Тема 5 Химическое равновесие

1. ТЕМА №5: ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ГОМОГЕННЫХ И ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ

Рассматриваемые вопросы:
1. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие.
2. Константа химического равновесия для гомогенных систем.
3. Константа химического равновесия для гетерогенных
систем.
4. Связь константы химического равновесия и энергии
Гиббса.
5. Факторы влияющие на смещение равновесия. Принцип
Ле Шателье.
6. Фазовая диаграмма воды.
7. Правило фаз Гиббса.
1

2.

1. Обратимые химические реакции
Химические реакции делятся на:
1) необратимые – реакции, протекающие только в
прямом направлении.
Они протекают в трех случаях: 1) выпадает осадок;
2) образуется мало диссоциируемое соединение;
3) выделяется газ.
NH4NO3 2H2O + N2O
2) обратимые – реакции, протекающие как в прямом,
так и обратном направлениях при данных условиях.
2

3.

Необратимых реакций меньше, чем обратимых.
Обратимые реакции никогда не протекают до конца,
т. е. ни одно из реагирующих веществ не расходуется
полностью.
H2 + I2 2HI
В какой-то момент времени реакция приходит в
состояние химического равновесия – такое состояние,
когда скорости прямой и обратной реакций становятся
одинаковыми.
Химическое равновесие является динамическим, то есть
его установление не означает прекращение реакции.
3

4.

Химическое равновесие
4

5.

2. Константа химического равновесия для гомогенных
систем
Для гомогенной реакции: H2(г) + I2(г) 2HI(г)
выражение закона действующих масс для прямой реакции
запишется:
Vпр = kпр [H2]·[I2]
а для обратной реакции:
Vобр = kобр[HI]2
В момент наступления химического равновесия скорости
прямой и обратной реакции будут равны: Vпр = Vобр
Следовательно:
kпр [H2] ·[I2] = kобр[HI]2
5

6.

Отношение двух констант заменим на одну константу – константу
равновесия Kравн
HI
K равн
kобр H 2 [ I 2 ]
kпр
2
это отношение произведения
равновесных концентраций продуктов реакции к произведению
равновесных концентраций исходных веществ в степенях,
равных их стехиометрическим коэффициентам.
Константа
равновесия
–
Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает
реакция, т. е. тем больше выход ее продуктов.
6

7.

Численное значение константы изменяется с изменением
температуры. При постоянной температуре значение Кс не
зависит от давления, объема, концентраций веществ.
Для реакции
nA + mB = xC + yD
выражение константы равновесия примет вид:
[C ] [ D]
Кc
n
m
[ A] [ B]
x
y
7

8.

3. Константа химического равновесия для
гетерогенных систем
В выражение константы равновесия гетерогенной
реакции входят только концентрации веществ, находящихся
в газообразной фазе, концентрации жидких и твердых
веществ остаются постоянными и они не учитываются!
Для реакции:
СаСО3(т) СаО(т) + СО2(г)
Кс = [СО2].
Для реакций с участием газов можно использовать парциальные
давления веществ. Константу равновесия обозначают Кр.
Для реакций, протекающих без изменения объема:
Kc = Kp.
8

9.

4. Связь константы химического равновесия и энергии
Гиббса
Cвязь между изменением изобарно-изотермического
потенциала химической реакции ( G0298 ) и константой
равновесия (Kс) выглядит следующим образом:
0
G
298 = – RT lnKс
или
G0298 = – 5,71 lgKс
9

10.

5. Факторы влияющие на смещение равновесия.
Принцип Ле Шателье
Направление смещения положения химического равновесия в
результате изменения внешних условий определяется
принципом Ле Шателье:
если на систему, находящуюся в равновесии, оказать
какое либо внешнее воздействие, то равновесие сдвинется в
сторону той реакции, которая ослабит оказанное
воздействие.
На смещение равновесия влияют:
– изменение концентрации исходных веществ или продуктов
реакции (С).
– изменение температуры (Т);
10
– изменение давления (Р).

11.

1) Влияние изменения концентрации
равновесия.
Окисление SO2 в SO3 идет по уравнению:
на
состояние
2SO2 + O2 2SO3
• увеличение СО2 и СSO2
• увеличение СSO3
• уменьшение СSO3
Вывод: при увеличении концентрации исходных веществ
равновесие смещается в сторону продуктов реакции, при
увеличении концентрации продуктов реакции равновесие
смещается в сторону исходных веществ.
11

12.

2) Влияние изменения температуры на состояние равновесия.
Для реакции:
N2 + 3H2
экзот.
эндот.
2NH3; кДж
• увеличение T
• уменьшение T
Вывод: при увеличении температуры (подведение теплоты)
равновесие смещается в сторону эндотермической реакции
(идущей с поглощением теплоты), при понижении температуры
равновесие смещается в сторону экзотермической реакции
(идущей с выделением теплоты).
12

13.

3) Влияние изменения давления на состояние равновесия.
При изменении давления равновесие смещается только в тех
обратимых реакциях, которые сопровождаются изменением объемов
газообразных веществ.
Например для реакции:
N2(г) + 3H2(г)
2NH3(г)
4 моль (г)
2 моль (г)
• увеличение Робщ
• уменьшение Робщ
13

14.

Вывод:
1) при увеличении давления равновесие смещается в сторону
меньших объемов;
2) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону
больших объемов.
Влияние катализаторов на состояние равновесия.
Введение катализаторов в равновесную систему не вызывает
смещение равновесия, поскольку катализатор, ускоряя прямую
реакцию, в такой же мере ускоряет и обратную реакцию.
14

15. 6. Фазовая диаграмма воды.

Фаза (Ф) – однородная часть системы, отделенная от
других ее частей поверхностью раздела.
Компонент (К) – составная часть системы,
представляющая собой химически однородное вещество.
Степень свободы (С) – число условий, которые можно
менять (T, P, C), не изменяя при этом числа и вида фаз.
15

16.

(т)
АТ – кривая сублимации
(в равновесии т п);
ВТ – кривая плавления
(в равновесии т ж);
СТ – кривая испарения
(в равновесии ж п).
(ж)
·
·
·
(п)
(·) Т – тройная точка (в
равновесии 3 фазы), нет
степеней свободы;
(·) X – есть 1 степень свободы;
(·) Y – есть 2 степени свободы.
16

17. 7. Правило фаз Гиббса-Коновалова

С=К–Ф+2
СТ = 1 – 3 + 2 = 0
CX = 1 – 2 + 2 = 1
СY = 1 – 1 + 2 = 2
17