Химическое равновесие.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми.

Большинство реакций являются обратимыми, т.е. протекают в противоположных направлениях.

Например:

J₂ + H₂ → 2HJ при 350⁰С является типичной обратимой реакцией.

В ходе реакции устанавливается подвижное химическое равновесие, при котором скорости прямого образования и обратного распада HJ равны.

Таким образом, химическое равновесие это такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости противоположных реакций равны.

Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями.

Обычно их обозначают при помощи квадратных скобок, например,

[J₂], [H₂], [HJ].

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрации реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ – давление.

При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяется, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций.

Подобный переход системы от одного состояния к другому называют смещением или сдвигом химического равновесия.

Если при изменении условий увеличивается концентрация исходных веществ, то говорят о смещении вправо.

Если увеличивается концентрация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия влево.

Выразим скорости прямой (v₁) и обратной (v₂) реакции образования и разложения йодоводорода

Тогда будем иметь:

V₁=k₁•[J₂]•[H₂] и V₂=k₂•[HJ]²

При равновесии V₁= V₂, а значит

k_1/ k₂=[HJ]²/[J₂]•[H₂]

Но k₁ k₂ для данной реакции при одной и той же температуре являются постоянными величинами, а значит и их отношение будет постоянной величиной.

Обозначая его через К, получаем:

К==[HJ]²/[J₂]•[H₂], где

К- константа химического равновесия.

В общем виде для обратимой реакции

mA + nB = pC + gD

константа химического равновесия выразится уравнением

К=[C]^p•[D]^g/[A]^m•[B]ⁿ – (7)

это уравнение закона действующих масс в общем виде.

Сам закон согласно уравнению можно сформулировать так:

В данной обратимой химической реакции при данной температуре отношение произведений равновесных концентраций веществ правой и левой частей уравнений, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная.

Константа химического равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Принцип Ле-Шателье

Смещение равновесия в зависимости от изменения концентраций реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газовых реакций) в общем виде определяется принципом Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

В технике обратимые реакции как правило не выгодны.

Поэтому различными методами химическое равновесие смещают в сторону образования конечных продуктов.

У необратимых реакций обратный процесс выражен весьма незначительно.

Обычно к ним относят те реакции, при протекании которых:

1 Один из образующихся продуктов выпадает в осадок.

2 Образуется малодиссоциируемое соединение.

3 Реакция сопровождается большим выделением энергии.

В уравнениях необратимых реакций между левой и правой частями ставится знак равенства или стрелка.

№8