Тема 6. Химическое равновесие.

6.1 Понятие о химическом равновесии. Константа равновесия.

Химическое равновесие – это частный случай термодинамического равновесия, внешние проявления которого заключаются в том, что концентрация веществ, образующих данную химическую систему, перестают меняться и остаются постоянными, если не изменяются внешние условия. При этом энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, т.е. , а .Это является термодинамическим условием химического равновесия, поскольку в состоянии равновесия система характеризуется минимумом энергии Гиббса. Из любого другого состояния система самопроизвольно переходит в наиболее выгодное стояние с минимумом энергии Гиббса. Таким образом, химическое равновесие – это общий предел для прямой и обратной реакций, до которого они идут (помним, что если значение реакции по абсолютной величине не превышает 50 кДж, то направление самопроизвольной реакции определяется не знаком , а знаком , т.е. существенно зависит от соотношения концентрации участников реакции).

Реакции, которые при одной и той же температуре в зависимости от соотношения реагентов могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, называются обратными.

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Состояние является кинетическим условием химического равновесия. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями при установившемся равновесии . Следовательно, для обратного процесса, протекающего в гомогенной системе: aA + вB ↔сС +dD

Отсюда:

, где : - константа химического равновесия, величина безразмерная и постоянная при данной температуре; , , , - равновесные молярные концентрации участвующих в реакции веществ; моль/л.

Если обратимая реакция протекает в гетерогенной системе, то концентрации чистых фаз не будут входить в математическое выражение константы равновесия. Например, для реакции Fe₂O_{3 (КР)}+ 3Co_(Г) ↔ 2 Fe_(КР) + 3CO_2(Г).

Связь между равновесными молярными концентрациями всех реагентов и продуктов реакции отражает закон действующих масс: Отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных их стехиометрических коэффициентам, при T=const? Является величиной постоянной.

Константа равновесия – важнейшая характеристика химического взаимодействия, ее величина позволяет судить о полноте протекания реакции, поскольку при данной температуре показывает, во сколько раз прямая реакция протекает быстрее (или медленнее) обратной при стандартных концентрациях всех участников реакции (т.е. концентрациях, равных 1 моль/л). Константа равновесия( так же, как и константы скоростей и ) зависит от природы реагентов и температуры, но не зависит от исходных концентрации веществ в системе.

Пример 6.1.1

Пример 6.1.2.

Пример 6.1.3.

6.2. Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие имеет динамический характер. При отсутствии внешних воздействий установившееся химическое равновесие не изменяется сколь угодно долго.

При измени условий(концентрации реагирующих веществ, температуры, давления) система переходит в новее равновесное состояние. Переход системы из одного состояния в другое, называется смещением (или сдвигом) равновесия.

Система следует за внешним воздействиями. Если внешнее воздействие снимается, то система возвращается в исходное равновесное состояние Смещение химического равновесия при изменении условий определяется принципом Ле Шателье:

Если на систему находящуюся в состоянии равновесия, оказано внешнее воздействие (изменено какое-либо условие существования равновесия), то равновесие смещается в сторону той из двух противоположных реакции, которая ослабляет это воздействие.

Например: 1) повышение температуры увеличивает выход продуктов эндотермической реакции (), в ходе которой подводится извне теплота поглощается;

2NO₂ ↔ N₂O₄;

2) при увеличении концентрации хотя бы одного из реагентов равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции ( к этому же приводит уменьшение концентрации продуктов реакции). И наоборот.

3) изменение давления вызывает смещение равновесия только в реакциях с участием газообразных веществ, если суммы стехиометрических коэффициентов перед ними в правой и левой частях уравнения реакции не равны. В этих условиях при повышении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая идет с уменьшением числа моль газообразных веществ;

Пример 6.2.1

Пример 6.2.2