Химическое равновесие. Большинство химических реакций обратимо, то есть они протекают одновременно в противоположных направлениях.

Большинство химических реакций обратимо, то есть они протекают одновременно в противоположных направлениях.

2 Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2 Н₂О_(г) ΔH < 0, ΔS < 0

Протекание реакции в прямом направлении происходит с выделением теплоты, энтропия при этом уменьшается, так как в результате реакции из 3 молей газов образуется 2 моля газа. Таким образом, движущей силой этого процесса является энтальпийный фактор.

Протекание реакции в обратном направлении сопровождается поглощением теплоты, но энтропия при этом возрастает. Значит, движущей силой обратного процесса является энтропийный фактор.

В конце концов действие двух противоположных факторов уравновешивается, наступает химическое равновесие, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. После наступления равновесия концентрации веществ (исходных и продуктов) при данных условиях остаются неизменными, эти концентрации называют равновесными и записывают в квадратных скобках. Для реакции, записанной в общем виде:

aA + bB ↔ cC + dD в состоянии равновесия v_пр = v_обр

v_обр k_обр ∙[С]^c ∙ [D]^d [C]^c ∙ [D]^d

K = ------ = ---------------------- = -------------- , где K – константа равновесия

v_пр k_пр ∙[A]^a ∙ [B]^b [A]^a ∙ [B]^b

Значение К находят расчётным или экспериментальным путём. Константа равновесия – важная характеристика реакции. По её значению можно судить о направлении процесса при исходном соотношении концентраций реагирующих веществ, о максимально возможном выходе продукта при определённых условиях.

Величина константы химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Она связана стандартной энергии Гиббса химической реакции уравнением: ΔG = - RT lnK.

Если ΔG << 0, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, то К >> 1, то есть в равновесной системе преобладают продукты реакции.

Если ΔG >> 0, то в равновесной системе преобладают исходные реагенты, К << 1. К = е^-ΔH/RT∙ e^ΔS/R.

Из уравнения видно, что константа равновесия очень сильно зависит от температуры. В случае эндотермических процессов повышение температуры приводит к увеличению константы равновесия. Для экзотермических процессов, наоборот, с увеличением температуры К уменьшается.

Константа равновесия является постоянной величиной только при данных условиях. Изменение внешних условий нарушает сложившееся равновесие.

Направление смещения равновесия можно предсказать с помощью принципа Ле-Шателье (принципа подвижного равновесия): если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

2 СО_(г) + О_2(г) ↔ 2 СО_2(г) К = [CO₂]²/ ([CO]² ∙ [O₂ ]).

Если добавлено исходное вещество, например кислород, равновесие смещается в сторону образования углекислого газа (вправо). Данная реакция происходит с изменением общего объёма газов, значит, на неё будет оказывать влияние давление. Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объёма.