Тема: Химическое равновесие. План лекции

Тема: Химическое равновесие

Вид учебного занятия: лекция

Цель учебного занятия: Актуализировать знания о химическом равновесии и условиях при котором оно смещается.

План лекции

1. Кинетическое и термодинамическое описание химического равновесия.

2. Смещение химического равновесия (принцип Ле - Шателье).

3. Равновесия в биологических средах.

1.Обратимыми химическими реакциями называются химические реакции и физико-химические процессы, самопроизвольно протекающие как в прямом, так и в обратном направлении. Уравнение гипотетической обратимой реакции может быть представлено схемой:

аА + bВ сС +dD

Ниже приведены примеры некоторых обратимых реакций:

N₂ + 3 H₂ 2 NH₃

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl

Hb + O₂ HbO₂

Пределом протекания обратимых процессов является состояние химического равновесия. Химическое равновесие — это такое состояние обратимого процесса, в котором скорость прямой и обратной реакций равны между собой (рисунок 3).

Рисунок 3. Изменение скорости прямой и

обратной реакций в ходе обратимого процесса

Признаком химического равновесия является постоянство во времени концентрации всех веществ, участвующих в процессе (рисунок 4). Концентрации веществ в состоянии химического равновесия называются равновесными: [Ā], моль/л.

Рисунок 4 — Кинетические кривые

обратимой реакции аА bВ

Кинетическое описание химического равновесия основано на законе действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (Гульдберг-Вааге,1884).

Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций равны:

υ_пр = k_пр [A]^a [B]^b

υ_обр = k_обр [C]^c [D]^d

где υ_пр — скорость прямой реакции,

υ_обр — скорость обратной реакции,

k_пр — константа скорости прямой реакции,

k_обр— константа скорости обратной реакции.

В состоянии равновесия υ_пр = υ_обр, следовательно можно записать, что

Отношение констант скорости является постоянной величиной, обозначаемой K_c:

где K_с – концентрационная константа равновесия.

Таким образом, закон действующих масс для обратимой реакции записывается так:

Например, для биохимической реакции окисления гемоглобина в оксигемоглобин

Hb + O₂ HbO₂

константа химического равновесия равна:

Если в химической реакции участвуют газообразные, жидкие и твердые вещества, то для расчета Кс используют только равновесные концентрации газов.

Например, синтез кристаллической мочевины из углекислого газа и аммиака описывается уравнением:

CO₂(г) + 2 NH₃ (г) H₂O (г) + CO(NH₂)₂ (к).

В равновесии участвуют как газообразные, так и твердые вещества, но концентрацию кристаллической мочевины при составлении уравнения для K_c не учитывают:

Если К >> 1, то равновесие смещено вправо, (υ_пр > υ_обр); если К << 1, то равновесие смещено влево (υ_пр< υ_обр).

В основе термодинамического описания обратимого процесса лежит уравнение изотермы химической реакции:

где Δ G– это изменение свободной энергии Гиббса в ходе процесса, а Δ G^o – стандартное изменение свободной энергии.

В состоянии химического равновесия Δ G = 0, а концентрации веществ А, В, С и D являются равновесными. Соответственно

Δ G^o = - RT ln K.

Отсюда

Таким образом, K зависит только от температуры и природы реагирующих веществ.

2. Смещение химического равновесия (принцип Ле- Шателье)

Состояние химического равновесия является наиболее энергетически выгодным состоянием обратимого процесса, так как характеризуется минимальным запасом внутренней энергии системы (G min) (рисунок 5).

Рисунок 5 — Энергетическая диаграмма

обратимой реакции

Таким образом, любой обратимый процесс стремится к равновесию. В 1884 г. французский физико-химик и металлург Ле -Шателье сформулировал общий закон смещения химического равновесия.

Принцип Ле -Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменив температуру, давление или концентрации веществ), то положение равновесия сместится таким образом, чтобы ослабить внешнее воздействие».

Этот принцип позволяет предсказать качественные изменения в равновесной системе при изменении условий.

Частные случаи принципа Ле- Шателье:

1) Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической, а понижение температуры — в сторону экзотермической реакции.

Рассмотрим влияние температуры на равновесие обратимой биохимической реакции

Hb + O₂ HbO₂,Δ_rН = – 10 кДж.

При повышении температуры равновесие смешается влево (кровь отдает кислород тканям), при понижении температуры равновесие смещается вправо (кровь обогащается кислородом).

2) При повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего количества газообразных веществ, а при понижении давления — в сторону их большего количества. Изменение давления не влияет на смещение химического равновесия, если: (а) в реакции не участвуют газы; (б) реакция протекает без изменения количества газообразных веществ. Например,

N₂ + O₂ 2NO.

Используя данный принцип, можно рассмотреть влияние давления на равновесие обратимой реакции окисления гемоглобина в оксигемоглобин.

Венозная кровь поступает в легкие, где испытывает повышенное давление кислорода О₂. В результате равновесие смещается вправо (кровь насыщается кислородом). Артериальная кровь, поступающая в ткани, оказывается при пониженном давлении кислорода, в результате чего равновесие смещается влево (кровь отдает кислород тканям).

3)При увеличении концентрации вещества, участвующего в обратимом превращении, равновесие смещается в сторону той реакции, которая протекает с убылью этого вещества (и наоборот).

Например, при увеличении содержания гемоглобина в крови равновесие смещается вправо (ткани обогащаются кислородом). При недостатке гемоглобина (анемия) равновесие смещается влево (больной страдает от кислородной недостаточности).

3. Равновесие в биологических средах

Важнейшей биологической средой является вода. Описание процессов, протекающих в водных растворах, возможно с позиций теории химического равновесия. Многие процессы, играющие важную роль в метаболизме живых организмов, связаны с обратимым переносом протонов (протолитические равновесия).

К важнейшим протолитическим равновесиям относится диссоциация воды, протекающая по уравнению:

H₂O H⁺ + OH^-

Вода – очень слабый электролит; при комнатной температуре из 5 млн. молекул воды только одна молекула диссоциирует на ионы. Поскольку молярная концентрация молекул воды значительно превышает молярную концентрацию ионов ([H₂O]>> [H+]) , то можно считать, что концентрация молекул воды является величиной постоянной ([H₂O] = const). Применив закон действующих масс, напишем выражение для концентрационной константы равновесия рассматриваемого процесса:

Умножив левую и правую части уравнения на [H₂O], получим уравнение

К_с [H₂O] = [H⁺][OH^-],

где K_с [H₂O] = K_w

K_w — ионное произведение воды; эта величина является константой равновесия, описывающей обратимую диссоциацию воды. При стандартной температуре (t = 25^oC) К_w = [H⁺][OH^-] = 10^-14.

Для воды и водных растворов:

Не менее важным является протолитическое равновесие, устанавливающееся при диссоциации слабых кислот и оснований.

Уксусная кислота является слабым электролитом. Ее диссоциация протекает обратимо по уравнению:

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

Константа равновесия, описывающая данный обратимый процесс обозначается K_a и называется константой кислотности:

Аммоний гидроксид является слабым электролитом. Его диссоциация протекает обратимо по уравнению:

NH₄OH NH₄⁺ + OH^-

Константа равновесия, описывающая данный обратимый процесс обозначается K_b и называется константой основности:

Чем больше К_а и K_b, тем сильнее диссоциируют кислоты и основания в водных растворах.

К протолитическим равновесиям, играющим важную биологическую роль, относятся реакциигидролитического разложения веществ.Гидролиз солей — это реакция ионного обмена между составными частями соли и воды, протекающая с изменением кислотности раствора. Гидролизу подвергаются растворимые соли, в состав которых входят катионы слабых оснований или анионы слабых кислот.

Вопросы для самоконтроля

1. Какие химические реакции называют обратимыми?

2.Что произойдет, если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешнее воздействие?

3.В какую сторону сместиться равновесие при повышении температуры и давления?