2.3. Смещение химического равновесия

Каждое химическое равновесие устанавливается при опреде­ленном значении трех параметров, которые его характеризуют:

1) концентрация реагирующих веществ;

2) температура;

3) давление (для газов).

Изменение одного из этих параметров приводит к нарушению равновесия: (≠).

16

Если >, то равновесие смещается вправо, в направлении образования .продуктов реакции, что обозначают (→). Если <, то равновесие смещается влево (←), в направлении образования исходных веществ.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равнове­сия, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместиться в том направлении, которое ослабит внешнее воздействие.

1. Если внешнее воздействие на систему проявляется в умень­шении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, то это смещает равновесие в сторону его образования. При увели­чении концентрации одного из веществ равновесие системы сме­щается в сторону той реакции, которая ее уменьшает.

2. Повышение температуры смещает равновесие в сторону эн­дотермической реакции (∆Н > 0), а понижение - в сторону экзо­термической (∆Н < 0).

3. Изменение давления оказывает влияние на равновесие в том случае, если в реакции участвует хотя бы одно газообразное веще­ство и число моль исходных газообразных веществ и газообразных продуктов реакции не одинаково. При уменьшении или увеличении давления равновесие смешается соответственно в сторону образо­вания большего или меньшего числа моль газа.

Пример 3. При каких условиях равновесие реакции:

4Fe (к) + 3О₂ (г) 2Fе₂О₃ (к), Н⁰_r = -1644,4 кДж

будет смещаться в сторону разложения оксида?

Решение. 1. Смещение равновесия в сторону разложения окси­да означает смещение его влево, т.е. увеличение скорости обратной реакции, которая является эндотермической. Прямая реакция по условию экзотермическая (Н⁰_r < О). Такое смещении, согласно принципу Ле-Шателье, достигается повышением температуры.

2. Приведенная обратимая реакция является гетерогенной. В ней участвует одно газообразное вещество - кислород, являющееся исходным. Для смещения равновесия в направлении образования О₂ () его концентрацию необходимо уменьшить,, что равнозначно понижению давления в системе.

17

3. Основы электрохимии

Электрохимия - раздел химии, изучающий процессы, которые либо сопровождаются возникновением электрического тока, либо протекают под воздействием электрического тока. Все электрохи­мические процессы являются гетерогенными окислительно-восстановительными процессами, протекают на границе раздела фаз и пространственно разделены.

Электрохимические процессы делятся на две группы:

1. самопроизвольные процессы превращения химической энергии в электрическую (гальванические, топливные элементы, электрохимическая коррозия металлов);

2. несамопроизвольные процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).

Общие закономерности электрохимических процессов, отно­сящихся к превращению электрической энергии в химическую и химической в электрическую описываются законами Фарадея.

1. Количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.

2. Массы прореагировавших на электродах веществ при по­стоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов:

m = k_э∙q,

где k_э - электрохимический эквивалент, равный массе данного ве­щества, выделяющегося при прохождении единицы количества электричества;

k_э = M/F-Z, где M/Z - химический эквивалент, равный отноше­нию атомного веса элемента к его валентности; F - число Фарадея, равное 96500 Кл (кулон); Z - число электронов, участвующих в электродном процессе;

q = I∙t, количество электричества (I - сила тока, t - время элек­тролиза в секундах).

18