Тема II. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Учение о растворах

Учение о химическом равновесии — один из основных разделов курса физи­ческой химии. В нем на основе первого и второго законов термодинамики, а так­же тепловой теоремы Нернста и постулата Планка решаются вопросы, связан­ные с расчетом химического равновесия, устойчивости веществ и направленности процесса, выяснением оптимальных условий режима в процессе химического пре­вращения (т. е. режима, позволяющего добиться максимального выхода ве­ществ).

В разделе «Химическое равновесие» необходимо научится записывать закон действующих масс для различного типа реакций. Надо уметь выражать константы равновесия через концентрации, парциальные давления, степени диссоциации, активности и др. Необходимо уметь производить расчет константы химического равновесия, а также выходов продуктов реакции при различных начальных условиях опыта.

Вопросы химического равновесия следует рассматривать исходя из того, что все химические реакции делятся на обратимые и практически необратимые. Большинство химически реакций обратимо, т.е. они протекают одновременно в двух противоположных направлениях и характеризуются скоростями как прямой, так и обратной реакций. Когда скорости этих реакций становятся равными, наступает состояние химического равновесии, при котором концентрации веществ остаются неизменными и называются равновесными. В момент наступления равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, а продолжают протекать с равными скоростями, т.е. равновесие является динамическим. Для реакции, описываемой в общем виде

аА + вB «сС + dD;

;

в состоянии равновесия выполняется соотношение:   и

   или   

                                                         (если А,B,C,D - газы)

где k₊ и k_-- константы скорости прямой и обратной реакций; K - константа равновесия, С- молярные концентрации веществ, [А,В,С,D] – равновесные молярные концентрации веществ.

Константа равновесия показывает, во сколько раз константа скорости прямой реакции больше скорости обратной реакции и является мерой протекания процесса.

Математическое выражение константы равновесия представляет собой другую формулировку закона действия масс.

Константа равновесия не зависит от концентрации, парциальных давлений для реакций в газовой фазе и катализатора, но зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Использование катализаторов не изменяет константу равновесия, а лишь сокращает время, необходимое для достижения состояния равновесия.

С позиций термодинамики состояние равновесия наступает при условии равенства нулю энергии Гиббса DG=0.

Исходя из уравнения изотермы: DG=DG^°+RTlnk  константа равновесия равна:   DG = -RTlnk и k = e^DG°/RT.

Если DG°<0, то k>1 и реакция достаточно полно протекает в прямом направлении, пока не установится состояние равновесия,

а при DG°>0 k<1 – в обратном направлении.

Влияние температуры и природы реагирующих веществ можно проследить, воспользовавшись уравнением Вант-Гоффа:                                        .

Влияние температуры очевидно, а от природы реагирующих веществ зависит энтальпия (DH°). 

Состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока внешние условия остаются неизменными. При изменении внешних условий (концентрация, давление, температура) система выходит из состояния равновесия в том случае, если скорости прямой и обратной реакций под внешним воздействием изменяются в неодинаковой степени. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой в неравновесных условиях будет больше.

Влияние, оказываемое на равновесную систему внешним воздействием, можно предсказать, пользуясь принципом Ле-Шателье:

  если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, то равновесие сместится в таком направлении, при котором это воздействие будет ослаблено.

  Действительно, при введении в систему одного из реагентов равновесие смещается в сторону его расхода, при повышении давления - в сторону меньшего числа моль газов, при повышении температуры - в сторону эндотермической реакции.

РАСТВОРЫ. Раствором называется однофазная система, состоящая из двух или более компонентов.

Целью теории растворов является определение их свойств при различных составах, что необходимо для приготовления новых материалов с определенными ценными свойствами (прочностью, вязкостью, способностью к испарению и т. д.).

Важной характеристикой раствора является его состав (концентрация).