Различают обратимые и необратимые реакции. Необратимыми реакциями называются такие, после протекания которых, систему и внешнюю среду одновременно нельзя вернуть в прежнее состояние. Они идут в одном направлении до полного расходования одного из реагирующих веществ.
прямой р-ии >> обратной р-ии
Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. одновременно протекают в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние.
прямой р-ии = обратной р-ии
Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия .
Для реакции аА + вВ « сС + dD, из ЗДМ следует:
(51)
где и - константы скоростей прямой и обратной реакций, - равновесные концентрации веществ соответственно. В условиях равновесия концентрации всех реагентов связаны друг с другом, и изменение одной из них вызовет изменение других, только соотношение равновесных концентраций останется постоянным при данной температуре.
- константа равновесия – определяется отношением произведений равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. В выражение константы равновесия входят только концентрации газообразных и растворенных веществ. для данной реакции при данной температуре величина постоянная. - зависит от температуры, природы реагирующих веществ и не зависит от концентрации и присутствия катализатора. Катализатор, ускоряя и прямую, и обратную реакцию, способствует скорейшему установлению равновесия, но не оказывает влияния на состояние равновесия.
Константа химического равновесия может быть рассчитана из изотермы Вант-Гоффа при =0, являющейся термодинамическим условием химического равновесия:
(52)
следовательно
Константа равновесия имеет большое теоретическое значение и практическое значение. По ее величине можно судить о полноте протекания реакции. Если > 1, то равновесие смещается в сторону прямой реакции, если < 1 – в сторону обратной. При =1 реакция находится в химическом равновесии. Тем не менее, состояние равновесия процесс динамический, поэтому значения константы равновесия позволяют судить о его сдвиге в ту или иную сторону.
СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ (Принцип Ле Шателье)
Равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципомЛе Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способствует ослаблению этого воздействия.
Влияние температуры. Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов.
Например, при обычных условиях реакция N2 + O2 не идет (ΔH>0), но повышение температуры может сделать эти реакцию осуществимой. Реакция CO+1/2O2=CO2, ΔH<0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ.
Влияние давления. Если реагируют газообразные вещества, то при неизменном числе молей начальных и конечных реагентов повышение общего давления не приведет к смещению равновесия. Если число молей при реакции меняется, то изменение общего давления приведет к смещению равновесия. В частности, реакция 2CO+O2=2CO2, протекающая с уменьшением количества вещества, при повышении общего давления сместится в сторону образования СO2.
Влияние концентраций. В тех реакциях, в которых лучше оперировать концентрациями (реакции в растворах), увеличение концентраций исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону конечных продуктов и наоборот.
Так, в реакции этерификации (образование сложного эфира) увеличение концентрации уксусной кислоты или этанола увеличивает выход этилацетата, а добавление в систему воды приводит к омылению, т. е. образованию исходных продуктов реакции.