Лекция № 5: химическое равновесие

Вопросы:

1 Понятие химического равновесия.

2 Константа равновесия

3 Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

3.1 Изменение концентрации какого-либо из исходных веществ, участ­вующих в реакции (температура и давление постоянны)

3.2 Нарушение равновесия вследствие изменения давления (путем уменьшения или увеличения объема, температура постоянна)

3.3 Нарушение равновесия вследствие изменения температуры

4 Основные типы задач на химическое равновесие

1 Понятие химического равновесия

Все химические реакции можно разделить на 2 группы:

– реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Это связано с тем, что необратимая реакция протекает только в одном направлении;

– реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Например, необратимая реакция:

Zn + H₂SO₄  ZnSO₄+ H₂

протекает до полного исчезновения либо серной кислоты, либо цинка и не протекает в обратном направлении: металлический цинк и серную кислоту невозможно получить, пропуская водород в водный раствор сульфата цинка.

Классическим примером обратимой реакции может служить реакция образования аммиака из азота и водорода:

N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃

Если при высокой температуре смешать 1 моль азота и 3 моль водорода, то даже после достаточно длительного промежутка времени протекания реакции в реакторе будут присутствовать не только продукт реакции (NH₃), но и непрореагировавшие исходные вещества (N₂ и H₂). Если в реактор при тех же условиях ввести не смесь азота и водорода, а чистый аммиак, то через некоторое время окажется, что часть аммиака разложилась на азот и водород, т.е. реакция протекает в обратном направлении.

Для понимания природы химического равновесия необходимо рассмотреть вопрос о скоростях прямой и обратной реакций.

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени.

При изучении вопросов химического равновесия концентрации веществ выражают в моль/л; эти концентрации показывают, сколько моль данного реагирующего вещества содержится в 1 литре сосуда.

Химические реакции осуществляются в результате столкновений между молекулами, поэтому, чем больше молекул находится в единице объёма, тем чаще происходят столкновения между ними, и тем больше скорость реакции.

Таким образом, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость реакции.

Рассмотрим обратимую реакцию:

Рисунок 1– Изменение скоростей прямой и обратной реакции во времени

Концентрации исходных веществ (А и В) в системе максимальны в момент начала реакции (в момент времени t = 0). В начале (в момент времени t = 0) реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции (С и D), следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ (А и В) друг с другом, их концентрации уменьшаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продуктов реакции (С и D) постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной.

V_пр = k_пр· [A] · [B], V_об = k_об · [D] · [С]

V_пр = V_об