4_Khmicheskoe_ravnovesie

Температура, при которой G0T 0 (К = 1):

				GТ0				H0 T S0 0
		Т		H0				197,6			1000 К.
				S0			197,4 10 3
Результаты расчета представлены в таблице:
	Т, К			298						1000			1500
	GТ0 , кДж			-138,8							0		98,5
	К			1024							1		10-3

При 298 К значение К >> 1 - в системе преобладают продукты реакции,

при 1500 К значение К << 1 - в системе преобладают исходные вещества,

реакция практически не идет. При 1000 К равновероятны оба направления реакции. С повышением температуры значение константы равновесия уменьшается, т. е. равновесие смещается в сторону обратной

(эндотермической) реакции.

ВЛИЯНИЕ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ НА СОСТОЯНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ

Внешнее воздействие на систему приводит к смещению равновесия, т.е.

изменению равновесных концентраций исходных веществ и продуктов реакции. Если в результате внешнего воздействия увеличиваются равновесные концентрации продуктов реакции, это называют смещением равновесия в сторону прямой реакции (вправо). Соответственно увеличение равновесных

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

концентраций исходных веществ называют смещением равновесия в сторону обратной реакции (влево).

Общий принцип смещения химического равновесия сформулировал Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, равновесие сместится в направлении, ослабляющем это воздействие.

Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов

Принцип Ле Шателье следует из закона действующих масс.

Проиллюстрируем действие принципа и его согласованность с законом действующих масс на примере реакции

	CH4(г) + 2H2O(г)	CO2(г) + 4H2(г), H>0,
	Kc =	[CO2 ][H2 ]4	.
		[CH4 ][H2O]2

Любое изменение концентраций (парциальных давлений) одного или нескольких веществ должно приводить к такому изменению равновесных концентраций (парциальных давлений) других веществ, чтобы значение константы равновесия осталось неизменным.

Если, например, в систему добавить метан CH4 или пары воды, т.е.

увеличить их концентрацию, это приведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции, в результате чего будут увеличиваться концентрации CO2 и

H2. Процесс будет протекать до установления нового равновесия,

характеризующегося новыми значениями равновесных концентраций, но константа равновесия (соотношение равновесных концентраций) останется неизменной. Если в систему ввести дополнительное количество диоксида

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

углерода, то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие сместится влево – концентрации метана и паров воды увеличатся, концентрация водорода уменьшится.

Влияние давления

Изменение общего давления оказывает влияние на равновесие только тех реакций, в результате которых меняется количество газообразных веществ.

Согласно принципу Ле Шателье, увеличение давления вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения количества газообразных веществ, т.е. в

сторону уменьшения давления. Понижение давления соответственно приводит к смещению равновесия в сторону реакции, идущей с образованием большего

количества газообразных веществ.

Для рассматриваемой системы увеличение давления смещает равновесие в сторону обратной реакции, уменьшение давления – в сторону прямой реакции

(слева газообр. в в = 3, справа – 5).

Влияние температуры

Константа равновесия экзотермических реакций с повышением температуры уменьшается, эндотермических – увеличивается. Таким образом,

при нагревании равновесие экзотермических реакций должно смещаться в сторону обратной реакции, эндотермических – в сторону прямой реакции. Это согласуется с принципом Ле Шателье, согласно которому при нагревании равновесие должно смещаться в сторону реакций, идущих с поглощением теплоты (эндотермических реакций). В рассматриваемой системе нагревание приведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции (эндотермической)

охлаждение – в сторону обратной реакции (экзотермической).

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

Влияние катализатора

Присутствие катализатора не смещает химическое равновесие, так как он изменяет скорости прямой и обратной реакций в равной степени. Катализатор увеличивает скорость достижения равновесия.

Выбор оптимального технологического режима

Практическое использование принципа Ле Шателье можно показать на

примере синтеза аммиака
	3Н2(г) + N2(г)			2NH3(г), H<0.
Зависимость выхода аммиака от температуры и давления приведена в
таблице:
			Объемное содержание аммиака (%)
	0			при давлении, МПа
	Температура,	С
			0,1		10		30
	400		0,40		25,37		48,18
	450		0,21		16,10		35,87
	500		0,12		14,87		25,80
	550		0,07		6,82		18,23
	600		0,05		4,53		12,84

Прямая реакция экзотермическая, протекает с уменьшением количества газообразных веществ. В соответствии с принципом Ле Шателье наиболее полное прохождение этой реакции может быть достигнуто при низкой температуре и высоком давлении, что подтверждается данными таблицы.

Однако применению низких температур препятствует значительное снижение скорости достижения равновесия. На практике синтез ведут при высоком давлении 30-80 МПа (300-800 атм), а для ускорения достижения равновесия используют температуры 450-5500С и катализатор – металлическое железо.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

КАЖУЩЕЕСЯ РАВНОВЕСИЕ

От истинного равновесия следует отличать кажущееся равновесие

(равнозначные термины - заторможенное равновесие, ложное равновесие,

метастабильное состояние).

Истинное химическое равновесие характеризуется следующими

признаками:

при сохранении внешних условий состояние системы не изменяется во времени;

при изменении условий (введении дополнительных количеств реагентов,

изменении температуры или давления и др.) система приходит к новому состоянию равновесия; если внешнее воздействие устраняется, система вновь возвращается в исходное состояние;

к состоянию равновесия система может подойти с противоположных

сторон. Так например, равновесное состояние в системе H2 + I2	2HI
может быть достигнуто как исходя из веществ H2 и I2, так и исходя из
чистого йодоводорода HI;
термодинамический критерий истинного равновесия – равенство	G=0.

Состояние кажущегося равновесия не является равновесным, так как имеет с истинным равновесием только один общий признак – неизменность во

времени. Например, смесь H2 и O2 при комнатной температуре в отсутствие катализатора может неограниченно долго находиться в неизменном состоянии вследствие высокого энергетического барьера, который необходимо преодолеть для взаимодействия. Это состояние не является равновесным, поскольку нагревание или введение катализатора приводят к мгновенному одностороннему взаимодействию с образованием воды. При охлаждении система не вернется в исходное состояние.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Все самопроизвольные реакции можно разделить на необратимые,

идущие в одном направлении, и обратимые - идущие в противоположных направлениях.

В ходе обратимых реакций наступает состояние химического равновесия,

характеризующееся равными скоростями прямой и обратной реакций.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия (КС или КР), величина которой зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

Константа равновесия экзотермических реакций ( H 0) уменьшается с повышением температуры; эндотермических процессов ( H 0) -

увеличивается.

Химическое равновесие при изменении внешних условий (р, Т, С) может смещаться. Принцип Ле Шателье утверждает, что при внешнем воздействии на систему равновесие смещается в направлении,

ослабляющем это воздействие.

РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

1.Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. Учебник для вузов /

А.Б. Никольский, А.В. Суворов.– СПб: Химиздат, 2001. - 512 с.: ил.

2.Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия: Учебник для вузов /

Б.Д. Степин, А.А. Цветков.– М.: Высш. шк., 1994.- 608 с.: ил.

3.Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. - 4-е изд., стер. - М.:

Химия, 2000. - 592 с.: ил.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1

4.Угай Я.А. Общая и неорганическая химия: Учебник для студентов вузов,

обучающихся по направлению и специальности "Химия" / Я.А. Угай. - 3-е

изд., испр. - М.: Высш. шк., 2007. - 527 с.: ил.

5.Неорганическая химия: учебник для студентов вузов, обучающихся по направлению 510500 "Химия" и специальности 011000 "Химия": в 3 т.

Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии / М.Е. Тамм,

Ю.Д. Третьяков / под ред. Ю.Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004. –

240 с.: ил.

Исполнитель:		Дата:											Мероприятие №	4	2	7	1