III Анализ уравнения изотермы химической реакции

Уравнение (1) дает зависимость G реакции от концентраций веществ с, температуры Т и природы веществ (природа веществ отражена в значении _rG). По мере протекания самопроизвольной реакции (_rGº < 0) числитель под логарифмом (Пс^ν продуктов) увеличивается, а знаменатель(Пс^ν реагентов) уменьшается. К чему это приводит? Логарифм увеличивается, и от исходного отрицательного значения переходит к положительному. В какой-то момент второе слагаемое в уравнении (1) становится равным по модулю _rG. Сумма двух слагаемых обращается в 0. Это состояние равновесия, в котором концентрации имеют постоянные значения равновесных концентраций .

Величина под знаком логарифма стала постоянной; ее называют константой равновесия:

;

RTlnK = G (2)

(3)

При G  > 0 K < 1; при G < 0 K > 1;

при G = 0 K = 1

Константа равновесия не зависит от концентраций. Наоборот, концентрации в состоянии равновесия принимают такие значения, что выражение, составленное из них, равно константе. Отсюда вытекает формулировка закона химии, называемого законом действующих масс (ЗДМ):

В состоянии химического равновесия отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций реагентов, взятых в степенях , есть величина постоянная, не зависящая от начальных концентраций (при данной температуре).

На константах равновесия будет основано все наше дальнейшее изучение химии. Константы диссоциации, константы растворимости, константы образования, константы гидролиза – все это разновидности констант равновесия.

Уравнение изотермы реакции можно записать через константу равновесия:

(4)

Такая форма уравнения удобна для быстрого определения знака G, и соответственно, направления реакции при данных концентрациях. Например, в растворе Пс  K. Отношение под знаком логарифма больше 1, логарифм положителен и G тоже положительно. Идет обратная реакция.

Рассмотрим применение ЗДМ на примере. В растворе имеются одновременно глюкоза, фруктоза и их 6-фосфаты. Возможна обратимая реакция

Гл-6-Ф + Фр = Гл + Фр-6-Ф; _rG  = +2,2 кДж/моль

со	0,3	0,15	0,18	0,6	Пс = 2,4
с	х	х	–х	–х	х = 0,1
	0,4	0,25	0,08	0,5	Пс = 0,4

Найдем константу равновесия:

K = exp(2200/8,31298) = 0,4

1. Находится ли система в состоянии равновесия при данных с_о?

Вычисляем произведение реакции:

Пс = 0,180,6/(0,30,15) = 2,4. Пс не равно K. Равновесия нет.

2. В каком направлении идет реакция?

Пс  K, следовательно G  0. Реакция идет справа налево (обратная).

3. Какие концентрации будут в состоянии равновесия?

Обозначим через х изменения концентраций к моменту наступления равновесия (см. табл.). Напишем уравнение

Решая уравнение, получаем х = 0,1. Вычисляем равновесные концентрации, которые внесены в таблицу.

IV Свойства константы равновесия.

Константа равновесия зависит от природы реакции и выбора стандартного состояния. Численные значения констант равновесия изменяются в очень широких пределах. Большие константы записывают обычно в экспоненциальной форме:

K  10⁶ – реакции идут практически необратимо

K в пределах 10⁶  K  10^–6 – практически обратимые реакции

K в пределах 10  K  0,1 – типично обратимые реакции. В состоянии равновесия концентрации реагентов и продуктов сопоставимы.

K < 10^–6 – реакция практически не идет.

Следует учитывать также следующие свойства констант равновесия:

1)

2) Для n последовательных обратимых реакций K_общ = K₁ K₂…K_n