Закон действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Прогнозирование смещения химического равновесия

ЗДМ:

В состоянии равновесия при данной температуре отношение произведения равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) продуктов реакции к произведению равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов есть величина постоянная.

Кс зависит только от природы компонентов и температуры, и не зависит от начальной концентрации взаимодействующих веществ.

Выражение Кс через парциальное давление:

Кс = (Р^сс P^dD) \ (P^aA P^bB)

Закон был выведен Гольдбергом и Ваге в 1864 году на основе эксперимента

 

С помощью уравнения изотермы можно определить направление реакции при постоянной температуре.

Анализ уравнения изотермы химической реакции:

Если Кс > Пс, то ∆G < 0, реакция в прямом направлении

Если Кс < Пс, то ∆G > 0, реакция идет самопроизвольно влево

Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие

15. уравнение изотермы и изобары химической реакции. Влияние температуры на величину константы равновесия.

Уравнение изотермы химической реакции:

∆G = R T lnПс – R T ln Kc

∆G = 2,3 R T lg (Пс\ Kc)

с помощью уравнения изотермы можно рассчитать энергию Гиббса при заданном значении Пс, если известна константа равновесия реакции; определить направление реакции при постоянной температуре.

Анализ уравнения изотермы химической реакции:

Если Кс > Пс, то ∆G < 0, реакция в прямом направлении

Если Кс < Пс, то ∆G > 0, реакция идет самопроизвольно влево

Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие.

 

Уравнение изобары химической реакции:

 

((d ln Kc)\ d T)p = ∆H⁰ \ R T²

после интегрирования:

lg (K_T2 \ K_T1) = (∆H⁰ (T₂ – T₁)) \ RT²

Это уравнение позволяет вычислить константу равновесия при заданной температуре, если известна константа при другой температуре. Зная K_T2 и K_T1 можно рассчитать ∆H⁰

Кс увеличивается с повышением температуры при эндотермических процессах, если реакция экзотермическая, то Кс увеличивается с понижением температуры.

 

16. признаки истинного химического равновесия.

Истинное химическое равновесие характеризуется:

1) равенством скоростей прямой и обратной реакции

2) подвижностью, то есть способностью самопроизвольно восстанавливаться после небольших смещений

3) сохранением своего состояния во времени при отсутствии внешних воздействий

4) минимальным значением энергии Гиббса и максимальным значением энтропии

5) одинаковым состоянием системы независимо от того, с какой стороны она подходит к равновесию

в ложном равновесии (пересыщенный раствор) только 1 признак истинного равновесия – сохранение неизменным своего состояния во времени. ∆G ≠ 0

17. факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Примеры.

Принцип Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов, равновесие смесится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшается.

1) при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ, равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

2) При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов.

Пример: в основе дыхания человека лежит реакция гемоглобина с кислородом с образованием оксигемоглобина:

Hb + O₂ HbO₂

Венозная кровь поступает в легкие, при повышении давления реакция с кислородом в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие сдвигается вправо, где углекислый газ уменьшается и кровь насыщается кислородом. Артериальная кровь, поступающая в ткани, оказывается при пониженном парциальном давлении кислорода, и равновесие смещается влево в сторону исходных веществ, следовательно, кровь отдает кислород тканям.

3) при повышенной температуре равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в направлении экзотермической реакции.