Лекция 5. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле- Шателье.

1.Все химические реакции делят на реакции обратимые и необратимые: обратимыми называют реакции, продукты которых могут взаимодействовать между собой с образованием исходных веществ:H2+I2-2HI.

Реакцию, протекающую в сторону образования продуктов реакции называют прямой, а протекающую в сторону образования исходных веществ- обратной.

В принципе, все реакции, протекающие в природе, являются обратимыми, но в тех случаях, когда обратная реакция выражена очень слабо, реакции считаются практически необратимыми. К ним относят обычно те реакции, при протекании которых один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадают в осадок, выделяются в виде газа, образуется малодиссоциируемое вещество ( например, вода), реакция сопровождается выделением большого количества тепла.

Примеры практически необратимых реакций:

AgNO3+NaCl>AgCl+ NaNO3;

NaHCO3+CH3COOH >CH3COONa+H2O+CO2^;

HCl+NaOH>NaCl+H2O;

CH4+2O2>CO2+2H2O+880 кДж.

Состояние химического равновесия характерно лишь для обратимых процессов. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходующихся на образование продуктов реакции. Обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продуктов реакции. Таким образом, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Такое состояние системы называется химическим равновесием. kпр=kобр.

2.Одной из количественных характеристик состояния химического равновесия является константа равновесия.

Для обратимой реакции типа aA + bB = cC + dD согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции соответственно равны:

vпр=kпр[A]a[B]b, vобр=kобр[C]c[D]d.

Если vпр=vобр, то kпр[A]a[B]b= kобр[C]c[D]d, откудаК= kобр/kпр = [C]c[D]d/[A]a[B]b.

Таким образом, константа равновесия – отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. Константа равновесия – величина безразмерная, т.к. зависит от концентрации и количества веществ:

H2+I2-2HI ; K= [HI]2/[H2][I2].

N2+3H2-2NH3; K= [NH3]2/[N2][H2]3.

3. Химическое равновесие при неизменных условиях может сохраняться сколь угодно долго до тех пор, пока неизменными сохраняются условия его существования (концентрация, давления, температура). При изменении одного из условий равновесие нарушается, концентрация всех веществ изменяется, после чего устанавливается новое состояние равновесия. Подобный переход системы из одного состояния в другое называется сдвигом или смещением химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, произвести воздействие ( изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие в системе смещается в сторону ослабления этого воздействия.

Для реакции А+В- С+D.

1) Изменение концентрации: если увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо;

А+В> С+D.

если уменьшается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево.

А+В <С+D.

Если увеличивается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево;

А+В<С+D.

если уменьшается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо.

А+В> С+D.

2) Изменение температуры определяется тепловым эффектом реакции: при экзотермическом процессе (отрицательное значение реакции) - если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо;

А+В >С+D.

если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево.

А+В< С+D.

При эндотермическом процессе ( положительное значение реакции) – если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо;

А+В> С+D.

если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево.

А+В< С+D.

3) Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего количества молей газообразных веществ.

А+В<2 С+D.

Понижение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молей газообразных веществ.

А+2В> С+D.

Вопросы и задания для самоподготовки:

1. Обратимые и необратимые реакции. Признаки практической необратимости реакций.

2. Химическое равновесие. Понятие прямой и обратной реакций.

3. Принцип Ле- Шателье.

4. Влияние концентрации веществ на смещение химического равновесия.

5. Влияние температуры на смещение химического равновесия.

6. Влияние давления на смещение химического равновесия.