Константа рівноваги дорівнює рівноважному тиску. Рівняння ізобари Вант-Гоффа

Повернемося до процесу виробництва аміаку, що виражається рівнянням:

N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г)

Перебуваючи у закритому обсязі, азот та водень з'єднуються та утворюють аміак. Доки протікатиме цей процес? Логічно припустити, що доти, доки якийсь із реагентів не закінчиться. Однак у реальному житті це не зовсім так. Справа в тому, що через деякий час після того, як почалася реакція, аміак, що утворився, стане розкладатися на азот і водень, тобто, почнеться зворотна реакція:

2NH 3 (г) → N 2 (г) + 3H 2 (г)

Фактично в закритому обсязі протікатимуть відразу дві, прямо протилежні один одному реакції. Тому цей процес записується таким рівнянням:

N 2 (г) + 3H 2 (г) ↔ 2NH 3 (г)

Подвійна стрілка вказує на те, що реакція йде у двох напрямках. Реакція сполуки азоту та водню називається прямою реакцією. Реакція розкладання аміаку зворотною реакцією.

На самому початку процесу швидкість прямої реакції дуже велика. Але з часом концентрації реагентів зменшуються, а кількість аміаку зростає - як наслідок швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної - зростає. Настає час, коли швидкості прямої та зворотної реакцій порівнюються - настає хімічна рівновага або динамічна рівновага. При рівновазі протікає як пряма, і зворотна реакції, та їх швидкості однакові, тому змін непомітно.

Константа рівноваги

Різні реакції протікають по-різному. В одних реакціях до моменту настання рівноваги утворюється велика кількість продуктів реакції; в інших – набагато менше. Т.ч., можна сказати, що конкретне рівняння має свою константу рівноваги. Знаючи константу рівноваги реакції, можна визначити відносну кількість реагентів та продуктів реакції, при якому настає хімічна рівновага.

Нехай деяка реакція описується рівнянням: aA + bB = cC + dD

• a, b, c, d – коефіцієнти рівняння реакції;
• A, B, C, D – хімічні формули речовин.

Константа рівноваги:

[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b

Квадратні дужки показують, що у формулі беруть участь молярні концентрації речовин.

Про що говорить константа рівноваги?

Для синтезу аміаку при кімнатній температурі К=3,5·10 8 . Це досить велике число, що свідчить про те, що хімічна рівновага настане коли концентрація аміаку буде набагато більше вихідних речовин, що залишилися.

При реальному виробництві аміаку завдання технолога у тому, щоб отримати якнайбільший коефіцієнт рівноваги, тобто, щоб пряма реакція пройшла остаточно. Як цього можна досягти?

Принцип Ле Шательє

Принцип Ле Шательєкаже:

Як це зрозуміти? Все дуже просто. Порушити рівновагу можна трьома способами:

• змінивши концентрацію речовини;
• змінивши температуру;
• змінивши тиск.

Коли реакція синтезу аміаку перебуває у рівновазі, це можна зобразити так (реакція екзотермічна):

N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г) + Теплота

Змінюємо концентрацію

Введемо додаткову кількість азоту у збалансовану систему. При цьому баланс порушиться:

Пряма реакція почне протікати швидше, оскільки кількість азоту збільшилася і він входить у реакцію у більшій кількості. Через деякий час знову настане хімічна рівновага, але при цьому концентрація азоту буде більшою, ніж концентрація водню:

Але, здійснити "перекіс" системи в ліву частину можна й іншим способом - "полегшивши" праву частину, наприклад, відводити аміак із системи в міру його утворення. Т.ч., знову переважатиме пряма реакція утворення аміаку.

Змінюємо температуру

Праву сторону наших "ваг" можна змінювати шляхом зміни температури. Для того щоб ліва частина "переважила", необхідно "полегшити" праву частину - зменшити температуру:

Змінюємо тиск

Порушити рівновагу в системі за допомогою тиску можна лише у реакціях із газами. Збільшити тиск можна двома способами:

• зменшенням обсягу системи;
• запровадженням інертного газу.

У разі збільшення тиску кількість зіткнень молекул зростає. При цьому підвищується концентрація газів у системі та змінюються швидкості прямої та зворотної реакцій – рівновага порушується. Щоб відновити рівновагу система "намагається" зменшити тиск.

Під час синтезу аміаку з 4-х молекул азоту та водню утворюється дві молекули аміаку. Через війну кількість молекул газів зменшується - тиск падає. Як наслідок, щоб дійти рівноваги після збільшення тиску, швидкість прямої реакції зростає.

Підведемо підсумок.Відповідно до принципу Ле Шательє збільшити виробництво аміаку можна:

• збільшуючи концентрацію реагентів;
• зменшуючи концентрацію продуктів реакції;
• зменшуючи температуру реакції;
• збільшуючи тиск, при якому відбувається реакція.

Стан хім. рівноваги- це стан при якому хім. потенціал продуктів і вихідних в-в рівні між собою, з урахуванням стехіометрії процесу.

Про хімічну рівновагу можна говорити при виконанні двох умов:

Швидкості прямої та зворотної реакції рівні між собою.

Рівнавага існує якщо при наданні зовнішнього впливу, а потім при його знятті система повертається у вихідний стан.

11. Закон дії мас.

При постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам рівняння реакції.

Наприклад, для реакції синтезу аміаку:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

закон діючих мас має вигляд:

До с = 2 / 3

12.Константа рівноваги в гомогенній системі. Способи вираження константи рівноваги.

константа рівноваги– це постійна величина, що дорівнює відношенню творів рівноважних концентрацій кінцевих та вихідних учасників реакції, взятих у ступенях, що відповідають стехіометричним коефіцієнтам

Гомогенниминазиваються реакції, які у одній фазі: у суміші газів, у рідкому чи іноді у твердому розчині.

Способи вираження константи рівноваги

Якщо концентрації речовин, що у реакції, виражені в молярних одиницях молярності, тобто. в моль/л, вона зазвичай позначається Кс

Для гомогенної газової реакції константу рівноваги зручніше виразити через парціальний тиск речовин:

Іноді константу рівноваги зручно виразити не через парціальний тиск і концентрацію, а через кількість речовин:
або через відповідні молитовні частки:

У випадку константи рівноваги Кс, Кр, Кn і До N різні.

13. Принцип Ле-Шательє-Брауна .

якщо систему, що у рівновазі, виявляється зовнішнє вплив, то рівновагу зміщується у тому напрямі, яке послаблює зовнішнє вплив.

14.Рівняння ізобари Вант-Гоффа.

даний вираз дозволяє якісно оцінити вплив Т на рівновагу та константу рівноваги.

15. Фаза.

Фазою називається - гомогенна частина гетерогенної системи, що має реальну межу розділу, всередині якої всі властивості можуть змінюватися безперервно, а при переході через яку стрибком.

16.Складові речовини та компоненти.

Компонентом називається- Мінімальна кількість складових в-в, достатня для опису стану систем.

складовими речовинаминазиваються -речовини, що входять до складу системи, яку можна виділити звичайними препаратними методами і які можуть існувати поза системою скільки завгодно.

17.Правило фаз Гіббса .

Число ступенів свободи рівноважної термодинамічної системи, на яку із зовнішніх факторів впливають лише температура і тиск, дорівнює числу незалежних компонентів С=К-Ф+n(кількість зовнішніх параметрів)

Правило фаз показує, що кількість ступенів свободи зростає зі збільшенням числа компонентів та зменшується зі збільшенням числа фаз системи.

18. Умови фазової рівноваги у системі.

У гетерогенній системі є фазова рівновага, якщо між фазами існують такі види рівноваг:

Термічне (Рівність температур)

Механічне (Рівність тисків)

Хімічне щодо кожного компонента

19.Рівняння Клайперона-Клаузіуса

Де, - Δ V- зміна обсягу речовини при переході його з першої фази в другу, Т - Температура переходу, Δ H- Зміна ентропії та ентальпії речовини при переході 1 моля речовини з однієї фази в іншу

Воно дозволяє оцінити, як змінюється температура або тиск при фазовому переході при зміні 2 параметра.

20. діаграма стану води

Залежність між величинами, що характеризують стан системи, і фазовими перетвореннями в системі перехід з твердого стану в рідкий, з рідкого в газоподібний

21.Істинні розчини. Способи вираження концентрації розчину. Розрахунок молярної та масової частки речовини та молярної концентрації речовини в розчині.

Справжній розчин- це різновид розчину, в якому розміри частинок розчиненої речовини гранично малі та порівняні з розміром частинок розчинника.

Розчини бувають газоподібні(газові суміші), рідкіі тверді. Газоподібним розчином є повітря. Морська вода – суміш солей у воді – рідкий розчин. Тверді розчини – металеві сплави. Розчини складаються з розчинника та розчиненої речовини (речовин).

Розчином називаєтьсятверда або рідка гомогенна система, що складається із двох або більше складових частин.

Розчинником вважається- В-во, що визначає агрегатний стан розчину або в-во, якого більше за обсягом або масою.

Способи вираження концентрації розчинів.

Концентрація розчину - це маса або кількість розчиненої речовини у певній кількості, масі або об'ємі розчину або розчинника.

1) Масова частка ( wi ) - Це маса розчиненої речовини, що міститься в 100 грамах розчину.

2) Молярна частка (мольна) - X i - Кількість моль компонента, що містяться в 1 моль розчину.

3) Моляльна концентрація (Моляльність) mi – кількість молей розчиненої речовини, що містяться за 1 кг розчинника [моль/кг].

4) Молярна концентрація З i - кількість молей розчиненої речовини, що міститься в 1 літрі або 1дм3 розчину [моль/л].

Константа хімічної рівноваги

Більшість хімічних реакцій оборотні, тобто. протікають одночасно у протилежних напрямках. У тих випадках, коли пряма та зворотна реакції йдуть з однаковою швидкістю, настає хімічна рівновага. Наприклад, у оборотній гомогенній реакції: H 2 (г) + I 2 (г) ↔ 2HI(г) співвідношення швидкостей прямої та зворотної реакцій згідно із законом діючих мас залежить від співвідношення концентрацій реагуючих речовин, а саме: швидкість прямої реакції: υ 1 = k 1 [Н 2]. Швидкість зворотної реакції: 2 = k 2 2 .

Якщо H 2 і I 2 - вихідні речовини, то перший момент швидкість прямої реакції визначається їх початковими концентраціями, а швидкість зворотної реакції дорівнює нулю. У міру витрати H 2 і I 2 і утворення HI швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної реакції зростає. Через деякий час обидві швидкості зрівнюються, й у системі встановлюється хімічна рівновага, тобто. число молекул, що утворюються і витрачаються, HI в одиницю часу стає однаковим.

Оскільки при хімічній рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій дорівнюють V 1 = V 2 , то k 1 = k 2 2 .

Оскільки k 1 і k 2 при цій температурі постійні, їх відношення буде постійним. Позначаючи його через K отримаємо:

К – називається константою хімічної рівноваги, а наведене рівняння – законом мас (Гульдберга - Ваалі).

У випадку для реакції виду аА+bB+…↔dD+eE+… константа рівноваги дорівнює . Для взаємодії між газоподібними речовинами часто користуються виразом, у якому реагенти представлені рівноважними парціальними тисками p. Для згаданої реакції .

Стан рівноваги характеризує ту межу, до якої в умовах реакція протікає мимовільно (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.

Співвідношення між рівноважними концентраціями залежить від цього, які речовини беруться як вихідних (наприклад, H 2 і I 2 чи HI), тобто. до стану рівноваги можна підійти з обох боків.

Константа хімічної рівноваги залежить від природи реагентів та від температури; від тиску (якщо воно надто високе) та від концентрації реагентів константа рівноваги не залежить.

Вплив на константу рівноваги температури, ентальпійного та ентропійного факторів. Константа рівноваги пов'язана із зміною стандартного ізобарно-ізотермічного потенціалу хімічної реакції ∆G o простим рівнянням ∆G o =-RT ln K.

З нього видно, що більшим негативним значенням ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), то рівноважної суміші переважають вихідні речовини. Зазначене рівняння дозволяє за величиною ∆G o обчислити К, а потім і рівноважні концентрації (парціальний тиск) реагентів. Якщо врахувати, що ∆G o =∆Н o -Т∆S o , то після деякого перетворення отримаємо . На цьому рівняння видно, що константа рівноваги дуже чутлива до зміни температури. Вплив на константу рівноваги природи реагентів визначає її залежність від ентальпійного та ентропійного факторів.

Усі хімічні реакції можна розділити на оборотніі незворотні.До оборотних відносяться такі реакції, які за певної температури з помітною швидкістю протікають у двох протилежних напрямках - прямому та зворотному. Оборотні реакції протікають не до кінця, жодна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Прикладом може бути реакція

У певній області температури ця реакція оборотна. Знак « » є знаком оборотності.

Необоротні реакції - це реакції, які протікають лише одному напрямі остаточно, тобто. до повного витрачання однієї з реагуючих речовин. Прикладом незворотної реакції може бути реакція розкладання хлорату калію:

Утворення хлорату калію з хлориду калію та кисню у звичайних умовах неможливе.

Стан хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги

Запишемо рівняння деякої оборотної реакції у загальному вигляді:

На момент початку реакції концентрації вихідних речовин А та В були максимальними. У результаті реакції вони витрачаються, та його концентрація зменшується. При цьому відповідно до закону чинних мас швидкість прямої реакції

буде зменшуватись. (Тут і далі стрілка нагорі позначає напрямок процесу.) У початковий момент концентрації продуктів реакції D і Е дорівнювали нулю. У ході реакції вони збільшуються, швидкість зворотної реакції зростає від нуля відповідно до рівняння:

На рис. 4.5 представлено зміну швидкостей прямої та зворотної

реакції у часі. Після закінчення часу т ці швидкості зрівня- -»

Мал. 4.5.Зміна швидкості прямої (1) і зворотної (2) реакції в часі: - відсутність каталізатора: ..........- за наявності каталізатора

Такий стан називається хімічною рівновагою. Хімічна рівновага є найбільш стійким, граничним станом мимовільного перебігу процесів.Воно може продовжуватися як завгодно довго, якщо не змінювати зовнішні умови. У ізольованих системах може рівноваги ентропія системи сягає максимуму і залишається постійної, тобто. dS = 0. У ізобарно-ізотермічних умовах рушійна сила процесу, енергія Гіббса, при рівновазі набуває мінімального значення і далі не змінюється, тобто. dG = 0.

Концентрації учасників реакції стані рівноваги називаються рівноважними.Як правило, їх позначають формулами відповідних речовин, укладених у квадратні дужки, наприклад, рівноважна концентрація аміаку позначається на відміну від вихідної, нерівноважної концентрації C^NH^.

Оскільки швидкості прямого та зворотного процесів у стані рівноваги рівні, прирівняємо і праві частини рівнянь (4.44) та

• -^ i-
• (4.45), замінивши позначення концентрацій: А: [А]" "[В]" = ? [D] /; )