Химическое равновесие и его основные черты

 

Как известно, химические процессы бывают необратимые и обратимые.

Большинство химических процессов обратимо, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях.

а₁А₁ + в₁В₁ Û а₂А₂ + в₂В₂

Рассмотрим конкретную обратимую реакцию взаимодействия газообразного хлора с парами воды:

2Cl₂ + 2H₂O = 4HCl + O₂ (прямая реакция)

Образующиеся продукты реакции (HCl и O₂) так же взаимодействуют между собой и образуют исходные вещества:

4HCl + O₂ = 2Cl₂ + 2H₂O (обратимая реакция)

В начальный момент времени после смешения Cl₂ и H₂O концентрация этих веществ велика, а продуктов – мала. Поэтому скорость прямой реакции значительно больше скорости обратной. В результате этого концентрация исходных веществ (Cl₂ и H₂O) с течением времени падает, а концентрация продуктов реакции (HCl и O₂) растет.

Это приводит к тому, что скорость прямой реакции со временем уменьшается, а скорость обратной – возрастает.

Через некоторое время скорости прямой и обратной реакций выравниваются. С этого момента времени концентрации участников не будут изменяться во времени и при сохранении внешних условий останутся постоянными.

Такое состояние системы называется состоянием химического равновесия. В этом состоянии число образующихся в единицу времени молекул при прямой реакции равно числу молекул, вступивших во взаимодействие при обратной реакции.

Концентрации в этом случае называются равновесными концентрациями.

Величина их зависит от природы реагирующих веществ, начальных концентраций и внешних условий (температура, давление и др.).

Химические реакции, способные протекать как в прямом, так и в обратном направлении, называются обратимыми.

Вследствие химической обратимости реакции не доходят до конца, т.е. они никогда не протекают до полного израсходования исходных веществ.

 

 

Рис. 6.19. Зависимость скорости прямой и обратной реакции

во времени

 

Убыль исходных веществ всегда происходит только до тех пор, пока не установится состояние химического равновесия. А в этом состоянии наряду с продуктами реакции в системе всегда присутствует некоторое количество исходных веществ.

В принципе, все химические реакции обратимы. Однако, во многих случаях скорость обратной реакции бывает ничтожно мала даже при больших концентрациях продуктов. Поэтому состояние химического равновесия в таких реакциях устанавливается тогда, когда в системе остаются ничтожно малые количества исходных веществ.

Такие реакции, протекающие до практически полного израсходования исходных веществ, называются необратимыми.

Истинное химическое равновесие помимо равенства скоростей прямой и обратной реакций и постоянства концентраций при неизменных внешних условиях обладает еще следующими свойствами:

1. Подвижностью, т.е. способностью самопроизвольно восстанавливаться после небольших смещений, вызванных временными отклонениями температуры или давления от заданного значения.

2. Возможностью достижения равновесия как со стороны исходных, так и со стороны продуктов реакции.

3. Стационарностью, т.е. состояние равновесия не изменяется во времени, если внешние условия сохраняются постоянными.

4. Минимальным значением энергии Гиббса в изобарно-изотермическом процессе (изобарного потенциала) или энергии Гельмгольца в исходно-изотермическом процессе (изохорного потенциала):

DG_{(P, T)} = 0; DF_{(V, T)} = 0; и å m_idn_i = 0 (6.145)

Эти равенства отражают фундаментальные термодинамические условия химического равновесия.

Для примера рассмотрим обратимую реакцию образования воды:

2H₂(г) + O₂(г) Û 2Н₂О(г); DН < 0; DS < 0

 

Протекание реакции в прямом направлении сопровождается выделением теплоты (DН < 0). Энтропия системы при этом уменьшается (DS< 0), т.к. из 3 моль газов образуется два моль воды. Очевидно, что движущей силой этого процесса является энергетический (энтальпийный) фактор.

Движущей силой обратной реакции является энтропийный фактор, т.к. этот процесс сопровождается поглощением теплоты (DН > 0) и возрастанием энтропии (DS > 0). Через некоторое время действие двух противоположно направленных факторов уравновешивается (DН = ТDS, т.е. DG = 0). Наступает химическое равновесие. Каждому бесконечно малому изменению внешних условий соответствует бесконечно малое изменение состояния равновесия. Это означает, что изменяются значения рановесных концентраций участников реакции.

Направление смещения равновесия в результате изменения внешних факторов определяется всеобщим законом единства и борьбы противоположностей. Частным случаем этого закона является принцип подвижного равновесия Ле – Шателье – Брауна (1884 г.), который качественно определяет направление смещения равновесия при изменении давления, температуры и концентрации. В количественной форме оно определяется соответствующими термодинамическими уравнениями: законом действующих масс, уравнениями изотермы и изобары Вант – Гоффа.

Принцип Ле – Шателье гласит:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешнее воздействие, то равновесие нарушится и возникает процесс, который направлен в сторону ослабления внешнего воздействия.

1. С увеличением давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа моль, т.е. если химическая реакция протекает с уменьшением числа моль, то давление благоприятствует прямой реакции и препятствует обратной:

N₂ + 3H₂ Û 2NH₃

2. Если ввести в равновесную смесь, отражающую реакцию образования воды:

2Н­₂ + О₂ Û 2Н₂О,

некоторое количество водяного пара, то равновесие сместится в направлении расположения водяного пара, т.е. влево.

3. Повышение температуры смещает равновесие в сторону протекания эндотермической реакции. Например,

SiF₄ + 2H₂O Û SiO₂ + 4HF; DН < 0

Эта реакция сопровождается значительным выделением тепла. Поэтому повышение температуры вызовет смещение равновесия в сторону увеличения концентрации SiF₄ и Н₂О, т.е. влево.

Равновесие обратимых химических реакций описывается законом действующих масс.

 

⇐ Предыдущая31323334353637383940Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. Gigabit Ethernet на витой паре категории 5
2. I. 49. Основные принципы разработки системы применения удобрений.
3. I. He могли узы смерти удержать Господа нашего.
4. I. Въезд патриарха в столицу. – Остановка и пребывание его в монастыре св. Афанасия и Кирилла в Кремле. – Возвращение патриарха Никона. – Въезд царя.
5. I. Его руки подняты для благословения.
6. I. Основные подходы к определению и изучению культуры.
7. I. Основные физические явления и процессы в электрических аппаратах
8. I. Основные черты и особенности западноевропейской культуры XIX века
9. I. Основные черты и особенности западноевропейской культуры XIX века.
10. I. Прочитайте текст и переведите его письменно.
11. I. Смотрите на Него, приготовляющего для Себя престол.
12. I. Устранитесь от ошибочных представлений о покаянии в грехе и печали по его поводу.