14. Химическое равновесие. Изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции с течением времени в обратимых реакциях.
Химическое равновесие — это термодинамическое равновесие в химически реагирующей системе, т.е. в системе между компонентами которой осуществляется обратимая реакция.
N2(г)+Н2(г)→2NH3(г)
Равновесие рассматривается для обратимых х. реакций → скорость прямой реакции равна скорости обратной.
Первоначально в системе есть только молекулы N2 и Н2. Их концентрации максимальны→скорость тоже максимальна. v = k*CN2*CH23. С течением времени по мере расходования N2 и Н2 концентрации данных в-в уменьшаются. Скорость соответственно тоже. Одновременно в системе по мере расходования N2 и Н2 появляется NH3, который способен распадаться на исходные средства.
2NH3(г) →N2(г)+Н2(г) и скорость v = k*CNН32
Поскольку в начале NH3 в системе отсутствовал, то скорость обратной реакции была минимальна, но по мере разложения NH3 она увеличивается.
В какой-то момент времени скорости (прямая и обратная) сравниваются, т.е. в системе наступает хим. равновесие.
15. Константа равновесия и факторы ее определяющие. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса химической реакции.
Для обратимой гомогенной реакции константа равновесия записывается как отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ также в соответствующих степенях.
Факторов: температура, давления и природы растворителя, поэтому являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия и чаще всего приводятся в справочниках.
Уравнение изотермы в общем виде связывает энергию Гиббса и константу равновесия.
— уравнением
изотермы в общем виде.
По уравнению изотермы вычисляют энергию Гиббса реакции, а также определяют направление и глубину ее самопроизвольного протекания при данных условиях, если известны стандартная константа равновесия для данной температуры и исходный состав произвольно приготовленной реакционной смеси, т.е. неравновесные относительные, например, парциальные давления всех компонентов в начальный момент времени.
16. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации на химическое равновесие.
Влияние изменения условий на состояние равновесия может быть выражено одним общим термодинамическим положением, известным под названием принципа Ле Шателье:
Если на равновесную систему оказать воздействие, изменив внешние условия, равновесие в системе сместится так, чтобы уменьшить эффект, произведенный оказанным воздействием.
Чаще всего приходится сталкиваться со смещением равновесия в результате следующих изменений условий:
1) изменения общего давления или объема;
2) изменения температуры.
3) изменения концентрации (парциального давления) одного из реагирующих веществ;
1.При увеличении общего давления (уменьшении общего объема) равновесие смещается в сторону веществ, занимающих меньший объем, т. е. в сторону с меньшим числом газовых молей. И наоборот.
2.При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры — в сторону экзотермической.
3.Если реакция протекает без изменения числа молей газа, то изменение общего давления или общего объема практически не сказывается на состоянии равновесия.