logo search
му по химии / Денисова конспект лекций

Химическое равновесие

Реакции, идущие одновременно в двух противоположных, направлениях (прямом и обратном), называют обратимыми. Необратимых реакций, вообще говоря, не бывает. Просто в определенных условиях некоторые реакции можно довести практически до конца, например, если удалять продукты из сферы реакции - выпадение осадка, выделение газа, образование малодиссоциированных продуктов и т. д. Для любой обратимой гомогенной реакции:

аА + вВ ↔ сС -dD

в начальный момент времени, согласно закону действующих масс, скорость прямой реакции: υ= k ·CaA-CbB , имеет максимальное значение, а скорость обратной реакции υ = k -CcС-Сd D равна нулю. Со временем концентрация исходных веществ - реагентов (А и В) уменьшается, а продуктов реакции (С и D) возрастает и, следовательно, уменьшается скорость прямой и возрастает скорость обратной реакции. Наступает момент, когда обе скорости становятся равным, что соответствует равновесному состоянию системы.

Концентрации реагентов и продуктов реакции, установившиеся к моменту равновесии, называются равновесными [А], [В], [С], [D], они остаются постоянными до нарушения химического равновесия. Равновесное состояние химической системы характеризуется по закону действующих масс константой равновесия (Кр), для реакции

aA + bB « dD + fF.

Это выражение позволяет рассчитать Кp по известным равновесным концентрациям всех веществ гомогенной реакции или концентрацию отдельного из веществ по известным концентрациям остальных веществ и КР. Для одной и той же температуры отношение произведений равновесных концентраций (в степенях их стехиометрических коэффициентов) веществ в правой и левой частях уравнения химической реакции представляет постоянную величину. Константа равновесия показывает глубину протекания процесса. Если К>>1, процесс сильно сдвинут в сторону получения продуктов реакции. Если К<<1, наоборот, процесс сдвинут влево и практически не идет. К=1 - равновесие установилось.

При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентрации реагентов на величины ΔСА и ΔСВ и увеличение концентраций продуктов на величины ΔСС и ΔС D, определяемые выражениями для реагентов:

ΔСА = С0(А) - [А], ΔСв = С0(в) - [В], ΔСс = С0(С) + [С] = 0 + [С] =[С], ΔС D = С0(D) + [D] = 0 + [D] =[D],

где С0(А), С0,(B), С0,(C), С0,(D) - исходные концентрации реагентов и продуктов реакции.

Эти выражения позволяют рассчитать равновесные концентрации веществ по начальным концентрациям реагентов при известном значении Кр (и наоборот).

Решение задачи

Пример 1. При некоторой температуре константа равновесия реакции: Н2 (г) + I2 (г) ↔ 2HI (г) равна 1. Определите состав равновесной реакционной смеси, если для реакции были взяты 1 моль/л Н2 и 2 моль/л I2.

Решение. Задача сводится к определению равновесных концентраций реагентов и продуктов реакции через константу равновесия. Равновесные концентрации представляют собой концентрации реагентов, не вступивших в реакцию к моменту установления равновесия, и концентрации продуктов реакции, образовавшихся к моменту равновесия. Эти концентрации можно рассчитать из уравнения реакции:

Н2 (г) +I2 (г) ↔2HI (г).

Начальная концентрация: 1 2 0

К моменту равновесия:

1) прореагировало, ∆С х х

2) осталось 1-х 2-х

3) образовалось 2х

Таким образом, равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции составляют:

[H2] = CH2-x = (l-x),

[I2] = СI2-х = (2-х),

[HI] = 2х, так как из уравнения видно, что HI образуется в 2 раза больше, чем реагирует Н2 или I2. С0,(H2) и С0, (I2) – исходные концентрации Н2 и I2. По достижении равновесия состав реакционной смеси был следующий:

[Н2] = (1 - 0,45) = 0,55 моль/л,

[I2] = (2 - 0,45) = 1,55 моль/л,

[HI] = 2·0,45 = 0,9 моль/л.

Смещение химического равновесия

Каждое химическое равновесие устанавливается при определенном значении трех параметров, которые его характеризуют: 1) концентрация реагирующих веществ; 2) температура; 3) давление (для газов). Изменение одного из этих параметров приводит к нарушению равновесия: ( υ≠ υ). Если υ> υ, то равновесие смещается вправо, в направлении образования продуктов реакции, что обозначают (→). Если υ< υ, то равновесие смещается влево (←), в направлении образования исходных веществ.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместиться в том направлении, которое ослабит внешнее воздействие.

1. Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, то это смещает равновесие в сторону его образования. При увеличении концентрации одного из веществ равновесие системы смещается в сторону той реакции, которая ее уменьшает.

2. Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (∆Н > 0), а понижение - в сторону экзотермической (∆Н < 0).

3. Изменение давления оказывает влияние на равновесие в том случае, если в реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество и число моль исходных газообразных веществ и газообразных продуктов реакции не одинаково. При уменьшении или увеличении давления равновесие смешается соответственно в сторону образования большего или меньшего числа моль газа.

Пример 1. При каких условиях равновесие реакции:

4Fe (к) + 3О2 (г) ↔2Fе2О3 (к), ΔН0r = -1644,4 кДж

будет смещаться в сторону разложения оксида?

Решение. 1. Смещение равновесия в сторону разложения оксида означает смещение его влево, т.е. увеличение скорости обратной реакции, которая является эндотермической. Прямая реакция по условию экзотермическая (ΔН0r < О). Такое смещение, согласно принципу Ле-Шателье, достигается повышением температуры.

  1. Приведенная обратимая реакция является гетерогенной. В ней участвует одно газообразное вещество - кислород, являющееся исходным. Для смещения равновесия в направлении образования О2 (←) его концентрацию необходимо уменьшить, что равнозначно понижению давления в системе.