Химическое и фазовое равновесие

При наличии в некотором температурно-концентрационном интервале двух жидких фаз L₁ и L₂ и одной твердой (например, а) возможны трехфазные равновесия, называемые монотектическое и синтектическое: Некоторые виды трехфазных равновесий, например те, при которых образуется жидкость в результате взаимодействия двух кристаллических фаз при понижении температуры, теоретически возможны, но реально, по-видимому, не наблюдаются. При переходе к тройным и более сложным системам число видов многофазных фазовых равновесий возрастает еще больше. Распределение компонентов между фазами системы при фазовом равновесии описывается законом распределения, устанавливающим, что отношение термодинамических активностей примеси в двух фазах при фазовом равновесии является постоянной величиной. В первом приближении активности компонентов можно заменить их концентрациями. Одним из условий выполнимости закона распределения вещества между фазами является одинаковость молекулярного состояния растворенного вещества в обеих фазах, т.е. отсутствие ассоциации молекул. Замена активностей на концентрации допустима, если коэффициент активности компонента в обеих фазах не зависят от концентрации, т.е. для идеальных растворов. Отношение активностей компонентов называется коэффициентом распределения или коэффициентом относительной летучести и т.п. Частные случаи закона распределения - правила и законы, выражающие равновесное распределение вещества в двухфазных системах.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

II. Химическое равновесие

Химическое равновесие - состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Таким образом, можно сказать что, состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. Это термодинамическое равновесие в системе, между компонентами которой происходят химические реакции. Условие химического равновесия может быть выведено из любого условия термодинамического равновесия, в частности из условия минимума энергии Гиббса системы dGT, p = 0 при постоянных абсолютных температуре Т и давлении р. К условию химического равновесия добавляется требование постоянства температуры и давления по всему объему системы (в случае гетерогенных реакций для химического равновесия необходимо, чтобы температура и давление были одинаковы во всех фазах системы). В состоянии химического равновесия система характеризуется константой равновесия Ка, выражающей для реакций в растворах соотношение между активностями аАi исходных реагентов и активностями аBj продуктов: (П - знак произведения). В случае идеальных растворов вместо активностей компонентов используют их молярные доли xi. Для реакций в газах активности веществ заменяют летучестями (константа равновесия Kf); если реагирующую систему можно считать идеальной газовой смесью, вместо летучестей возможно применение парциальных давлений компонентов (константа равновесия Кр). Действующих масс закон был установлен К.Гульдбергом и П. Вааге в 1864-67; его строгий термодинамический вывод получен Дж. Гиббсом в 1875-78. Е.Т. Денисов.

Действующих масс закон широко используется для расчета равновесных концентраций продуктов реакции; он позволяет также предсказать направление, в котором смещается химическое равновесие при изменении условий протекания реакции. Для необратимых реакций действующих масс закон позволяет рассчитать скорость реакции при любых концентрациях реагентов, если известна константа скорости реакции.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.1. Типы химических равновесий

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые реакции.

Необратимые реакции протекают до конца (до полного расхода одного из реагентов), а в обратимых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью, потому что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

При равенстве этих скоростей наступает химическое равновесие.   По мере протекания реакции исходные вещества расходуются, и их концентрации падают. Одновременно появляются продукты реакции, их концентрации возрастают. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается.

Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Оно является динамическим - в отличие от статического равновесия, которое не сопровождается каким-либо движением. Например, механическое равновесие весов является статическим, т.к хотя концентрации веществ в системе остаются постоянными, реакция продолжает протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Система находится в состоянии равновесия до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается. Смещение равновесия обусловлено временным нарушением равенства скоростей прямой и обратной реакций. Если скорость прямой реакции становится выше, то говорят, что равновесие смещается вправо, если же выше становится скорость обратной реакции, то считается, что равновесие смещается влево.

Через некоторое время равенство скоростей опять восстанавливается, т.е. наступает новое состояние равновесия, в сторону расхода этого вещества;  при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества. Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушаться при изменении давления. При увеличении давления, например, в 2 раза концентрация каждого газа возрастет в 2 раза, и новые скорости реакций станут равными.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Заключение

 

В введение основное внимание уделялось основным определениям фазового равновесия. Далее в работе были рассмотрены правило фаз Гиббса, равновесные состояния при фазовых переходах. К ним относятся: равновесие газ -  жидкий раствор в двухкомпонентных системах; равновесие жидкость -жидкость в двухкомпонентных системах; равновесие пар - жидкий раствор в двухкомпонентных системах с ограниченной и неограниченной взаимной растворимостью жидкостей; равновесие пар - жидкий раствор в системах с взаимно нерастворимыми жидкостями.

Таким образом, при изучении данной темы я выяснил сущность таких явлений как фазовое и химическое равновесие как двух составляющих термодинамического равновесия.

Их изучение чрезвычайно полезно для науки, так как термодинамика является теоретической базой для изучения процессов, явлений и устройств, в которых осуществляются всевозможные превращения энергии как прямо или косвенно связанные с превращением термической энергии.  

 

Список используемой литературы

 

1. http://www.xumuk.ru

2. Палатник Л.С. Ландау А.И Фазовые равновесия в многокомпонентных системах

3. Древинг В.П Калашников Я.А Правило фаз с изложением основ термодинамики, 2 изд M 1964;

4. К. С. Краснов «Физическая химия» том I, Москва «Высшая школа» 2001г

5. Д. Г. Кнорре «Физическая химия», Л. Ф. Крылова, В. С. Музыкантов; Москва «Высшая школа» 1990 г

6. ст. Химическая термодинамика. П. И. Федоров

7. Ландау Л. Д Ахиезер А. И Лифшиц Е. М Курс общей физики. Механика и молекулярная физика, 2 изд М 1969