Химическое равновесие. Если в системе протекает обратимая химическая реакция

Если в системе протекает обратимая химическая реакция

Sа_iA_i Sb_jB_j

то суммарная скорость этой реакции равна разности скоростей прямой и обратной реакции

v = kП[A_i]^a_i - k’П[B_j]^b_j

В этом уравнении вместо порядков реакции записаны стехиометрические коэффициенты, поскольку предполагается, что рассматриваемая обратимая реакция является простой (в этом случае порядок реакции по каждому компоненту совпадает со стехиометрическим коэффициентом, например p_i=a_i). Допустим, в начальный момент времени концентрация продуктов реакции равнялась нулю. С началом химической реакции скорость прямой реакции максимальна, а обратной реакции равна нулю. По мере протекания реакции концентрация исходных веществ снижается, а продуктов реакции возрастает. Это означает, что с течением времени скорость прямой реакции снижается, а обратной реакции возрастает. Поэтому неизбежно наступает момент, когда эти скорости сравняются. В таком случае говорят, что в системе наступает химическое равновесие. В условиях химического равновесия с какой скоростью вещества расходуются в прямой реакции, с такой же скоростью они образуются в результате протекания обратной реакции, при этом концентрации исходных веществ и продуктов реакции являются равновесными и уже не зависят от времени. Поскольку в условиях химического равновесия суммарная скорость реакции равна нулю, то из последнего уравнения получаем

kП[A_i]^a_i - k’П[B_j]^b_j =0

откуда находим основное уравнение для константы равновесия

k П[B_j]^b_j

K= ¾ = ¾¾ ¾

k’ П[A_i]^a_i

Это уравнение является выражением закона действия масс для химической реакции, и оно показывает, что в условиях равновесия концентрации реагирующих веществ не могут принимать любые произвольные значения и связаны между собой.

В условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собой. Нельзя изменить концентрации ни одного из них, чтобы это не повлекло за собой такого изменения концентраций всех остальных веществ, участвующих в реакции, которое приводит к прежнему численному значению константы равновесия при данных условиях.

Для всех газообразных веществ в уравнении для константы равновесия вместо концентраций веществ подставляются парциальные давления. Если участвующие в реакции вещества образуют самостоятельную фазу (твердую или жидкую), то их концентрации условно принимаются равными единице.

Обобщая многочисленные экспериментальные данные о влиянии изменения внешних условий системы на состояние равновесия (значения равновесных концентраций реагирующих веществ), французский химик Ле Шателье (1894) пришел к такому принципу:

если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий, определяющих состояние равновесия, то равновесие смещается в том направлении, в котором эффект воздействия уменьшается.

Так, если обратимая химическая реакция является экзотермической (протекает с выделением тепла), то повышение температуры будет приводить к смещению равновесия в сторону эндотермического процесса, т.е. исходных веществ

Sа_iA_i Sb_jB_j + Q

направление смещения равновесия

Если эта реакция является эндотермической (протекает с поглощением тепла), то повышение температуры будет приводить к смещению равновесия в сторону продуктов реакции

Sа_iA_i Sb_jB_j - Q

Если обратимая реакция протекает с участием газообразных веществ, то повышение давления будет смещать равновесие в ту сторону, где давление газа уменьшается

2H₂ + O₂ = 2H₂O

Всякую обратимую реакцию можно заставить идти до конца, если из сферы реакции удалять ее продукты (это реализуется для реакций, одним из продуктов которых является осадок плохо растворимого вещества, либо газ). Увеличение концентрации исходных веществ сдвигает равновесие в сторону продуктов реакции. Увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Дата добавления: 2014-12-08