Химическое равновесие. При некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, т.е

При некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, т.е. в этом случае выполняется уравнение:

(5.17)

которое является термодинамическим уравнением химического равновесия. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальное давление для газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяеться со временем и называются равновесными концентрациями.

Константа химического равновесия.

при равновесной химической реакции:

(5.22)

или

(5.23)

- равновесные относительные

-равновесные концентрации соответствующих веществ

l,m,d,b- показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам.

(5.24)

(5.25)

Закон действующих масс: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентрация исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при T=const, является величиной постоянной.

или

для газов

(5.26)

подставляя константу равновесия:

(5.27)

(5.28)

При 298 К . Уравнение (5.27) можно записать в виде: (5.29)

Константа химического равновесия может быть определенна если известно стандартное значение энергии Гиббса.

Принцип Ле Шетелье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказываеться внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое

ослабляет внешнее воздействие.

Например увеличение температуры вызывает смещение равновесия рассматриваемой реакции получения водорода в правую сторону, а для экзотермической реакции:

в левую.

Итак, принцип Ле Шетелье позволяет прогнозировать влияние внешних воздействий на смещение равновесия.

Знание законов химической термодинамики позволяет рассчитывать энергетические эффекты химических реакций и фазовых превращений, предсказывать возможность или невозможность протекания химических процессов, а также находить условия химического, фазового и адсорбционного равновесий, и равновесные концентрации реагирующих веществ.

Заключение

В заключение еще раз определим понятие химической кинетика, как науки. Химическая кинетика (от греч. кинетикос – движущий) - наука о механизмах химических реакций и закономерностях их протекания во времени.

В 19 в. результате развития основ химической термодинамики химики научились рассчитывать состав равновесной смеси для обратимых химических реакций. Кроме того, на основании несложных расчетов можно было, не проводя экспериментов, сделать вывод о принципиальной возможности или невозможности протекания конкретной реакции в данных условиях. Однако «принципиальная возможность» реакции еще не означает, что она пойдет. Например, реакция С + О2 = СО2 с точки зрения термодинамики весьма благоприятна, во всяком случае, при температурах ниже 1000° С (при более высоких температурах происходит уже распад молекул СО2), т.е. углерод и кислород должны (практически со 100%-ным выходом) превратиться в диоксид углерода. Однако опыт показывает, что кусок угля может годами лежать на воздухе, при свободном доступе кислорода, не претерпевая никаких изменений. То же можно сказать и о множестве других известных реакций. Например, смеси водорода с хлором или с кислородом могут сохраняться очень долго без всяких признаков химических реакций, хотя в обоих случаях реакции термодинамически благоприятны. Это означает, что после достижения равновесия в стехиометрической смеси H2 + Cl2 должен остаться только хлороводород, а в смеси 2Н2 + О2 – только вода. Другой пример: газообразный ацетилен вполне стабилен, хотя реакция C2H2 = 2C + H2 не только термодинамически разрешена, но и сопровождается значительным выделением энергии. Действительно, при высоких давлениях, ацетилен взрывается, однако в обычных условиях он вполне стабилен.

Термодинамически разрешенные реакции, подобные рассмотренным, могут пойти только в определенных условиях. Например, после поджигания уголь или сера самопроизвольно соединяются с кислородом; водород легко реагирует с хлором при повышении температуры или при действии ультрафиолетового света; смесь водорода с кислородом (гремучий газ) взрывается при поджигании или при внесении катализатора. Почему же для осуществления всех этих реакций необходимы специальные воздействия – нагревание, облучение, действие катализаторов? Химическая термодинамика не дает ответа на этот вопрос – понятие времени в ней отсутствует. В то же время для практических целей очень важно знать, пройдет ли данная реакция за секунду, за год или же за многие тысячелетия.

Опыт показывает, что скорость разных реакций может отличаться очень сильно. Практически мгновенно идут многие реакции в водных растворах. Так, при добавлении избытка кислоты к щелочному раствору фенолфталеина малинового цвета раствор мгновенно обесцвечивается, это означает, что реакция нейтрализации, а также реакция превращения окрашенной формы индикатора в бесцветную идут очень быстро. Значительно медленнее идет реакция окисления водного раствора иодида калия кислородом воздуха: желтая окраска продукта реакции – иода появляется лишь через продолжительное время. Медленно протекают процессы коррозии железных и особенно медных сплавов, многие другие процессы.

Предсказание скорости химической реакции, а также выяснение зависимости этой скорости от условий проведения реакции – одна из важных задач химической кинетики – науки, изучающей закономерности протекания реакций во времени. Не менее важна и вторая задача, стоящая перед химической кинетикой – изучение механизма химических реакций, то есть детального пути превращения исходных веществ в продукты реакции.

Список литературы:

1. Ахметов Н.С. Неорганическая химия;

2. Карапетьянц М.Х. Дракин С.И. Общая и неорганическая химия;

3. Коттон Ф. Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия, том 2;

4. Реми Г. Курс неорганической химии, том 1. М.;

5. Общая химия./Под редакцией Соколовской Е.М. и Гузея Л.С.

6. Химический энциклопедический словарь под редакцией И.Л. Кнунянца;

7. Химическая энциклопедия.

Поиск по сайту: