принцип Пригожина, характеризующий стационарное состояние живого организма
для открытой системы в стационарном состоянии прирост энтропии в единицу времени минимальный
Обратимыы и необратимые реакциях,условия необратимости.
обратимые – хим.р-ции, которые в данных условиях идут самопроизвольно и в прямом, и в обратном направлениях
А + В ® АВ «прямая»
АВ ® А + В «обратная» А + В Û АВ
ПР: N2 + 3Н2 Û 2NH3 + Q
обратимость хим.р-ции зависит от условий хим.реакции
необратимые – это хим.реакции, которые в данных условиях идут в одном направлении
до полного превращения исходных в-в
ПР: BaCl2 + H2SO4 = BaSO 4¯ + 2HCl продукты реакции уходят из зоны хим.реакции в виде осадка или газа
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O образуются малодиссоциирующие в-ва (для хим.реакций в водных растворах)
2Mg + O2 = 2MgO + Q выделяется большое количество тепла
условия необратимости хим.реакций
хим.реакция – термодинамический процесс
необратимые хим.реакции идут с уменьшением энергии Гиббса
D G < 0
энергия Гиббса обратимых хим.р-циях близка к нулю
D G ®0 (D G»±10 кДж/моль) – требуется небольшая энергия, чтобы изменить направление хим.реакции
медленная обратимая хим.р-ция близка к обратимому термодинамическому процессу
Константа хим равновесия.
в случае обратимой реакции одновременно идут «прямая» и «обратная» реакция,
скорость «прямой» реакции большая, пока концентрация исходных в-в высокая, а продуктов реакции низкая,
с уменьшением концентрации исходных в-в и увеличения концентрации продуктов реакции
скорость «обратной» реакции растет, а скорость «прямой» снижается
u
t
в некоторый момент скорости уравниваются, и наступает равновесие
хим.равновесие – состояние системы реагирующих в-в, где скорости «прямой» и «обратной» реакций равны
ПР: СН3СООН Û H+ + СН3СОО-
u 1= k 1 С (СН3СООН) u 2= k 2 С (H+) С (СН3СОО-)
u 1 =u 2 k 1 С (СН3СООН) = k 2 С (H+) С (СН3СОО-) k 1[СН3СООН] = k 2[H+][СН3СОО-]
, где K – константа равновесия реакции диссоциации или константа диссоциации
ПР: N2 + 3Н2 Û 2NH3 + Q
u 1= k 1 С 3 (Н2) С (N2) u 2= k 2 С 2 (NH3)
u 1 =u 2 k 1 С 3 (Н2) С (N2) = u 2= k 2 С 2 (NH3) k 1 С 3 [Н2] С [N2] = u 2= k 2 С 2 [NH3]
, где K – константа хим.равновесия
при хим.равновесии энергия Гиббса не меняется
D G = 0
если задать равновесные концентрации в-в и рассчитать константу равновесия K,
то можно определить возможность такого равновесия по уравнению изобарно-изотермного потенциала хим.р-ции
или по уравнению изотермы хим.реакции
41)У равнение изотермы хим. Реакции.
D G = - RT × ln K = -2,3 RT × lg K = -1,418 T × lg K
самопроизвольный термодинамический процесс пойдет в сторону уменьшения энергии Гиббса D G < 0:
если D G < 0, то идет хим.реакция
если D G = 0, то есть хим.равновесие
если D G > 0, то хим.реакция самопроизвольно идет в обратном направлении или
хим.реакция идет в прямом направлении, но требует внешнего источника энергии
42) Принцип Ле-Шателье.
при хим.равновесии концентрации в-в не меняются, но хим.реакции продолжаются(динамическое равновесие),
положение хим.равновесия смещается, если меняются условия(температура, давление газов, концентрация в-в…),
при этом концентрации всех в-в меняются до тех пор, пока не устанавливается новое хим.равновесие
*Ле-Шателье
внешнее воздействие на систему смещает хим.равновесие в сторону реакции, ослабляющей это воздействие
влияние изменения концентрации
в равновесной системе нельзя изменить концентрацию одного в-ва, не вызывая изменения концентрации других
при увеличении концентрации в-ва ускорится реакция, уменьшающая концентрацию этого в-ва
влияние изменения температуры
при повышении температуры ускорится и «прямая», и «обратная» реакции, но в разной степени:
эндотермическая реакция ускорится в большей степени, чем экзотермическая,
при понижении температуры замедлится и «прямая», и «обратная» реакции, но в разной степени:
эндотермическая реакция замедлится в большей степени, чем экзотермическая
влияние изменения давления
условия: реагируют в-ва-газы, и реакция сопровождается изменением давления газов
при повышении давления ускорится реакция, идущая с уменьшением давления
влияние катализаторов
катализаторы ускоряют и «прямую», и «обратную» реакции и не смещают хим.равновесие
ПР: 2SO 2 + O 2 Û 2SO 3 + Q
2SO2 + O2 ® 2SO2 и выделение тепла
3 моля 2 моля
реакция идет с ¯ р - при повышении давления газов реакция ускорится,
реакция идет с выделением тепла - при дополнительном охлаждении реакция ускорится
2SO3 ® 2SO2 + O2 и поглощение тепла
2 моль 3 моля
реакция идет с р - при повышении давления газов реакция замедлится,
реакция идет с поглощением тепла - при дополнительном охлаждении реакция замедлится__________
для смещения равновесия в сторону синтеза SO3 нужно охлаждать систему и повышать давление газов.
