2. Хімічна рівновага

Коли швидкості прямої і зворотної реакцій стають однаковими, настає хімічна рівновага. Хімічну рівновагу називають динамічною. Цим підкреслюється, що при рівновазі відбуваються пряма і зворотна реакції, але їхні швидкості однакові. Внаслідок цього змін у системі не помітно.

3. Константа рівноваги та її зв’язок з ізобарним потенціалом

Кількісною характеристикою хімічної рівноваги в величина, що називається константою хімічної рівноваги. Розглянемо її на прикладі реакції синтезу йодоводню, що утворюється при підвищених температурах:

H₂ + J₂ = 2HJ

Згідно з законом діючих мас швидкості прямої ( ) і зворотної ( ) реакції виражаються рівняннями:

У разі рівноваги: = , звідки

,

де K_p - константа рівноваги;

[H₂]_p , [J₂]_p , [HJ]_p – молярні концентрації водню, йоду і йодоводню, які встановлюються в разі рівноваги -рівноважні концентрації

Можна показати, що в загальному випадку оборотної реакції

mA + nB QC + qД

константа рівноваги записується рівнянням

Отже, при сталій температурі константа рівноваги оборотної реакції е сталою величиною. Рівняння константи рівноваги показує, що в умовах рівноваги концентрації всіх речовин, які беруть участь в реакції, зв’язані між собою. Зміна концентрації будь-якої з цих речовин спричиняє зміну концентрацій усіх інших речовин. У результаті встановлюються нові концентрації, але співвідношення між ними знову відповідає константі рівноваги.

У випадку гетерогенних реакцій у вираз константи рівноваги входять концентрації тільки тих речовин, які перебувають у газовій фазі або розчині.

Наприклад, для реакцій

(1)

(2)

константи рівноваги мають вигляд

для (1); для (2).

Величина константи рівноваги залежить від природи реагуючих речовин і температури. Від наявності каталізаторів вона не залежить тому, що каталізатор змінює енергію активації і прямої, і зворотної реакцій на одну й ту саму величину. Каталізатор може лише прискорити або уповільнити настання рівноваги.

Константа, рівноваги пов’язана зі стандартною зміною ізобарного потенціалу реакції рівнянням:

ΔG = -2.3R∙T∙lgK_p

Якщо підставити значення R = 8,31Дж/моль∙К, величина ΔG виразиться Формулою

ΔG = -2.3∙8.31∙lgK = -19.1T∙lgK_p Дж/моль

ΔG = -0,0191∙lgK_p Дж/моль

Це рівняння дає змогу, знаючи ΔG, обчислювати константу рівноваги і, навпаки, за експериментально знайденим значенням константи рівноваги визначити ΔG реакції. Воно справедливе для будь-якої температури, але частіше застосовується для 25C (298 К)

кДж/моль.

4. Порушення хімічної рівноваги внаслідок зміни зовнішніх умов

При зміні зовнішніх умов, за яких система перебуває в стані рівноваги, швидкості прямого і зворотного процесів зміняться неоднаково - відбуватиметься реакція. Процес зміни концентрацій, спричинений порушенням рівноваги, називається зміщенням рівноваги.

У разі збільшення (↑) концентрації якої-небудь з речовин, що беруть участь в рівновазі, рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини; якщо концентрація якої-небудь з речовин зменшується (↓), то рівновага зміщується у бік утворення цієї речовини

А+В С+Д

а) ↑[A], або ↑[B], або ↓[С], або ↓[Д] →

б) ↓[A], або ↓[B], або ↑[С], або ↑[Д] ←

У разі збільшення тиску (↑Р) рівновага зміщується у бік зменшення числа молекул газів, тобто у бік зниження тиску; якщо тиск зменшується (↓Р), то рівновага зміщується у бік зростання числа молекул газів, тобто у бік збільшення тиску.

а) N₂ + 3H₂ 3NH₃

у разі

б)

у разі

в)

Рівновага не порушується, тому що реакція відбувається без зміни числа молекул газів.

У разі підвищення температури рівновага зміщується в напрямі ендотермічної, а при зниженні - у напрямі екзотермічної реакції

у разі ↑Т → , у разі ↓Т ←