Химическое равновесие

Работа № 7

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Скорость химической реакции (v) характеризуется изме­нением количества реагирующего вещества за единицу вре­мени в единице реакционного пространства.

В гомогенной (однородной по агрегатному состоянию) системе реакционным пространством служит объем сосуда, в котором происходит реакция.

Скорость гомогенной химической реакции измеряется по изменению концентрации за единицу времени для одного из веществ, участвующих в реакции. Концентрация (С) выра­жается обычно в моль/л, поэтому размерность скорости моль/л с. При химической реакции концентрация каждого из исходных веществ уменьшается во времени (С₂<С₁; С<0), а концентрация каждого из продуктов реакции воз­растает (С₂>С₁ С>0).

Различают два вида скорости — среднюю и истинную (или мгновенную). Средняя скорость (v) равна отношению:

=

где С=С₂- ; t= -t₁.

Чтобы величина скорости всегда была положительной пе­ред дробью ставят знаки ±.

Истинная скорость химической реакции

т. е. является производной концентрации по времени:

Скорость химических реакций зависит от многих факто­ров, важнейшие из них: природа реагирующих веществ, кон­центрация, давление (для реакций с участием газообразных веществ), температура, участие катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реаги­рующих веществ выражается законом действия, масс. Форму­лировка закона: при постоянной температуре скорость хими­ческой реакции пропорциональна произведению концентра­ций реагирующих веществ, причем каждая концентрация вхо­дит в произведение в степени, равной коэффициенту, стояще­му перед формулой данного вещества в уравнении реакции. Представим уравнение химической реакции в общем виде:

аА +bB = cC + dD.

Тогда закон действия масс можно записать в форме

где [А] и [В] — молярные концентрации вступающих в реак­цию веществ; а и b — коэффициенты в уравнении реакции; k —'константа скорости реакции, величина которой зависит от 'природы реагирующих веществ, температуры и присут­ствия катализаторов, но не зависит от концентраций веществ; k численно равна скорости реакции при [A]=[В]=1 моль/л.

Все химические реакции можно разделить на два типа: необратимые и обратимые. Реакции, которые протекают в од­ном направлении и идут до конца, называются необратимы­ми. Большинство реакций являются обратимыми, т. е. про­текают в противоположных направлениях и не идут до конца. Изобразим обратимую реакцию в общем виде

аА+bВ сС+dD

зависимости скорости прямой v₁, и обратной v₂ реакции от концентраций реагирующих веществ выражаются соотноше­ниями:

v₁=k₁[A]^a [B]^b,v₂ =k₂[C]^c [ .

Состояние, при котором скорость прямой реакции равна ско­рости обратной, называется химическим равновесием, а кон­центрации четырех веществ—равновесными. Следовательно, когда v_l = v₂,

k₁ [A]^a [B]^b=k₂ [C]^c [ .

Отсюда

= =R

где К — константа химического равновесия реакции.

К в отличие от константы скорости химической реакции не зависит от катализатора, так как он в одинаковой степени изменяет скорости прямой и обратной реакций.

Переход системы из одного равновесного состояния в дру­гое в результате изменения одного из условий равновесия (С, Р, Т) называется смещением химического равновесия. Смещение равновесия определяется принципом Ле Шателье: если в системе, находящейся в равновесии, изменить одно из условий, то происходит смещение равновесия в направлении той реакции, которая (противодействует указанному измене­нию. Применяя принцип Ле Шателье, можно сделать следую­щие выводы:

1. Увеличение концентрации одного из веществ вызывает смещение равновесия в сторону реакции, которая понижает концентрацию этого вещества.

2. Увеличение давления смещает равновесие в направле­нии уменьшения общего числа молей газообразных веществ, то есть в направлении, приводящем к понижению давления.

3. Нагревание смещает равновесие в сторону эндотерми­ческой реакции, охлаждение — в сторону экзотермической реакции.