ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ II

Реакции, протекающие только в одном направлении до тех пор, пока не израсходуется одно из реагирующих веществ, называются необратимыми. Например, реакция разложения нитрата аммония является необратимой, т.к. попытки получить нитрат аммония при взаимодействии воды и оксида азота (I) не привели к положительному результату: NH₄NO₃ N₂O + 2H₂O. Реакции, способные протекать в двух направлениях, называются обратимыми. Обратимых реакций больше, чем необратимых.

Примером обратимой реакции может служить процесс взаимодействия йода с водородом: Н₂ + J₂ 2HJ. По мере протекания прямой реакции расходуются исходные реагирующие вещества, и уменьшается скорость прямой реакции, но увеличивается концентрация продукта реакции HJ и, следовательно, увеличивается скорость обратной реакции. Через некоторый промежуток времени скорость образования HJ становится равной скорости его разложения, т.е. наступает химическое равновесие. Химическое равновесие – это динамическое состояние, при котором происходят непрерывное образование и распад молекул с равными скоростями, т.е. V _пр. = V _обр.

В общем виде химическая реакция может быть представлена уравнениями: аА + bB = cC + dD; V _пр = k₁ [A]^a[B]^b; V _обр. = k₂ [С] ^с[D]^d.

Так как при химическом равновесии V _пр. = V _обр., следовательно k₁ [A]^a[B]^b= k₂ [С]^с[D]^d. Для преобразования делим обе части равенства на выражение k₂ [С] ^с[D]^d: , получаем .

Величина К_р как отношение постоянных величин есть величина постоянная, называемая константой равновесия. Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными концентрациями.

Например: 2СO + O₂ = 2СO₂, .

Концентрации реагирующих веществ не влияют на константу равновесия, так как константы скорости реакций, отношением которых она является, не зависят от концентрации. Но k₁ и k₂ зависят от температуры и меняются с изменением температуры по-разному, поэтому К_р зависит от температуры.

При неизменных внешних условиях состояние (положение) равновесия сохраняется сколь угодно долго. При изменении внешних условий положение равновесия изменяется, так как нарушается равенство V _пр. = V _обр. Через некоторое время после изменения условий установится новое равновесие, но при других равновесных концентрациях. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия (сдвигом равновесия).

Закономерное влияние внешних условий (концентраций реагентов, температуры, давления) на положение равновесия обратимых химических реакций было установлено в 1847 году французским ученым Ле-Шателье. Принцип Ле-Шателье звучит следующим образом: “ Если на систему, находящуюся в равновесном состоянии, оказать какое-либо внешние воздействие (изменение температуры, давления, концентрации), то равновесие в системе сместиться в сторону той реакции, которая сводит это воздействие к минимуму”

1. При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода данного вещества, а при уменьшении концентрации – в сторону его образования.

Например, в системе 2СO + O₂ = 2СO₂ при увеличении концентрации кислорода равновесие сместится в сторону его расходования, т.е. вправо, в сторону образования СО₂.

2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления, а при уменьшении давления равновесие сместится в сторону большего числа молекул газа, т.е. в сторону увеличения давления.

Например, в системе 2СO + O₂ = 2СO₂ при увеличении давления равновесие сместится в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. вправо, в сторону образования СО₂, так как в левой части три молекулы газа, а в левой всего две. ся в равновесном состоянии, оказать какое-либо внешние воздействие (на положение равновесия обратимых химических реакций был

Но есть равновесные системы, в которых давление не влияет на смещение равновесия. Например, в системе Н₂ + J₂ 2HJ при изменении давления равновесие смещаться не будет, так как в левой и правой частях находится по две молекулы газа.

3. При увеличении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при уменьшении – в направлении экзотермической реакции.

Экзотермической реакций называется реакция, идущая с выделением тепла (ΔН<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермической (ΔН>0).

Например: 2Н₂ + О₂ 2Н₂О, ΔН = -484,9 кДж.

При увеличении температуры в данной системе равновесие сместится влево, в сторону исходных реагирующих веществ, так как обратная реакция является эндотермической.

Принцип Ле-Шателье подтверждается и распространяется не только на химические, но и на различные физико-химические равновесные процессы. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кристаллизация и растворение, происходит в соответствии с данным принципом.