Понятие химического равновесия. Закон действующих масс
ЛЕКЦИЯ № 5. Химическое равновесие
При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. Существует два признака химического равновесия: кинетический, термодинамический. В кинетическом – υпр = υобр, в термодинамическом – характеризует химическую реакцию при условиях P, t – const ( Δ G = 0); при условиях V, Т – const ( Δ F = 0).
Химический потенциал – функция, которая характеризует состояние i -го компонента при определенных внешних условиях.
где n1 – число молей i -го компонента.
Если к бесконечно большому количеству раствора прибавить определенное количество какого-нибудь компонента, то химический потенциал системы определяется изменением изобарного потенциала при изобарных условиях или изменением изохорного потенциала при изохорных условиях.
Химический потенциал зависит от концентрации данного компонента
μi = μ0 + RTLnPi– (для идеального газа),
где Рi – парциальное давление – вклад каждого компонента в общее давление или давление, которое компонент имел бы, если бы находился в смеси.
Парциальное давление – элементарная функция (можно складывать). Пример (O2, N2, H2) – их общее давление
μi= μ0+ RTLnCi – (для раствора),
μ0– значение химического потенциала при стандартных условиях.
Химический потенциал характеризует способность данного компонента выходить из данной фазы путем испарения, растворения, кристаллизации и т. д. Переход этот происходит произвольно.
В результате химического равновесия скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается.
Концентрации, которые соответствуют химическому равновесию, называются равновесными концентрациями. Связь между равновесными концентрациями устанавливается законом действующих масс (ЗДМ). Этот закон в 1867 г. вывели К. М. Гульберг и П. Вааге.
Кинетический вывод ЗДМ
f – фугитивность – парциальное давление для реальных газов. Возникает вопрос, будут ли равняться Кp и Кс.
Кp и Кc– отличаются на RT ∑vi в сумме стехиометрических коэффициентов.
Связь между Кp и Кс
если ∑vi = 0, то Kp = Kc. ∑vi = 1 + 1 – 1 – 1 =0 – когда стехиометрический коэффициент = 1.
Если реакция протекает обратимо, то Δ G = 0.
Если реакция протекает необратимо, то Δ G ≤ 0 и можно рассчитать изменение ΔG.
где χ – пробег реакции – величина, которая показывает, сколько молей изменилось в ходе реакции. I сп – характеризует равновесное и неравновесное состояние реакции, II сп – характеризует только неравновесные состояния.
Если
д χ = 1,
то
это уравнение изотермы химической реакции.
С помощью уравнения изотермы химической реакции можно судить о направлении протекания реакции.
1) Пp< Кp, Δ G < 0, слева направо;
2) Пp> Кp, Δ G > 0, справа налево;
3) Пp= Кp, Δ G = 0, химическое равновесие.