Химические реакции делятся на обратимые и необратимые

Химически необратимые реакции при данных условиях идут практически до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH₄NO₃ → 2H₂O + N₂O – никакая попытка получить нитрат из Н₂О и N₂O не приводит к положительному результату).

Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций меньше, чем обратимых. Примером обратимой реакции служит взаимодействие водорода с иодом:

; .

Через некоторое время скорость образования HI станет равной скорости его разложения:

; .

Иными словами, наступит химическое равновесие:

Рис. 5.7. Изменение скорости прямой (1) и обратной (2) реакций

с течением времени.

 

Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в исходные реагенты.

Химическое равновесие является динамическим, то есть его установление не означает прекращения реакции.

Признаки истинного химического равновесия:

1. состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии внешних воздействий;

2. состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь малы бы они ни были;

3. состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

На основании равенства скоростей прямой и обратной реакций при равновесии можно записать:

.

Таким образом видим, что при установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ, в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам, для данной реакции при данной температуре представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия.

В общем виде для реакции

выражение для константы равновесия должно быть записано:

.

Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными концентрациями.

В случае гетерогенных обратимых реакций в выражение К_с входят только равновесные концентрации газообразных и растворенных веществ. Так, для реакции СаСО₃ ↔ СаО + СО₂

К_с=[СО₂].

При неизменных внешних условиях положение равновесия сохраняется сколь угодно долго. При измении внешних условий положение равновесия может измениться. Изменение температуры, концентрации реагентов (давления для газообразных веществ) приводит к нарушению равенств скоростей прямой и обратной реакций и, соответственно, к нарушению равновесия. Через некоторое время равенство скоростей восстановится. Но равновесные концентрации реагентов в новых условиях будут уже другими. Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия. Химическое равновесие можно сравнить с положением коромысла весов. Подобно тому, как оно изменяется от давления груза на одну из чашек, химическое равновесие может смещаться в сторону прямой или обратной реакции в зависимости от условий процесса. Каждый раз при этом устанавливается новое равновесие, соответствующее новым условиям.

Численное значение константы обычно изменяется с изменением температуры. При постоянной температуре значения К_с не зависят ни от давления, ни от объема, ни от концентраций веществ.

Зная численное значение К_с, можно вычислить значения равновесных концентраций или давлений каждого из участников реакции.

Например, допустим, что необходимо вычислить равновесную концентрацию HI, получающуюся в результате реакции Н₂ + I₂ ↔ 2HI. Обозначим исходные концентрации Н₂ и I₂ через С, а их изменение к моменту равновесия через х (моль/л). Тогда равновесные концентрации реагентов составляют:

[I₂] = (C – x); [H₂] = (C – x) = [I₂]; [HI] = 2x.

Имеем . Исходя из этого выражения, можно рассчитать х и, значит, равновесные концентрации реагентов.

Для реакций с участием газов удобнее пользоваться парциальными давлениями веществ. Константу равновесия в этом случае обозначают через К_р.

Существует связь между К_с и К_р. На примере реакции синтеза аммиака найдем ее.

N₃+ 3H₂ ↔ 2NH₃;

.

Концентрации веществ в газовой среде можно выразить как отношение числа молей n вещества к объему системы V:

.

Значение n можно найти из уравнения Менделеева – Клапейрона:

РV = nRT => n = .

Получаем .

Выражаем через полученное значение величину К_с:

.

Или можно записать другим образом:

После незначительных преобразований получим:

или

,

где - разность коэффициентов в уравнении реакции

.

Для реакций, протекающих без изменения объема получаем:

.

Существует связь между изменением изобарно–изотермического потенциала химической реакции и константой равновесия, выраженной через парциальное давление компонентов А, В, С, D, Е при равновесии.

Для температуры 298 она выглядит следующим образом:

.

Если , то ; если , то и прямая реакция практически необратима в стандартных условиях: если , то и обратная реакция практически необратимая.

Направление смещения положения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье: