Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Все химические процессы можно разделить на две группы – необратимые и обратимые. Необратимые реакции – идут до конца, обратимые – одновременно протекают и в прямом и обратном направлении.

В обратимом процессе ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Так, по мере протекания обратимого процесса, исходные вещества расходуются, концентрация их падает, и скорость прямой реакции уменьшается. Одновременно появляются продукты реакции, концентрация которых постепенно возрастает. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, скорость которой постепенно увеличивается. В тот момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются, в системе наступает химическое равновесие. При этом равновесии протекают и прямая и обратная реакции, но их скорости одинаковы V₁=V₂, поэтому изменений в системе не наблюдается.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия Кр. Так, для реакции образования аммиака из азота и водорода, Кр:

3H₂+N₂ → 2NH₃

Скорость прямой реакции: V₁=K₁[H₂]³[N₂].

Скорость обратной реакции: V₂=K₂ [NH₃]².

В состоянии химического равновесия: V₁=V₂,

K₁[H₂]³[N₂] = K₂ [NH₃]²

при постоянной температуре величины констант скоростей прямой и обратной реакций К₁ и К₂ - постоянны, отсюда:

K₁/K₂ = [NH₃]² / [N₂] [H₂]³ = Kp

Если внешние условия протекания процесса остаются неизменными, то система будет находиться в постоянном равновесии. Но если условия изменить, то равновесие смещается в ту или другую сторону. Смещение равновесия в системах подчиняются принципу Ле-Шателье: