Химическое равновесие

Химическое равновесие возникает в обратимых реакциях.

Обратимыми называются реакции, которые протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Например:

Прям

Н ₂ + J ₂ ⇄ 2НJ

Обр

Таких реакций большинство. Составим кинетические уравнения прямой и обратной реакций.

u _пр = k ₁ · c _H2 · c _J2

u _обр = k ₂ · c ²_HJ

 

В обратимых реакциях скорость прямой и обратной реакций по-разному изменяются с течением времени. Так, в начальный момент времени скорость прямой максимальна, а скорость обратной реакции практически равна 0, т.к. продукты еще не образованы, а концентрация исходных веществ максимальна. С течением времени скорость прямой реакции будет убывать, а скорость обратной реакции увеличиваться пока не наступит их равенство.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной называется химическим равновесием.

u _пр = u _обр

В условиях равенства скоростей, концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются, остаются постоянными и являются равновесными.

Тогда, можно записать k ₁ · c _H2 · c _J2 = k ₂ · c ²_HJ

Для количественной характеристики состояния равновесия введен безразмерный параметр – константа равновесия. Она равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций.

 

Константа химического равновесия обратимого процесса прямо пропорциональна произведению концентраций продуктов реакции и обратно пропорциональна произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степень равную их стехиометрическим коэффициентам.

К _х.р. зависит от природы реагентов и температуры, но не зависит от концентраций и наличия катализатора.

Значение константы определяет преимущество протекания одной из противоположных реакций:

Если К > 1, то в системе выше содержание продуктов, т.е. преимущественно идет прямая реакция. Если К < 1, то в системе выше концентрация исходных веществ и преимущество имеет обратная реакция.

Между константой равновесия и энергией Гиббса существует математическая зависимость:

= – RT ln K_равн

– изменение энергии Гиббса

R – газовая постоянная

T – температура

K_равн – константа равновесия.

 

Химическое равновесие носит динамический характер и характеризуется постоянством при неизменности внешних условий.

При изменении концентрации реагентов, температуры и давления скорость одной из реакций может увеличиться, тогда происходит смещение равновесия:

· если возрастает скорость прямой реакции, то равновесие смещается вправо;

· если увеличится скорость обратной реакции, то равновесие смещается влево.

 

Смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабит это воздействие.

 

ü Влияние концентрации.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается вправо, а при увеличении концентрации продуктов реакции – влево.

 

ü Влияние температуры.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

 

ü Влияние давления (только для газов и при условии, что количество моль газов исходных веществ и продуктов не равны).

При увеличении давления равновесие смещается в сторону реакции, которая протекает с уменьшением числа моль газов, а при уменьшении давления – в сторону увеличения числа моль газов.