Химическое равновесие - основа обратимых химических реакций

Согласно одной из классификаций, используемых для описания химических процессов, существует два вида противоположных реакций – обратимые и

необратимые. Обратимая реакция не доходит до конца, т.е. ни одно из веществ, вступивших в нее, не расходуется полностью и не меняет концентрацию. Такой процесс заканчивается установлением баланса или химического равновесия, которое обозначают ⇌. Но прямая и обратная реакции идут и дальше, не прекращаясь, поэтому равновесие называют динамичным или подвижным. Наступившее химическое равновесие говорит о том, что прямая реакция происходит с той же скоростью (V1), что и обратная (V2), V1 = V2 . Если давление и температура будут неизменными, то равновесие в данной системе может длиться неопределенно долго.

Количественно химическое равновесие описывается константой равновесия, которая равна отношению констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций. Рассчитать ее можно по формуле:K=K1/K2. Показатели константы равновесия будут зависеть от состава реагирующих веществ и температуры.
Смещение химического равновесия происходит по принципу Ле-Шателье, который звучит так: "Если на систему, которая находится в равновесии, воздействовать внешними факторами, то равновесие нарушится и сместится в сторону, противоположную данному изменению".

Рассмотрим химическое равновесие и условия его смещения на примере образования молекулы аммиака: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q.

Рассматривая уравнение данной реакции, устанавливаем:

1. прямая реакция - это реакция соединения, т.к. из 2 простых веществ образуется 1 сложное (аммиак), а обратная – разложение;

2. прямая реакция идет с образованием теплоты, поэтому она – экзотермическая, следовательно, обратная – эндотермическая и идет с поглощением теплоты.

Теперь рассмотрим данное уравнение при условии видоизменения определенных параметров:

1. Изменение концентрации. Если увеличим концентрацию начальных веществ - азота и водорода - и уменьшим количество аммиака, то равновесие сместится вправо к образованию NH3. Если же нужно переместить его влево, увеличьте концентрацию аммиака.

2. Повышение температуры передвинет равновесие в сторону реакции, при которой тепло поглощается, а при понижении - выделяется. Поэтому если увеличить температуру при синтезе аммиака, то равновесие сместиться в сторону исходных продуктов, т.е. влево, а при снижении температуры – вправо, в сторону к продукту реакции.

3. Если увеличить давление, то равновесие сдвинется в сторону, где количество газообразных веществ меньше, а при уменьшении давления – в сторону, где количество газов увеличивается. При синтезе NH3 из 4 моль N2 и 3H2 получается 2 NH3. Поэтому если увеличить давление, то равновесие переместится вправо, к образованию NH3. Если же давление уменьшить, то равновесие сместится в сторону исходных продуктов.

   

Делаем вывод, что химическое равновесие можно нарушить, если повысить или снизить:

1. температуру;

2. давление;

3. концентрацию веществ.

При введении катализатора в любую реакцию баланс не изменяется, т.е. химическое равновесие не нарушается.