Лекция 7. Химическое равновесие.

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие.

Все химические реакции разделяют на две группы: обратимые и необратимые. Когда при химическом взаимодействии хотя бы одно из веществ расходуется полностью, реакция считается необратимой. Она протекает до конца. К необратимым относят реакции между веществами, в результате которых образуются осадки, газы, и малодиссоциирующие вещества.

Обратимые реакции протекают не до конца. В них ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Необратимая реакция может протекать только в одном направлении. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Примером необратимой реакции является взаимодействие цинка с концентрированной азотной кислотой

Zn + 4HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O (1).

Данная реакция не может протекать в обратном направлении. Примером обратимой реакции является синтез аммиака

N₂ +3H₂ ↔ 2NH₃ (2).

Реакция может протекать как в прямом так и в обратном направлении. Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой, а протекающей справа налево – обратной.Если в системе скорость прямой реакции _пр равна скорости обратной реакции _обр, то такое состояние называется химическим равновесием. На рис. 1 показано изменение скоростей прямой ( _пр) и обратной ( _обр) реакции. В случае реакции (2) химическое равновесие устанавливается между азотом, водородом и аммиаком. Химическое равновесие – это динамическое равновесие.

Рис. 1. Химическое равновесие: равенство скоростей прямой и обратной реакций.

Таким образом, кинетическим условием химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакции:

_пр= _обр (3).

Константа равновесия.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа химического равновесия. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакций к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия химической реакции (обозначается через К_с). Для реакции

аА + вВ = сС + dD (4)

константа равновесия записывается в виде выражения

K_c = (5)

где [ ] – равновесные концентрации.

Для реакции

Н_{2 (г)} + I_{2 (г)} = 2НI _(г)(6)

константа равновесия равна

К_с = (7).

Согласно закону действующих масс

_пр = К₁ С(Н₂) ∙ С(I₂)

_обр= К₂С²(НI),

где С(Н₂), С(I₂) – концентрации водорода и иода в текущий момент времени.

При равновесии

_пр= _обр

С(Н₂) = [Н₂]

С(I₂) = [ I₂]

С(НI) = [НI].

Используя данные равенства, получаем

К₁[Н₂] ·[ I₂] = К₂[НI]²

или

^{= .}

Таким образом, отношение констант скорости прямой и обратной реакции – есть константа равновесия, то есть

К₁/К₂ = К_с(8).

Поэтому константа равновесия К_с- есть постоянная величина, показывающая то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и их веществ (знаменатель), которые устанавливаются при равновесии и при условии постоянства температуры. Численное значение К_с характеризует выход данной реакции. Выход реакции называется отношение количества получаемого вещества к тому его количеству, которое получилось бы при протекании реакции до конца. Если К > 1, то выход реакции велик, реакция смещена сильно вправо.

Уравнение константы равновесия (5) показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собой. Изменение концентрации любого из веществ – участников реакции, влечёт за собой изменения концентраций всех остальных веществ.

Константа равновесия так же, как и константы скоростей К₁ и К₂, зависят от природы реагентов, температуры и не зависит от исходных концентраций в системе. От присутствия катализатора константа равновесия К_с не зависит, так как катализатор изменяет энергию активации и прямой и обратной реакции на одну и ту же величину, но на их отношение К₁/К₂ он не оказывает влияния.

Концентрации газообразных веществ в (5) могут быть заменены равновесными парциальными давлениями этих веществ

К_р = (9).

Если обратимая реакция протекает в гетерогенной системе, то К_р равна отношению равновесных парциальных давлений газообразных веществ и не зависит от количества веществ, находящихся в конденсированной фазе (твердой или жидкой).

Константа равновесия реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса выражением

∆ G^o = - RT lnК_с (10)

или

К_с = ехр(-∆ G^o/RT) (11).

Данные выражения позволяют, зная ∆ G^o, вычислить К_си наоборот по известному значению константы равновесия вычислить изменение энергии Гиббса.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

Смещение химического равновесия может быть осуществлено как в сторону обратной реакции (влево), так и в сторону прямой реакции (вправо). На смещение химического равновесия влияют следующие факторы:

- изменение концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции;

- изменение температуры;

- изменение давления.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле-Шателье. Он формулируется следующим образом:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие реакции смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

По принципу Ле-Шателье, при изменении концентрации одного из участников реакции, равновесие сместиться в сторону, компенсирующую данное изменение. При повышении концентрации одного из исходных реагентов равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо), а при повышении концентрации одного из продуктов – в сторону обратной реакции (влево).

Если в обратимой реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество, то смещение равновесия может быть вызвано изменением давления. При повышении давления (при постоянной температуре) происходит сжатие газа и повышение его концентрации. Поэтому равновесие смещается в направлении понижения концентрации газообразного компонента. Для реакции

А_(г) + 2В_(г) = С + D_(г).

повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону понижения концентрации газа, то есть в сторону образования газообразного продукта. При понижении давления реакция смещается в сторону повышения концентрации исходных газообразных реагентов.

Согласно принципу Ле-Шателье повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением теплоты, а понижение температуры действует в противоположном направлении.

Так при повышении температуры равновесие экзотермической реакции (реакции, идущей с выделением теплоты, ∆ Н_т^о< 0) смещается в сторону обратной реакции, поскольку прямая реакция идёт с выделением тепла.

В случае эндотермической реакции (реакции, идущей с поглощением тепла,

∆ Н_т^о> 0), при повышении температуры равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Изучение химического равновесия имеет большое значение. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. Подобрать такие условия осуществления химического равновесия, которые обеспечивают наибольший выход продуктов реакции при максимальной скорости его образования.

Лекция 8. Растворы

Типы растворов, термодинамика растворения. Растворимость. Растворение газов в жидкостях. Закон Генри. Пересыщенные растворы. Закон Рауля. Коллигативные свойства растворов. Дисперсные системы и коллоидные растворы.

⇐ Предыдущая 4 5 6 7 8910 11 12 13 Следующая ⇒