Типы химических равновесий

Типы химических равновесий. Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца (до полного расхода одного из реагентов), а в обратимых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью, потому что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Пример необратимой реакции: Zn + 4HNO3 ® Zn(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O Пример обратимой реакции: H2 + I2  2HI Вначале скорость прямой реакции vпр велика, а скорость обратной реакции vоб равна нулю (рисунок 2.3).    Рисунок 2.3 – Зависимость скоростей прямой и обратной реакций от времени . При равенстве этих скоростей наступает химическое равновесие.   По мере протекания реакции исходные вещества расходуются, и их концентрации падают.

Одновременно появляются продукты реакции, их концентрации возрастают. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Оно является динамическим - в отличие от статического равновесия, которое не сопровождается каким-либо движением.

Например, механическое равновесие весов является статическим, т.к хотя концентрации веществ в системе остаются постоянными, реакция продолжает протекать как в прямом, так и в обратном направлении. При равенстве vпр и vоб можно приравнять их выражения согласно закону действия масс. Например, для обратимого взаимодействия водорода с иодом: kпр[H2][I2]=kоб& amp;#61655;[HI]2   или Отношение констант скорости прямой и обратной реакций (K) называется константой равновесия.

При постоянной температуре константа равновесия представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов и исходных веществ, которое устанавливается при равновесии. Величина K зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Система находится в состоянии равновесия до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается.

Смещение равновесия обусловлено временным нарушением равенства скоростей прямой и обратной реакций. Если скорость прямой реакции становится выше, то говорят, что равновесие смещается вправо, если же выше становится скорость обратной реакции, то считается, что равновесие смещается влево. Через некоторое время равенство скоростей опять восстанавливается, т.е. наступает новое состояние равновесия, в сторону расхода этого вещества;  при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушаться при изменении давления: 2NO + O2  2NO2 vпр=kпр[NO]2[O2] ;     vоб=kобр[NO2]2 При увеличении давления, например, в 2 раза концентрация каждого газа возрастет в 2 раза, и новые скорости реакций станут равными vпр и vоб: vпр=8vпр;  vоб=4vоб Неодинаковое изменение скоростей прямой и обратной реакций связано с тем, что в левой и правой частях уравнения реакции различно число молекул газов.

В связи с этим равновесие при возрастании давления сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления. Влияние температуры на константу равновесия. Тепловой эффект реакции можно рассматривать как разность энергий активации прямой и обратной реакций :  &#61508;H = Ea(пр) – Ea(об). Для эндотермических реакций &#61508;H>0; для экзотермических реакций &#61508;H<0. Согласно уравнению Аррениуса, зависимость константы равновесия от температуры можно выразить следующим образом: Из уравнения, связывающего константу равновесия с тепловым эффектом &#61508;H, следует, что при возрастании температуры равновесие эндотермической реакции. Эндотермическая реакция протекает с поглощением тепла, смещается вправо.

Экзотермическая реакция протекает с выделением тепла, – влево. Оказывается также, что катализатор не влияет на константу равновесия, так как он снижает энергию активации прямой и обратной реакций на одну и ту же величину.

Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах, представляют собою частные случаи общего принципа, определяющего влияние различных факторов на равновесие системы. Это принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие смещается в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.