Химическое сродство и его критерии

Лекция 6. Химическое равновесие

6.1 Химическое сродство и его критерии

6.2 Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа, константа равновесия

6.3 Описание равновесий в реальных системах

6.4 Зависимость констант равновесия от температуры и давления

Химическое сродство – способность веществ вступать в химическую реакцию.

На разных этапах истории развития физической химии были предложены следующие критерии химического сродства:

а) Скорость химической реакции. Чем больше скорость химической реакции, тем больше сродство реагирующих веществ. Данный критерий оказался неверным, так как скорость химической реакции сама является функцией многих переменных (особенно зависит от присутствия наличия катализаторов);

б) Количество теплоты, выделяющееся при проведении химической реакции. Принцип Бертло (1867) и Томсена (1853) также недостаточин в качестве критерия, поскольку существует значительное число самопроизвольных эндотермических реакций;

в) Согласно современным представлениям оценка химического сродства должна проводиться на основе общих термодинамических критериев возможности самопроизвольного протекания процесса, т.е. по ∆F_V,T и ∆G_P,T. Движущей силой любой химической реакцией является энергия Гиббса. При этой оценке учитывается теплота Q и энтропийный фактор T∆S. Принцип Бертло-Томсена справедлив, когда T и ∆S малы. Однако роль T∆S возрастает при увеличении температуры. ∆G_P,T (изобарный потенциал системы) уменьшается, когда в ней самопроизвольно протекает химическая реакция. При достижении химического равновесия ∆G – min.

Для того, чтобы оценить возможность самопроизвольного протекания реакции и охарактеризовать удаленность системы от состояния равновесия, нужно рассчитать ∆G при превращении стехиометрических количеств веществ в реакционной смеси при p, T = const.

При многих химических превращениях процессы могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Такие реакции называются обратимыми. Реакция, протекающая слева направо, называется прямой, а идущая справа налево – обратной.

Впервые идея обратимости химических реакций возникла у Бертолле (1799). Обратимые химические реакции были подробно изучены русским ученым Н. Н. Бекетовым (1865), который установил влияние концентрации реагирующих веществ на направление и скорость химического процесса. Он вплотную подошел к формулировке закона действующих масс. Эта формулировка в более общем виде была дана позднее норвежцами Гульдбергом и Вааге (1876): скорость химической реакции пропорциональна действующим массам. Под действующими массами авторы понимали концентрации веществ, участвующих в химических реакциях.

Химическое равновесие является динамическим по характеру, т.к. скорости прямой и обратной реакции одинаковы. Например, реакция этерификации обратима, когда V₁ = V₂.

	CH3−CH2−OH + HOOC−CH3 ↔ CH3−CH2−O−C−CH3 + H2O ׀׀ О

В равновесной системе нет ни продуктов реакции, ни исходных реагентов, все вещества одновременно участвуют в создании химического равновесия.

При постоянных внешних условиях – концентрация, давление, температура – химическое равновесие сохраняется как угодно долго. Однако изменение хотя бы одного из указанных факторов немедленно ведет к нарушению химического равновесия, смещая его в ту или иную сторону. Влияние различных факторов на смещение химического равновесия отражается принципом Ле Шателье(1884): система, находящаяся в равновесии, реагирует на внешнее воздействие (т.е. на изменение P, C, T) таким образом, чтобы уменьшить это воздействие.

Согласно этому принципу повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону эндотермической реакции, а повышение давления смещает равновесие в сторону уменьшения объема. Поэтому, например, реакцию промышленного синтеза аммиака:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + 92 кДж

целесообразно проводить с применением высоких давлений при оптимальных температурах.

Дата добавления: 2014-01-07