Обратимые реакции. Простейшая обратимая реакция может быть представлена схемой:

Простейшая обратимая реакция может быть представлена схемой:

A ®B

Дифференциальное уравнение для скорости реакции с учетом принципа независимости элементарных реакций записывается в виде:

r_A= -

Пусть c_0A и c_0B равны, соответственно, начальным концентрациям веществ A и B; x – число моль веществ A, вступившего в реакцию в единице обьема к моменту времени t. Тогда текущие концентрации участников реакции будут: c_0A -x и c_0B+x. С учетом этого уравнение для скорости приобретает вид:

r_A=

После несложных преобразований [1]получаем:

r_A =

где =

Разделение переменных и интегрирование в пределах 0®x и 0®t:

приводит к:

Для нахождения величины m следует принять во внимание, что отношение равно концентрационной константе равновесия. Величина K_С может быть вычислена из термодинамических данных о стандартных энергиях образования Гиббса участников реакции по уравнению:

или найдена из экспериментальных данных о составе смеси при бесконечно большой длительности опыта, когда будет достигнуто равновесное состояние. В этом случае:

При известном m опытные данные следует представить (или аппроксимировать) в координатах (рис.3.1.а), что приводит к линеаризации результатов эксперимента. При графическом представлении наклон прямой линии равен сумме констант прямой и обратной реакции. Их отношение, как уже отмечалось, может быть найдено из данных о составе равновесной смеси. Комбинация двух уравнений позволяет вычислить порознь каждую из констант.

На рис.3.1.б,в показаны кинетические кривые, характеризующие накопления продукта и расходование реагента, для случаев, когда K_С >1 и K_С <1. Следует обратить внимание, что в любом временном разрезе при равенстве стехиометрических коэффициентов у реагента и продукта справедливо равенство:

c_0A + c_0B = c_A + c_B