double arrow

Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия



Лекция 16 (2 ч)

Тема 6. Химическое равновесие

Цель лекции: рассмотреть обратимые и не обратимые реакции, признаки химического равновесия; охарактеризовать константу химического равновесия; правило фаз Гиббса; диаграмму состояния воды; факторы, влияющие на химическое равновесие, принцип Ле-Шателье; дать понятие о химическом сродстве веществ, рассмотреть уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций

Изучаемые вопросы:

6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия.

6.2. Константа химического равновесия.

6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды.

6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций.

Все реакции можно поделить на две группы: обратимые и необратимые. Необратимые реакции сопровождаются выпадением осадка, образованием малодиссоциирующего вещества или выделением газа. Обратимые реакции никогда не доходят до конца, то есть, до полного исчезновения исходных веществ и превращения их в продукты реакции. Пределом протекания обратимых реакций при заданных условиях является достижение состояния химического равновесия, которое характеризуется следующими основными признаками:




1) в момент химического равновесия скорость протекания прямой реакции равна скорости протекания обратной реакции, а концентрации всех участвующих веществ в этой реакции достигают определенного значения и называются равновесными. Равновесные концентрации остаются неизменными сколь угодно долго при постоянных внешних условиях;

2) химическое равновесие подвижно, т. е. незначительное изменение внешних условий (температуры, давления или концентрации) приводит к сдвигу химического равновесия. Однако через некоторое время устанавливается новое состояние равновесия, которое отвечает измененным внешним условиям;

3) к одному и тому же химическому равновесию можно подойти с двух сторон: осуществляя процесс слева направо и наоборот. Если внешние условия в обоих случаях одинаковы, то и равновесные концентрации будут между собой равны;

4) в момент достижения химического равновесия запас свободной энергии минимален, а энтропия достигает своего максимального значения, изменение этих функций будет равно нулю (DF = 0 или DG = 0, DS = 0). Переход системы из равновесного состояния в неравновесное всегда сопровождается увеличением свободной энергии и понижением устойчивости системы.



Сейчас читают про: