Презентация - Химическое равновесие

Лекция 3 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

План 3 .1. Кинетическое и термодинамическое описание химического равновесия 3 .2. Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье). 3 .3. Равновесие в биосредах.

3 .1 Обратимыми называются химические реакции и физико-химические процессы, самопроизвольно протекающие как в прямом, так и в обратном направлении

а А в В с С d D N 2 3 H 2 2 NH 3 NH 4 Cl H 2 O NH 4 OH HCl Hb O 2 Hb O 2

К. Л. Бертолле (1748-1822) Изучая реак-ции выпаде-ния осадков из растворов, Бертолле первым при - шел к выводу об обратимос - ти химических процессов

Участвуя в Египетском походе французской армии как научный консультант Наполеона, Бертолле обнаружил отложения Na 2 CO 3 на берегу озер с соленой водой, что позволило ему сделать вывод об обратимости изученной ранее химической реакции: Na 2 CO 3 Ca Cl 2 Ca CO 3 2 Na Cl

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.

Изменение скорости прямой и обратной реакций в ходе обратимого процесса Время Скорость Прямая реакция Обратная реакция

Признаком химического равновесия является постоянство во времени концентраций всех веществ, участвующих в процессе.

Концентрации веществ в состоянии химического равновесия называются равновесными: Ā , моль/л.

Кинетические кривые обратимой реакции а А b В Ā B A B Время моль / л

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

υ пр k пр A a B b υ обр k обр C c D d k - константа скорости В состоянии равновесия

υ пр υ обр , следовательно Так как k пр C c D d k обр A a B b

k пр k обр К c где K с – концентрационная константа равновесия

C c D d A a B b K c Закон действующих масс для обратимой реакции

Hb O 2 К с ----------- 1300 Hb O 2 Например: Hb O 2 Hb O 2

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

Например: CO 2 ( г ) 2 NH 3 ( г ) H 2 O (г) CO(NH 2 ) 2 (к) H 2 O CO 2 NH 3 2 K c

Для описания обратимых газофазных реакций используют константу химического равновесия, обозначаемую K p :

с d р С р D К р а b р А р В p – равновесное парциальное давление газа в смеси

Соотношение K с и К р описывается уравнением: К с К р (RT) (а b - c - d )

Если К 1 равновесие смещено вправо, υ пр υ обр ; Если К пр υ обр

В основе термодинамического описания обратимого процесса лежит уравнение изотермы химической реакции

В состоянии химического равновесия Δ G 0 , а концентрации веществ А, В, С, D являются равновесными . Соответственно Δ G o - RT ln K - уравнение химического сродства

- G 0 /RT K e Термодинамический расчет константы равновесия: K зависит только от температуры и природы реагирующих веществ

3 .2 Состояние химического равновесия является наиболее энергетически выгодным состоянием обратимого процесса, так как характеризуется минимальным запасом внутренней энергии системы ( G min )

Энергетическая диаграмма обратимой реакции Δ G 0 Δ G Δ G' G , к Дж Координата реакции Любой обратимый процесс стремится к равновесию

В 1884 г. французский физико-химик и металлург Ле Шателье сформулировал общий закон смещения химического равовесия Анри Луи Ле Шателье (1850–1936)

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».

В любом случае равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям. Этот принцип позволяет предсказать качественные изменения в равновесной системе при изменении условий

A ) повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической, а понижение температуры - в сторону экзотермической реакции Частные случаи принципа Ле Шателье

Hb O 2 Hb O 2 , Δ r Н - 10 к Дж При повышении температуры равновесие смешается влево ( кровь отдает кислород тканям ), при понижении температуры равновесие смещается вправо ( кровь обогащается кислородом ). Смещение равновесия in vivo

Б) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего количества газообразных веществ, а при понижении давления - в сторону их большего количества. Частные случаи принципа Ле Шателье

Изменение давления не влияет на смещение химического равновесия, если: В реакции не участвуют газы; Реакция протекает без изменения количества газообразных веществ N 2 O 2 2 NO

Венозная кровь поступает в легкие, где испытывает повышенное давлении О 2 . 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 ). Смещение равновесия in vivo Hb O 2 Hb O 2

B ) при увеличении концентрации вещества, участвующего в обратимом превращении, равновесие смещается в сторону той реакции, которая протекает с убылью этого вещества ( и наоборот ) . Частные случаи принципа Ле Шателье

Смещение равновесия in vivo Hb O 2 Hb O 2 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 .3 Важнейшей биосредой 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) .

Диссоциация воды Вода – слабый электролит, диссоциацию которого можно представить схемой: H 2 O H OH -

При комнатной температуре из 5 млн . молекул воды на ионы диссоциирует только одна

Поскольку H 2 O H ( OH - ), то можно считать, что H 2 O const

H OH - ---------------------------------------------------- H 2 O K c К с H 2 O H OH -

K с H 2 O K w K w - ионное произведение воды , константа равновесия, описывающая обратимую диссоциацию воды . К w H OH - 10 -14 (t 25 o C)

H Kw -------- OH - OH - Kw --------- H Для воды и водных растворов:

Диссоциация слабых кислот CH 3 COOH CH 3 COO - H H CH 3 COO - CH 3 COOH K a K a - константа равновесия, называемая константой кислотности

Диссоциация слабых оснований NH 4 OH NH 4 OH - NH 4 OH - NH 4 OH K b K b - константа равновесия, называемая константой основности

Чем больше К а и K b , тем сильнее диссоциируют кислоты и основания в водных растворах

Гидролиз (гидролитическое разложение) – это реакция разложения сложных веществ на более простые под воздействием воды

Гидролиз солей - это реакция ионного обмена между составными частями соли и воды, протекающая с изменением кислотности раствора

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой NH 4 Cl H 2 O NH 4 OH H Cl NH 4 H 2 O NH 4 OH H

NH 4 OH H NH 4 К г NH 4 OH Kw NH 4 OH - K w K b К г – константа равновесия, называемая константой гидролиза

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием CH 3 COO Na H 2 O CH 3 COOH Na OH CH 3 COO - H 2 O СH 3 COOH OH - K w K a К г

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой CH 3 COO NH 4 H 2 O NH 4 OH CH 3 COOH К г K w K a K b

Способность соли к гидролизу характеризуется при помощи степени гидролиза (h): h Количество гидролизуемой соли Общее количество соли в растворе

h К г / C M Чем больше константа гидролиза, тем сильнее гидролизуется соль .

Гидролиз солей - один из факторов, регулирующих кислотность внутренней среды организма .

Благодарим за внимание!!!