Лекция 3 химическое равновесие План

3.1. Кинетическое и термодинамическое описание химического равновесия.

3.2. Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье).

3.3. Равновесия в биологических средах.

3.1. Кинетическое и термодинамическое описание химического равновесия

Обратимыми химическими реакциями называются химические реакции и физико-химические процессы, самопроизвольно протекающие как в прямом, так и в обратном направлении. Уравнение гипотетической обратимой реакции может быть представлено схемой:

аА + bВсС +dD

Ниже приведены примеры некоторых обратимых реакций:

N₂ + 3 H₂2 NH₃

NH₄Cl + H₂ONH₄OH + HCl

Hb + O₂HbO₂

Пределом протекания обратимых процессов является состояние химического равновесия. Химическое равновесие — это такое состояние обратимого процесса, в котором скорость прямой и обратной реакций равны между собой (рисунок 3).

Рисунок 3 — Изменение скорости прямой и обратной реакций в ходе обратимого процесса

Признаком химического равновесия является постоянство во времени концентрации всех веществ, участвующих в процессе (рисунок 4). Концентрации веществ в состоянии химического равновесия называются равновесными: [Ā], моль/л.

Рисунок 4 — Кинетические кривые обратимой реакции аАbВ

Кинетическое описание химического равновесия основано на законе действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (Гульдберг-Вааге,1884).

Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций равны:

υ_пр = k_пр [A]^a [B]^b

υ_обр = k_обр [C]^c [D]^d

где υ_пр — скорость прямой реакции,

υ_обр — скорость обратной реакции,

k_пр — константа скорости прямой реакции,

k_обр — константа скорости обратной реакции.

В состоянии равновесия υ_пр = υ_обр, следовательно можно записать, что

Отношение констант скорости является постоянной величиной, обозначаемой K_c:

где K_с – концентрационная константа равновесия.

Таким образом, закон действующих масс для обратимой реакции записывается так:

Например, для биохимической реакции окисления гемоглобина в оксигемоглобин

Hb + O₂HbO₂

константа химического равновесия равна:

Если в химической реакции участвуют газообразные, жидкие и твердые вещества, то для расчета Кс используют только равновесные концентрации газов.

Например, синтез кристаллической мочевины из углекислого газа и аммиака описывается уравнением:

CO₂ (г) + 2 NH₃ (г)H₂O (г) + CO(NH₂)₂ (к).

В равновесии участвуют как газообразные, так и твердые вещества, но концентрацию кристаллической мочевины при составлении уравнения для K_c не учитывают:

Если К >> 1, то равновесие смещено вправо, (υ_пр > υ_обр); если К << 1, то равновесие смещено влево (υ_пр< υ_обр).

Воснове термодинамического описания обратимого процесса лежит уравнение изотермы химической реакции:

где Δ G– это изменение свободной энергии Гиббса в ходе процесса, а Δ G^o – стандартное изменение свободной энергии.

В состоянии химического равновесия Δ G = 0, а концентрации веществ А, В, С и D являются равновесными. Соответственно

Δ G^o = - RT ln K.

Отсюда

Таким образом, K зависит только от температуры и природы реагирующих веществ.