Обратимость химических реакций.

Химическое равновесие

Все химические реакции с точки зрения обратимости можно разделить на обрати­мые и необратимые. Обратимыми называются 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 К_р. Для системы аА+bВ ↔ сС+dD

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

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

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

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

где К_р – 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 К_Р, тем глубже протекает ре­акция, т. е. тем больше образуется продуктов реакции.

Например, для системы 2NO + O₂ ↔ 2NO₂ константы химического равновесия равна: К_Р = [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: К_Р = [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 К_Р должна быть выражена через активности а реагирующих веществ. Для идеальных растворов коэффициенты активности равны единице, активности будут равны молярным концентрациям. Константа равновесия К_Р химической реакции связана со стан­дартным изменением энергии Гиббса уравнением:

∆G⁰_T = – RTlnK_p= – 2,3RTlgK_p.

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:

lnK_P = – ∆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.