ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

1. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

2. Признаки установления химического равновесия: 1. Неизменность во времени – если система находится в состоянии равновесия, то ее состав с течением времени при постоянстве внешних условий не меняется. 2.Подвижность – если система, находящаяся в равновесии, будет выведена из этого состояния вследствие внешних воздействий, то с прекращением их действия система возвратится в прежнее состояние. Система, которая характеризуется этими двумя признаками, называется равновесной системой, а ее состав – равновесным составом.

3. Закон действующих масс Константа равновесия химической реакции равна отношению произведений равновесных парциальных давлений продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных парциальных давлений исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Для равновесной реакции, протекающей в газовой фазе аА + bB = cC + dD,

4. 1)Реакция синтеза аммиака: 2) Реакция получения 1 моль аммиака

5. Значение ЗДМ: 1. Устанавливает связь между равновесными концентрациями всех участников реакции; 2. позволяет рассчитывать численное значение константы равновесия, которое является мерой полноты превращения исходных веществ в продукты реакции.

6. Способы выражения константы равновесия 1. Выражение константы равновесия через равновесные парциальные давления компонентов (Кр): Размерность:

7. Способы выражения константы равновесия 2. Выражение константы равновесия через равновесные молярные концентрации компонентов (Кс): . Связь констант химического равновесия: Δν - изменение стехиометрических коэффициентов реагирующих веществ. Размерность:

8. Способы выражения константы равновесия 3. Выражение константы равновесия через равновесные мольные доли компонентов (Кх): Связь констант химического равновесия:

9. Способы выражения константы равновесия 4. Выражение константы равновесия через фугитивность (для смеси реальных газов) (Кf): где fi – равновесные фугитивности компонентов

10. Способы выражения константы равновесия 5. Выражение константы равновесия через активность (для реальных растворов) (Ка): , где аi – равновесные активности компонентов

11. Выводы: а) константа равновесия Кх для реакций в газовой фазе в отличие от констант равновесия Кр и Кс зависит от общего давления Р; б) если реакция в газовой фазе протекает без изменения числа моль (Δν=0), то в) Кf, Ка также как и Кр зависят только от температуры и являются термодинамическими константами равновесия

12. Уравнение изотермы химической реакции Связь между концентрациями реагентов в равновесной смеси и общими условиями термодинамического равновесия устанавливает уравнение изотермы химической реакции: . где ΔG – изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции, Кр – константа равновесия химической реакции, произведение начальных (неравновесных) парциальных давлений: –

13. Уравнение химического сродства где – стандартная энергия Гиббса реакции (энергия Гиббса реакции при стандартных парциальных давлениях всех компонентов системы, равных 1 атм) – стандартная константа равновесия

14. Определение направления процесса по изотерме химической реакции 1. Если процесс необратимый самопроизвольный ΔG < 0 2. Если состояние равновесия ΔG = 0 3. Если процесс необратимый несамопроизвольный ΔG > 0 Значение изменения энергии Гиббса (ΔG) не зависит от способа выражения константы равновесия.

15. Пример Для реакции При 600ºС и давлении 1,38∙105 Па константа равновесия Кр = 5,883·105 Па. Рассчитайте, в каком направлении будет протекать процесс при следующих значениях начальных неравновесных парциальных давлений компонентов: Решение: Направление процесса определяем по уравнению изотермы химической реакции : 1. < 0, следовательно, процесс протекает в прямом направлении.

16. 2. =0, следовательно, система находится в состоянии равновесия. , 3. > 0, следовательно, процесс в прямом направлении не возможен и протекает в обратном направлении.

17. Зависимость константы равновесия от температуры Константа равновесия химической реакции при какой-либо температуре по уравнению изобары или изохоры химической реакции:

18. Уравнение изобары в интегральной форме Константа равновесия химической реакции Кр2 при Т2, если известны Кр1 при Т1: . Тепловой эффект химической реакции по константам равновесия при разных температурах:

19. Расчет теплового эффекта химической реакции графическим способом: , где ln В – постоянная интегрирования. . Рис. - Линейная зависимость ln Kp от обратной температуры

20. Влияние температуры на равновесие химической реакции уравнение изобары а) если реакция эндотермическая (ΔН > 0), то с увеличением температуры константа скорости химической реакции тоже увеличивается, равновесие сдвигается в сторону образования продуктов реакции.

21. и с увеличением температуры константа скорости химической реакции уменьшается, равновесие сдвигается в сторону образования исходных веществ. б) если реакция экзотермическая (ΔН < 0), то в) если ΔН = 0, то и константа равновесия от температуры не зависит.

22. Для реакции синтеза метилового спирта константы равновесия составили Кр1= 4,13∙10-10 Па-2 при 298 К и Кр2= 4,03∙10-10Па-2 при 308 К. Рассчитайте средний тепловой эффект реакции в этом интервале температур и константу равновесия при температуре 318 К. Решение: 1. Тепловой эффект реакции рассчитывается из уравнения изобары химической реакции по уравнению: .

23. 2.Расчет константы равновесия при температуре Т3 = 318 К

24. ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ

25. Основные понятия и определения Фазовые равновесия – равновесия в гетерогенных системах, в которых не происходит химического взаимодействия, а имеет место лишь переход компонентов из одной фазы в другую или другие. Независимые компоненты– составляющие вещества, наименьшее число которых необходимо для однозначного выражения состава каждой фазы при любых условиях существования системы.

26. При наличии химического взаимодействия между компонентами в системе число независимых компонентов системы равно общему числу компонентов минус число уравнений, связывающих равновесные концентрации компонентов: К=Кобщ – У В смеси трех газов HJ, H2иJ2 (гомогенная однофазная система) возможна реакция Между концентрациями трех веществ устанавливается соотношение, определяемое константой равновесия KC: Если известна , то можно определить К = 3 – 1= 2 К = 3 – 2 = 1

27. Число степеней свободы (вариантность системы) – число независимых переменных (температура, давление, концентрация), которые можно изменять в некоторых пределах так, чтобы число и природа фаз оставались прежними. Если число степеней свободы равнонулю, то нельзя изменять внешние и внутренние факторы системы (температуру, давление, концентрацию). Если число степеней свободы равно единице, то возможно изменение в некоторых пределах только одного из перечисленных параметров, и это не вызовет уменьшения или увеличения числа фаз.

28. Правило фаз Гиббса Правило фаз Гиббса: число степеней свободы равновесной термодинамической системы равно числу независимых компонентов системы минус число фаз плюс число внешних факторов, влияющих на равновесие в данной системе (температура, давление, электрическое и магнитное поле и т.д.). . Математическое выражение правила фаз Гиббса:

29. Если учитывать влияние только одного внешнего параметра, температуры при р = const, правило фаз Гиббса имеет вид Если на равновесие в системе влияют только температура и давление, то правило фаз Гиббса имеет вид .