Химическое равновесие
При анализе химического равновесия применим закон действия масс для простых реакций [3]. Если в системе наблюдается подвижное (динамическое) (еще один термин «истинное») равновесие, то для обратимой реакции: aA + bB + … ↔ dD + fF + … (2.1) Скорость прямой и обратной реакций можно выразить: V1=k1 [А]a [В]в; V2= k2 [D]d [F]f, (2.2) где [А], [В], [D], [F] – равновесные концентрации реагирующих веществ; V1, V2 - скорости прямой и обратной реакций; k1, k2 - константы скоростей прямой и обратной реакций. Из уравнения (2.2) следует, что при постоянной температуре величина
является постоянной. K – константа равновесия – величина, завясящая от природы реагентов, температуры, но не зависящая от концентраций реагентов. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания реакции определяется принципом Ле-Шателье: если на равновесную систему произведено внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект внешнего воздействия. Так, нагревание приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции. Введение в равновесную систему дополнительного количества какого-либо вещества вызывает сдвиг равновесия в направлении той реакции, при которой этот реагент расходуется. Изменение давления в системах, содержащих газообразные вещества, приводит к соответствующим изменениям парциальных давлений (концентраций) этих реагентов. При этом изменение давления не влияет на концентрацию жидких и твердых веществ. Введение в равновесную систему катализатора не влияет на равновесие, так как вызывает пропорциональное изменение скоростей и прямой, и обратной реакций. Связь между термодинамическими (∆ G°) и кинетическими (К) параметрами системы задается при помощи уравнения
K= ехр(-∆ G°/RT) или ∆ G = -RT∙ LnК, (2.4)
которое носит название основного уравнения термодинамики и выражает условие равновесия в системе.
|
(2.3)
