Химическое равновесие. Прямой р-ии >> обратной р-ии

Различают обратимые и необратимые реакции. Необратимыми реакциями называются такие, после протекания которых, систему и внешнюю среду одновременно нельзя вернуть в прежнее состояние. Они идут в одном направлении до полного расходования одного из реагирующих веществ.

_{прямой р-ии} >> _{обратной р-ии}

Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. одновременно протекают в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние.

_{прямой р-ии} = _{обратной р-ии}

Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия .

Для реакции аА + вВ «сС + dD, из ЗДМ следует:

(51)

где и - константы скоростей прямой и обратной реакций, - равновесные концентрации веществ соответственно. В условиях равновесия концентрации всех реагентов связаны друг с другом, и изменение одной из них вызовет изменение других, только соотношение равновесных концентраций останется постоянным при данной температуре.

- константа равновесия – определяется отношением произведений равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. В выражение константы равновесия входят только концентрации газообразных и растворенных веществ. для данной реакции при данной температуре величина постоянная. - зависит от температуры, природы реагирующих веществ и не зависит от концентрации и присутствия катализатора. Катализатор, ускоряя и прямую, и обратную реакцию, способствует скорейшему установлению равновесия, но не оказывает влияния на состояние равновесия.

Константа химического равновесия может быть рассчитана из изотермы Вант-Гоффа при =0, являющейся термодинамическим условием химического равновесия:

(52)

следовательно

Константа равновесия имеет большое теоретическое значение и практическое значение. По ее величине можно судить о полноте протекания реакции. Если > 1, то равновесие смещается в сторону прямой реакции, если < 1 – в сторону обратной. При =1 реакция находится в химическом равновесии. Тем не менее, состояние равновесия процесс динамический, поэтому значения константы равновесия позволяют судить о его сдвиге в ту или иную сторону.

СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ (Принцип Ле Шателье)

Равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципомЛе Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способствует ослаблению этого воздействия.

Влияние температуры. Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов.

Например, при обычных условиях реакция N₂ + O₂ не идет (Δ H >0), но повышение температуры может сделать эти реакцию осуществимой. Реакция CO+1/2O₂=CO₂, Δ H <0 с повышением температуры будут смещаться в сторону исходных веществ.

Влияние давления. Если реагируют газообразные вещества, то при неизменном числе молей начальных и конечных реагентов повышение общего давления не приведет к смещению равновесия. Если число молей при реакции меняется, то изменение общего давления приведет к смещению равновесия. В частности, реакция 2CO+O₂=2CO₂, протекающая с уменьшением количества вещества, при повышении общего давления сместится в сторону образования СO₂.

Влияние концентраций. В тех реакциях, в которых лучше оперировать концентрациями (реакции в растворах), увеличениеконцентраций исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону конечных продуктов и наоборот.

Так, в реакции этерификации (образование сложного эфира) увеличение концентрации уксусной кислоты или этанола увеличивает выход этилацетата, а добавление в систему воды приводит к омылению, т. е. образованию исходных продуктов реакции.

Контрольные вопросы и задания

1. Что такое средняя и мгновенная скорость реакции? Охарактеризуйте факторы, влияющие на скорость химических реакций (в гомогенных и гетерогенных системах).

2. Зависимость скорости от концентрации. Закон действующих масс. Константа скорости реакции.

3. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса.

4. Характеристика энергии активации. Энергия активации каталитических реакций и сущность действия катализатора.

5. Понятие о ферментативном катализе в биологических системах. Гомогенный и гетерогенный катализ.

6. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа равновесия и ее расчет по стандартным изменениям энергии Гиббса.

7. Химическое равновесие. Закон химического равновесия. Определение смещения равновесия при изменении условий на основании принципа Ле-Шателье.

8. Как изменится скорость прямой реакции: 2NO + O₂ = 2NO₂ при увеличении концентрации NO в три раза; при одновременном уменьшении концентрации NO и NO₂ в два раза?

9. Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 30 ⁰С до 80 ⁰С, если температурный коэффициент равен 3?

10. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 ⁰С скорость реакции возрастает в 15,6 раза?

11. Запишите математическое выражение скоростей реакций, протекающих по уравнениям:

12. Как следует изменить давление в системе, чтобы скорость реакции увеличилась в 27 раз? Реакция протекает по уравнению:

13. Реакция протекает в газовой фазе и заканчивается за 60 с. Как изменится время ее течения при повышении температуры на 40⁰ С, если =2, относительная скорость реакции .

14. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе составляли соответственно [SO₂] = 0,04 моль/л, [O₂] = 0,06 моль/л, [SO₃] = 0,02 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

15. В какую сторону сместится равновесие в системе, если повысить t⁰, р, С одного из исходных веществ? Запишите выражение константы равновесия для приведенных ниже обратимых систем:

+830 кДж

-181 кДж

+172 кДж