Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Общие представления о химическом равновесии. Константа химического равновесия
Химические реакции, в результате которых хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, называются необратимыми, протекающими до конца. В уравнениях таких реакций принято ставить знак “ = “. Однако большинство реакций являются обратимыми, т.е. идущими в двух противоположных направлениях (прямом и обратном). Особенность таких реакций: они не протекают до конца, в системе всегда остается каждое из исходных веществ. Примеры: 2NO + Cl2 D 2NOCl; H2 + I2 D 2HI; N2 + 3H2 D 2NH3; СО + H2O D CO2 + H2 и т.д. Все обратимые реакции идут до состояния равновесия. Реакция, протекающая в правую сторону (→) – прямая реакция, а в левую сторону () – обратная реакция. Кинетические кривые для прямой (1) и обратной (2) реакции представлены на рис. 7.1. Со временем скорость прямой реакции, V®, уменьшается, а скорость обратной, V, возрастает. В некоторый момент времени V® становится равной V, наступает химическое равновесие (частный случай термодинамического равновесия). Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции V® равна скорости обратной реакции V. Равенство V® = V является кинетическим условием химического равновесия. Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы GP,T. Равенство D GP,T = 0 является термодинамическим условием химического равновесия. Концентрации исходных веществ и продуктов реакции (реагирующих веществ), которые устанавливаются при химическом равновесии, называют равновесными. Обычно их обозначают при помощи квадратных скобок, например, [NO], [Cl2], [NOCl], в отличие от неравновесных концентраций, СNO, ССl2, СNOCl. Химическое равновесие является динамическим или подвижным. Это означает, что в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, с равной скоростью идут прямой и обратный процессы, поэтому в системе видимых изменений не наблюдается, т.е. макроскопические параметры, в том числе концентрации веществ, остаются постоянными. Допустим, что в гомогенной системе протекает обратимая химическая реакция: аА + bВ D сС +dD. (1) В соответствии с законом действия масс: V® = k® · [А]a · [В]b, (2) V = k · [С]c · [D]d. (3) В состоянии химического равновесия V® = V или k® · [А]a · [В]b = k · [С]c · [D]d. (4)
После преобразования: , (5) где К – константа равновесия химической реакции. Закон действия масс для обратимых химических процессов формулируется следующим образом: отношение произведения равновесных молярных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных молярных концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов, при данной температуре равно постоянной величине, называемой константой химического равновесия. Константа равновесия, как следует из выражения (5), равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций. Она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, если концентрации каждого из реагирующих веществ равны 1 моль/л. В этом заключается физический смысл константы химического равновесия K. Константа равновесия зависит от температуры протекания процесса (поскольку k® и k зависят от температуры) и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации и наличия катализатора. Например, для гомогенной химической реакции синтеза и разложения йодоводорода: I2(г) + Н2(г) D2HI(г), выражение для константы химического равновесия будет иметь вид Если в гетерогенной системе протекает обратимая химическая реакция, то к ней также применим закон действующих масс, но в выражение для константы химического равновесия не входят концентрации реагирующих веществ, находящихся в конденсированном состоянии (твердом или жидком), т.к. их концентрации остаются, как правило, постоянными и входят в значение соответствующих констант скоростей химической реакции. Например, для гетерогенной реакции (термического разложения) карбоната кальция: CaCO3(тв) D СaO(тв) + CO2(г), выражение для константы химического равновесия будет иметь вид К=[СО2]. Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса химической реакции (изобарно-изотермическим потенциалом) ΔG уравнением ΔG = - RT lnK или К = ехр (6) где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/(моль∙К)); Т – абсолютная температура, К; К – константа равновесия. При стандартных условиях (Т = 298 К): ΔG0298 (кДж) = - 5,71·lgK298.
Приведенное уравнение позволяет по величине ΔG вычислить К, а затем и равновесные концентрации (парциальные давления) реагентов. Если: - K > 1, то ΔG < 0, в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия, равновесие смещено вправо (протекает прямая реакция); - K < 1, то ΔG > 0, в равновесной смеси преобладают исходные вещества, равновесие смещено влево (обратная реакция); - K = 1, то ΔG = 0, скорости прямой и обратной реакций равны между собой, состояние химического равновесия.
|
|||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-01-24; просмотров: 97; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.149.26.246 (0.006 с.) |