Обратимость химических реакций.

Химическое равновесие

Все химические реакции с точки зрения обратимости можно разделить на обрати­мые и необратимые. Обратимыминазываются реакции, протекаю­щие одновременно в двух противоположных направлениях; необратимыми – реакции, протекающие практически до конца в одном направлении.

Признаками практической необратимости реакций являются:

1) выделение газа: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑;

2) выпадение осадка: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓+ 2NaCl;

3) образование мало диссоциирующего вещества (слабого электролита):

NaOH + HCl = NaCl + H2O;

4) выделение большого количества энергии:

H2 + Cl2 = 2HCl , + Q (реакция протекает со взрывом).

Большинство химических процессов являются обратимыми, т.е. при одних и тех же условиях протекают прямая и обратная реакции. Состояние обратимого про­цесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием. Необходимым признаком химического (термодинамического) равновесия системы является неизменность её состояния во времени при заданных внешних условиях. Химическое равновесие носит динамический характер: какое количество исходных веществ вступает в реакцию, такое же образуется в результате обратной реакции. Система стремится к минимуму свободной энергии, который наблюдается в состоянии равновесия. Химические равновесия чаще всего изучаются при постоянном давлении и температуре.

Каждое подвижное химическое равновесие характеризуется своей константой – константой равновесия Кр. Для системы аА+bВ ↔ сС+dD

скорость прямой реакции: υпр =k1·[А]а ·[ В]b ;

скорость обратной реакции: υобр =k2·[С]с ·[D]d .

Применяя закон действующих масс к прямой и обратной реак­циям обратимого процесса получают выражение для расчета константы химического равновесия:

КР = k1/k2 = [С]с ·[ D]d / [А]а ·[ В]b ,

где Кр – константа химического равновесия (зависит от природы веществ, температуры и давления); [A],[B],[M],[D] – равновесные молярные концентрации реагирую­щих веществ, моль/л; a, b, с, d — стехиометрические коэффициенты реагирующих веществ.

В состоянии равновесия отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ постоянно, причем концентрация каждого вещества взята в степени, равной числу молей вещества, участвующих в реакции.

Величина константы химического равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Чем больше величина КР, тем глубже протекает ре­акция, т. е. тем больше образуется продуктов реакции.

Например, для системы 2NO + O2 ↔ 2NO2 константы химического равновесия равна: КР = [NO2]2/ [NO]2[O2].

В случае гетерогенных реакций в выражение для константы равновесия входят только концентрации тех веществ, которые находятся в газовой фазе. Например, для реакции СО2 + С ↔ 2CO константа равновесия имеет вид: КР = [CO]2/[CO2].

Для реакций, протекающих между газообразными вещества­ми, константа равновесия может быть выражена и через парциаль­ные давления реагирующих веществ. В общем случае константа равновесия КР должна быть выражена через активности а реагирующих веществ. Для идеальных растворов коэффициенты активности равны единице, активности будут равны молярным концентрациям. Константа равновесия КР химической реакции связана со стан­дартным изменением энергии Гиббса уравнением:

∆G0T = – RTlnKp= – 2,3RTlgKp.

Факторы, влияющие на константу равновесия:основным фактором, влияющим на константу равновесия, является природа реагирующих веществ, прочность химических связей в соединениях. Другим фактором, определяющим значение константы равновесия, служит температура. Зависимость константы равновесия от температуры выражается уравнением:

lnKP = –∆H/RT + ∆S/R

Константа равновесия не зависит от парциальных давлений и концентраций реагирующих веществ. Их изменение влияет только на смещение положения равновесия и степень превращения веществ. Степень превращения вещества – отношение количества вещества в равновесной смеси к исходному количеству этого вещества.