ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. Признаки установления химического равновесия : 1. Неизменность во времени – если система находится в состоянии равновесия, то ее. - презентация

1 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

2 Признаки установления химического равновесия : 1. Неизменность во времени – если система находится в состоянии равновесия, то ее состав с течением времени при постоянстве внешних условий не меняется. 2. Подвижность – если система, находящаяся в равновесии, будет выведена из этого состояния вследствие внешних воздействий, то с прекращением их действия система возвратится в прежнее состояние. Система, которая характеризуется этими двумя признаками, называется равновесной системой, а ее состав – равновесным составом.

3 Закон действующих масс Константа равновесия химической реакции равна отношению произведений равновесных парциальных давлений продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных парциальных давлений исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Для равновесной реакции, протекающей в газовой фазе аА + bB = cC + dD,

4 1)Реакция синтеза аммиака: 2) Реакция получения 1 моль аммиака

5 Значение ЗДМ: 1. Устанавливает связь между равновесными концентрациями всех участников реакции; 2. позволяет рассчитывать численное значение константы равновесия, которое является мерой полноты превращения исходных веществ в продукты реакции.

6 Способы выражения константы равновесия 1. Выражение константы равновесия через равновесные парциальные давления компонентов (К р ): Размерность:

7 2. Выражение константы равновесия через равновесные молярные концентрации компонентов (К с ):. Способы выражения константы равновесия Связь констант химического равновесия: Δν - изменение стехиометрических коэффициентов реагирующих веществ. Размерность:

8 Способы выражения константы равновесия 3. Выражение константы равновесия через равновесные мольные доли компонентов (К х ): Связь констант химического равновесия:

9 4. Выражение константы равновесия через фугитивность (для смеси реальных газов) (К f ): Способы выражения константы равновесия где fi – равновесные фугитивности компонентов

10 5. Выражение константы равновесия через активность (для реальных растворов) (К а ):, Способы выражения константы равновесия где аi – равновесные активности компонентов

11 Выводы: а) константа равновесия К х для реакций в газовой фазе в отличие от констант равновесия К р и К с зависит от общего давления Р; б) если реакция в газовой фазе протекает без изменения числа моль (Δν=0), то в) К f, К а также как и К р зависят только от температуры и являются термодинамическими константами равновесия

12 Уравнение изотермы химической реакции Связь между концентрациями реагентов в равновесной смеси и общими условиями термодинамического равновесия устанавливает уравнение изотермы химической реакции: где ΔG – изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции, К р – константа равновесия химической реакции, произведение начальных (неравновесных) парциальных давлений:. –

13 Уравнение химического сродства где – стандартная энергия Гиббса реакции (энергия Гиббса реакции при стандартных парциальных давлениях всех компонентов системы, равных 1 атм) – стандартная константа равновесия

14 Определение направления процесса по изотерме химической реакции 1. Если ΔG < 0 ΔG = 0 процесс необратимый не самопроизвольный процесс необратимый самопроизвольный 2. Если состояние равновесия 3. Если ΔG > 0 Значение изменения энергии Гиббса (ΔG) не зависит от способа выражения константы равновесия.

15 Пример При 600ºС и давлении 1, Па константа равновесия К р = 5,883·10 5 Па. Рассчитайте, в каком направлении будет протекать процесс при следующих значениях начальных неравновесных парциальных давлений компонентов: Варианты 11,013· ,048·10 5 2,026·10 5 3,043· ,048·10 5 3,039·10 5 Для реакции Решение: Направление процесса определяем по уравнению изотермы химической реакции : 1. < 0, следовательно, процесс протекает в прямом направлении.

16 2.2. = 0, следовательно, система находится в состоянии равновесия., > 0, следовательно, процесс в прямом направлении не возможен и протекает в обратном направлении. 3.3.

17 Зависимость константы равновесия от температуры Константа равновесия химической реакции при какой-либо температуре по уравнению изобары или изохоры химической реакции: Уравнение изобары химической реакции в дифференциальном виде (р=const) Уравнение изохоры химической реакции в дифференциальном виде (V=const)

18 Уравнение изобары в интегральной форме Константа равновесия химической реакции К р2 при Т 2, если известны К р1 при Т 1 :. Тепловой эффект химической реакции по константам равновесия при разных температурах:

19 Расчет теплового эффекта химической реакции графическим способом: где ln В – постоянная интегрирования.,. Рис. - Линейная зависимость ln Kp от обратной температуры

20 Влияние температуры на равновесие химической реакции уравнение изобары а) если реакция эндотермическая (ΔН > 0), то с увеличением температуры константа скорости химической реакции тоже увеличивается, равновесие сдвигается в сторону образования продуктов реакции.

21 б) если реакция экзотермическая (ΔН < 0), то в) если ΔН = 0, то и константа равновесия от температуры не зависит. и с увеличением температуры константа скорости химической реакции уменьшается, равновесие сдвигается в сторону образования исходных веществ.

22 Для реакции синтеза метилового спирта константы равновесия составили К р1 = 4, Па -2 при 298 К и К р2 = 4, Па -2 при 308 К. Рассчитайте средний тепловой эффект реакции в этом интервале температур и константу равновесия при температуре 318 К. Решение: 1. Тепловой эффект реакции рассчитывается из уравнения изобары химической реакции по уравнению:.

23 2. Расчет константы равновесия при температуре Т 3 = 318 К

24 ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ

25 Основные понятия и определения Фазовые равновесия – равновесия в гетерогенных системах, в которых не происходит химического взаимодействия, а имеет место лишь переход компонентов из одной фазы в другую или другие. Независимые компоненты – составляющие вещества, наименьшее число которых необходимо для однозначного выражения состава каждой фазы при любых условиях существования системы.

26 При наличии химического взаимодействия между компонентами в системе число независимых компонентов системы равно общему числу компонентов минус число уравнений, связывающих равновесные концентрации компонентов: К=Кобщ – У В смеси трех газов HJ, H 2 и J 2 (гомогенная однофазная система) возможна реакция Между концентрациями трех веществ устанавливается соотношение, определяемое константой равновесия K C : Если известна К = 3 – 2 = 1 К = 3 – 1= 2, то можно определить

27 Если число степеней свободы равно нулю, то нельзя изменять внешние и внутренние факторы системы (температуру, давление, концентрацию). Число степеней свободы (вариантность системы) – число независимых переменных (температура, давление, концентрация), которые можно изменять в некоторых пределах так, чтобы число и природа фаз оставались прежними. Если число степеней свободы равно единице, то возможно изменение в некоторых пределах только одного из перечисленных параметров, и это не вызовет уменьшения или увеличения числа фаз.

28 Правило фаз Гиббса Правило фаз Гиббса: число степеней свободы равновесной термодинамической системы равно числу независимых компонентов системы минус число фаз плюс число внешних факторов, влияющих на равновесие в данной системе (температура, давление, электрическое и магнитное поле и т.д.).. Математическое выражение правила фаз Гиббса:

29 Если учитывать влияние только одного внешнего параметра, температуры при р = const, правило фаз Гиббса имеет вид Если на равновесие в системе влияют только температура и давление, то правило фаз Гиббса имеет вид.