7 Химическое равновесие

7.1 Теоретическая часть

7.1.1 Все химические реакции можно разделить на два типа: обратимые и необратимые.

7.1.2 Многие реакции являются обратимыми, т.е. такими, при которых образовавшиеся продукты взаимодействуют между собой, превращаясь в исходные вещества.

7.1.3 Обратимые реакции ограничены определенным пределом: они не доходят до конца.

7.1.4 Общий вид уравнения обратимой реакции:

mA + nB pC + qD. (7.1.1)

7.1.5 Скорости прямого и обратного процессов выражаются следующими уравнениями:

(7.1.2)

. (7.1.3)

7.1.6 В момент установления равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются, а продолжают протекать в противоположном направлении с равными скоростями.

7.1.7 Графически это может быть так, как показано на рисунке 7.1.1.

Рисунок 7.1.1 – Зависимость прямой и обратной реакций от времени

7.1.8 Если скорости прямой и обратной реакций равны (υ_пр = υ_обр. – математическое условие химического равновесия) , то правые части уравнений (7.1.2) и (7.1.3), их выражающих, также равны:

. (7.1.4)

7.1.9 На основании этого сформулировано положение, названное законом действия масс (вторая формулировка): в момент равновесия произведение концентраций действующих масс исходных веществ на константу скорости прямой реакции равно произведению концентраций действующих масс образующихся веществ на константу скорости обратной реакции.

7.1.10 Из уравнения (7.1.4) следует, что

. (7.1.5)

7.1.11 Отношение двух постоянных величин есть величина постоянная, следовательно:

. (7.1.6)

7.1.12 Константой химического равновесия К^р называется отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, в степени их стехиометрических коэффициентов.

К^р выражает закон действия масс для равновесных систем: константа химического равновесия не зависит от концентрации реагентов, но зависит от температуры и от природы реагирующих веществ.

7.1.13 В момент химического равновесия изменение энергии Гиббса не происходит – ∆G = 0. Константа химического равновесия связана с ∆G cоотношением:

∆G⁰ = –RT lnK^p (7.1.7)

Учитывая, что lnK^p =2,303 lgK^p и R = 8,314 Дж/К∙моль уравнение (7.1.7) преобразуется до вида:

∆G⁰ = –19,14 T lgK^p (7.1.8)

7.1.14 Пользуясь уравнением константы равновесия, можно управлять химическим процессом, что важно в технологических целях.

7.1.15 Если в равновесной системе mA + nB pC + qD увеличить концентрацию А, то в соотношении (7.1.6) для К^р, должен увеличиться числитель или уменьшиться второй сомножитель знаменателя, т.е. величина [В]. Это может произойти в результате смещения равновесия слева направо, приводящего к образованию новых количеств продуктов реакции – С и D.

7.1.16 Таким образом, при установившемся новом состоянии равновесия, концентрации всех четырех веществ, по сравнению с первоначальными, окажутся изменившимися, а значение константы равновесия не изменится.

7.1.17 Следовательно, для смещения равновесия слева направо необходимо или увеличить концентрацию одного из исходных веществ, или уменьшить концентрацию одного из продуктов реакции.

7.1.18 С помощью выражения константы равновесия можно определять концентрации веществ в момент равновесия, а если известны значения К^р и исходные концентрации веществ, то можно определить их равновесные концентрации.

7.1.19 Если исходную концентрацию вещества А обозначить через С₀(A), а число моль его, прореагировавших к моменту равновесия, через С(A), то молярная концентрация в момент равновесия определится так:

[A] = С₀(A) – С(A).

7.1.20 Равновесие в гетерогенных системах определяется только газовой или жидкой фазой, т.к. концентрации твердых веществ не входят в уравнение для скорости реакции.

7.1.21 Направление смещения равновесия системы при изменении концентрации, температуры или давления определяется принципом Ле Шателье:

«Если на обратимую систему, находящуюся в подвижном состоянии, оказать извне какое – либо воздействие, то система отвечает смещением равновесия таким образом, чтобы ослабить это воздействие».