16. Обратимые реакции. Хим равновесие. Закон действующих масс. Константы равновесия

Обратимые реакции — хим реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), пр: 3H2+N2 ⇆ 2NH3 Направление обратимых реакций зависит от концентрац веществ.

Химическое равновесие– это динамическое состояние обратимых процессов, при которой скорость прямой реакции = скорости обратной реакции, а соотношение количеств реагентов и продуктов во времени не меняется.

ЗДМ - соотношение произведения равновесных концентраций с участием их стехиометрических коэф-ов, есть величина постоянная. Согласно Закону Действия масс скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. V_аА+V_bB↔V_cC+V_dD

Константы равновесия Может быть записана через равновесные активности (а), равновесные концентрации (C), равновесные парциальные давления (p). _AA + _BB  _CC + _DD (1).

Для реакции (1): K_a = (a_C^(C) * a_D^(D)) / (a_A^(A) * a_B^(B)) — ТД константа равновесия.

K_C = (C_C^(C) * C_D^(D)) / (C_A^(A) * C_B^(B)) — концентрационная константа равновесия.

K_p = (C_C^(C) * C_D^(D)) / (C_A^(A) * C_B^(B)) — константа равновесия для давлений.

Для разбавленных растворов используют константу, выраженную через концентрации. Для газовых реакций используют константу, выраженную через парциальные давления.

Внимание! K_a  K_С  K_p. Под действием внешних факторов равновесные активности/концентрации/давления компонентов системы могут меняться, однако их соотношение, т. е. константа равновесия, всегда остаётся постоянной при данной температуре.

Итак, K_a  K_С  K_p, K_a, K_С, K_p = inv (T). K = 1: истинное равновесие; K > 1: равновесие смещено вправо; K < 1: равновесие смещено влево. G = –RT * lnK. С

мещение равновесия подчиняется закону Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается воздействие извне, то равновесие смещается в сторону, подавляющую это воздействие. Константа равновесия изменяется только при температурном воздействии.

Конст равнов -это хар-ка индивидуального процесса, завис от природы всех компонентов и t.

υ_аА+υ_bB↔υ_cC+υ_dD при равновесии скорость Vпр=Vобр

Vпр=К₁*С_А^υА* С_B^υB

Vобр= К₂*С_c^υc* С_D^υD

при равновесии К₁*С_А^υА* С_B^υB= К₂*С_c^υc* С_D^υD

К= С_c^υc* С_D^υD/ С_А^υА* С_B^υB=const – закон действ масс (при t=const)

В гомогенных сис-мах : газовые 2SO_{2 (г)} +О_2(г) = 2SO₃ ⁼ ;

в растворе 2NaОНр-р + Н₂SO₄ р-р→Nа₂SO₄ р-р+2 Н₂О*

ОН^- + Н ⁺→Н₂О =const ⁼

В гетерогенных сис-мах

Константа равновесия не включает жидкие и твердые вещ-ва. Их состояние можно принять за сос-е чистого вещ-ва, т.е. С - постоянная величина.

MgСО₃(тв) Mg O(тв) + СО₂(г) вещества К= С_(СО2)

Если в водном растворе, то К_р записывается для сокращенной ионно-молекулярной формы.

Выражения для константы равновесия записываютна основании уравнения химической реакции.При записи следует помнить, что:

1. Те компоненты, С которых в процессе не меняется, в выражение константы не входят С_{растворителя} , так как она >>С других компонентов, например если реакция идет в водном растворе,не меняется

2. Твердые и жидкие вещества в гетерогенных реакциях обособленна от остальных компонентов физической границей раздела фаз. Их состояния можно принять за состояние чистого вещества., а С_{чистого вещества}=const

3. Если в водном растворе, то К_{равновесия}записывается для сокращенной ионно-молекулярной формы.