4.4 Химическое равновесие.

Обратимые химические реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлениях. Прямая реакция протекает по уравнению слева направо, обратная протекает по уравнению справа налево. Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия.

Рис. 13.Изменение скорости прямой и обратной реакций с течением времени (т)

Химическая реакция находится в состоянии равновесия, если от­ношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагентов в степенях их сте-хиометрических коэффициентов достигает постоянного значения К_с, ха­рактерного для этой реакции при данной температуре. Величина Кс на­зывается константой равновесия.

Для обратимой реакции а А + b В = с С + d D (где все вещества жид­кости или газы) константа равновесия имеет вид:

Это выражение является математической записью закона действия масс для обратимых реакций. К_с зависит только от температуры. Чем выше константа равновесия, тем в большей степени в равновесной реакционной смеси преобладают продукты. Чем ниже К_с, тем в большей степени в равновесной реакционной смеси преобладают исходные вещества.

Для гетерогенных реакций концентрации твердых веществ вклю­чены как константы в величину К_с и поэтому отсутствуют в правой ча­сти выражения для закона действующих масс. Например, для реакции: С_(ТВ) + СО_{2 (г)} = 2СО_(г) константа равновесия имеет вид:

Для реакций в газовой фазе в качестве единиц измерения концент­рации можно также пользоваться молярностью, но удобнее измерять концентрацию парциальными давлениями газов. При использовании мо­лярных концентраций константу равновесия обозначают символом К_с, а константу равновесия, выражаемую через парциальные давления газов -символом К_р. Для вышеуказанной реакции К_р имеет вид

Уравнение состояния идеального газа позволяет найти связь меж­ду парциальными давлениями и молярными концентрациями, и, следо­вательно, дает возможность переходить от К_с к Кр.

где n - разность между числом молей газообразных продуктов и чис­лом молей газообразных реагентов.

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, произвести внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той ре­акции, которая ослабит оказанное воздействие.

Влияние концентрации на химическое равновесие. Введение в рав­новесную систему дополнительных количеств любого из реагирующих ве­ществ ускоряет ту реакцию, при которой оно расходуется. Например, увели­чение концентрации исходных веществ ускоряет скорость прямой реакции.

Влияние давления на химическое равновесие. Увеличение давле­ния смещает равновесие в сторону реакции, которая приводит к умень­шению общего числа молекул в газовой смеси, и наоборот.

Для обратимых газовых реакций, которые протекают без измене­ния количества вещества (при переходе от реагентов к продуктам) и, следовательно, без изменения общего объема смеси при Т = const, изме­нение давления не влияет на положение равновесия.

Влияние температуры на химическое равновесие. При повыше­нии температуры происходит смещение равновесия в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры происходит смещение равновесия в сторону экзотермической реакции.

13