Химическое равновесие. При анализе химического равновесия применим закон действия масс для простых реакций [3]

При анализе химического равновесия применим закон действия масс для простых реакций [3].

Если в системе наблюдается подвижное (динамическое) (еще один термин «истинное») равновесие, то для обратимой реакции:

aA + bB + … ↔ dD + fF + … (2.1)

Скорость прямой и обратной реакций можно выразить:

V₁=k₁ [А]^a [В]^в; V₂= k₂ [D]^d [F]^f, (2.2)

где [А], [В], [D], [F] – равновесные концентрации реагирующих веществ; V₁, V₂ - скорости прямой и обратной реакций; k₁, k₂ - константы скоростей прямой и обратной реакций.

Из уравнения (2.2) следует, что при постоянной температуре величина

(2.3)

является постоянной. K – константа равновесия – величина, завясящая от природы реагентов, температуры, но не зависящая от концентраций реагентов.

Смещение химического равновесия при изменении условий протекания реакции определяется принципом Ле-Шателье: если на равновесную систему произведено внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект внешнего воздействия.

Так, нагревание приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции. Введение в равновесную систему дополнительного количества какого-либо вещества вызывает сдвиг равновесия в направлении той реакции, при которой этот реагент расходуется. Изменение давления в системах, содержащих газообразные вещества, приводит к соответствующим изменениям парциальных давлений (концентраций) этих реагентов. При этом изменение давления не влияет на концентрацию жидких и твердых веществ.

Введение в равновесную систему катализатора не влияет на равновесие, так как вызывает пропорциональное изменение скоростей и прямой, и обратной реакций.

Связь между термодинамическими (∆G°) и кинетическими (К) параметрами системы задается при помощи уравнения

K= ехр(-∆G°/RT) или ∆G = -RT∙LnК, (2.4)

которое носит название основного уравнения термодинамики и выражает условие равновесия в системе.