Химическое равновесие. 
Задачи и упражнения по общей химии

Обратимые и необратимые реакции

Некоторые химические реакции удается провести до конца, т. е. добиться того, чтобы исходные вещества реагировали полностью. Реакции протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называются обратными.

Эти реакции ни в одном направлении не идут до конца, а лишь до строго определенных соотношений исходных и получившихся продуктов.

Рассмотрим общий случай обратимой реакции:

аА + вВ сС + dD.

В уравнении прописными буквами A, B, C, D обозначены различные виды молекул, как реагентов, так и продуктов реакции, а строчными буквами a, b, c, d — числовые коэффициенты, показывающие, сколько молекул различного рода участвуют в данной реакции (стехиометрические коэффициенты.).

Знак равенства в уравнении реакции заменяют двумя противоположно направленными стрелками.

При этом реакции, соответствующие при данном написании уравнения течению ее слева направо, называются прямыми, а отвечающие течению ее справа налево — обратными.

Критерием химического равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакции:

V1=V2.

Согласно закону действия масс скорость V1 прямой реакции выражается равенством:

V1 = К1 [A]a [B]a.

а скорость V2 обратной реакции — равенством:

V2 = К2 [С]c[D]d, где К1 и К2 — соответствующие константы скоростей при данной температуре.

В ходе реакции одновременно с уменьшением концентраций исходных веществ и, следовательно, уменьшении скоростей прямой реакции будет увеличиваться скорость обратной реакции, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции.

Как только значения V1 и V2 будут одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие, и дальнейшее изменение концентраций всех участвующих в реакции веществ прекращается.

Равенство левых частей уравнений 3), 4) требует, чтобы и правые части их были равными между собой.

К1 [A]a[B]a = К2 [С]c[D]d .

Собирая в правую сторону все концентрации компонентов реакции, а в левую — константы скоростей и обозначая отношение констант скоростей К1/К2=Кс, можно написать.

Так как К1 и К2 при данной температуре являются величинами постоянными, то и Кс должна быть при этих условиях тоже величиной постоянной, она называется константой равновесия.

Константа химического равновесия К, единица — лn. мольn,.

где n =1,2,3 — физическая величина, выражающая для данной реакции соотношение между концентрациями исходных веществ и концентрациями продуктов реакции в состоянии химического равновесия.

В зависимости от единицы концентрации и рода химического равновесия символ К имеет различные подстрочные значения — индексы:

Ка — константа, выраженная через активность, Кс — константа, выраженная через молярные концентрации, Кр — константа, выраженная через парциальные давления.

Величина константы зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от катализатора. Присутствие катализатора в системе лишь ускоряет время наступления равновесия.

Выражение константы равновесия через парциальные давления:

По значению константы равновесия можно судить о полноте протекания реакции.

При К ?1 равновесие усиливается при почти полном вступлении в реакцию веществ, записанных в левой части уравнения, равновесие «сдвинуть» вправо.

При К? 1 — степень превращения исходных веществ в продукты реакции невелика — равновесие «сдвинуто» влево.

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса данной реакции (ДG0) следующим соотношением:

ДG0 = + RT lnKc,.

где R — универсальная газовая постоянная (8,31Дж/ моль · К);

T — абсолютная температура, К;

Kc — константа равновесия.

При гетерогенных реакциях в выражении константы равновесия, так же как в выражении закона действия масс для скорости химической реакции, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в менее конденсированной фазе.