Навигация
В систему добавлено исходное вещество. В этом случае
18149
знаков
0
таблиц
1
изображение
1. В систему добавлено исходное вещество. В этом случае
; 
;
По уравнению изотермы химической реакции (I.100 – I.101) получаем: ΔF < 0; ΔG < 0. В системе возникнет самопроизвольный химический процесс, направленный в сторону расходования исходных веществ и образования продуктов реакции (химическое равновесие смещается вправо).
2. В систему добавлен продукт реакции. В этом случае
; 
;
Согласно уравнению изотермы химической реакции, ΔF > 0; ΔG > 0. Химическое равновесие будет смещено влево (в сторону расходования продуктов реакции и образования исходных веществ).
3. Изменено общее давление (для реакций в газовой фазе).
Парциальные давления всех компонентов Рi в этом случае изменяются в одинаковой степени; направление смещения равновесия будет определяться суммой стехиометрических коэффициентов Δn.
Учитывая, что парциальное давление газа в смеси равно общему давлению, умноженному на мольную долю компонента в смеси (Рi = РХi), изотерму реакции можно переписать в следующем виде (здесь Δn = Σ(ni)прод – Σ(ni)исх):
(I.102)
(I.103)
Примем, что Р2 > Р1. В этом случае, если Δn > 0 (реакция идет с увеличением числа молей газообразных веществ), то ΔG > 0; равновесие смещается влево. Если реакция идет с уменьшением числа молей газообразных веществ (Δn < 0), то ΔG < 0; равновесие смещается вправо. Иначе говоря, увеличение общего давления смещает равновесие в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразных веществ. Уменьшение общего давления газов в смеси (Р2 < Р1) будет смещать равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ.
Необходимо отметить, что изменение концентрации или давления, смещая равновесие, не изменяет величину константы равновесия, которая зависит только от природы реагирующих веществ и температуры.
Влияние температуры на положение равновесия
Повышение либо понижение температуры означает приобретение либо потерю системой энергии и, следовательно, должно изменять величину константы равновесия.
Запишем уравнение (I.99) в следующем виде:
(I.104)
(I.105)
Продифференцировав выражение (I.105) по температуре, получаем для зависимости константы равновесия от температуры уравнение (I.106) – изобару Вант-Гоффа:
(I.06)
Рассуждая аналогичным образом, для процесса, проходящего в изохорных условиях, можно получить изохору Вант-Гоффа:
(I.107)
Изобара и изохора Вант-Гоффа связывают изменение константы химического равновесия с тепловым эффектом реакции в изобарных и изохорных условиях соответственно. Очевидно, что чем больше по абсолютной величине тепловой эффект химической реакции, тем сильнее влияет температура на величину константы равновесия. Если реакция не сопровождается тепловым эффектом, то константа равновесия не зависит от температуры.
Экзотермические реакции: ΔH° < 0 (ΔU° < 0). В этом случае, согласно (I.106, I.107), температурный коэффициент логарифма константы равновесия отрицателен. Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т.е. смещает равновесие влево.
Эндотермические реакции: ΔH° > 0 (ΔU° > 0). В этом случае температурный коэффициент логарифма константы равновесия положителен; повышение температуры увеличивает величину константы равновесия (смещает равновесие вправо).
Графики зависимостей константы равновесия от температуры для экзотермических и эндотермических реакций приведены на рис. I.4.
Рис. 1.4 Зависимость константы равновесия от температуры.
Действие рассмотренных нами факторов (давления, концентрации и температуры), равно как и любых других, на систему, находящуюся в состоянии равновесия, обобщает принцип смещения равновесия, называемый также принципом Ле Шателье – Брауна:
Если на систему, находящуюся в состоянии истинного равновесия, оказывается внешнее воздействие, то в системе возникает самопроизвольный процесс, компенсирующий данное воздействие.
Принцип Ле Шателье – Брауна является одним из следствий второго начала термодинамики и применим к любым макроскопическим системам, находящимся в состоянии истинного равновесия.
Типы химических связей
На этой концептуальной основе была разработана стройная атомно-молекулярная теория того времени, которая впоследствии оказалась не в состоянии объяснить многие экспериментальные факты конца XIX - начала XX вв. Картина прояснилась с открытием сложного строения атома, когда стали ясны причины связи атомов, взаимодействующих друг с другом. В частности, химические связи указывают на взаимодействие атомных электрических зарядов, носителями которых оказываются электроны и ядра атомов.
Осуществляют химические связи между атомами электроны, расположенные на внешней оболочке и связанные с ядром наименее прочно. Их назвали валентными электронами. В зависимости от характера взаимодействия между этими электронами различают ковалентную, ионную и металлическую химические связи.
Ковалентная связь осуществляется за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам.
Ионная связь представляет собой электростатическое притяжение между ионами, образованное за счет полного смещения электрической пары к одному из атомов.
Металлическая связь - это связь между положительными ионами в кристаллах атомов металлов, образующаяся за счет притяжения электронов, но перемещающаяся по кристаллу в свободном виде.
Химическая связь является таким взаимодействием, которое связывает отдельные атомы в более сложные образования, в молекулы, ионы, кристаллы, т.е. в те структурные уровни организации материи, которые изучает химическая наука. Химическую связь объясняют взаимодействием электрических полей, образующихся между электронами и ядрами атомов в процессе химических преобразований. Прочность химической связи зависит от энергии связи.
Основываясь на законах термодинамики, химия определяет возможность того или иного процесса, условия его осуществления, внутреннюю энергию. «Внутренняя энергия - это общий запас энергии системы, который складывается из энергии движения и взаимодействия молекул, энергии движения и взаимодействия ядер и электронов в атомах, в молекулах и т.п.».
Список используемой литературы
1. http://otherreferats./chemistry/00047886_0.html
Похожие работы
... , т. е. к увеличению скорости реакции. Количественно зависимость между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики — законом действующих масс. Скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для мономолекулярной реакции скорость реакции ...
... с кислородом, восстановлением - отнятие кислорода. С введением в химию электронных представлений понятие окислительно-восстановительных реакций было распространено на реакции, в которых кислород не участвует. В неорганической химии окислительно-восстановительные реакции (ОВР) формально могут рассматриваться как перемещение электронов от атома одного реагента (восстановителя) к атому другого ( ...
... циклов. Как уже было отмечено, калориметрия используется для определения тепловых эффектов реакций, в частности она используется и для определения теплот растворения солей или других соединений в воде или других растворителях. Это является одной из самых интересных задач термохимии, так как выделение теплоты при растворении солей может быть использовано для разогрева или охлаждения тех или иных ...
... пособие по прикладной химии «Задачи по теоретическим основам химической технологии», составленное по материалам представленной работы. 3. Методика решения задач по теоретическим основам химической технологии Одна из главных задач химической науки и промышленности - получение необходимых человеку веществ (продуктов, материалов). Поэтому большинство учебных химических задач снизано с ...
0 комментариев