Константа химического равновесия. Если все участники реакции являются газообразными веществами, то вместо равновесных концентраций удобнее пользоваться равновесными парциальными давлениями

Если все участники реакции являются газообразными веществами, то вместо равновесных концентраций удобнее пользоваться равновесными парциальными давлениями компонентов Р _А, Р _В, Р _Си Р _D, тогда закон действующих масс примет вид:

Обратите внимание. Для гетерогенных реакций закон действующих масс выполняется при условии, что в уравнения констант равновесия не входят равновесные концентрации (парциальные давления) твердых исходных веществ и продуктов реакции. Н-р, для гетерогенной реакции:

С_графит + 2Н₂О_газ «СО₂ + 2Н₂

константа равновесия К выражается уравнением:

.

Для реакции: 3Fe + 4H₂O_пар Fe₃O₄ + 4H₂ К = .

Константа равновесия представляет собой отношение констант скоростей прямой и обратной реакций К = _. Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и давления. Влияние температуры на К определяется знаком теплового эффекта реакции. Связь между температурой и константой равновесия реакции (при р = const) отражает уравнение изобары Вант-Гоффа:

, (8)

где l n К – натуральный логарифм константы равновесия; D Н – изменение энтальпии реакции; R – универсальная газовая постоянная; Т –абсолютная температура, К. Для эндотермической реакции (Q< 0, DН >0) при повышении температуры константа равновесия увеличивается, и наоборот, для экзотермической реакции (Q > 0, DН < 0) при возрастании температуры К уменьшается. Из уравнения видно, что при увеличении абсолютного значения энтальпии реакции и уменьшении температуры чувствительность К к изменению температуры повышается. Используя уравнение изобары Вант-Гоффа, можно вывести формулу для расчета среднего значения D Н реакции, если известны значения константы равновесия при двух температурах (8а):

(8а)

где К ₁, К ₂ – константы равновесия реакции при температурах Т ₁ и Т ₂ соответственно.

Стандартное изменение энергии Гиббса ΔG⁰ реакции связано с К реакции уравнением (9):

ΔG⁰ = - RT ln К = - 2,303 RT lg К, (9)

где R - универсальная газовая постоянная 8,314 ; Т – абсолютная температура,К; К – значение константы равновесия.

Это уравнение (9) даёт возможность, зная ΔG⁰, вычислять константу равновесия, и, наоборот, по экспериментально найденному значению К определять ΔG⁰ реакции.

Константа равновесия К не зависит от начальной концентрации реагирующих веществ. Чем больше К, тем больше концентрация конечных продуктов в момент равновесия. Она показывает, во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной при одинаковой температуре и концентрациях, равных единице.

Н-р, для реакции: А + В С + D

Если К равна 10^-6, то это означает, что произведение равновесных концентраций продуктов реакции в 1 000 000 раз меньше произведения концентраций ис-ходных продуктов реакции. Следовательно, равновесие сдвинуто в левую сторону, т.е. указанная реакция протекает справа налево.

Если К равна 10⁶, то это означает, что произведение концентраций конечных продуктов реакции в 1 000 000 раз больше произведения концентраций исходных продуктов реакции. Следовательно, равновесие в этом случае будет сдвинуто в правую сторону, т.е. указанная выше реакция протекает слева направо.

Закон действующих масс в применении к обратимым реакциям можно сформулировать следующим образом:

При постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, является величиной постоянной.

Зная равновесные концентрации, легко вычислить константу равновесия и исходные концентрации реагирующих веществ.

Поиск по сайту: