Химическое равновесие. Химические реакции принято подразделять на обратимые и необратимые

Химические реакции принято подразделять на обратимые и необратимые. Необратимые химические реакции протекают до полного расходования хотя бы одного из исходных веществ, т.е. продукты реакции или совсем не вступают во взаимодействие друг с другом, или образуют вещества, отличные от исходных. Таких реакций очень мало. Например:

2KСlO_{3 (тв)} = 2KCl _(тв) + 3О_2(г)

В растворах электролитов практически необратимыми считаются реакции, идущие с образованием осадков, газов и слабых электролитов (вода, комплексные соединения).

Большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. они идут как в прямом, так и в обратном направлении. Это становится возможным, когда энергии активации прямого и обратного процессов отличаются друг от друга незначительно, а продукты реакции способны превращаться в исходные вещества. Например, реакция синтеза HI является типично обратимой реакцией:

H_2(г) + I_2(г) ↔ 2HI_(г)

Закон действующих масс (выражение скорости реакции) для прямого и обратного процессов соответственно будет иметь вид

= [H₂] ∙ [I₂]; = [HI]²

В какой-то момент времени наступает состояние, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными = (рис.4).

равновесие

Рис.4. Изменение скоростей прямой ( и обратной ( реакций с течением времени t

Это состояние называется химическим равновесием. Оно носит динамический (подвижный) характер и может сдвигаться в ту или другую сторону в зависимости от изменения внешних условий. Начиная с момента равновесия, при неизменных внешних условиях концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются с течением времени. Концентрации реагентов, отвечающие состоянию равновесия, называются равновесными.

Для определения равновесной концентрации реагента необходимо из его начальной концентрации вычесть количество вещества, прореагировавшего к моменту наступления равновесного состояния: С_равн = С_исх – С_{прореагир}. Количество реагентов, вступивших в реакцию и образовавшихся из них к моменту равновесия продуктов, пропорциональны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Состояние равновесия при неизменных внешних условиях может существовать сколь угодно долго. В состоянии равновесия

[H₂] ∙ [I₂] = [[HI]², откуда / [= [HI]²/[H₂] ∙ [I₂].

При постоянной температуре константы скоростей прямого и обратного процесса являются величинами постоянными.

Отношение двух констант является также величиной постоянной K = / и носит название константа химического равновесия. Она может быть выражена

либо через концентрации реагентов = , либо через их парциальные давления , если реакция протекает с участием газов.

В общем случае для реакции aA + bB + … ↔ cC + dD + … константа химического равновесия равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

=

Константа химического равновесия не зависит от пути протекания процесса и определяет глубину его протекания к моменту достижения равновесного состояния. Чем больше эта величина, тем больше степень превращения реагентов в продукты.

Константа химического равновесия, так же как и константы скоростей реакций, является функциями только температуры и природы реагирующих веществ и не зависят от их концентрации.

Для гетерогенных процессов концентрация твердых веществ в выражение скорости реакции и константы химического равновесия не включается, так как реакция протекает на поверхности твердой фазы, концентрация которой остается во времени постоянной. Например, для реакции:

FeO_(тв) + CO_(г) ↔ Fe_(тв) + CO_2(г)

выражение константы равновесия будет иметь вид: = ,

К_р и К_с связаны соотношением K_p = K_c(RT)^{∆ n}, где D n = å n _прод - å n _{исх.веществ} – изменение числа молей газообразных веществ в ходе реакции. Для данной реакции К_р = К_с, так как D n газообразных веществ равно нулю.