1.3. Химическое равновесие. Закон действующих масс

Химическое равновесие – частный случай термодинамического, где меняющимися параметрами являются концентрации компонентов. Если в изолированной системе массовая концентрация компонентов не меняется с течением времени, то система находится в состоянии химического равновесия, если меняется, химическое равновесие отсутствует.

До установления теории химического равновесия предполагалось, что каждая реакция осуществляется полностью до использования первичных реагирующих веществ. Разработка общей теории химического равновесия показала, что это не так. Это связано с обратимостью реакции, т.е. с тем, что одновременно с прямой реакцией соединения исходных веществ происходит и обратная реакция разложения полученных веществ.

Например, прямой реакции соединения угарного газа CO с кислородом О₂

(1.3.1)

сопутствует обратная реакция разложения углекислого газа на угарный газ СO и кислород :

. (1.3.2)

При этом скорость прямой реакции (под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации компонентов в единицу времени), по мере уменьшения концентраций первичных компонентов, будет уменьшаться, а скорость обратной реакции, наоборот, расти. В момент установления химического равновесия обе реакции, как прямая, так и обратная, идут с одинаковыми скоростями.

Уравнения химически обратимых реакций обычно записывают в следующем виде:

. (1.3.3)

Эта запись означает, что в системе одновременно проходит не только прямая реакция соединения веществ A и B, но и обратная реакция разложения веществ C и D на первичные – A и B.

Химическое равновесие одной и той же совокупности компонентов зависит от внешних условий: от температуры и давления. Состояние химического равновесия определяется с помощью закона действующих масс, устанавливающего связь парциальных давлений компонентов с давлением и температурой смеси.

Закон действующих масс. Рассмотрим смесь реагирующих между собой идеальных газов. Реакции между компонентами будем описывать символическими соотношениями вида

, (1.3.4)

где – число вступающих в реакцию молей компонентов

В общем виде уравнение химической реакции может быть представлено следующим стехиометрическим соотношением:

, (1.3.5)

где – число молей i-го компонента .

Масса i-го компонента , участвующего в химической реакции, может быть выражена через одну переменную :

. (1.3.6)

Направление процесса удобно в данной задаче (при постоянных давлении и температуре) определять с помощью функции G – термодинамического потенциала (называемого также свободной энтальпией или свободной энергией Гиббса):

. (1.3.7)

Процесс изменения концентрации компонентов при постоянном давлении и температуре идет таким образом, что энтропия S увеличивается, а термодинамический потенциал уменьшается. Следовательно, система будет в устойчивом равновесии, когда энтропия достигнет своего максимального, а термодинамический потенциал - минимального значения.

Энтропия смеси, как это следует из соотношений (1.2.49) и (1.2.51), равна:

. (1.3.8)