай термодинамического равновесного состояния.)

В общем виде условие химического равновесия (уравнение Гиббса – Дюгема) можно записать следующим образом:

Подставив в него зависимость химического потенциала от концентрации, получаем:

Для изобарно-изотермического процесса аналогичным образом можно получить выражение Изотермы химической реакции :

Если система находится в состоянии химического равновесия, то изменение ТД потенциала равно нулю (DG=0) получаем:

Здесь сi и рiравновесные концентрации [Ci] и давления исходных веществ и продуктов реакции. Уравнение связывает константу равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса в ходе реакции и позволяет ответить на вопрос, будет ли химическая реакция протекать самопроизвольно при данных концентрациях Сi (давлениях Рi) реагентов:

Направление химической реакции определяется по величине отношения:

1. Пс/ Kc = 1; DG = 0; =

2. Пс/ Kc < 1; DG < 0; ->

3. Пс/ Kc >1; DG >0; <-

Влияние температуры на положение равновесия получаем для зависимости константы равновесия от температуры уравнение– изобары Вант-Гоффа,

связывающую изменение константы химического равновесия с тепловым эффектом реакции:

Продифференцировав выражение по температуре,

( чем больше по абсолютной величине тепловой эффект химической реакции, тем сильнее влияет температура на величину константы равновесия. )

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

+ 46 = 48