ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ, ЕГО ПРИЗНАКИ

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые реакции.

Химические реакции, которые идут в одном направлении, называются необратимыми. При этом взятые вещества целиком превращаются в продукты реакции.

Например: ВаС1₂ + Na₂SO₄ → ↓BaSO₄+ 2NaCl.

Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут проходить как в прямом, так и в обратном направлении – называются обратимыми реакциями. В замкнутых системах при постоянных давлении и температуре эти реакции никогда не доходят до конца.

Вначале, при смешивании исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а обратной равна нулю. По мере появления продуктов реакции начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие (v_пр. = v_обр.). Запишем для реакции выражение скоростей прямой и обратной реакций, согласно закону действия масс:

v_пр. = к₁[Н₂] · [J₂]; v_oбp. = к₂[HJ]²

Так как v_пр. = v_oбp., запишем K₁[H₂] · [J₂] = K₂[HJ]²

или отношение = К_{равновесия}

отсюда К_равн.=

В общем виде: аА + bВ сС + dD

K_равн. =

Константа химического равновесия не зависит от концентрации веществ, но зависит от природы веществ и температуры. Она показывает, во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной при одной и той же температуре и концентрации веществ, равной единице. Математически константа равновесия рассчитывается как отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции к произведению молярных концентраций исходных веществ, взятых в степени стехиометрических коэффициентов.

Постоянные концентрации исходных веществ и продуктов реакции в установившемся равновесии называются равновестными.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия, так же как и в выражение закона действия масс, входят концентрации веществ, которые находятся только в газообразной или жидкой фазе.

Например: СО₂(г) + С(к) 2СО(г) К_равн. =

Константа равновесия не зависит от катализатора. Катализатор может лишь ускорить или замедлить наступление равновесия.

Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохранятся постоянными. Если же условия изменяются, то система выйдет из равновесия, т.к. скорость прямой и обратной реакций будет изменяться неодинаково. Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

Характер смещения равновесия под влиянием внешних воздействий можно определить, применяя принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.