Студопедия — Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие.
Студопедия Главная Случайная страница Обратная связь

Разделы: Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие.






 

Равновесным состоянием называют такое термодинамическое состояние системы, которое не изменяется во времени. Устойчивое равновесное состояние характеризуется:

- неизменностью состояния системы при сохранении внешних условий;

- подвижностью равновесия: самопроизвольным восстановлением равновесия после прекращения воздействия, вызывающего отклонение системы от положения равновесия;

- динамическим характером равновесия: сохранением его вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов;

- различием в достижении равновесного состояния для самопроизвольных и несамопроизвольных процессов;

- минимальным значением энергии Гиббса (или энергии Гельмгольца).

 

В основе учения о химическом равновесии реакций лежит закон действующих масс. Запишем в общем виде уравнение обратимого химического процесса:

аА + вВ ↔ сС + dD

Химическое равновесие численно выражается константами равновесия - постоянными величинами для данной температуры. Если количества реагирующих веществ выразить через равновесные концентрации, то константа равновесия будет выглядеть следующим образом:

(3.1.)

Уравнение (3.1.) – уравнение химического равновесия или математическое выражение закона действующих масс применительно к обратимым реакциям. Если в реакции участвуют газообразные вещества, то действующие массы выражают через их парциальные давления:

(3.1а)

В условиях равновесия при данной температуре отношение произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений для газообразных веществ) продуктов реакции к произведению концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, постоянно.

Между константами Кс и Кр существует связь:

Кр= Кс(RT)n, (3.2)

где ∆n= (c+d) – (a+b) – разность стехиометрических коэффициентов или изменение числа молей в результате реакции. Если же реакция идет без изменения числа молекул (∆n=0), то

Кр= Кс

На химическое равновесие можно воздействовать и смещать его в нужном направлении, т.е. изменять выход продуктов реакции. Изучение явлений химического равновесия в гомогенных системах позволило Ле-Шателье сформулировать принцип смещения химического равновесия: Если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Смещение химического равновесия в основном определяется:

- концентрацией реагирующих веществ;

- давлением, если реагирующие вещества находятся в газообразном или парообразном состоянии;

- температурой, при которой происходит химический процесс.

Причиной смещения химического равновесия при изменении концентрации, давления реагирующих веществ или температуры процесса является нарушение равенства скоростей прямой и обратной реакций. Это смещение будет продолжаться до тех пор, пока скорости этих реакций снова не сравняются.

Влияние концентрации: увеличение концентрации веществ приводит к смещению равновесия в сторону увеличения расхода тех компонентов (или компонента), концентрация которых увеличивается.

Влияние давления (для газообразных веществ): смещение равновесия при изменении давления зависит от изменения числа молей (∆n) в процессе реакции. При ∆n= 0 смещение равновесия при увеличении или уменьшении давления не произойдет.

При ∆n≠ 0, равновесие смещается следующим образом:

а) если процесс идет с увеличением числа молей продуктов реакции - ∆n> 0, то увеличение давления приведет к смещению равновесия в сторону образования исходных веществ, а уменьшение давления – в сторону продуктов реакции;

б) если процесс идет с уменьшением числа молей продуктов реакции - ∆n< 0, то увеличение давления приведет к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, а уменьшение давления – в сторону исходных веществ.

Так для реакции образования аммиака:

2 + N2↔ 2NH3

(∆n= 2 - 4 = -2)

увеличение давления в системе приведет к смещению равновесия в сторону продукта реакции – аммиака - и, соответственно, к большему его выходу.

Влияние температуры: увеличение температуры системы приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции:

а) если реакция экзотермическая (идет с выделением тепла), увеличение температуры системы приведет к смещению равновесия в сторону исходных веществ; уменьшение температуры (например, отвод тепла от системы) – смещение равновесия в сторону продуктов реакции.

б) если реакция эндотермическая (идет с поглощением тепла), увеличение температуры системы приведет к смещению равновесия в сторону продуктов реакции; уменьшение температуры – в сторону образования исходных веществ.

Рассмотрим состояние химического равновесия с точки зрения термодинамических функций состояния. Пусть реакция

аА + bВ ↔ сС + dD

протекает при постоянной температуре. Начальное 1 и конечное состояние 2 этой системы определяется следующим образом. Состояние 1 соответствует а моль Aи bмоль В; их парциальные давления будут РА и РВ при температуре Т. Состоянию 2 соответствует с моль С и dмоль D; их парциальные давления – РС и РDпри той же температуре Т.

Изменение свободной энергии (Гиббса или Гельмгольца) этой реакции равно:

∆GT= GT(состояние 2) - GT(состояние 1)

Поскольку газы предполагаются идеальными, для каждого состояния свободная энергия равна сумме свободных энергий различных компонентов:

GT(состояние 1) = аGTА) + bGTB);

GT(состояние 2) = сGTС) + dGTD);

Значения свободных энергий начального и конечного состояний определяют согласно соотношению:

GTP= GT0+ RTlnP

Опуская математические преобразования, покажем, что зная температуру процесса и значения парциальных давлений реагентов и продуктов реакции, при использовании таблиц термодинамических данных можно определить изменение свободной энергии ∆GTданного химического процесса:

(3.3)

Таким образом, мы получаем связь между изменением свободной энергии системы и константой равновесия процесса:

(3.4)

Т.к. ∆G0T - изменение свободной энергии в стандартных условиях постоянно, то при равновесии получим:

∆G0T= - RTlnKP (3.5)

или

. (3.6)







Дата добавления: 2015-08-10; просмотров: 819. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы!



Функция спроса населения на данный товар Функция спроса населения на данный товар: Qd=7-Р. Функция предложения: Qs= -5+2Р,где...

Аальтернативная стоимость. Кривая производственных возможностей В экономике Буридании есть 100 ед. труда с производительностью 4 м ткани или 2 кг мяса...

Вычисление основной дактилоскопической формулы Вычислением основной дактоформулы обычно занимается следователь. Для этого все десять пальцев разбиваются на пять пар...

Расчетные и графические задания Равновесный объем - это объем, определяемый равенством спроса и предложения...

Краткая психологическая характеристика возрастных периодов.Первый критический период развития ребенка — период новорожденности Психоаналитики говорят, что это первая травма, которую переживает ребенок, и она настолько сильна, что вся последую­щая жизнь проходит под знаком этой травмы...

РЕВМАТИЧЕСКИЕ БОЛЕЗНИ Ревматические болезни(или диффузные болезни соединительно ткани(ДБСТ))— это группа заболеваний, характеризующихся первичным системным поражением соединительной ткани в связи с нарушением иммунного гомеостаза...

Решение Постоянные издержки (FC) не зависят от изменения объёма производства, существуют постоянно...

Определение трудоемкости работ и затрат машинного времени На основании ведомости объемов работ по объекту и норм времени ГЭСН составляется ведомость подсчёта трудоёмкости, затрат машинного времени, потребности в конструкциях, изделиях и материалах (табл...

Гидравлический расчёт трубопроводов Пример 3.4. Вентиляционная труба d=0,1м (100 мм) имеет длину l=100 м. Определить давление, которое должен развивать вентилятор, если расход воздуха, подаваемый по трубе, . Давление на выходе . Местных сопротивлений по пути не имеется. Температура...

Огоньки» в основной период В основной период смены могут проводиться три вида «огоньков»: «огонек-анализ», тематический «огонек» и «конфликтный» огонек...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.012 сек.) русская версия | украинская версия