Факторы, влияющие на величину константы равновесия.

1. Основным фактором, влияющим на константу равновесия, является природа реагирующих веществ. Под природой реагирующих веществ прежде всего понимают прочность химических связей в соединениях, так как в результате реакции происходит разрыв одних и образование других связей, что и определяет изменения энтальпии и энтропии данной реакции.

2. Другим фактором, определяющим значение константы равновесия, служит температура. Математическим выражением зависимости константы равновесия от температуры и стандартной энергии Гиббса служит уравнение:

-RT lnК_р = D _r G⁰_T

Рассчитаем константу равновесия при стандартной температуре реакции образования аммиака из простых веществ:

3H₂ + N₂ =2NH₃

Очевидно, что для данной реакции D _r G⁰_T = 2D _f G⁰_T (NH₃) = 2^.16,7 = 33,4 кДж

Смещение равновесия. Изменение условий (температуры, давления, концентраций), при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает его нарушение. Это приводит к изменению скорости прямой и обратной реакции. При этом в системе начинает устанавливаться новое химическое равновесие. Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия. Постепенный переход системы из неравновесного состояния, вызванного внешним воздействием, в состояние термодинамического равновесие называется релаксацией. При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. Если константа равновесия много больше единицы, то равновесие смещено в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования продуктов реакции. В этом случае говорят, что равновесие смещено вправо. Если константа равновесия много меньше единицы, то равновесие смещено в сторону исходных веществ, т.е. влево. Так как для любой реакции имеется определенное значение константы равновесия при данной температуры, то говорить о необратимых реакциях не имеет смысла. Речь может идти лишь о практической необратимости. Признаками практической необратимости реакций являются:

1) выделение газообразного вещества

Na₂СО₃ + 2НС1 = 2NaС1 + Н₂О + СО₂ ↑;

2) выпадение осадка

ВаС1₂ + Na₂SО₄ = ВаSО₄↓+ 2NaС1;

3) образование плохо диссоциирующего вещества

NaОН + НС1= NaС1 + Н₂О;

4) выделение большого количества энергии

Н₂ + С1₂ = 2НС1 + Q

(последняя реакция протекает со взрывом).

Общим принципом смещения положения равновесия в системе является принцип Ле Шателье:

Если на систему в состоянии истинного равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабит эффект внешнего воздействия.

а) При повышении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону той реакции, которая уменьшает концентрацию этого вещества;

б) При увеличении давления равновесие в системе сместится в сторону той реакции, в результате которой уменьшается объем системы (для реакций, протекающих с участием газообразных веществ - в сторону той реакции, которая ведет к образованию меньших количеств газообразных веществ);

в) Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону эндотермической реакции.

Катализатор не влияет на смещение положения равновесия, так как увеличивает скорости как прямой, так и обратной реакций. Он сокращает время достижения равновесия.

 

 

Содержание

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ

Закон сохранения массы

Закон постоянства состава

Закон кратных отношений

Закон объемных отношений

Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)

Закон эквивалентов

Соединения нестехиометрического состава