Химическое равновесие

Система находится в равновесии, если её состояние не изменяется во времени. Подвижное динамическое равновесие сохраняется во времени не из-за отсутствия процесса, а вследствие его протекания в двух противоположных направлениях с равными скоростями. Равенство скоростей прямой и обратной реакции - условие сохранения равновесия системы.

Примером обратимой реакции является реакция

H2 + I2 2HI

Изменение скоростей прямой (v1) и обратной (v2) реакций во времени представлены на графике:

В начальный момент времени в системе имеются лишь исходные вещества H2 и I2, и отсутствует HI, поэтому v1 имеет максимальное значение, а v2 равно 0. В процессе реакции v1 уменьшается с уменьшением [H2] и [I2], а v2 увеличивается с увеличением [HI] до тех пор, пока не установится равновесие, то есть v1 станет равной v2.

Для равновесия имеем: v1 = v2 или k1´[H2]´[I2] = k2·[HI]2 или

, где К - константа равновесия.

Закон действия масс: отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, все концентрации в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, есть постоянная, называемая константой равновесия.

Для mA + nB pC + qD имеем: K =

Для N2 + 3H2 2NH3 имеем: K =

Константа равновесия - это количественная мера прямой реакции данного уравнения.

К=0 - прямая реакция не идет;

К= - прямая реакция идет до конца.

К>1 - равновесие сдвинуто вправо;

К<1 - равновесие сдвинуто влево.

Константа равновесия реакции К связана с величиной изменения стандартной энергии Гиббса G для этой же реакции:

G = -RTlnK или G = -2,3RTlgK или К = 10-0,435 G /RT

Если К>1, то lgK>0 и G <0, то есть, если равновесие сдвинуто вправо, то реакция - переход от исходного состояния к равновесному - идет самопроизвольно.

Если К<1, то lgK<0 и G >0, то есть, если равновесие сдвинуто влево, то реакция самопроизвольно вправо не идет.

Константа позволяет рассчитать количества веществ в момент равновесия.

Пример. В объёме, равном 1 л смешали 1 моль Н2 и 1 моль I2. Найти равновесные концентрации веществ, если К=4.

Решение. Имеем H2 + I2 2HI

Снач 1 1 0

Сравн 1-x 1-x 2x

K = = (2x)2/(1-x)2 = 4; 2x/(1-x) = 2; 2x =2-2x, 4x=2, x=0,5. В момент равновесия имеем [H2] = [I2] = 0,5М; [HI] = 1М.

Закон смещения равновесия. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в системе возникает процесс, который противодействует внешнему воздействию.

Действие температуры. Увеличение температуры сдвигает равновесие в сторону эндотермической реакции. Уменьшение температуры - в сторону экзотермической реакции.

Действие давления. Повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньшего числа газообразных молекул. Понижение давления - в сторону большего числа газообразных молекул.

Действие концентрации. Увеличение концентрации вещества сдвигает равновесие в сторону реакции, которая уменьшает количество этого вещества. Уменьшение концентрации - в сторону реакции, которая увеличивает количество этого вещества.

Пример. В какую сторону сместится равновесие

N2 + 3H2 2NH3 DН < 0

а) при увеличении температуры; б) при увеличении давления; в) при увеличении концентрации водорода?

Решение: а) Поскольку DН < 0, то прямая реакция экзотермическая, а обратная эндотермическая. Согласно приведенному выше правилу, равновесие сдвигается влево.

б) Все вещества газообразные, причем в левой части уравнения четыре молекулы, а в правой - две. Равновесие сдвинется вправо.

в) Увеличение концентрации водорода сдвинет равновесие вправо.

Задание на внеаудиторную работу:

1. Химическая термодинамика. Первое начало термодинамики. Энтальпия.
2. Энтропия. Энергия Гиббса. Определение термодинамической возможности самопроизвольного протекания процесса.
3. Химическая кинетика. Скорость реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Зависимость скорости реакции от температуры (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса).
4. Энергия активации. Активированный комплекс. Катализ. Механизм влияния катализатора на скорость химической реакции.
5. Обратимые процессы. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.