2. Химическое равновесие

При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. При наступлении химического равновесия число молекул веществ, составляющих химическую систему, перестает меняться и остается постоянным во времени при неизменных внешних условиях.

Химическое равновесие не является статическим, то есть состоянием покоя. При изменении внешних условий равновесие сдвигается и возвращается в исходное состояние, если внешние условия приобретают первоначальные значения. Бесконечно малое изменение внешних условий влечет за собой также бесконечно малое изменение состояния равновесия. Состояние химического равновесия определяется двумя признаками:

1. Неизменность во времени – если система находится в состоянии равновесия, то ее состав с течением времени при постоянстве внешних условий не меняется.

2. Подвижность – если система, находящаяся в равновесии, будет выведена из этого состояния вследствие внешних воздействий, то с прекращением их действия система возвратится в прежнее состояние.

Система, которая характеризуется этими двумя признаками, называется равновесной системой, а ее состав – равновесным составом.

При равновесии достигаются экстремальные значения термодинамических потенциалов, следовательно, химические реакции могут протекать как термодинамически равновесные процессы, т.е. к ним можно применять общие условия термодинамического равновесия.

Химическая термодинамика позволяет предсказать концентрации реагентов в равновесной реакционной смеси и влияние на них изменения внешних условий, предвидеть выход полезного продукта, что имеет большое практическое значение.

Закон действующих масс

Основной количественный закон химического равновесия был впервые установлен Гульбергом и Ваге (1867г.) и назван законом действующих масс.

Закон действующих масс (ЗДМ): константа равновесия химической реакции равна отношению произведений равновесных парциальных давлений продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных парциальных давлений исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Для равновесной реакции, протекающей в газовой фазе аА + bB = cC + dD, закон действующих масс запишется в виде:

. (2.1)

Выражение константы равновесия и ее числовое значение зависят от того, в каком направлении и для каких количеств веществ написано уравнение реакции.

Например, реакцию синтеза аммиака можно записать:

.

Та же реакция получения 1 моль аммиака запишется:

.

При записи уравнения реакции в обратном направлении:

.

Основное значение закона действующих масс состоит в том, что он устанавливает связь между равновесными концентрациями всех участников реакции и позволяет рассчитывать численное значение константы равновесия, которое является мерой полноты превращения исходных веществ в продукты реакции. С помощью закона действующих масс можно проводить расчет выхода продукта, степени диссоциации, оптимальных условий процесса и др.

Уравнение изотермы химической реакции

Связь между концентрациями реагентов в равновесной смеси и общими условиями термодинамического равновесия устанавливает уравнение изотермы химической реакции:

, (2.2)

где ΔG – изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции, К_р – константа равновесия химической реакции, – произведение начальных (неравновесных) парциальных давлений:

. (2.3)