3.2 Кінетика оборотних реакцій

Хімічні реакції можуть бути необоротними і оборотними.

Оборотна реакція може відбуватися як у прямому, так і в зворотному напрямку. Тому при розрахуванні швидкості процесу необхідно враховувати швидкість як прямої, так і зворотної реакції.

Наприклад, для оборотної реакції яка відбувається в гомогенної системі

Аа + Bв  Сав

	(3.2.1)
,	(3.2.2)

де [А];[В];[АВ] – рівноважні концентрації.

В оборотних реакціях швидкість прямої реакції спочатку має максимальне значення, а потім зменшується із-за спадання концентрації вихідних речовин, які витрачаються на утворення продуктів реакції. І навпаки, зворотна реакція в початкову мить має мінімальну швидкість, котра зростає по мірі зростання концентрації продуктів реакції. Отже, швидкість прямої реакції зменшується, а зворотної – збільшується. Наприкінці наступає такий момент, коли швидкість прямої і зворотної реакцій зрівнюються, тобто

(3.2.3)

Стан хімічної системи, коли швидкість прямої і зворотної реакції однакові, називається хімічною рівновагою.

В рівноважному стані концентрації усіх речовин в реакційній системі не змінюються. Ці концентрації називаються рівноважними.

При рівновазі . і k_пр і k_звор = соnst, то

Відношення констант швидкостей k₁ і k₂ за сталої температури також є сталою величиною і називається константою рівноваги (Крів.)

Крів. =

(3.2.4)

Для оборотної реакції в рівноважному стані закон дії мас виражається константою рівноваги Аа + Вв  Сав

(3.2.5)

Якщо константа рівноваги виражена через рівноважні концентрації, то її позначають КС. У випадку хімічної рівноваги між газоподібними речовинами константу рівноваги процесу можна виразити за допомогою парціальних тисків газоподібних речовин, що беруть участь у реакції, позначають КР.

Таким чином, константа рівноваги показує, що в момент рівноваги відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій реагуючих речовин є величиною сталою.

Константа рівноваги, як і зміна енергії Гіббса, свідчить про повноту хімічного процесу. Чим від`ємніше значення GТ⁰, тим більше значення константи, оскільки ці величини зв^’язані між собою співвідношенням:

-GТ^0 = RTlnK = 2,033RTlqK

(3.2.4)

Фактори, які впливають на зміщення рівноваги.

Всі ефекти зовнішніх дій на зміну рівноваги (вплив температури, тиску або концентрації) можна узагальнити правилом, яке дістало назву принципу Ле Шателье:

Якщо змінити хоча б одну із умов, за яких система перебуває в рівновазі, то відбувається таке зміщення рівноваги, яке послаблює цю зміну.

Вплив концентрації на зміщення рівноваги: зі збільшенням концентрації однієї з вихідних речовин рівновага зміщується в бік утворення продуктів реакції, а з підвищенням концентрації одного з продуктів реакції – в бік утворення вихідних речовин.

Вплив тиску на зміщення хімічної рівноваги:

Згідно з принципом Ле Шателье, при зміні тиску рівновага зміститься так, щоб послабити цю зміну. Оскільки тиск газу пропорційний числу його молекул, то з підвищенням тиску рівновага зміститься в бік реакції, в результаті якої утворюється менше число частинок газу, а із зниженням тиску – в бік утворення більшої кількості молекул газу.

+Р

N2(Г) + 3H2(Г)  2NH3(Г)

-Р

Вплив температури на зміщення рівноваги:

Н  0 – це ендотермічна реакція, яка проходить з поглинанням теплоти;

Н 0 – це екзотермічна реакція, яка проходить з виділенням теплоти.

З підвищенням температури рівновага в системі повинна зміститися так, щоб послабити її зростання, тобто має посилитися процес, що відбувається із поглинанням теплоти.

При підвищенні температури рівновага зміщується в сторону ендотермічної реакції, при зниженні температури в бік екзотермічної. Таким чином, принцип Ле Шателье дозволяє прогнозувати вплив різноманітних зовнішніх дій на зміщення рівноваги.