Размещено на http://www.allbest.ru/

Лекция

Химическое равновесие

Все химические реакции делятся на необратимые и обратимые.

Необратимые химические реакции - это реакции, которые протекают в одном направлении () и протекают до конца, то есть до полного израсходования одного из исходных реагирующих веществ.

Пример: Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Эта реакция протекает или до полного израсходования цинка (Zn), или до полного израсходования соляной кислоты (HCl).

Обратимые химические реакции - это реакции, которые одновременно протекают и в прямом, и в обратном направлениях (). Обратимые реакции протекают не до конца и ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимая реакция заканчивается установлением химического равновесия.

Примеры обратимых реакций:

а) N2 + 3H2 t 2NH3 (синтез аммиака)

б) CH3COOH H + CH3COO- (ионизация кислоты)

в) KCN + HOH KOH + HCN (гидролиз соли)

Признаки необратимости химической реакции:

Образование нерастворимого осадка:

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3;

Выделение газа:

Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

Образование слабого электролита (H2O и др.):

KOH + HCl KCl + H2O;

Образование прочных комплексов:

AgNO3 + 2NH3 Ag(NH3)2NO3;

Выделение большого количества тепла:

2Mg + O2 2MgO + Q (где Q - очень большое количество тепла).

Рассмотрим гомогенную обратимую реакцию:

На рисунке 19 показано изменение скорости прямой реакции и обратной реакции с течением времени обратимой реакции.

Рисунок 19 - изменение скорости прямой реакции и обратной реакции с течением времени обратимой реакции

В начальный момент времени при смешении в сосуде исходных веществ (H2 и I2) скорость прямой реакции определяется начальными концентрациями этих веществ и будет большой, а скорость обратной реакции (обр.) равна нулю, так как концентрация продукта реакции HI в начальный момент времени равна нулю. По мере протекания прямой реакции исходные вещества H2 и I2 расходуются и поэтому их концентрации уменьшаются, в результате этого уменьшается и скорость прямой реакции (пр.). По мере протекания прямой реакции в сосуде образуется продукт реакции HI, концентрация которого с течением времени увеличивается, поэтому и скорость обратной реакции (обр.) тоже увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными (в момент времени tравн.), наступает (устанавливается) химическое равновесие между водородом Н 2, йодом I2 и HI, то есть число образуемых и распавшихся молекул HI в единицу времени становятся одинаковыми, поэтому концентрации Н 2, I2 и HI с течением времени не изменяются, то есть постоянны во времени.

По закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций выражаются следующим образом: химический реакция электролит

При наступлении химического равновесия пр. = обр., откуда получаем

Так как константы скорости kпр. и kобр. при данной температуре постоянны, то и их отношение kпр./kобр. тоже будет постоянной величиной и называется константой химического равновесия данной реакции (обозначается большой буквой К).

Таким образом,

Для гомогенной обратимой реакции в общем виде:

аА + bВ - dD + еЕ

константа равновесия будет равна:

-

закон химического равновесия или закон действующих масс для обратимой реакции.

Таким образом, константа химического равновесия обратимой реакции равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ (при этом концентрации веществ берутся в степенях, равных коэффициентам в уравнении обратимой реакции).

Константа равновесия (К) характеризует степень протекания прямой и обратной реакций, показывает, куда смещено химическое равновесие (влево или вправо) и характеризует выход продуктов реакции. Если К намного больше единицы (например, 103), то равновесие смещено вправо () и выход продуктов реакции (веществ D и E) будет большим. И, наоборот, если константа равновесия намного меньше единицы (например, 10-3), то равновесие смещено влево в сторону исходных веществ (), поэтому выход продуктов реакции будет мал.

Константа равновесия (К) зависит:

от природы реагирующих веществ;

от температуры.

Константа равновесия (К) не зависит:

от концентрации веществ;

от присутствия катализатора.

Константы равновесия можно выражать через концентрации (обозначается Кс), через давления (обозначается Кр) и через активности (обозначается Ка).

Если обратимая реакция протекает в растворе, то константу равновесия этой реакции выражаем через равновесные концентрации веществ, то есть

Если протекает обратимая реакция:

аА(г) + bВ(г) - dD(г) + еЕ(г),

причем все вещества (A, B, D и E) находятся в газообразном состоянии, то константу равновесия можно выразить через парциальные давления газов:

где рD, pE, pA и pB - равновесные парциальные давления газообразных веществ D, E, A и B соответственно.

Для неидеальных газов (когда парциальные давления газов велики) и растворов высоких концентраций (когда концентрации с веществ большие) константу равновесия обратимых реакций выражают через активные концентрации веществ:

где а - активность или активная концентрация вещества, которая равна:

а = fc, где

с - истинная концентрация вещества,

f - коэффициент активности.

Если рассмотрим гетерогенную обратимую реакцию, например:

то константа равновесия будет в этом случае равна:

Концентрация твердого углерода С(тв) будет практически постоянной величиной и поэтому не входит в выражение константы равновесия.

Примеры:

3H2(г) + N2(г) 2NH3(г)

2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г)

Fe2O3(тв) + 3CO(г) 3CO2(г) + 2Fe(тв)

По численному значению константы равновесия реакции можно сказать, куда сдвинуто равновесие обратимой реакции, то есть указать преобладающее (преимущественное) направление реакции (в прямом или обратном направлениях).

О направлении реакции можно сказать и по изменению энергии Гиббса G. Поэтому G и константа равновесия связаны между собой соотношением:

G = -RTlnKр,

где - G - стандартное изменение энергии Гиббса реакции;

Т - абсолютная температура в градусах Кельвина;

R - газовая постоянная (8,314 Дж/мольК).

Из уравнения следует, что если G0 (то есть имеет отрицательное значение), то Кр1 и это означает, что реакция протекает преимущественно в прямом направлении (). Если же G0, то Кр1 и в этом случае реакция преимущественно протекает в обратном направлении ().

Состояние химического равновесия при данных неизменных внешних условиях сохраняется длительное время. При изменении внешних условий (изменение температуры, давления или концентрации реагирующих веществ) состояние химического равновесия нарушается и происходит смещение химического равновесия или вправо (), то есть в сторону прямой реакции; или влево (), то есть в сторону исходных веществ.

Смещение химического равновесия при изменении внешних условий подчиняется принципу Ле-Шателье, который гласит:

если изменить внешние условия (изменить температуру, давление или концентрации веществ, то химическое равновесие обратимой реакции смещается в том направлении, чтобы уменьшить внешнее воздействие.

1) при повышении температуры (нагревании) равновесие обратимой реакции смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры (охлаждении) равновесие обратимой реакции смещается в сторону экзотермической реакции. Например, при нагревании равновесие обратимой реакции 3H2 N2 2NH3 Q смещается влево (), а при охлаждении - вправо ().

2) при повышении давления равновесие обратимой реакции смещается в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, а при уменьшении давления в сторону увеличения числа молей газообразных веществ. Например, при повышении давления равновесие обратимой реакции:

3H2 (г) N2(г)2NH3(г)

смещается вправо (), а при понижении давления влево ().

3) при увеличении концентрации какого-либо вещества (путем его добавления) равновесие обратимой реакции смещается в сторону реакции, по которой это вещество реагирует, то есть расходуется. При уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие обратимой реакции смещается в сторону реакции, по которой это вещество образуется. Например, для обратимой реакции:

3H2 N2 2NH3

увеличение концентрации исходных веществ (H2 или N2) будет смещать равновесие вправо (), а при уменьшении концентрации этих веществ влево (). При увеличении концентрации продукта реакции (NH3) равновесие смещается влево (), а при уменьшении концентрации NH3 вправо ().

Для изменения скорости реакций используют катализаторы.

Катализатор это вещество, которое изменяет (увеличивает или уменьшает) скорость реакции, участвуя в ней, но остающееся после реакции в неизменном состоянии и количестве.

Катализатор считается положительным, если он увеличивает скорость реакции, и отрицательным, если катализатор уменьшает скорость реакции. В качестве катализатора могут быть металлы, оксиды, основания, кислоты, соли, стенки реакционного сосуда и т.д.

В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор образуют одну фазу (газ или раствор), при этом катализатор равномерно распределен в реакционном объеме. Например, пары воды (катализатор) ускоряют реакцию окисления СО:

В случае гетерогенного катализа катализатор и реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях.

Например,

.

В этом случае реакция протекает на поверхности твердого катализатора (никеля).

Рассмотрим реакцию А + В АВ (без катализатора).

В присутствии катализатора (К) реакция идет по другому: в этом случае катализатор сначала реагирует с исходным веществом А (или с веществом В), образуя с ним промежуточное реакционноспособное соединение АК, которое, взаимодействуя с другим исходным веществом В, образует продукт реакции АВ, выделяя при этом катализатор в прежнем виде:

А + К АК

АК + В АВ + К

Складывая эти два уравнения, получаем А + В АВ, то есть катализатор выделяется в свободном виде и в неизменном количестве.

В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он уменьшает энергию активации реакции. Так как энергия активации понижается, то некоторые неактивные молекулы, энергия которых была недостаточна для химического взаимодействия, теперь становятся активными, поэтому скорость реакции увеличивается.

Следует отметить, что катализатор не смещает химическое равновесие обратимой реакции, так как в одинаковой степени увеличивает скорость как прямой, так и обратной реакций, поэтому состояние химического равновесия не нарушается и выход продуктов реакции не изменяется. Катализатор лишь ускоряет наступление химического равновесия.

Размещено на Allbest.ru