Константа химического равновесия

Если все участники реакции являются газообразными веществами, то вместо равновесных концентраций удобнее пользоваться равновесными парциальными давлениями компонентов Р _А, Р _В, Р _Си Р _D, тогда закон действующих масс примет вид:

Обратите внимание. Для гетерогенных реакций закон действующих масс выполняется при условии, что в уравнения констант равновесия не входят равновесные концентрации (парциальные давления) твердых исходных веществ и продуктов реакции. Н-р, для гетерогенной реакции:

С_графит + 2Н₂О_газ «СО₂ + 2Н₂

константа равновесия К выражается уравнением:

.

Для реакции: 3Fe + 4H₂O_пар Fe₃O₄ + 4H₂ К = .

Константа равновесия представляет собой отношение констант скоростей прямой и обратной реакций К = _. Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и давления. Влияние температуры на К определяется знаком теплового эффекта реакции. Связь между температурой и константой равновесия реакции (при р = const) отражает уравнение изобары Вант-Гоффа:

, (8)

где l n К – натуральный логарифм константы равновесия; D Н – изменение энтальпии реакции; R – универсальная газовая постоянная; Т –абсолютная температура, К. Для эндотермической реакции (Q< 0, DН > 0) при повышении температуры константа равновесия увеличивается, и наоборот, для экзотермической реакции (Q > 0, DН < 0) при возрастании температуры К уменьшается. Из уравнения видно, что при увеличении абсолютного значения энтальпии реакции и уменьшении температуры чувствительность К к изменению температуры повышается. Используя уравнение изобары Вант-Гоффа, можно вывести формулу для расчета среднего значения D Н реакции, если известны значения константы равновесия при двух температурах (8а):

(8а)

где К ₁, К ₂ – константы равновесия реакции при температурах Т ₁ и Т ₂ соответственно.

Стандартное изменение энергии Гиббса Δ G⁰ реакции связано с К реакции уравнением (9):

Δ G⁰ = - RT ln К = - 2, 303 RT lg К, (9)

где R - универсальная газовая постоянная 8, 314 ; Т – абсолютная температура, К; К – значение константы равновесия.

Это уравнение (9) даёт возможность, зная Δ G⁰, вычислять константу равновесия, и, наоборот, по экспериментально найденному значению К определять Δ G⁰ реакции.

Константа равновесия К не зависит от начальной концентрации реагирующих веществ. Чем больше К, тем больше концентрация конечных продуктов в момент равновесия. Она показывает, во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной при одинаковой температуре и концентрациях, равных единице.

Н-р, для реакции: А + В С + D

Если К равна 10^-6, то это означает, что произведение равновесных концентраций продуктов реакции в 1 000 000 раз меньше произведения концентраций ис-ходных продуктов реакции. Следовательно, равновесие сдвинуто в левую сторону, т.е. указанная реакция протекает справа налево.

Если К равна 10⁶, то это означает, что произведение концентраций конечных продуктов реакции в 1 000 000 раз больше произведения концентраций исходных продуктов реакции. Следовательно, равновесие в этом случае будет сдвинуто в правую сторону, т.е. указанная выше реакция протекает слева направо.

Закон действующих масс в применении к обратимым реакциям можно сформулировать следующим образом:

При постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, является величиной постоянной.

Зная равновесные концентрации, легко вычислить константу равновесия и исходные концентрации реагирующих веществ.