 |
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция
Химическое равновесие. Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые
Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые. Обратимые – это реакции, идущие как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимые реакции идут только в одном направлении.
Рассмотрим обратимые реакции.
В первый момент при взаимодействии двух веществ скорость прямой
реакции значительно больше, чем обратной. Но постепенно исходные
вещества расходуются, и скорость прямой реакции падает, а обратной
нарастает. При равенстве скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие.Различают равновесие истинное и ложное (замороженное). Истинноехимическое равновесие характеризуется следующими признаками: приотсутствии внешних воздействий состояние равновесия сохраняется вовремени неизменным. Если же внешние воздействия изменяются, тоизменяется и состояние равновесия. Но при восстановлении исходныхусловий восстанавливается и состояние равновесия. Ложное равновесиеописывает процессы, которые при обычных условиях должны бы идти,но не идут. Однако при введении соответствующих реагентов, напримеркатализаторов, эти процессы идут до установления истинного химического равновесия. Примером таких равновесий являются реакции водорода с азотом и окисление диоксида серы.
Химическое равновесие – динамическое равновесие. Это значит, что
в системе идут и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны.Рассмотрим реакцию H2+ I2 = 2HI.
По закону действующих масс
V1 = K1[H2][I2]; V2= K2[HI]2
приV1 = V2K1[H2][I2] = K2[HI]2
или
K1/K2 = [HI]2/[H2][I2] = Kравн.
Kравн. – константа равновесия данной реакции.
В левой части уравнения стоят равновесные концентрации реагирующих веществ.
В левой части уравнения стоят равновесные концентрации реагирующих веществ.
В общем случае для реакции
aA + bB =nP + mC;
K = [P]n[C]m/[A]a[B]b.
Таким образом, при T = const константа обратимой реакции представляет собой постоянную величину, показывающую соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которые устанавливаются при равновесии.
Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собой. Изменение концентрации одного вещества обязательно изменяет концентрации всех других веществ, участвующих в реакции.
Для гетерогенных систем в уравнение константы равновесия входят концентрации тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Величина Kравн не зависит только от концентрации, но зависит от других факторов: природы реагирующих веществ, температуры, растворителя и др. Константа равновесия химической реакции связана с величиной изобарно-изотермического потенциала:
∆G = –RTlnKравн.
или Kравн. = e(–∆G/RT).
Соотношение между ∆G и K процесса характерно для любого равновесия: диссоциации, кипения, растворения вещества, электрохимического процесса и т.д. ∆G = –RTlnK = 19,113 TlgK. Чем более отрицательнавеличина ∆G, тем больше величина константы равновесия, т.e. в системе преобладают продукты реакции. Если ∆G > 0, то в смеси преобладают исходные вещества. При ∆G = 0 получим Kравн = 1.
Поиск по сайту: