Физическая химия: конспект лекций

Рассмотрим механизм каталитического взаимодействия в общих чертах. Пусть дана некая химическая реакция

А + В = АВ.

Без катализатора она протекает медленно. Как же она будет протекать с катализатором, по какой схеме? Ответим на данные вопросы. Катализатор взаимодействует с одним из реагентов, образуя промежуточные соединения по реакции

А + К = АК.

Затем уже это соединение реагирует с другим исходным веществом, при этом образуется продукт реакции АВ и выделяется еще катализатор. Напомним, катализатор – вещество, активно участ-вующее в химической реакции, но регенерирующееся (восстанав-ливающееся) после ее завершения, что мы и наблюдаем в ходе реакции

АК + В = АВ + К.

Главное преимущество катализатора в том, что он уменьшает энергию активации, увеличивая скорость реакции, но не влияет на термодинамические величины: ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, ΔF.

ЛЕКЦИЯ № 5. Химическое равновесие

1. Понятие химического равновесия. Закон действующих масс

При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. Существует два признака химического равновесия: кинетический, термодинамический. В кинетическом – υ_пр = υ_обр, в термодинамическом – характеризует химическую реакцию при условиях P, t – const (ΔG = 0); при условиях V, Т – const (ΔF =

0).

Химический потенциал – функция, которая характеризует состояние i-го компонента при определенных внешних условиях.

где n₁ – число молей i-го компонента.

Если к бесконечно большому количеству раствора прибавить определенное количество какого-нибудь компонента, то химический потенциал системы определяется изменением изобарного потенциала при изобарных условиях или изменением изохорного потенциала при изохорных условиях.

Химический потенциал зависит от концентрации данного компонента

μ_i = μ₀ + RTLnP_i– (для идеального газа),

где Р_i– парциальное давление – вклад каждого компонента в общее давление или давление, которое компонент имел бы, если бы находился в смеси.

Парциальное давление – элементарная функция (можно складывать). Пример (O₂, N₂, H₂) – их общее давление

μ_i= μ₀+ RTLnC_i – (для раствора),

μ₀– значение химического потенциала при стандартных условиях.

Химический потенциал характеризует способность данного компонента выходить из данной фазы путем испарения, растворения, кристаллизации и т. д. Переход этот происходит произвольно.

В результате химического равновесия скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается.

Концентрации, которые соответствуют химическому равновесию, называются равновесными концентрациями. Связь между равновесными концентрациями устанавливается законом действующих масс (ЗДМ). Этот закон в 1867 г. вывели К. М. Гульберг

и П. Вааге.

Кинетический вывод ЗДМ

f – фугитивность – парциальное давление для реальных газов. Возникает вопрос, будут ли равняться К_pи К_с.

К_pи К_c– отличаются на RT ^∑vi в сумме стехиометрических коэффициентов.

Связь между К_pи К_с

если ∑v_i = 0, то K_p = K_c. ∑v_i = 1 + 1 – 1 – 1 =0 – когда стехиометрический коэффициент = 1.

2. Уравнение изотермы химической реакции

Если реакция протекает обратимо, то ΔG= 0.

Если реакция протекает необратимо, то ΔG≤ 0 и можно рассчитать изменение ΔG.

где χ –

пробег реакции – величина, которая показывает, сколько молей изменилось в ходе реакции. I сп – характеризует равновесное и неравновесное состояние реакции, II сп – характеризует только неравновесные состояния.

Если

д_χ = 1,

то

это уравнение изотермы химической реакции.

С помощью уравнения изотермы химической реакции можно судить о направлении протекания реакции.

1) П_p< К_p, ΔG < 0, слева направо;

2) П_p> К_p, ΔG > 0, справа налево;

3) П_p= К_p, ΔG = 0, химическое равновесие.

3. Уравнения изохоры, изобары химической реакции

Зависимость К от температуры

Уравнение изобары:

Уравнение изохоры:

По ним судят о направлении протекания реакции:

4. Расчет K_P (метод Темкина-Шварцмана)

1-й способ:

термодинамический метод расчета K_p.

2-й способ:

Пример. Расчет K_p для реакции PbS0₄ распадается на РbО и S0₃.

Результаты вычислений занесены в таблицу 2.

Таблица 2

Результаты вычислений

5. Расчет равновесного состава химического равновесия

Равновесный состав можно рассчитать только для газовой системы

равновесная концентрация.

Исходная концентрация всех компонентов

Изменение каждого компонента по числу молей (или стехиометрическому коэффициенту):

ξ_γ– (пробег реакции) – химическая переменная.