- •Кафедра хімії
- •Хімічна кінетика та рівновага
- •1. Теоретична частина 4
- •1. Теоретична частина
- •1.1. Загальні уявлення
- •1.2. Швидкість хімічних реакцій
- •1.3. Закон діючих мас
- •1.4. Енергія активації
- •1.5. Вплив температури на швидкість реакції
- •1.6. Каталіз
- •1.7. Хімічна рівновага
- •1.8. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу. Принцип ле Шательє
- •2. Лабораторна робота
- •Дослід 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції в гомогенній системі
- •Дослід 2. Вплив температури на швидкість реакції в гомогенній системі
- •Дослід 3. Вплив величини поверхні розділу реагуючих речовин на швидкість реакції в гетерогенній системі. Взаємодія крейди(мармуру) з соляною кислотою.
- •Дослід 4. Вплив каталізатора на швидкість реакції. Каталітичний розклад пероксиду водню.
- •Дослід 5. Вплив концентрації реагуючих речовин на зміщення рівноваги
- •Література
1.7. Хімічна рівновага
При вивченні основних закономірностей рівноважних процесів насамперед розглядають поняття про оборотні і необоротні реакції і оборотність хімічних процесів.
Необоротними хімічними реакціяминазиваються реакції, які відбуваються лише в одному напрямі. З погляду термодинаміки, відповідно до рівняння для ізобарного потенціалу ∆G=∆H-T∆Sнеоборотні процеси відбуваються із зменшенням ентальпії (—∆H) і збільшенням ентропії (+∆S). Це означає, що ізобарний потенціал ∆Gза будь-яких умов (концентрація реагуючих речовин і температура) завжди матиме від'ємне значення і реакція відбуватиметься тільки в одному напрямі.
До необоротних реакцій належать, наприклад, розкладання перманганату калію при нагріванні:
2КМп04 =К2МпО4 +МпО2 +02, розкладання бертолетової солі за рівнянням
2КС103=2КС1+302,
або взаємодія лужних металів з водою за рівнянням
2К +Н2О =2КОН +Н2
та багато інших процесів.
Оборотниминазиваються реакції, які можуть відбуватися в прямому і в зворотному напрямах. Оборотні реакції відбуваються, як правило, із зменшенням ентальпії (—∆H)і ентропії (—∆S) системи. З рівняння ∆G=∆H-T∆Sвидно, що залежно від температури величина ізобарного потенціалу ∆Gможе мати або від'ємне (переважає ентальпійний фактор), або при високих температурах додатне значення (переважає ентропійний фактор). Для таких процесів за певних умов можлива пряма реакція або зворотна.
До оборотних реакцій належить, наприклад, взаємодія кисню з воднем:
2Н2+О2⇄2Н2О
Справді, при температурах 800—1500°С кисень з воднем утворюють воду, взаємодіючи досить бурхливо. При температурах 3000—4000еС навпаки, вода розкладається з утворенням Н2і О2. Взаємодія йоду з воднем за рівнянням
Н2 +І2⇄2НІ
відбувається при температурах 300—400°С. При тих самих температуpaxможлива і зворотна реакція розкладання йодоводню.
Рис.
4. Зміна
швидкості прямої V1
та зворотної V2
реакцій.
Розглянемо докладніше оборотні реакції, які одночасно за певних умов відбуваються в обох напрямах. До таких реакцій, як уже зазначалось, належить взаємодія Н2 і І2при 300—400°С:
Н2 +І2⇄2НІ
У перший момент швидкість прямої реакції
визначається початковими концентраціями вихідних речовин. Швидкість зворотної реакції при цьому дорівнює нулю. В міру взаємодії Н2іI2і утворення НІ швидкість прямої реакції зменшуватиметься, а швидкість зворотної реакції
зростатиме. Через деякий час швидкості прямої і зворотної реакцій зрівняються (рис. 4).При цьому кількість утворених молекул НІ дорівнюватиме кількості молекул НІ, яка розклалася. Тобто концентрації всіх речовин у момент, коли швидкості прямої і зворотної реакцій однакові, не змінюються. Такий стан реакційної системи називаєтьсяхімічною рівновагою. При хімічній рівновазі склад системи не змінюється, оскільки в системі відбувається хімічна взаємодія в обох напрямах з однаковою швидкістю. Тому хімічна рівновага має також назвудинамічної рівноваги.
У момент хімічної рівноваги, коли швидкості прямої і зворотної реакцій однакові, можна записати:
або
=
звідки
При даній температурі константи швидкості k1і k2є величини сталі, тому їх відношенняК. = k1/k2теж величина стала. Тоді
, (7)
де K—константа хімічної рівноваги. Квадратними дужками позначають рівноважні концентрації речовин.
У виразі для константи рівноваги (7)у чисельнику записують концентрації продуктів реакції, а у знаменнику -концентрації реагуючих речовин, причому беруть рівноважні концентрації. Для зворотної реакції
аА+bВ ⇄eE+dD константа рівноваги
, (8)
У вираз константи хімічної рівноваги, як і у вираз константи швидкості, концентрації входять у степенях, які дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні реакції.
Рівняння (8)є одним з виразів закону діючих мас.
Слід зауважити, що закон діючих мас справедливий і для гетерогенних систем, але тільки для однорідних їх частин. Наприклад, для гетерогенної системи
С(т) + СО2 (г) ⇄ 2СО(г)
у відповідності до закону діючих мас для швидкості прямої реакції можемо записати:
.
Вираз константи рівноваги для даної системи буде мати вигляд:
Константа хімічної рівноваги показує, що в момент рівноваги відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій реагуючих речовин є величиною сталою приТ ==const. Тобто незалежно від початкових концентрацій рівновага в системі встановлюється завжди при тому самому відношенні концентрацій продуктів реакції і реагуючих речовин. Це співідношення не залежить від того, які речовини беруться як вихідні, наприклад Н2 + I2або НІ.
Отже, константа рівноваги не залежить від концентрації речовин, а залежить від природи реагуючих речовин і температури реакції.