Химическое равновесие. Необратимые и обратимые реакции

Необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, то есть в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Например:

Взаимодействие между цинком и концентрированной азотной кислотой протекает согласно уравнению и является необратимым:

Zn + 4HNО₃ = Zn(NО₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Синтез аммиака является обратимой реакцией и протекает согласно уравнению: N₂ + ЗН₂ ® 2NH₃.

Химическое равновесие называют динамическим равновесием. При равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не наблюдается.

Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия. Рассмотрим ее на примере реакции синтеза йодистого водорода:

Н₂ + I₂ 2НI

Согласно закону действия масс, скорости прямой (V₁) и обратной (V₂) реакций выражаются уравнениями:

V₁ = k₁[H₂][I₂]; V₂ = k₂[HI]²

При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны друг другу, откуда

V₁ = V₂; k₁[H₂][I₂] = k₂[HI]²

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции (К):

В левой части этого уравнения стоят равновесные концентрации. Правая же часть уравнения представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину. Можно показать, что в общем случае обратимой реакции

аА + bВ +... «pP + qQ +...

константа равновесия выразится уравнением:

В условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собою. Изменение концентрации любого из этих веществ влечет за собою изменения концентраций всех остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия.

Численное значение константы равновесия в первом приближении характеризует выход данной реакции. (Выходом реакции называется отношение количества получаемого вещества к тому его количеству, которое получилось бы при протекании реакции до конца.) Например, при К >>1 выход реакции велик, потому что при этом

[P]^p[Q]^q…>> [A]^a[B]^b…

т.е. при равновесии концентрации продуктов реакции много больше концентраций исходных веществ, а это и означает, что выход реакции велик. При К. << 1 (по аналогичной причине) выход реакции мал.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия, так же как и в выражение закона действия масс, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

СО₂ + С = 2СО

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

Связь константы равновесия с энергией Гиббса даётся уравнением:

ΔG = - RT´ln K_p (кДж/моль).

Если К_р >1 (k₁>k₂), то равновесие смещено вправо, и ΔG<0;

если же К_р <1 (k₁<k₂), то равновесие смещено влево, и ΔG<0.