АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Константа химического равновесия

Читайте также:
  1. A) условие равновесия на денежном рынке, когда с ростом дохода повышается процентная ставка
  2. Анализ классической схемы равновесия.
  3. Анализ макроэк-их результатов фискальной политики на основе кейнсианской модели общего макроэк-го равновесия.
  4. Анализ макроэкономических результатов денежно-кредитной политики на основе кейнсианской модели общего макроэкономического равновесия.
  5. Анализ макроэкономических результатов денежно-кредитной политики на основе кейнсианской модели общего макроэкономического равновесия.
  6. Анализ макроэкономических результатов фискальной политики на основе кейнсианской модели общего макроэкономического равновесия.
  7. Анализ макроэкономических результатов фискальной политики на основе кейнсианской модели общего макроэкономического равновесия.
  8. Базовая модель экономического равновесия и механизм его восстановления
  9. БИЛЕТ 22 Условия макроэк-го равновесия в модели доходы-расходы
  10. БИЛЕТ 9 Общие и частичное равновесие. Сущность общего равновесия.
  11. Внутреннее и внешнее равновесие как цели стабилизационной политики в открытой экономике. Дилеммы стабилизационной политики при достижении внутреннего и внешнего равновесия.
  12. Вода как фактор распространения заболеваний неинфекционной природы; гигиеническое нормирование химического состава питьевой воды.

Большинство химических реакций обратимы, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях. В тех случаях, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью, наступает химическое равновесие. Например, в обратимой гомогенной реакции: H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г) соотношение скоростей прямой и обратной реакций согласно закону действующих масс зависит от соотношения концентраций реагирующих веществ, а именно: скорость прямой реакции: υ1 = k1[Н2][I2]. Скорость обратной реакции: υ2 = k2 [HI]2.

Если H2 и I2 – исходные вещества, то в первый момент скорость прямой реакции определяется их начальными концентрациями, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере израсходования H2 и I2 и образования HI скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. Спустя некоторое время обе скорости уравниваются, и в системе устанавливается химическое равновесие, т.е. число образующихся и расходуемых молекул HI в единицу времени становится одинаковым.

Так как при химическом равновесии скорости прямой и обратной реакций равны V1 = V2, то k1 [H2] [I2]= k2 [HI]2.

Поскольку k1 и k2 при данной температуре постоянны, то их отношение будет постоянным. Обозначая его через K, получим:

К – называется константой химического равновесия, а приведенное уравнение – законом действующих масс (Гульдберга - Ваале).

В общем случае для реакции вида аА+bB+…↔dD+eE+… константа равновесия равна . Для взаимодействия между газообразными веществами часто пользуются выражением , в котором реагенты представлены равновесными парциальными давлениями p. Для упомянутой реакции .

Состояние равновесия характеризует тот предел, до которого в данных условиях реакция протекает самопроизвольно (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

Соотношение между равновесными концентрациями не зависит от того, какие вещества берутся в качестве исходных (например, H2 и I2 или HI), т.е. к состоянию равновесия можно подойти с обеих сторон.

Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и от температуры; от давления (если оно слишком высокое) и от концентрации реагентов константа равновесия не зависит.

Влияние на константу равновесия температуры, энтальпийного и энтропийного факторов. Константа равновесия связана с изменением стандартного изобарно-изотермического потенциала химической реакции ∆Go простым уравнением ∆Go=-RT ln K.

Из него видно, что большим отрицательным значениям ∆Go (∆Go<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆Go характеризуется большими положительными значениями (∆Go>>0), то в равновесной смеси преобладают исходные вещества. Указанное уравнение позволяет по величине ∆Go вычислить К, а затем и равновесные концентрации (парциальные давления) реагентов. Если учесть, что ∆Go=∆Нo-Т∆So, то после некоторого преобразования получим . Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Влияние на константу равновесия природы реагентов определяет ее зависимость от энтальпийного и энтропийного факторов.


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 |

Поиск по сайту:

Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.002 сек.)