Химическое равновесие

После прочтения данной статьи Вы узнаете, как описывается равновесие химической системы, далее описывается принцип Ле Шателье - влияние внешних факторов на равновесие системы.

Стабильность химической системы

Различные молекулы по-разному взаимодействуют друг с другом в зависимости от условий внешней среды, например, если в сосуде будет находится метан и кислород, то горение не произойдёт, пока не подвести к смеси искру:

CH₄ + 2O₂ → CH₄ + 2O₂ (реакция не происходит)
CH₄ + 2O₂  —^искра→ CO₂ + H₂O (горение метана)

Стабильное состояние

Стабильное состояние системы означает невозможность протекания химической реакции в нормальных условиях

Метастабильное состояние

Метастабильное или ложное равновесие - система, которая может не претерпевать изменений в течение длительного срока, но возбуждается при внесении определённых изменений (например, катализатор или искра, как в примере с метаном выше).

Нестабильное состояние

Система, в которой реакции происходят настолько быстро, что невозможно выдержать условия, при которых система будет находится в равновесии.

Равновесие химической реакции

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ - обратимый процесс

Любая реакция протекает пока не достигнет равновесия. Равновесие - это компромисс между двумя противоположными тенденциями: состояние минимальной энергии и состояние наибольшей энтропии. Равновесие - это динамическое состояние, при котором прямая и обратная реакции сохраняются и имеют одинаковую скорость. Состояние равновесия не зависит от направления реакции.

Любая система стремится к состоянию равновесия. Если на систему в равновесии применить внешние силы, то после прекращения воздействия система вернётся в состояние равновесия.

Если процесс обратим, то обе реакции (прямая и обратная) протекают с одинаковой скоростью.

Константа равновесия K_c

K_c = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b- величина, рассчитанная для реакции aA_(г) + bB_(г) ↔ cC_(г) + dD_(г)

Для гетерогенной системы (система, в которой участвуют более одной фазы) учитываются только газообразные части

CO_{2 (г)} + H_{2 (г)} ↔ CO_(г) + H₂O_(ж)
K_c = [CO]/[CO₂][H₂]

Направление реакции рассчитывается исходя из начальных концентраций: Q = [C₀]^c[D₀]^d/[B₀]^b[A₀]^a. Если Q > K_c, то протекает прямая реакция →, если Q < K_c, то протекает обратная реакция ←.

Константа равновесия K_p

Константа равновесия, выраженная через парциальные давления веществ K_p = [C]^c/[A]^a

K_p = K_c(RT)^Δn , где Δn - разница в молях количества продуктов и реагентов.

Принцип Ле Шателье

Если на систему в состоянии равновесия воздействовать извне, то равновесие сместится в направлении компенсации внешнего воздействия.

Влияние концентрации

При добавлении вещества, реакция смещается в сторону поглощения добавленного вещества, если уменьшить количество вещества, то реакция сместится в сторону образования большего количества вещества.

Влияние объёма и давления

Если уменьшить объём системы, находящейся в равновесии, то равновесие сместится в сторону уменьшения общего количества молей газа, если увеличить объём, то в сторону увеличения количества молей вещества. Аналогично, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону увеличения количества молей вещества, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения количества молей вещества.

Но

При добавлении инертного газа давление системы увеличивается, но равновесие системы не изменяется!

Влияние температуры

Увеличение температуры вынуждает протекание эндотермической реакции, уменьшение - экзотермической.

В эндотермической реакции тепло поглащается, в экзотермической - выделяется.

Влияние катализатора

Добавление катализатора не изменяет положение равновесия, но ускоряет установление равновесия.