Смещение равновесия под действием различных факторов. Обратимые и необратимые химические реакции

Химически необратимые реакции при данных условиях идут практически до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH4NO3 → 2H2O + N2O –никакая попытка получить нитрат из Н2О и N2O не приводит к положительному результату).

Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций меньше, чем обратимых. Примером обратимой реакции служит взаимодействие водорода с иодом.

Через некоторое время скорость образования HI станет равной скорости его разложения.

Иными словами, наступит химическое равновесие.

Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в исходные реагенты.

Химическое равновесие является динамическим, то есть его установление не означает прекращения реакции.

Закон действующих масс :

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

Признаки истинного химического равновесия:

1. состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии внешних воздействий;

2. состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь малы бы они ни были;

3. состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ, в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам, для данной реакции при данной температуре представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия.

Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными концентрациями.

В случае гетерогенных обратимых реакций в выражение Кс входят только равновесные концентрации газообразных и растворенных веществ. Так, для реакции СаСО3 ↔ СаО + СО2

При неизменных внешних условиях положение равновесия сохраняется сколь угодно долго. При изменении внешних условий положение равновесия может измениться. Изменение температуры, концентрации реагентов (давления для газообразных веществ) приводит к нарушению равенств скоростей прямой и обратной реакций и, соответственно, к нарушению равновесия. Через некоторое время равенство скоростей восстановится. Но равновесные концентрации реагентов в новых условиях будут уже другими. Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия . Химическое равновесие можно сравнить с положением коромысла весов. Подобно тому, как оно изменяется от давления груза на одну из чашек, химическое равновесие может смещаться в сторону прямой или обратной реакции в зависимости от условий процесса. Каждый раз при этом устанавливается новое равновесие, соответствующее новым условиям.

Численное значение константы обычно изменяется с изменением температуры. При постоянной температуре значения Кс не зависят ни от давления, ни от объема, ни от концентраций веществ.

Зная численное значение Кс, можно вычислить значения равновесных концентраций или давлений каждого из участников реакции.

Направление смещения положения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье:

если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.

Растворение как физико-химический процесс. Сольватация. Сольваты. Особые свойства воды как растворителя. Гидраты. Кристаллогидраты. Растворимость веществ. Растворение твердых, жидких и газообразных веществ. Влияние температуры, давления и природы веществ на растворимость. Способы выражения состава растворов: массовая до-ля, молярная концентрация, эквивалентная концентрация и мольная доля.

Известны две основные теории растворов: физическая и химическая.

Физическая теория растворов была предложена лауреатами Нобелевской премии голландцем Я. Вант-Гоффом (1885 г.) и шведским физико-химиком С. Аррениусом (1883 г.). Растворитель рассматривается как химически инертная среда, в которой равномерно распределены частицы (молекулы, ионы) растворенного вещества. Предполагается отсутствие межмолекулярного взаимодействия, как между частицами растворенного вещества, так и между молекулами растворителя и частицами растворенного вещества. Частицы растворителя и растворенного вещества равномерно распределяются в объеме раствора вследствие диффузии. Впоследствии выяснилось, что физическая теория удовлетворительно описывает природу лишь малой группы растворов, так называемых идеальных растворов, в которых частицы растворителя и растворенного вещества действительно не взаимодействуют между собой. Примерами идеальных растворов являются многие газовые растворы.

Химическая (или сольватная) теория растворов предложена Д.И. Менделеевым (1887 г.). Он впервые на огромном экспериментальном материале показал, что между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходит химическое взаимодействие, в результате которого образуются нестойкие соединения переменного состава, называемые сольватамиили гидратами( если растворителем является вода). Д.И. Менделеев определил раствор как химическую систему, все формы взаимодействия в которой связаны с химической природой растворителя и растворяемых веществ. Главную роль в образовании сольватов играют непрочные межмолекулярные силы и водородная связь.

Процесс растворения нельзя представить простой физической моделью, например, статистическим распределением растворенного вещества в растворителе в результате диффузии. Обычно он сопровождается заметным тепловым эффектом и изменением объема раствора, за счет разрушения структуры растворяемого вещества и взаимодействия частиц растворителя с частицами растворенного вещества. Оба эти процесса сопровождаются энергетическими эффектами. Для разрушения структуры растворяемого вещества требуется затрата энергии , тогда как при взаимодействии частиц растворителя и растворенного вещества происходит выделение энергии. В зависимости от соотношения этих эффектов процесс растворения может быть эндотермическим или экзотермическим.

При растворении сульфата меди присутствие гидратов легко обнаружить по изменению цвета: безводная соль белого цвета, растворяясь в воде, образует раствор синего цвета. Иногда гидратная вода прочно связывается с растворенным веществом и при выделении его из раствора входит в состав его кристаллов. Кристаллические вещества, содержащие воду, называются кристаллогидратами , а вода, входящая в структуру таких кристаллов, называется кристаллизационной. Состав кристаллогидратов определяет формула вещества, в которой указано число молекул кристаллизационной воды, приходящееся на одну его молекулу. Так, формула кристаллогидрата сульфата меди (медного купороса) CuSO4×5H2O. Сохранение кристаллогидратами окраски, характерной для соответствующих растворов, служит прямым доказательством существования в растворах аналогичных гидратных комплексов. Цвет кристаллогидрата зависит от числа молекул кристаллизационной воды.

Существуют различные способы выражения состава раствора . Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.

В общем виде концентрация может быть выражена как число частиц в единице объема или как отношение числа частиц данного вида к общему количеству частиц в растворе. Количество растворенного вещества и растворителя измеряют в единицах массы, объема или в молях. В целом, концентрация раствора – это количество растворенного вещества в конденсированной системе (смеси, сплаве или в определенном объеме раствора). Известны разные способы выражения концентрации растворов, каждый из которых имеет преимущественное применение в той или иной области науки и техники. Обычно состав растворов выражают с помощью безразмерных (массовая и мольная доли) и размерных величин (молярная концентрация вещества, молярная концентрация вещества – эквивалента и моляльность).

Массовая доля – величина, равная отношению массы растворенного вещества (m1) к общей массе раствора (m).

Видеоурок 2: Смещение химического равновесия

Лекция: Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Из предыдущего урока вы узнали, что такое скорость химической реакции и какие факторы оказывают на неё влияние. На данном уроке рассмотрим, как эти реакции протекают. Зависит это от поведения исходных веществ, участвующих в реакции – реагенты. Если они полностью превращаются в конечные вещества – продукты, то реакция является необратимой. Ну, а если конечные продукты вновь превращаются в исходные вещества, то реакция обратимая. Учитывая это сформулируем определения:

Обратимая реакция - это определенная реакция, протекающая при одних условиях в прямом и обратном направлениях.

Вспомните, на уроках химии вам демонстрировали наглядный пример обратимой реакции получения угольной кислоты:

CO 2 + H 2 O <-> H 2 CO 3

Необратимая реакция - это определенная химическая реакция, которая идет до конца в одном конкретном направлении.

Примером является реакция горения фосфора: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Одними из свидетельств необратимости реакции являются выпадение осадка или выделение газа.

Когда скорости прямой и обратной реакции равны возникает химическое равновесие .

То есть в обратимых реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов. Увидим на примере как образуется химическое равновесие. Возьмем реакцию образования йодоводорода:

H 2 (г) + I 2 (г) <-> 2HI(г)

Мы можем нагревать смесь газообразных водорода и йода или же уже готовый йодовород, результат в обоих случаях будет один: образование равновесной смеси трех веществ H 2 , I 2 , HI.

В самом начале реакции, до образования йодоводорода идет прямая реакция со скоростью (v пр ). Выразим её кинетическим уравнением v пр = k 1 , где k 1 – это константа скорости прямой реакции. Постепенно образуется продукт HI, который в тех же условиях начинает разлагаться на H 2 и I 2 . Уравнение данного процесса выглядит следующим образом: v обр = k 2 2 , где v обр – скорость обратной реакции, k 2 – константа скорости обратной реакции. В тот момент, когда HI достаточно для выравнивания v пр и v обр наступает химическое равновесие. Количество веществ, находящихся в равновесии, в нашем случае это H 2 , I 2 и HI не меняется со временем, но только если нет внешних воздействий. Из сказанного следует, что химическое равновесие динамично. В нашей реакции йодоводород то образуется, то расходуется.

Помните, изменение условий реакции позволяет сдвинуть равновесии в нужном направлении. Если мы увеличим концентрацию йода или водорода, то увеличится v пр, произойдет сдвиг вправо, больше будет образовываться йодоводорода. Если же мы увеличим концентрацию йодоводорода, увеличится v обр, а сдвиг будет влево. Можем получить больше/меньше реагентов и продуктов.

Таким образом, химическому равновесию свойственно сопротивляться внешнему воздействию. Добавление H 2 или I 2 в итоге приводит к увеличению их расходования и возрастанию HI. И наоборот. Этот процесс в науке получил название принципа Ле – Шателье . Он гласит:

Если на систему, пребывающую в устойчивом равновесии, воздействовать извне (меняя температуру, или давление, или концентрацию), то наступит сдвиг в направлении процесса, ослабляющего это воздействие.

Помните, катализатор не в состоянии сместить равновесие. Он может только ускорить его наступление.

Изменение концентрации . Выше мы рассмотрели каким образом, данный фактор сдвигает равновесие то в прямом, то в обратном направлениях. Если увеличить концентрацию реагирующих веществ, равновесие смещается на сторону, где это вещество расходуется. Если уменьшить концентрацию – смещается на сторону, где это вещество образуется. Помните, реакция обратимая, и реагирующими веществами могут быть вещества как на правой стороне, так и на левой, в зависимости от того, какую реакцию рассматриваем (прямую или обратную).

Влияние t . Её рост провоцирует сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q), а снижение в сторону экзотермической реакции (+ Q). В уравнениях реакций указывается тепловой эффект прямой реакции. Тепловой эффект обратной реакции ему противоположен. Данное правило подходит только для реакций с тепловым эффектом. Если его нет, то t не способна смещать равновесие, но её повышение ускорит процесс возникновения равновесия.

Влияние давления . Этот фактор может быть использован в реакциях с участием газообразных веществ. В случае если моли газа равны нулю, изменения проходит не будут. При повышении давления, равновесие смещается в сторону меньших объемов. При понижении давления, равновесие сместится в сторону больших объемов. Объемы – смотрим на коэффициенты перед газообразными веществами в уравнении реакции.

Обратимые реакции – реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Необратимые реакции – реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.

32. Химическое равновесие. Принцип Ле–Шателье.

Химическое равновесие – состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая–обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

33. Принцип Ле–Шателье. Условия сдвига химического равновесия.

Принцип Ле–Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении ослабления внешнего воздействия.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации продуктов реакции - в сторону исходных веществ.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Основные понятия химии

Химия это наука о веществах и законах их превращения объект изучения химии являются хим элементы и их соединения хим элементом назыв вид атомов.. закон.. порядок заполнения орбиталей электронами..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Закон эквивалентов
Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. м(а)/м(б)=Э(а)/Э(б). Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая эквивалентна одному ион

Электродное облако. Квантовые числа
Электронное облако - это наглядная модель, отражающая распределение электронной плотности в атоме или молекуле. Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: глав

Квантово-механическая модель строения атома
В основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке мож

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева
Открытие Периодического закона Д.И. Менделеевым Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в ходе работы над текстом учебника "Основы химии", когда он столкнулся с трудностя

Неорганические соединения
Кислоты - это сложные хим. соединения, состоящие из ионов Н и кислотного остатка. Подразделяются на односоставные и многосоставные, кислородосодержащие и бескислородные. Основания - это сл

Соли и их хим. свойства
Соли - класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов. Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав. Соли взаимодействуют с к

Ковалентная связь. Насыщаемость и направленность
Ковалентная связь- это хим. связь между атомами, осуществляемая обобществлёнными электронами. Ков. связь бывает полярной и неполярной. Неполярная ков. связь сущ. в молекулах где каждое ядро атома с

Основные положения теории ВС. Гибридизация
Основные положения теории ВС: А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образ. электронных пар. Б) атомы, вступающие в хим. связь, обменива

Водородная связь
Водородная связь - форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут вы

Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения
Механизм образ. ковалентной связи за счет двух электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) назыв. донорно-акцепторным. Комплексные соединения - это соед

Комплексные соединения. Химическая связь в комплексном соединении
Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. Хим. связь-В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и в

Диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости комплексных ионов
Диссоциация комплексного соединения проходит по двум ступеням: а) диссоциация на комплексный и простой ионы с сохранением внутренней сферы комплекса и б) диссоциация внутренней сферы, привод

Первое начало термодинамики. Закон Гесса
1-ое начало т/д: в любом процессе изменение внутренней энергии U системы равно сумме количества переданной теплоты и совершенной работы. ΔU=Q – W Если система в

1 и 2 законы термодинамики. Расчет тепловых эффектов химических реакций
Формулировка I закона т/д: энергия не создается и не уничтожается, а лишь переходит из одной формы в другую в эквивалентном соотношении. Формулировка II закона т/д: в изолированной системе

Закон Гесса и следствия из него
Закон Гесса: теплота химической реакции равна сумме теплот любого ряда последовательных реакций с теми же исходными веществами и конечными продуктами. В расчетах используют следствия закон

Понятие о стандартном состоянии и стандартных теплотах образования. Вычисление тепловых эффектов химических реакций
Стандартные состояния - в химической термодинамике условно принятые состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов при оценке термодинамических величин. Под стандартной теплотой

Свободная энергия Гиббса. Направление химической реакции
Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорость химических реакций и механизм протекания химических реакций. Скорость химической реакции – количество благоприятных столкновений част

Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации
lnk=lnA-Ea/2.3RT Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать частицы, чтобы вступить в химическое взаимодействие.

Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ
Катализатор – вещество, изменяющее скорость химической реакции, но не вступающее в химическое взаимодействие и выводящееся в конце реакции в чистом виде. Процесс ускорения реакции в присут

Коллигативные свойства растворов
Коллигативные свойства растворов - это те свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят

Законы Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов
Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого ра

Осмос и осмотическое давление
Диффузия – процесс взаимного проникновения молекул. Осмос – процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворё

Растворение газов в жидкостях. Закон Генри
На растворимость веществ влияют температура и давление. Их влияние на равновесие в растворе подчиняется принципу Ле-Шателье. Растворимость газов сопровождается: А) выделением тепл

Степень и константа электролитической диссоциации. Закон разведения Оствальда
Электролитическая диссоциация – распад молекулы на ионы под действием полярных молекул растворителя. Э.д. подразумевает ионную проводимость раствора. Степень э.д. – величина, равная отноше

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды
Ионное произведение воды – величина, равная произведению катионов водорода и гидроксид ионов есть величина постоянная при данной температуре (25°с) и равна 10-14. Kw=

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды
Вода – слабый амфотерный электролит. Молекулы воды могут как отдавать, так и присоединять катионыH+. В результате взаимодействия между молекулами в водных растворах всегда присутствует и

Степень и константа гидролиза солей
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр); α = (cгидр

Активность и ионная сила растворов. Связь между коэффициентом активности и ионной силой раствора
Активность компонентов раствора - эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе. a=f*c Ионная сила раствора - мера интенсивности

Понятие об электродном потенциале
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Воз

Электродный потенциал. Уравнение Нернста
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Выв

Газовые электроды. Уравнение Нернста для расчета потенциалов газовых электродов
Газовые электроды состоят из проводника 1-го рода, контактирующего одновременно с газом и раствором, содержащим ионы этого газа. Проводник 1-го рода служит для подвода и отвода электронов и, кроме

Гальванический элемент. Расчет ЭДС гальванического элемента
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ - химический источник тока, в котором лектрическая энергия вырабатывается в результате прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакцией. В со

Концентрационная и электрохимическая поляризация
Концентрационная поляризация. Изменение потенциала электрода вследствие изменения концентрации реагентов в приэлектродном слое при прохождении тока называется концентрационной поляризацией. В свою

Электролиз. Законы Фарадея

Электролиз. Выход по току. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами
Электролиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах,

Основные виды коррозии. Методы защиты металлов от коррозии
Коррозия – это процесс разрушения металлов под воздействием электрохимических или химических факторов окружающей среды. Соответственно, различают два типа коррозии, в зависимости от способа взаимод

Химическая коррозия. Скорость химической коррозии
Химическая коррозия- коррозия, обусловленная взаимодействием Ме с сухими газами или жидкостями, не проводящими электрического тока. Скорость химической коррозии зависит от многих факторов

Коррозия под действием блуждающих токов
Блуждающие токи, исходящие от электроустановок, работающих на постоянном токе, трамваев, метро, электрических железных дорог, вызывает появление на металлических предметах(кабелях, рельсах) участк

Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца - до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция может протекать только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.

Рассмотрим два примера.

Пример 1. Взаимодействие между цинком и концентрированной азотной кислотой протекает согласно уравнению:

При достаточном количестве азотной кислоты реакция закончатся только тогда, когда весь цинк растворится. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении - пропускать диоксид азота через раствор нитрата цинка, то металлического цинка и азотной кислоты не получится - данная реакция не может протекать в обратном направлении. Таким образом, взаимодействие цинка с азотной кислотой - необратимая реакция.

Пример 2. Синтез аммиака протекает согласно уравнению:

Если смешать один моль азота с тремя молями водорода, осуществить в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении достаточного времени произвести анализ газовой смеси, то результаты анализа покажут, что в системе будет присутствовать не только продукт реакции (аммиак), но и исходные вещества (азот и водород). Если теперь в те же условия в качестве исходного вещества поместить не азото-водородную смесь, а аммиак, то можно будет обнаружить, что часть аммиака разложится на азот и водород, причем конечное соотношение между количествами всех трех веществ будет такое же, как в том случае, когда исходили из смеси азота с водородом. Таким образом, синтез аммиака - обратимая реакция.

В уравнениях обратимых реакций вместо знака равенства можно ставить стрелки; они символизируют протекание реакции как в прямом, так и обратном направлениях.

На рис. 68 показано изменение скоростей прямой и обратной реакций с течением времени. Вначале, при смешении исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а скорость обратной ракцни равна нулю, По мере протекания реакции исходные вещества расходуются и их концентрации падают.

Рис. 63. Изменение скорости прямой и обратной реакции с течением времени .

В результате этого уменьшается скорость прямой реакции. Одновременно появляются продукты реакции, и их концентрация возрастает. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Так, в последнем примере устанавливается равновесие между азотом, водородом и аммиаком.

Химическое равновесие называют динамическим равновесием. Этим подчеркивается, что при равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. Рассмотрим ее на примере реакции синтеза иодо-водорода:

Согласно закону действия масс, скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны друг другу, откуда

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции (К):

Отсюда окончательно

В левой части этого уравнения стоят те концентрации взаимодействующих веществ, которые устанавливаются при равновесии- равновесные концентрации. Правая же часть уравнения представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину.

Можно показать, что в общем случае обратимой реакции

константа равновесия выразится уравнением:

Здесь большие буквы обозначают формулы веществ, а маленькие - коэффициенты в уравнении реакции.

Таким образом, при постоянной температуре константа равновесия обратимой реакции представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собою. Изменение концентрации любого из этих веществ влечет за собою изменения концентраций всех остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия.

Численное значение константы равновесия в первом приближении характеризует выход данной реакции. Например, при выход реакции велик, потому что при этом

т. е. при равновесии концентрации продуктов реакции много больше концентраций исходных веществ, а это и означает, что выход реакции велик. При (по аналогичной причине) выход реакции мал.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия, так же как и в выражение закона действия масс (см. § 58), входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

константа равновесия имеет вид:

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. От присутствия катализаторов она не зависит. Как уже сказано, константа равновесия равна отношению констант скорости прямой и обратной реакции. Поскольку катализатор изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакций на одну и ту же величину (см. § 60), то на отношение констант их скорости он не оказывает влияния.

Поэтому катализатор не влияет на величину константы равновесия и, следовательно, не может ни увеличить, ни снизить выход реакции. Он может лишь ускорить или замедлить наступление равновесия.

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).

По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия .

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями .

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия .

Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:

Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия

При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.

Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:

Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.

И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).

Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.

Влияние давления на химическое равновесие

В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.

Т.е. из двух реакций:

изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).

Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:

Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.

Влияние катализатора на химическое равновесие

Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.

Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.

Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия . Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, — повышение, ↓ — понижение