Химическое равновесие. Химические процессы подразделяются на обратимые и на необратимые

Химические процессы подразделяются на обратимые и на необратимые. Понятие химическое равновесие применимо только к обратимым реакциям. В действительности же все химические процессы обратимы, так как при соответствующих условиях любой процесс может протекать с заметной скоростью, как в прямом, так и в обратном направлении.

Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

К обратимым реакциям можно отнести синтез аммиака из элементов его составляющих:

N₂ + 3H₂ «2NH₃

окисление сернистого альдегида до серного

SO₂ + O₂ «SO₃

Синтез сложных эфиров из соответствующих органических кислот и спиртов, например:

CH₃COOH + C₂H₅OH «CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Все обратимые процессы во времени стремятся к равновесию, при котором скорости прямого и обратного процесса уравниваются, в результате чего соотношение компонентов в реакционной массе остается неизменным, пока в элементе не изменяются параметры технологического режима.

Устойчивое равновесие характеризуется:

a) неизменностью равновесного состояния системы во времени при постоянных внешних условиях;

b) подвижностью равновесия, т.е. самопроизвольным восстановлением состояния равновесия после снятия внешнего воздействия, вызвавшего отклонение системы от положения равновесия;

c) динамическим характером равновесия, т.е. установлением и сохранением равновесия вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов;

d) минимальным значением энергии Гиббса /G/ в изобарно-изотермических и энергией Гельмгольца /F/ в изохорно- изотермических процессах (DG=0, DG<0; DF<0).

Качественно подвижное равновесие определяется принципом Ле-Шателье, а количественно – константой равновесия.

При анализе идеальных обратимых химических процессов константу равновесия выражают через концентрации газов (жидкостей) в молях•литр^-1

(2.1)

через парциальные давления газов, участвующих в реакции

(2.2)

через мольные доли

(2.3)

а также через число молей веществ участников реакции

(2.4)

В уравнениях (2.1-2.4) П – символ произведения; n – стехиометрический коэффициент; j,i – индексы, соответственно относящиеся к продуктам реакции и исходным веществам.

Для реальных процессов константу равновесия выражают через летучести и активности

(2.5)

(2.6)

При небольших давлениях и практически при любых температурах

K_a = K_f = K_p = K_N·P ^Dn = K_n (2.7)

Константа равновесия является величиной постоянной (при данных Р и Т) для каждой реакции. Однако, также как и тепловой эффект константа равновесия зависит от температуры.