Химическое равновесие. Обратимые, необратимые реакции. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье
Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Необратимые – это реакции, протекающие до конца, т.е. до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.
Пример: Взаимодействие между цинком и концентрированной азотной кислотой протекает согласно уравнению и является необратимым:
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Синтез аммиака является обратимой реакцией и протекает согласно уравнению:
N2 + 3Н2 2NH3
Химическое равновесие называют динамическим равновесием. При химическом равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не наблюдается.
Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия.
С
Здесь
а, b, c, d – коэффициенты перед веществами
в химических уравнениях прямой и
обратной реакций. В этом случае можно
записать кинетические уравнения:
vпр = k1[A]a[B]b; vобр = k2[C]c[D]d
При наступлении равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равны (vпр = vобр) и можно записать:
k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d
Из этого соотношения можно получить константу равновесия Кр, которая равна отношению констант скорости прямой и обратной реакций:
,В
предыдущем уравнении достаточно
перенести в левую часть k2
а из полученного уравнения уже легко получается выражение для константы равновесия Кр:
Это не что иное, как математическая запись закона действующих масс для химического равновесия. Например, для рассмотренной выше реакции
Численное значение Кр характеризует положение равновесия при данной температуре и не меняется с изменением концентраций реагирующих веществ.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье - Брауна
Если условия процесса изменятся, то система выйдет из равновесия – скорости прямого и обратного процессов изменятся неодинаково – будет протекать реакция. Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия
вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры
1)При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в процессе, равновесие смещается а сторону расхода этого вещества; при
уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
2) Нарушение равновесия вследствие изменения давления (путем уменьшения
или увеличения объема системы). Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушаться при изменении объема системы.
При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т е в сторону уменьшения давления равновесие сдвигается в строну возрастания числа молекул газов, т е в строну увеличения давления.
3)Нарушение равновесия вследствие изменения температуры.
Равновесие подавляющего большинства химических реакций сдвигается при изменении температуры, что определяется законом теплового эффекта реакции. Можно показать, что при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.
Принцип Ле-Шателье-Брауна: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.