Химическое равновесие – это такое состояние обратимого процесса

∑r_iR_i ↔∑p_iP_i

(r, p_i – стехиометрические коэффициенты, R_i, P_i – исходные вещества и продукты реакции соответственно для данной записи), при котором:

- скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, ;

- сохраняются неизменными во времени активности (концентрации, парциальные давления) всех участников реакции в каждой точке реакционного пространства, ;

- энергия Гиббса системы минимальна, а энтропия – максимальна, .

- изменения энергии Гиббса и энтропии равны нулю, , при этом .

G S

Состояние системы Состояние системы

Химическое равновесие характеризуется:

- динамичностью, т.е. в условиях равновесия реакции не прекращаются, а протекают как в прямом, так и в обратном направлении с одинаковыми скоростями;

- подвижностью, т.е. равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении внешних условий и восстанавливается при возвращении условий к начальным;

- возможностью достижения равновесного состояния как «слева» со стороны исходных веществ, так и «справа» со стороны продуктов реакции, например, в равновесной смеси будут присутствовать йодид водорода, водород и йод, если в сосуд поместить только HI или только H₂ и I₂, то есть

2HI ↔ H₂ + I₂ или H₂ + I₂ ↔ 2HI.

Признаками химического равновесия являются неизменность состава реакционной смеси (необходимый) и подвижность системы (достаточный).

Константа химического равновесия

Количественно равновесное состояние описывается константой химического равновесия K_e:

как отношение произведения равновесных активностей продуктов реакции к произведению активностей исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. В термодинамическую константу входят активности участников реакции. Так как равновесное количество может быть выражено и в других единицах (концентрациях, молях, мольных долях и т.д.), то используют и другие константы химического равновесия, например, концентрационная содержит равновесные концентрации с:

.

Например, для реакции:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

. В этом выражении формулы веществ в квадратных скобках символизируют молярные концентрации этих веществ: с_i≡[i].

Свойства константы равновесия.

1. Величина положительная: 0 < K < ∞. Чем больше K_e, тем более равновесие сдвинуто в правую сторону, в сторону продуктов реакции; чем меньше K_e, тем больше равновесие сдвинуто в сторону исходных веществ для данной записи.

2. K_e зависит от природы реакции и от температуры: для эндотермических реакций (ΔН > 0) увеличение Т смещает равновесие вправо, для экзотермических (ΔН < 0) − влево.

3. K_c не зависит от концентрации участников реакции: изменение концентрации одного из них приводит к изменению концентраций всех веществ так, что соотношение не меняется.

4. Для реакций, записанных наоборот, константы равновесия относятся как обратные величины:

.

5. K_e связана со стандартным изменением энергии Гиббса ΔG^о в ходе протекания реакции:

ΔG⁰ = − RTlnK_e,

где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль·К);

T – температура в абсолютной шкале (^о С+273) К.

6. Катализатор не влияет на K_e, изменяя лишь время достижения равновесия.