Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье Брауна)

Химическое равновесие - состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой, т.е. не происходит изменения количеств веществ в системе. Концентрации реагирующих веществ, которые установились при химическом равновесии, называются равновесными.

Равновесное состояние является:

1) динамическим, т.е. в состоянии равновесия в системе постоянно протекает прямая и обратная реакция.

2) подвижным, т.е. изменение каких-либо факторов вызывает сдвиг равновесия в ту или др сторону.

Количественной характеристикой хим.равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия (К)

H2 + Cl2 2HCl 2 2

Vпр = Vобр Vпр = k1 [H2] [Cl2] Vобр = k2 [HCl] k1 [H2] [Cl2] = k2 [HCl] =>

K = k1 / k2 = [HCl] ² / [H2] [Cl2], K – константа равновесия химической реакции, равна произведению концентраций продуктов реакции, возведенные в степени их стехиометрических коэф-в, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэф-в. Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций тоже называется константой равновесия(К) химической реакции.

К показывает, во сколько раз прямая реакция идёт быстрее обратной при данной темп-ре и концентрациях, равных 1. Если К > 1, то концентрации продуктов реакции выше концентраций исходных веществ, равновесие сдвинуто вправо, в сторону продуктов, если К < 1, то влево, в сторону исходных веществ. К зависит от температуры, для газовой смеси и от давления.

Равновесие в гетерогенных реакциях.

Для обратимых гетерогенных реакций в выражение константы равновесия не входят концентрации твёрдых веществ:

3Fe_(тв) + 4Н₂О_(г) = Fe₃O_4(тв) + 4Н_2(г)

К = [Н₂]⁴/ [ Н₂О]⁴

Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье Брауна)

Направление смещения ХР при изменении концентрации реагирующих веществ, темп-ры, давления определяется общим положением – принципом Ле Шателье – «Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменении концентрации, темп-ры, Р), то равновесие сдвинется в сторону уменьшения этого воздействия»

Из этого правила следствия:

1) увеличение концентрации исходных веществ или одного из них смещает ХР в сторону прямой реакции, а увеличение концентрации продуктов – в направлении обратного процесса.

2) повышение температуры смещает ХР в сторону эндотермической реакции (с поглощением тепла), а уменьшение - в сторону экзотермического процесса.

3) повышение давления смещает ХР в сторону реакции, протекающей с образованием меньшего числа молекул газообразных веществ, а уменьшение – в направлении процесса, протекающего с образованием большего числа молекул газообразных веществ.

Катализаторы одинаково ускоряют прямую и обратную реакции, т.е. на смещение ХР влияния не оказывают, а нужны для более быстрого достижения состояния равновесия. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.

Кинетические представления в биологии.

Знание кинетики химических, в 1-ю очередь биохимических, реакций имеет важнейшее значение для биологии в плане установления направления изменения скорости реакции при изменении условий, в частности для управления конкретными реакциями путём изменения концентраций реагентов, температуры и пр. Например, увеличение температуры организма при заболевании ускоряет все процессы, в т.ч. и биохимические реакции в нём, т.е. является ответной защитной реакцией организма, помогающей ему справиться с болезнью.

23. Энергетика химических процессов: основные понятия термодинамики. Первое начало ТД и его следствия. Энтальпия. Закон Гесса и его следствия.

Материя находится в постоянном движении, мерой которого является энергия. При хим.реакциях происходит не только изменение хим.состава в-ва, но и изменение хим.энергии системы, т.е. хим.реакции сопровождаются выделением и поглощением энергии.

Термодинамика – наука об энергетике различных процессов. Химическая ТД – наука об энергетике химических процессов, о превращении энергии химической реакции в работу, тепло и о законах этих превращений.

Тепловой эффект химической реакции (Q, кДж) – это количество выделившегося или поглощенного в результате реакции тепла.

Экзотермическая реакция – реакция, протекающая с выделением тепла, при этом система расходует энергию, т.е. ее энергия уменьшается.

А + В = АВ + Q

Эндотермическая реакция – протекает с поглощением тепла, при этом система получает дополнительную энергию, т.е. ее энергия возрастает.

А + В = АВ - Q

Система – совокупность веществ, реально или условно выделенных из окружающей среды.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой только энергией.

Открытая с-ма – система, которая обменивается с окр-щей средой и веществом и энергией.

Равновесная система – система, свойства или параметры которой одинаковы во всех ее точках и не изменяются самопроизвольно.

Процесс – переход системы из одного состояния в другое.

Изохорным наз-ся процесс, протекающий без изменения объема системы.

Изобарным наз-ся процесс, протекающий при постоянном давления системы.

Изотермическим наз-ся процесс, протекающий при постоянной темп-ре.

Состояние системы характеризуется набором ее параметров: химическим составом, объемом, темп-рой, давлением.

Стандартное состояние системы – наиболее устойчивое ее состояние в стандартных условиях (Р=1 атм.(101.325кПа), Т=298К (25⁰С), С=1 моль/л)

Функция состояния системы – определенный закон, описывающий поведение определенной системы в определенных условиях при изменении ее параметров.

Изменение функции состояния системы определяется начальным и конечным состояниями системы.

Внутренняя энергия – (U, кДж/моль) – ф-ция состояния системы, являющаяся совокупностью всех видов энергии составляющих ее частиц. Внутренняя эн-гия равновесной системы складывается из суммы кинетической энергии движения ее частиц (поступательное, вращательное, колебательное) и потенциальной энергии их взаимодействия.

Полная энергия системы (например, физического тела) определяется его внутренней энергией и собственной энергией тела, связанной с его массой покоя.

Первое начало термодинамики

«Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой»

Это начало постулирует невозможность вечного двигателя 1-го рода, т.е. осуществление работы без расхода энергии.

Следствия 1-го начала ТД:

1) в случае неизолированной системы изменение внутренней энергии=поглощенной теплоте минус совершенная ею работа: ΔU=Q - A => Q= ΔU+A – поглощенное системой тепло расходуется на увеличение внутренней энергии и совершение ею работы

2) внутренняя энергия изолированной системы постоянна, т.е. ΔU_изол.=0

Законы термохимии

Термохимия – раздел химии, в котором изучаются тепловые эффекты процессов.

З-н Лавуазье-Лапласа (1780): «Теплота, необходимая для разложения химического соединения=теплоте его образования, но противоположна по знаку».

Н₂ + 1/2О₂ = Н₂О + 241,8 кДж и Н₂О_(пар) = Н₂ + 1/2О₂ – 241,8 кДж

Энтальпия (Н, кДж/моль) – функция состояния системы, равная её внутренней энергии + работа расширения (или сжатия):

Н = U + рV

Энтальпия Н – это величина, которая характеризует запас энергии системы. Для экзотермических реакций запас энергии в продуктах р-ции меньше, чем в исходных веществах, поэтому изменение энтальпии ΔН < 0, (-∆Н), т.е. д.б. знак «-«. Для эндотермических реакций запас энергии в продуктах реакции больше, чем в исходных веществах, поэтому ΔН > 0 (+∆Н) (т.е. с «+»). Следовательно, знак ΔН противоположен знаку Q., т.е. если экзотермическая р-я, имеем +Q и - ΔН, если эндотермическая, то – Q и +ΔН.

Определение абсолютных значений U и Н системы невозможно, т.к. не существует точки отсчёта (такого состояния системы, когда они равны нулю). Поэтому в расчётах используют изменения этих функций: ΔU и ΔН.

Теплотой образования соединения (энтальпией) называется изменение энтальпии системы при образовании 1 моль этого соединения из простых в-в. Стандартная теплота (энтальпия) образования простого в-ва=0

Стандартная энтальпия образования – тепловой эффект образования 1 моль в-ва из простых в-в, устойчивых при 25⁰С и 101 кПа (например, графит, ромбическая сера, белый фосфор, жидкий бром, кристаллический йод).

З-н ГЕССА:

«Тепловой эффект химич. р-ции при постоянной температуре и давлении зависит только от начального и конечного состояния системы (от вида и состояния исходных в-в и конечных продуктов) и не зависит от пути реакции» или:

«Если из данных исходных в-в можно различными способами получить заданные конечные продукты, то независимо от путей получения (напр., от вида промежуточных продуктов) суммарный тепловой эффект будет одним и тем же».

ΔН˚х.р.= ΔН˚конечню - ΔН˚ нач.

Тепловой эффект химической реакции зависит от условий её протекания, поэтому ее определяют при постоянном давлении (1 атм. или 101.3 кПа) и постоянной т-ре (25˚С или 298 К). Эти условия называют стандартными. Если тепловой эффект р-ции определяют при стандартных условиях, то его выражают изменением энтальпии ΔН˚х.р

Следствия из закона Гесса:

1) Тепловой эффект получения определенного количества вещества из данных исходных соединений не зависит от способа получения. Например, реакция окисления углерода:

Q1

С+О2→СО2 Q1=Q2+Q3, или ΔН˚1= ΔН˚2 + ΔН˚3

↓Q2 Q3

СО угарный газ

Т.е., если все 3 процесса удовлетворяют требованию: Т_исх = Т_кон и р_исх = р_кон, то тепловой эффект будет одним и тем же.

2) Изменение стандартной энтальпии образования или стандартной теплоты образования (теплового эффекта хим-й р-ции ΔН˚х.р) равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции минус сумма стандартных энтальпий образования исходных в-в (или сумме стандартных энтальпий сгорания исх.в-в минус сумма стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции):

ΔН˚х.р.=∑ ΔН˚обр.пр-в.р-ции - ∑ ΔН˚ обр.исх.в-в

2СО+О2→2СО2 ΔН˚х.р.= 2 ΔН˚обр.(СО2) - (2 ΔН˚ обр.(СО) + ΔН˚ обр.(О2)). Т.к. Н_обр простого в-ва = 0 (ΔН˚ обр.(О2)= 0), то:

ΔН˚х.р.= 2 ΔН˚обр.(СО2) - 2 ΔН˚ обр.(СО).

Расчёт изменения энтальпии в процессе реакции можно проводить также исходя из энтальпий сгорания в-в:

ΔН˚х.р.=∑ ΔН˚сгор.исх.в-в - ∑ ΔН˚ сгор.прод.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: