Способы выражения константы равновесия, связь между ними. Вывод и анализ уравнения.
Константа химического равновесия выражается через равновесные парциальные давления (р) или равновесные фугитивности (летучести, f) участников реакции и имеет вид:
Константы равновесия Кр и Кс безразмерные величины только для реакций идущих без изменения числа молей газообразных участников. В остальных случаях Кр имеет размерность давления, а Кс- концентрации. Константы равновесия, выраженные через активности и фугитивности- величины относительные зависящие от выбора стандартного состояния.
Если равновесные парциальные давления выразить с помощью уравнения Менделеева – Клайперона как P= nRT/V и заменить n/V на С, то получим соотношение между Кр и Кс: Кр= Кс(RT)∆n
В случае гетерогенных реакций в выражения константы химического равновесия входят парциальные давления или концентрации только газообразных участников реакции. Парциальные давления и концентрации индивидуальных веществ в твердом и жидком состоянии принимают за 1, т.к. их химические потенциалы постоянны.
Константа равновесия зависит от: природы реагирующих веществ, температуры и не зависит от: концентрации, активности, давления, фугитивности.
Уравнение изотермы химической реакции. Вывод и анализ уравнения.
Зависимость константы химического равновесия от температуры при постоянном объёме. Вывод уравнения изохоры химической реакции и его анализ.
Оба уравнения были выведены Вант –Гоффом. Из уравнения изобары химической реакции следует:
|
|
|
а) Если ∆Н < 0, реакция экзотермическая, Кр с ростом температуры уменьшается, а равновесие смещается справа налево;
б) Если ∆Н > 0, реакция эндотермическая, Кр растет с увеличением температуры, а равновесие смещается слева направо;
в) Если ∆Н = 0, то Кр не зависит от температуры.
Зависимость константы химического равновесия от температуры при постоянном давлении. Вывод уравнения изобары химической реакции и его анализ.
Доказать, что уравнения изохоры и изобары химических реакций являются аналитическим выражением принципа Ле- Шателье.
Формулировка принципа Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать воздействие путем изменения концентрации, температуры или давления, то равновесие сместится в сторону, противодействующую произведенному изменению. По сути принцип Ле Шателье называют принципом противодействия системы, в которой протекает обратимый процесс, внешнему воздействию.
Например: дана гетерогенная обратимая химическая реакция С(графит) + СО2(г) ⇄ 2CO(г)
Рассмотрим, как изменятся параметры системы при протекании этой обратимой реакции. Характеристика прямой (®) реакции:
|
|
|
- эндотермическая (DНr > 0), температура в системе уменьшается (Т¯);
- число молекул газа ν увеличивается (Dν > 0), давление в системе повы- шается (Р);
- исходное вещество СО2 расходуется: его концентрация уменьшается (С(СО2) ¯);
- продукт реакции СО образуется: его концентрация увеличивается (С(СО)); - исходное вещество С(графит) твёрдое, его концентрация не изменяется. Характеристика обратной () реакции:
- экзотермическая (DНr < 0), температура в системе увеличивается (Т);
- число молекул газа ν уменьшается (Dν < 0), давление в системе пони- жается (Р¯);
- исходное вещество СО2 образуется: его концентрация увеличивается (С(СО2));
- продукт реакции СО расходуется: его концентрация уменьшается (С(СО)¯); - исходное вещество С(графит) твёрдое, его концентрация не изменяется.
Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье химическое равновесие смещается: - в сторону прямой реакции при повышении концентрации исходных веществ и при отведении продуктов реакции из системы;
- в сторону обратной реакции при понижении концентрации исходных веществ и повышении концентрации продуктов реакции; - в сторону меньшего числа молекул газа при повышении давления в системе и в сторону большего числа молекул газа при понижении давления; - в сторону эндотермической реакции при повышении температуры и в сторону экзотермической реакции при понижении температуры.
Дата добавления: 2020-04-25; просмотров: 726; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!