СТИСЛИЙ КОНСПЕКТ ЛЕКЦІЙ

Висновки

Введено поняття про хімічний потенціал, показано його зв'язок з концентрацією розчину або парціальним тиском компонента в газовій суміші. Виведено рівняння ізотерми, ізобари та ізохори хімічної реакції. Сформульовані умови хімічної рівноваги. Виведено вираз для константи хімічної рівноваги в гомогенних і гетерогенних системах. Розглянуто принцип Ле-Шательє - Брауна та його застосування до визначення зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації, тиску і температури.

На основі взаємозв¢язку між термодинамічними потенціалами і параметрами системи припускалося, що маса системи незмінна. Тоді для визначення стану системи достатньо було задати дві незалежні змінні величини (наприклад, Р і Т, V і S тощо). У хімічних реакціях склад системи змінюється, часто речовина переходить з одного агрегатного стану в інший. У цьому випадку до незалежних змінних як складова входить ще й склад суміші.

Термодинамічні потенціали кожної частини такої системи можуть бути подані функцією двох змінних та кількості молів усіх речовин, що входять до системи. Наприклад:

U = f(S,V,n₁,n₂…n_k), G = f(P,T,n₁,n₂…n_k).

Повний диференціал енергії Гіббса можна записати цьому випадку так:

Частинна похідна енергії Гіббса за кількістю молів будь-якого(i) компонента при незмінній кількості молів усіх останніх компонентів(j) та при Р,Т = const називається хімічним потенціалом даного компонента

Якщо реакція проходить при постійних Р і Т, то

dG = å m_idn_i.

Після інтегрування отримуємо

G_i = m_in_i,

тобто хімічний потенціал чистої речовини дорівнює енергії Гіббса одного моля цієї речовини.

Дуже часто хімічний потенціал подають у вигляді

m = m⁰(T) + R×T×lnP,

де m⁰(Т) – стандартний хімічний потенціал ідеального газу.

Хімічний потенціал можна також виразити через концентрації:

m = m₁⁰(T) + R×T×lnс.

Усі хімічні реакції тією чи іншою мірою оборотні, тобто не проходять до кінця, до повного перетворення вихідних речовин у продукти. У реакційній суміші завжди відбуваються як пряма, так і зворотна реакції. У міру витрачання вихідних речовин швидкість прямої реакції зменшується; в міру накопичення продуктів зростає швидкість зворотної реакції. Коли ці швидкості зрівняються, встановиться динамічна рівновага: не буде відбуватися ні накопичення, ні витрачання вихідних речовин та продуктів. Сумарна швидкість прямої та зворотної реакцій буде дорівнювати нулю. Подібна рівновага називається хімічною рівновагою.

Нехай у системі, що містить ідеальні гази А, В, D та F, проходить хімічна реакція

аА + вВ = dD + fF.

Тут а, в, d i f - стехіометричні коефіцієнти. Розраховуємо змінення енергії Гіббса цієї реакції:

Отримане співвідношення називається рівнянням ізотерми хімічної реакції. У цьому співвідношенні P¢_A, P¢_B, P¢_D i P¢_F – парціальний тиск компонентів А, В, D i F у довільний момент часу.

Якщо хімічна реакція досягла стану рівноваги, то енергія Гіббса реакції дорівнює нулю: DG = 0, тому

Тут P_A, P_B, P_D, P_F уже не довільні парціальні тиски, а парціальні тиски речовин А, В, D, F у момент встановлення рівноваги, тобто постійні для даних умов величини. Отже, величина, що міститься під знаком логарифма, є величиною постійною. Вона позначається К_Р і називається константою хімічної рівноваги

Якщо хімічна реакція проходить в ідеальному розчині, тобто при V,T = const, то віддаленість реакції від рівноваги визначається величиною енергії Гельмгольца хімічної реакції D F, і шляхом аналогічних міркувань можна отримати такі співвідношення:

DF⁰ = - R×T×lnK_c =,

K_C =,

. (5,21)

У цих рівняннях DF⁰ – стандартна енергія Гельмгольца хімічної реакції. К_С – константа хімічної рівноваги, що виражена через рівноважні концентрації C_і речовин, C¢_і – концентрації речовин у довільний момент часу. Останнє рівняння також має назву рівняння ізотерми хімічної реакції.

Зміни зовнішніх умов, за яких система перебуває у стані рівноваги, призводить до змінення параметрів системи, тобто до зрушення хімічної рівноваги. Для якісного визначення напрямку зрушення рівноваги у хімічній реакції використовують правило:

якщо система, що перебуває у стані рівноваги, зазнає впливу ззовні, тобто змінюються умови, за яких система перебувала у стані рівноваги, то в системі почнуть проходити процеси, що ослаблюють зовнішню дію.

Це правило називається принципом Ле Шательє-Брауна.

При зміні загального тиску у рівноважній суміші напрямок зміщення рівноваги залежить від того, збільшилася чи зменшилася кількість молекул газів. При зменшенні загального тиску у рівноважній суміші рівновага зміститься у напрямку проходження реакції, що приводить до збільшення кількості газових молекул, тобто до збільшення тиску. При збільшенні загального тиску - навпаки у напрямку проходження реакції, що приводить до зменшення кількості газових молекул, тобто до зменшення тиску.

Для встановлення напрямку зміщення рівноваги при змінюванні температури скористаємося рівнянням ізобари хімічної реакції:

Взагалі при підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, а при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції.

При проходженні гетерогенної реакції у системі змінюються парціальні тиски лише тих речовин, які є у газоподібному стані.

Отже, при визначенні константи рівноваги гетерогенної реакції можна використати формули для констант рівноваги гетерогенних реакцій, не враховуючи множники, що належать до рідких або твердих фаз.

Читайте також:

<== попередня сторінка	\|	наступна сторінка ==>
Хімічна рівновага у гетерогенних системах	\|	Конфлікт як соціально-психологічне явище

Не знайшли потрібну інформацію? Скористайтесь пошуком google:

Генерація сторінки за: 0.015 сек.