Химическое равновесие

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного расходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: в обратимых реакциях ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. При протекании обратимых реакций через некоторый промежуток времени от начала реакции наступает такое состояние, когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции. Это состояние называется химическим равновесием. О

Зависимость скоростей реакции разложения N₂О₄ = 2 NО₂, от времени.

(бесцветный ↔ бурый газы)

но характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакции (V₁ = V₂), достижимостью со сторон исходных веществ и конечных продуктов, неизменностью равновесных параметров при неизменности внешних условий. Так для реакции N₂О₄ = 2NО₂ устанавливается равновесие между NО₂ и N₂О₄. При равновесии V₁=k₁[N₂О₄], V₂= k₂[NО₂]². Приравнивая, V₁= V₂ получаем k₁[N₂О₄]= k₂[NО₂]² и К = k₂ /k₁ = [NО₂]²/[N₂О₄].

При неизменной температуре эта константа будет неизменной. Вещества в квадратных скобках обозначают их концентрации в моль/литр в момент равновесия. Визуально легко наблюдать за установлением равновесия или его смещением, т.к. один газ бесцветен (N₂О₄) , а другой окрашен в бурый цвет. Используя константу и зная тепловой эффект процесса, можно рассчитать максимально возможный выход продукта.

Важное замечание! В выражении константы равновесия гетерогенных реакций концентрация конденсированной фазы не включается!. Пример:

для реакции С(тв) + О₂ (г) = СО₂ (г)

константа равновесия выразится Кр = [СО₂] / [О₂].

Для прогнозирования направления смещения равновесия реакций используется принцип Ле Шателье:

Изменение любого фактора, могущего влиять на состояние химического равновесия, вызывает в системе реакцию, стремящуюся противодействовать производимому изменению. Повышение температуры вызывает реакцию, стремящуюся понизить ее; повышение давления вызывает реакцию, сопровождающуюся уменьшением давления.

Например, в обратимой реакции N₂О₄ = 2NО₂ из 1 моля (1 молекула) газа N₂О₄ образуется 2 моля (2 молекулы) газа NО₂. Следовательно в этой реакции объем системы и давление увеличиваются. Тогда при повышении давления будет протекать реакция, сопровождающаяся его уменьшением, т.е. уменьшением количества газообразных молекул. Это означает, что будет протекать обратная реакция разложения 2NО₂ = N₂О₄, т.е. равновесие выше приведенной реакции сместится в сторону исходного реагента N₂О₄.

Литература

1. П. Эткинс. Физическая химия. М.: Мир, т. 2, 1980. С. 401 – 454.

2. Химия. Справочное руководство. ГДР, 1972. Пер. с нем. Л.: Химия, 1975. 576 с.

3. Р.Б. Добротин, Ю.И. Соловьев. Вант-Гофф. М.: Наука, 1977. С.112.

4. Я.Г. Вант-Гофф. Очерки по химической динамике. Л.: ОНТИ «Химтеорет», 1936. С. 5.

5. В.В. Фролов. Химия. М. : Высшая школа, 1979. С. 128.

6. Т. Браун, Г.Ю. Лемей. Химия в центре наук. М.: Мир, т. 2, 1983. С. 25 – 32.

7. С.А. Балезин. Отчего и как разрушаются металлы. М.: Просвещение, 1976. С. 81 – 86.

10

10