Химическое равновесие в гетерогенных системах

Способы смещения равновесия

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

1. Влияние концентраций компонентов системы.

СН₄ + 2Н₂О_(г) = СО₂ + 4Н₂ ,

Если в систему добавить метан, то равновесие нарушается, ускорится прямая реакция, что приведет к увеличению СО₂ и Н₂ и уменьшению Н₂О, то есть равновесие смещается вправо. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие. Новое равновесие концентраций будут такими, чтобы соотношения между ними, определяемое константой равновесия, оставалось постоянным. Если в систему ввести дополнительное количество СО₂, то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие сместится влево.

2. Влияние общего давления в системе. Если в результате реакции изменяется число молей газообразных веществ, то изменение общего давления в системе вызывает смещение равновесия. В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение общего давления в системе вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, то есть в сторону уменьшения давления. Для данной реакции – смещение влево (слева Sn_i=3, справа Sn_i=5).

3. Влияние температуры. С увеличением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, то есть реакций, протекающих с поглощением теплоты. Для рассматриваемой реакции равновесие смещается в правую сторону (DН>0), а для экзотермической реакции

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О,

(DН<0) – в левую сторону.

4) катализаторы не влияют на положение равновесия.

Из вышесказанного ясно, что равновесие можно сдвигать, изменяя условия. Чтобы качественно определить, в какую сторону оно сместится, можно воспользоваться принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями. Если скорости прямой и обратной гетерогенных реакций равны, то наступает гетерогенное химическое равновесие:

С_(к) + 2Н₂О СО₂ + 2Н_2, (а)

МО_(к) + Н₂ М_(к) + Н₂О, (б)

СаСО₃ СаО_(к)+СО_2. (в)

Условие гетерогенного химического равновесия – равенство нулю изменения энергии Гиббса:

Константы гетерогенного химического равновесия, приведенных выше химических реакций:

(9.7)

В уравнения констант гетерогенного химического равновесия не входят никакие члены, относящиеся к твердым веществам, участвующим в прямой и обратной реакциях.

Константа гетерогенного химического равновесия зависит от температуры, при повышении температуры:

t­

Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия.

9.4 Фазовое равновесие

Равновесие, при котором происходят процессы перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава, называется фазовым равновесием:

плавление

Твердое вещество жидкость

кристаллизация

испарение

Жидкость пар

конденсация

Условием фазового равновесия является равенство энергии Гиббса нулю DG=0.

Для фазового равновесия соблюдается принцип Ле Шателье.

Выбор параметров, влияющих на равновесие данной гетерогенной системы и условием равновесия определяется ПРАВИЛОМ ФАЗ. Это наиболее общий закон гетерогенного химического и фазового равновесия. Правило фаз Гиббса – Коновалова:

Число степеней свободы в гетерогенной системе равно числу компонентов, плюс число внешних условий и минус число фаз:

С = К + 2 — Ф, (9.8)

где С – число степеней свободы;

К – число компонентов;

Ф – число фаз.

Компонентом называется химически однородная составная часть вещества, которая может быть выделена из системы.

В случае фазового равновесия число независимых компонентов равно общему числу компонентов.

Например: смесь О₂ и N₂ – двухкомпонентная.

При протекании химических реакций число независимых компонентов равно общему числу компонентов за вычетом числа химических реакций, связывающих эти компоненты.

СО₂+С=2СО к=3 – 1 = 2

Числом степеней свободы С называется число внешних условий, которые можно изменить в определенных пределах без изменения числа и вида фаз.

На фазовое равновесие влияют t, p, то n=2, тогда: С=к+2-Ф.

Фазовая диаграмма (диаграмма состояния) -диаграмма, по которой можно определить условия устойчивости фаз и фазового равновесия.

Для однокомпонентных систем:

С = 3 - Ф.

Однофазовые системы имеют две степени свободы и называются бивариантными.

Двухфазовые системы имеют одну степень свободы и называются моновариантной.

Трехфазовая система не имеет степеней свободы (С=0) и называются инвариантной.

Фазовая диаграмма воды (рисунок 10.2):

ОС – равновесие процесса кипения;

точка «С» - критическая точка; выше точки «С» - сверхкритическое состояние: низкая вязкость, высокая диффузионная активность.

ОВ – кривая плавления;

ОА – процесс сублимации;

ОД – метастабильное состояние (переохлаждение);

точка О – тройная точка, существует равновесие между тремя фазами.

Дата добавления: 2014-01-04