Всего на сайте:
236 тыс. 713 статей

Главная | Химия

Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.  Просмотрен 747

  1. Влияние различных факторов на смещение равновесия. Принцип Ле Шателье.
  2. Определение раствора. Физико-химические процессы при образование растворов. Изменения энтальпии и энтропии при растворение.
  3. Закон Рауля.
  4. Осмос. Осматическое давление. Закон Вант-Гоффа.
  5. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.
  6. Теория элекролитической диссоциации. Физическая теория Аррениуса, химическая Менделеева и современный взгляд на диссоциацию.
  7. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика.
  8. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.
  9. Гидролиз солей.
  10. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
  11. Гальванические элементы. 2)Процессы на электродах. 3)ЭДС гальванического элемента.
  12. Обратимые источники электрической энергии. 2)Кислотные и щелочные аккумуляторы.

Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обратимые. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции не одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Она может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.

Пример. Синтез аммиака протекает согласно условию:

N2+3H2↔2NH3

Если смешать один моль азота с тремя молями водорода, осуществить в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении достаточного времени произвести анализ газовой смеси, то результаты анализа покажут, что в системе будет присутствовать не только продукт реакции (аммиак), но и исходные вещества (азот и водород). Если теперь в те же условия в качестве условного вещества поместить не азото-водородную смесь, а аммиак, то можно будет обнаружить, что часть аммиака разложится на азот и водород, причем конечное соотношение между количествами всех 3-х веществ будет такое же, как в том случае, когда исходили из смеси азота с водородом. Таким образом, синтез аммиака – обратимая реакция.

Вначале при смешении исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а скорость обратной реакции равна 0. По мере протекания реакции исходные вещества расходуются и их концентрации падают. В результате этого уменьшается скорость прямой реакции. Одновременно появляются продукты реакции, и их концентрация возрастает. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратное реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие.

Химическое равновесие называют динамическим равновесием. Этим подчеркивается, что при равновесии протекают и прямая и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе незаметно.

Количественной характеристикой хим.

Равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. Рассмотрим ее на примере реакции синтеза иодоводорода:

H2+I2↔2HI

При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны друг другу, откуда

υ1=k1[H2][I2] υ2= k2[HI]2

Или

k1/ k2=[HI]2/[H2][I2]

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции (К):

k1/ k2=K

Отсюда окончательно

[HI]2/[H2][I2]=K

 

В левой части этого уравнения стоят те концентрации взаимодействующих в-в, которые устанавливаются при равновесии – равновесные концентрации. Правая же часть уравнения представляет собой постоянную (при постоянной темп.) величину.

Можно показать, что в общем случае обратимой реакции константа равновесия выразится уравнением:

K=

Здесь большие буквы обозначают формулы в-в, а маленькие – коэффициенты в уравнении реакции.

Таким образом, при постоянной температуре константа равновесия обратимой реакции представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных в-в (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Уравнение константы равновесия показывает то, что в условиях равновесия концентрации всех в-в, участвующих в реакции, связаны между собой. Изменение концентрации любого из этих в-в влечет за собой изменения концентраций всех остальных в-в; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константа равновесия.

Численное значение константы равновесия в первом приближении характеризует выход данной реакции. Например, при К >> 1 выход реакции велик, потому что при этом

То есть при равновесии концентраций и продуктов реакции много больше концентраций исходных в-в, а это и означает, что выход реакции велик. При К<<1 (по аналогичной причине) выход реакции мал.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия, также как и в выражение закона действия масс, входят концентрации только тех в-в, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

CO2+C=2CO

Константа равновесия имеет вид:

K=[CO]2/[CO2]

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих в-в и от температуры. От присутствия катализаторов она не зависит. Как уже сказано, константа равновесия равна отношению констант скорости прямой и обратной реакции. Поскольку катализатор изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакций на одну и ту же величину, то на отношение констант их скорости он не оказывает влияния. Поэтому катализатор не влияет на величину константы равновесия и, следовательно, не может изменить выход реакции. Он может лишь ускорить или замедлить наступление равновесия.

Предыдущая статья:Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора. Следующая статья:Влияние различных факторов на смещение равновесия. Принцип Ле Шателье.
page speed (0.0104 sec, direct)