Лекция 3. Химическое равновесие

План

3.1. Кинетическое и термодинамическое описание химического равновесия
3.2. Смещение химического равновесия (принцип

3.1 Обратимыми называются химические реакции и физико-химические процессы, самопроизвольно протекающие как

аА + вВ ⇄ сС + dD
N2 + 3 H2 ⇄

К.Л.Бертолле (1748-1822)

Изучая реак-ции выпаде-ния осадков из растворов, Бертолле первым при-шел к

Участвуя в Египетском походе французской армии как научный консультант Наполеона, Бертолле

Пределом протекания обратимых процессов является состояние химического равновесия

Химическое равновесие - это такое состояние обратимого процесса, в котором скорость

Изменение скорости прямой и обратной реакций в ходе обратимого процесса

Время

Скорость

Прямая реакция

Обратная

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

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

Кинетические кривые обратимой реакции а А ⇄ bВ

[Ā]

B

A

[B]

Время

моль/л

Кинетическое описание химического равновесия основано на законе действующих масс: скорость реакции

υпр = kпр[A]a [B]b
υобр = kобр[C]c [D]d
k - константа

υпр =

υобр,

следовательно

Так как

kпр_ = [C]c [D]d
kобр [A]a [B]b

kпр

kобр

=

Кc

где Kс – концентрационная константа равновесия

Kc =

Закон действующих масс для обратимой реакции

[HbO2]
Кс = ----------- = 1300
[Hb][O2]

Например:

Hb + O2 ⇄ HbO2

Если в химической реакции участвуют газообразные, жидкие и твердые вещества, то

Например:

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

___[H2O]___
[CO2]×[NH3]2

Kc =

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

с d
р С × р D
Кр =
а

Соотношение Kс и Кр описывается уравнением:

Кс = Кр (RT) (а+b-c-d)

Если К >> 1 → равновесие смещено вправо, υпр > υобр;
Если

В основе термодинамического описания обратимого процесса лежит уравнение изотермы химической реакции

В состоянии химического равновесия Δ G = 0,
а концентрации веществ

- G0 /RT

K = e

Термодинамический расчет константы равновесия:

K зависит только

3.2 Состояние химического равновесия является наиболее энергетически выгодным состоянием обратимого процесса,

Энергетическая диаграмма обратимой реакции

Δ G=0

Δ G<0

Δ G'<0

G,
кДж

Координата реакции

Любой обратимый процесс

Принцип Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия,

В любом случае равновесие будет смещаться до тех пор, пока не

A)повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической, а понижение температуры -

Hb + O2 ⇄ HbO2,
Δ rН = - 10 кДж

Б) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего количества газообразных

Изменение давления не влияет на смещение химического равновесия, если:
В реакции не

Венозная кровь поступает в легкие, где испытывает повышенное давлении О2. В

B) при увеличении концентрации вещества, участвующего в обратимом превращении, равновесие смещается

Смещение равновесия in vivo

Hb + O2 ⇄ HbO2

При увеличении содержания гемоглобина

3.3 Важнейшей биосредой является вода. Описание процессов, протекающих в водных растворах,

Многие процессы, играющие важную роль в метаболизме живых организмов, связаны с

Диссоциация воды

Вода – слабый электролит, диссоциацию которого можно представить схемой:
H2O ⇄

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

Поскольку [H2O]>>[H+] ([OH-]),
то можно считать, что
[H2O] = const

[H+]×[OH-]
----------------------------------------------------
[H2O]

Kc =

Кс [H2O] = [H+][OH-]

Kс [H2O] = Kw
Kw - ионное произведение воды, константа равновесия,

[H+] =

Kw
--------
[OH-]

[OH-] =

Kw
---------
[H+]

Для воды и водных растворов:

Диссоциация слабых кислот

CH3COOH⇄ CH3COO- + H+

[H+]×[CH3COO-]
________________________________
[ CH3COOH]

Ka =

Ka -

Диссоциация слабых оснований

NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

NH4+ ]×[ OH- ]
[NH4OH]

Kb =

Kb-константа

Чем больше Ка и Kb, тем сильнее диссоциируют кислоты и основания

Гидролиз (гидролитическое разложение) – это реакция разложения сложных веществ на более

Гидролиз солей - это реакция ионного обмена между составными частями соли и

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

NH4Cl+ H2O ⇄

[NH4OH]×[H+]
__________________________________
[NH4+]

Кг =

=

[NH4OH]×Kw
________________________________
[NH4+]×[OH-]

Kw
___________
Kb

=

=

Кг – константа равновесия, называемая константой гидролиза

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием
CH3COONa + H2O ⇄

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой
CH3COONH4 + H2O ⇄

Способность соли к гидролизу характеризуется при помощи степени гидролиза (h):

h =

Количество

h =

√ Кг / CM

Чем больше константа гидролиза, тем сильнее гидролизуется

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