29. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. Химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой. В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Следовательно, такое равновесие называется подвижным или динамическим. И поскольку действие обеих реакций взаимно уничтожается, то в реагирующей смеси видимых изменений не происходит: концентрации всех реагирующих веществ – как исходных, так и образующихся – остаются строго постоянными. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называют равновесными. На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрации реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ – и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается, и концентрация всех реагирующих веществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением химического равновесия. Если увеличивается концентрация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции. Если увеличивается концентрация исходных веществ – равновесие смещается в сторону их образования.

30. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принцип подвижного равновесия, или принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие. Следует заметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтом на смещение равновесия влияния не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.

31. Химическая термодинамика. Основные понятия (системы, процессы).

Химическая термодинамика – раздел термодинамики, изучающий химические реакции, фазовые переходы (кристаллизация, растворение, испарение), адсорбцию, взаимосвязь химической и других видов энергии, а также переход энергии от одной части системы к другой в различных химических процессах. Теоретической базой этого раздела являются основные законы – первое и второе начало термодинамики. Первое начало, характеризующее общий запас энергии в изолированной системе, носит всеобщий характер и является отражением закона сохранения энергии; второй закон термодинамики устанавливает понятие энтропии и выполняется при определенных ограничениях. Под термодинамической системой понимается любое тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и выделяемых из окружающей среды для изучения термодинамическими методами (например, газ заключенный в цилиндр). Физические величины (температура, объем, давление), которые характеризуют состояние системы, именуются термодинамическими параметрами. Изменение любого из термодинамических параметров, описывающих состояние системы, называется термодинамическим процессом. Термодинамический процесс может происходить в изохорных (при постоянстве объема) или изобарных (при постоянстве давления) условиях. Границы изучаемых систем могут быть физическими или воображаемыми – устными. Если система обменивается с окружающей средой своей массой и энергией, она называется открытой. Закрытая система может обмениваться лишь энергией. Изолированные системы с внешней средой не взаимодействуют.