Кинетика равновесных процессов
Согласно химической кинетике реакции протекают одновре-менно с разными скоростями в двух направлениях: в направлении образования продуктов реакции (прямая реакция) и в обратном направлении (обратная реакция).
С течением времени скорость прямой реакции, измеряемая по убывающим концентрациям исходных веществ, уменьшается, тогда как скорость обратной реакции, наоборот, увеличивается (рис. 8).
Так, для гомогенной реакции:
aA + bB ⇄ cC + dD,
скорость прямой реакции: 
скорость обратной реакции: 
Как только скорости обеих реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается динамическое равновесие, и дальнейшее изменение концентраций всех участвующих в реакции веществ прекращается.
Рис. 8. Зависимость скоростей прямой и обратной реакций от времени.
Таким образом, в состоянии химического равновесия:
Данное соотношение можно преобразовать следующим образом:
| (31) |
Полученная формула показывает, что в обратимых реакциях соотношение произведений равновесных концентраций продуктов и реагентов, взятых в степенях, равным стехиометрическим коэф-фициентам, равно константе равновесия. Это соотношение представ-ляет собой выражение закона действующих масс для равновесных систем.
С другой стороны, физический смысл константы равновесия заключается в том, что она показывает, во сколько раз константа скорости прямой реакции больше (или меньше) константы скорости обратной реакции.
В случае гетерогенных реакций в выражение константы химического равновесия, так же, как и в выражение закона действующих масс для скорости химической реакции, не входят в явном виде концентрации веществ, находящихся в твёрдой фазе.
Например:
3Fe(тв.) + 4H2O(пар) ⇄ Fe3O4(тв.) + 4H2(газ),
Для реакций, протекающих между газами, константа равновесия может быть выражена через парциальные давления газов p:
Например:
2NO + O2 ⇄ 2NO2,
Несложно видеть, что между константой равновесия, выраженной через равновесные концентрации (KС) и константой равновесия, выраженной через парциальные давления (KP) существует взаимосвязь:
| (32) |
где Dn – разность числа молекул (моль) газообразных веществ между левой и правой частями уравнения.
Отметим основные свойства константы равновесия:
1. Численное значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентраций реагентов (парциальных давлений для газофазных реакций). Влияние температуры на величину константы равновесия выражается уравнением изобары химической реакции:
 ,
| (33) |
2. Катализатор не влияет на величину константы равновесия, а лишь изменяет время наступления равновесия.
3. Численное значение константы равновесия при стандартных условиях можно найти из термодинамических данных, не проводя химических экспериментов. Действительно, по уравнению:
величину K можно вычислить из табличных данных DH0 и DS0:
| (34) |
4. Величина K никогда не бывает равной нулю или бесконечности, т.е., для любой термодинамически разрешённой реакции выход отличается от нуля, хотя положение равновесия может быть сильно сдвинуто в направлении как прямой, так и обратной реакции.
5. Константа равновесия - величина безразмерная. Введение размерности KC или KP в некоторых случаях связано с необходимостью учёта шкалы концентраций или давлений.