Константа химического равновесия

Лекция 11

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.

План:

Обратимость химических реакций

Понятие о химическом равновесии

Константа химического равновесия

Факторы, влияющие на равновесие. Принцип Ле-Шателье

Обратимость химических реакций и понятие о химическом равновесии

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении и идут до конца. Различают практически и совершенно необратимые реакции. В практически необратимых преобладает реакция, идущая в одном направлении. Среди них выделяют несколько типов:

1.Реакции двойного обмена с образованием малорастворимого вещества

NaCl + AgNO₃  NaNO₃ + AgCl

С1^- + Ag⁺     AgCI

2.Реакции с образованием газообразных веществ

Na ₂ CO ₃ + 2 HCl  2 NaCl + H ₂ O + С O ₂

C О₃^2-  + 2Н⁺ H ₂ O + С O ₂

3.Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ                                         

HNO ₃ + KOH KNO ₃ + H ₂ O

Н⁺ + ОН^-  = H ₂ O

4.Ионные реакции окисления – восстановления

Zn + H₂SO₄   ZnSO₄  + H₂

Zn + 2H⁺  Zn⁺² + H₂

5.Реакции, приводящие к образованию комплексных соединений

CuSO₄ + 4NH₄OH = [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4H₂O

С u ²⁺ + 4 NH ₄ OH = [ Cu ( NH ₃ )₄] ²⁺ + 4 H ₂ O

6.Реакции, сопровождающиеся выделением большого количества энергии

C ₆ H ₁₂ O ₆ + 6 O ₂   6С O ₂ + 6 H ₂ O   H ⁰ = -2867кДж/моль

Примеры совершенно необратимых процессов:

                             2К ClO ₃    2 KCl + 3 O ₂

                             Pb ( N ₃ )₂ Pb + 3 N ₂

                           (азид свинца)

(в обычных условиях нельзя получить бертолетову соль непосредственно из KCl и О₂), а также нельзя провести синтез азида свинца из азота и свинца.

Обратимыми называются реакции, которые протекают в противоположных направлениях и не идут до конца. Примеры обратимых реакций:

                                N ₂ + 3 H ₂  2 NH ₃

                                C + CO₂  2CO

                                 N₂ + O₂ 2NO

                                 H₂  + J₂  2HJ

                            PCl₅   PCl₃ + Cl₂

                                 CO + Cl₂  COCl₂ (фосген)

                                 2NO + O₂  2NO

Понятие о химическом равновесии

  В ходе реакции устанавливается подвижное химическое равновесие, при котором скорости прямой и обратной реакции равны. Такое состояние системы реагирующих веществ , при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой называется химическим равновесием .      

Константа химического равновесия

Для реакции в общем виде mA + nB p С + gD скорости прямой и обратной реакций описываются следующими кинетическими уравнениями

                                        →          

v₁ = к ₁ · [A] ^m · [B] ⁿ

                                      ←

v₂ = k₂ · [C] ^p · [D] ^g

Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными, обозначаются при помощи квадратных скобок, в отличии от неравновесных.                                        → ←

В состоянии динамического равновесия v₁ = v₂ - кинетическая концепция равновесия. С течением времени v₁ уменьшается, а v₂- увеличивается. В некоторый момент они становятся равными.

k ₁ · [ A ] ^m · [ B ] ⁿ = k ₂ · [ C ] ^p · [ D ] ^g

разделив обе части уравнения на k₂, получим

К_с = k₁/k₂ = [ C]^p · [D]^g/ [A]^m · [B]ⁿ

Этим выражением определяется классическая константа равновесия К_с обратимого процесса, она равна отношению констант прямой и обратной реакций К_с = k ₁ / k ₂

Константа К_с, отражающая соотношение концентраций компонентов обратимой реакции в состоянии динамического равновесия называется константой равновесия.

К_с = [C]^p  · [D]^g/ [A]^m · [B]ⁿ –