Смещение равновесия под действием различных факторов



Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия под действием различных факторов

Химическое равновесие

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми.

Большинство химических процессов являются обратимыми. Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

CaCO3

t

CaO+CO2↑

в открытой системе необратима;

б) эта же реакция

CaCO3⇄CaO+CO2

в замкнутой системе обратима.

Рассмотрим более подробно процессы, протекающие при обратимых реакциях, например, для условной реакции:

На основании закона действующих масс скорость прямой реакции

υ

=k1·CAα·CBβ

Так как со временем концентрации веществ А и В уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.

Появление продуктов реакции означает возможность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ С и D увеличиваются, а значит, увеличивается и скорость обратной реакции:

υ

=k2·CCγ·CDδ

Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными

υ

=

υ

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения. Их называют равновесными концентрациями. На макроуровне кажется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы продолжают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим.

Константа равновесия

Обозначим равновесные концентрации веществ [A],[B],[C],[D].

Тогда так как

υ

=

υ

,k1·[A]α·[B]β=k2·[C]γ·[D]δ, откуда

[C]γ·[D]δ
[A]α·[B]β

=

k1
k2

=Kравн.

где γ,δ,α,β — показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции; Kравн. — константа химического равновесия.

Полученное выражение количественно описывает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.

При неизменной температуре константа равновесия — величина постоянная для данной обратимой реакции. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Константы равновесия рассчитывают из опытных данных, определяя равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции при определенной темпера туре.

Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают Kравн.>>1, это означает, что при равновесии [C]γ·[D]δ>>[A]α·[B]β, т. е. концентрации продуктов реакции преобладают над концентрациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.

При Kравн.<<1 соответственно выход продуктов реакции мал. Например, для реакции гидролиза этилового эфира уксусной кислоты

CH3COOC2H5+H2O⇄CH3COOH+C2H5OH

константа равновесия

Kравн.=

[CH3COOH]·[C2H5OH]
[CH3COOC2H5]·[H2O]

при 20°С имеет значение 0.28 (т.е. меньше 1). Это означает, что значительная часть эфира не гидролизовалась.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

CO2+C⇄2CO

константа равновесия выражается так:

Kравн.=

[CO]2
[CO2]

Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и темпера туры.

От присутствия катализатора константа не зависит, по скольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же величину. Катализатор может лишь ускорить наступление равновесия, не влияя на значение константы равновесия.

Смещение равновесия под действием различных факторов

Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: температуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).

Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия.

Рассмотрим разные способы смещения равновесия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:

N2+3H2⇄2HN3+Q

Kравн.=


Дата добавления: 2018-02-28; просмотров: 192;