Константа равновесия

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Например, разложение нитрата аммония:

NH₄NO₃ ® 2H₂O + N₂O.

Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Примером обратимой реакции может служить синтез иодоводорода:

H_2(г) + I_2(г) 2HI_(г).

В начале, при смешении исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а обратной – равна нулю. Согласно закону действия масс выражение для скорости прямой реакции запишется следующим образом:

Исходные вещества в процессе реакции будут расходоваться, следовательно скорость прямой реакции будет уменьшаться. Одновременно появятся продукты реакции, их концентрация будет возрастать. Начнет идти обратная реакция, скорость которой будет увеличиваться:

Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми, наступит химическое равновесие.

; = или

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакции тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции – K.

K = .

Отсюда окончательно:

Концентрации, приведенные в правой части этого выражения, называются равновесными концентрациями. Константа равновесия при постоянной температуре представляет собой постоянную величину.

Если записать обратимую реакцию в общем виде:

aA + bB cC + dD,

то константа равновесия выразится уравнением:

.

Если все компоненты реакции находятся в газообразном состоянии,то выражение константы равновесия можно записать через парциальные давления:

.

Уравнения константы равновесия показывают, что в данных условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собой. Изменение концентрации любого из этих веществ влечет за собой изменения концентраций всех остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия.

Разобранные примеры являются примерами гомогенного равновесия. В качестве примера гетерогенного равновесия рассмотрим реакцию разложения известняка:

CaCO_3(т) CaO_(т) + CO_2(г).

Простейшее выражение для константы равновесия этой реакции:

.

До тех пор пока твердые известняк и негашеная известь находятся в контакте с газом, их влияние на равновесие не изменится. Следовательно, члены CaCO₃ и CaO в выражении для константы равновесия остаются постоянными и могут быть включены в K. При этом получается новое выражение:

; .

Рассмотрим еще один пример – испарение воды:

H₂O_(ж) H₂O_(г).

Этот процесс может формально рассматриваться как химическая реакция. Запишем выражение константы равновесия:

.

Поскольку [ _(ж)] – постоянная величина (до тех пор пока в наличии имеется жидкая вода), можно включить ее в константу равновесия. Таким образом получается выражение:

; .

С практической точки зрения все сказанное выше означает, что концентрации чистых жидкостей и твердых веществ просто исключаются из выражений констант равновесия. (Однако они входят в нее неявным образом).

Принцип Ле-Шателье

Влияние изменения условий на положение равновесия определяется правилом, которое получило название принципа Ле Шателье.

Если на систему, находящуюся в истинном равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Система перейдет из одного состояния равновесия в другое, отвечающее новым условиям. Это происходит потому, что внешнее воздействие в разной степени изменяет скорость двух взаимнопротивоположных реакций.

Принцип Ле Шателье справедлив и для равновесных систем, не связанных с химическими превращениями (кипение, кристаллизация, равновесие и т.д.).

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: