Состояние системы, в котором скорость прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Для рассматриваемой реакции в состоянии химического равновесия справедливы следующие соотношения:

υ_пр = υ_обр или К_пр·[AB]·[CD] = К_обр·[AC]·[BD]

Данное уравнение можно переписать в виде:

Поскольку К_пр и К_обр - константы скорости, не зависящие от концентраций, то и их отношение К_р от концентрации реагирующих веществ не зависит.

Величина К_р называется константой равновесия. Она определяется природой реагирующих веществ и температурой.

Примеры выражений для констант равновесия:

Два последних уравнения являются примерами гетерогенных равновесий. Поскольку скорости гетерогенных реакций не зависят от общего количества твердой фазы в системе, то в выражение констант равновесия концентрации твердых веществ не входят.

Константа равновесия – важнейшая характеристика обратимых химических реакций. Чем больше значение константы равновесия, тем больше концентрации продуктов реакции, тем с большей полнотой проходит прямая реакция.

Принцип Ле Шателье. При отсутствии внешний воздействий (температура, давление) на кинетически стабилизированную систему, равновесное состояние сохраняется как угодно долго; при изменении внешних условий состояние равновесия нарушается и система трансформируется во времени в новое равновесное состояние, с другими равновесными концентрациями. Переход от одного состояния химического равновесия к другому называют смещением равновесия. Направление смещения определяется принципом Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие системы изменяется в направлении, которое благоприятствует ослаблению эффекта воздействия.

Рассмотрим поведение химических систем в условиях изменения температурных, концентрационных и других факторов.

Влияние концентраций компонентов системы. При увеличении концентрации какого-либо вещества, увеличивается скорость реакции, которая способствует снижению концентрации и равновесие как следствие смещается в том же направлении. При уменьшении концентрации вещества равновесие реакции изменяется в направлении образования этого вещества. Если, например, в системе

СН_4(Г) + 2Н₂О_(Г) ⇄ СO_2(Г) + 4Н_2(Г), ∆H > 0,

увеличить концентрацию метана СН₄ или паров воды, это приведет к смещению равновесия слева вправо. Если увеличить концентрацию диоксида углерода или водорода, равновесие сместится влево.

Влияние давления в системе (Р). При увеличении давления, равновесие смещается в сторону реакции, идущей с образованием меньшего количества газообразных веществ; при уменьшении давления – в сторону реакции, идущей с образованием большего количества газообразных веществ. Для вышеприведенной системы увеличение давления смещает равновесие влево, уменьшение давления – вправо.

Влияние температуры. При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической (∆H > 0) реакции, как обеспечивающей предпосылки для поглощения вводимого извне избытка энергии; при понижении температуры направление равновесия изменяется в сторону экзотермической (∆H<0) реакции. В рассматриваемом примере нагревание приведет к смещению равновесия вправо, охлаждение – влево.

Примеры смещения равновесия

Растворы

Основные понятия

Раствор – гомогенная система, состоящая из двух и более компонентов: растворитель и растворённое вещество (вещества).

Растворы могут быть газовые, жидкие и твёрдые. Ограничимся рассмотрением жидких растворов.

Способность вещества переходить в раствор называют растворимостью. Растворимость может быть неограниченной и ограниченной. Неограниченная растворимость наблюдается только в тех системах, в которых компоненты находятся в одинаковых агрегатных состояниях. Если растворитель и растворённое вещество находятся в разных агрегатных состояниях, растворимость всегда ограничена некоторым пределом.

Важнейшей характеристикой любого раствора является концентрация.

Концентрация показывает содержание растворённого вещества в единице массы или объёма раствора или растворителя.

Рассмотрим основные способы выражения концентрации растворов.

Процентная концентрация (С, %) - массовая доля растворенного вещества, выраженная в процентах, которая показывает какое число единиц массы растворенного вещества, содержится в 100 единицах массы раствора.

m_р-ра = r·V, (24)

где, r-плотность раствора, г/мл;

V-объем раствора, мл.

m_р-ра = m_в-ва+ m_{растворителя}, (25)

Молярная концентрация (молярность, С_м) характеризует какое число молей растворенного вещества сосредоточено в одном литре раствора (моль/л).

где, n- число молей растворенного вещества;

m- масса растворенного вещества, г;

M- мольная масса растворенного вещества, г/моль;

V- объем раствора, л.

Вместо размерности «моль/л» зачастую используют символическое обозначение - «М». Так: С_М = 2 моль/л = 2М-двумолярный раствор; 0.1М-децимолярный раствор; 0.01М-сантимолярный раствор.

Моляльная концентрация (моляльность, m) - число молей растворенного вещества в 1000 г растворителя:

где, m₁- масса растворенного вещества, г;

M- мольная масса растворенного вещества, г/моль;

m₂- масса растворителя, г.

Нормальная концентрация (нормальность, С_н) характеризует какое число эквивалентов растворенного вещества концентрируется в одном литре раствора.

где, n- число эквивалентов растворенного вещества;

m_э – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль.

На практике наряду с обозначением «экв/л» часто используют равноценный индекс «н». Так: С_н = 2 экв/л = 2н –двунормальный раствор; 0.1 н - децинормальный раствор;
0.01н – сантинормальный раствор.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: