Головна

Лекція 8. Хімічна рівновага

  1.  IV. Виробництво з двома змінними факторами. Рівновага виробника.
  2.  адсорбційної рівноваги
  3.  Антонов А. І., Борисов В. А. Лекції по демографії. М., 2011. Лекція 7. С. 373-416.
  4.  Квиток 46 Рівновага в короткостроковому періоді
  5.  Біохімічне розкладання органічних речовин (залишків)
  6.  Вступна лекція
  7.  Вступна лекція

Ключові слова: оборотні і необоротні хімічні реакції, хімічну рівновагу в гомо- і гетерогенних системах, константа рівноваги, зміщення хімічної рівноваги, принцип Ле-Шательє, коливальні реакції.

незворотними хімічними реакціями називають реакції, що протікають тільки в одному напрямку до повного перетворення вихідних речовин. оборотниминазивають такі реакції, які одночасно протікають в двох протилежних напрямках - прямому і зворотному. Зворотні процеси не доходять до кінця, а призводять до хімічному рівновазі, При якому концентрації всіх реагуючих речовин не змінюються в часі. Для оборотних реакцій настає стан хімічної рівноваги, якщо зміна вільної енергії Гіббса дорівнює нулю: ?G = 0. Хімічна рівновага є динамічним. У стані хімічної рівноваги швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Оборотність реакції відзначається знаком «оборотність» (  ), Наприклад: 3Н2 + N2  2NН3. Кількісною характеристикою хімічного рівноваги є константа хімічної рівноваги (Кр). Константа рівноваги - характерна величина для кожної оборотної хімічної реакції. Для гомогенної реакціїв загальному вигляді: a A + b B  c C + d D

в стані рівноваги швидкості прямої (?1) І зворотного (?2) Реакцій рівні:

?1 = ?2; ?1 = k1 [A]a• [B]b; ?2 = k2 [C]c• [D]d.

Тоді константа хімічної рівноваги має вигляд:

Кр = k1/ k2 = ([C]c• [D]d) / ([A]a• [B]b), Де [A], [B], [C], • [D] - рівноважні молярні концентрації речовин A, B, C і • D, [моль / л] відповідно.

У вираз для константи рівноваги входять рівноважні молярні концентрації. Константа рівноваги - Відношення констант прямої (k1) І зворотного (k2) Реакцій: k1/ k2= Дор. Вона залежить від температури і природи реагуючих речовин, але не залежить від концентрацій.

рівновага в гетерогенних системах. Так як концентрації твердих фаз не входять до рівняння швидкості реакції, то вони не будуть входити в рівняння константи рівноваги гетерогенних оборотних систем. Наприклад, для реакції: СаСО3 (тв)  СаО(Тв) + СО2 (г) константа хімічної рівноваги розраховується за формулою Кр = [СО2].

Процес зміни рівноважних концентрацій, викликаний порушенням рівноваги, називається зміщенням або зрушенням рівноваги. Впливом різних зовнішніх факторів можна домогтися зміщення рівноваги в потрібному напрямку. Рівновага зміщується відповідно до принципом Ле-Шательє: Якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, зробити який-небудь вплив, то в результаті протікають в ній процесів рівновагу зміститься в такому напрямку, що вчинила вплив зменшиться.

1. При збільшенні концентрації будь-якого з речовин, що беруть участь в реакції, рівновага зміщується в бік витрати цієї речовини; при зменшенні концентрації будь-якого з речовин рівновага зміщується в бік утворення цієї речовини. Розглянемо реакцію 2СО + О2  2СО2. Введемо в систему додатково деяка кількість чадного газу СО. Відповідно до закону дії мас: ?1 = k1[СО]2• [Про2], Збільшення концентрації СО спричинить за собою збільшення швидкості прямої реакції, тоді як швидкість зворотної реакції не зміниться. У прямому напрямку реакція тепер буде протікати швидше, ніж в зворотному. В результаті цього концентрації СО і Про2 зменшуватимуться.

2. При збільшенні тиску шляхом стиснення системи, рівновага зсувається в бік зменшення числа молекул газів, т. Е в бік зниження тиску; при зменшенні тиску рівновагу зсувається в бік зростання числа молекул газів, т. е в бік збільшення тиску. Розглянемо вплив тиску на реакцію N2O4 (г)  2NO2 (г).

У стані рівноваги концентрації газів мають рівноважні значення [NO2] І [N2O4], А швидкості прямої (?1) І зворотного (?2) Реакцій визначалися рівняннями: ?1 = k1· [N2O4] І ?2 = k2· [NO2]2. Не зраджуючи температури, зменшимо в 2 рази обсяг системи. У перший момент парціальні тиску і концентрації всіх газів зростуть удвічі, але при цьому зміниться співвідношення між швидкостями прямої і зворотної реакцій:

?1'= K1· 2 [N2O4] = 2?1 і ?2'= K2· (2 [NO2])2 = 4?2. Таким чином, в результаті збільшення тиску швидкість прямої реакції зросла тільки в 2 рази, а зворотної - в 4 рази. Рівновага в системі порушується, і зворотна реакція буде переважати над прямий - рівновага зміститься вліво, в сторону утворення додаткових кількостей вихідних реагентів.

Порушення рівноваги внаслідок зміни температури визначається знаком теплового ефекту реакції: при підвищенні температури рівновага зміщується в напрямку ендотермічної (?H> 0), а при зниженні - в напрямку екзотермічної реакції (?H <0).

коливальні реакції - періодичні процеси, які характеризуються коливаннями концентрацій деяких проміжних сполук і, відповідно, швидкостей перетворення. Спостерігаються такі процеси в газовій і рідкій фазах і, особливо часто, на межі поділу цих фаз з твердою фазою.

Контрольні питання:

1. Основні поняття: оборотні та необоротні реакції, зрушення рівноваги, константа рівноваги, фактори, що впливають на константу.

2. Зміщення хімічної рівноваги, принцип Ле-Шательє.

3. Поняття про коливальних реакціях.

Список рекомендованої літератури:

1. Глінка Н. Л. Загальна хімія: навч. посібник для вузів / Н. Л. Глинка. - М .: КНОРУС, 2009. - С. 187 - 193.

2. Коровін Н. В. Загальна хімія: підручник для технічних направл. і спец. вузів - 7-е изд., испр. - М .: Вища школа, 2006. - С. 142 - 151.


Е. А. Буйлова, Д. Р. Галієва




 КОРОТКИЙ КУРС ЛЕКЦІЙ |  РГР (домашні завдання або контрольні роботи), залік - 0, іспит - 1 |  Для студентів нехімічних спеціальностей: ПГ, БПГ, ПС, БПС, ВВ, ДС, ЕС, ГФ |  Лекція 1. Квантово-механічна модель будови атома |  Лекція 2. Електронні конфігурації атомів. Періодичний Закон. Періодична система Д. І. Менделєєва |  Лекція 3. Основні типи хімічного зв'язку. ковалентний зв'язок |  Полярність і поляризованість ковалентного зв'язку і молекул |  Лекція 5. Міжмолекулярні взаємодії. воднева зв'язок |  Лекція 6. Хімічна термодинаміка |  Типи гетерогенних дисперсійних систем |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати