Читайте также:
|
Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Пример необратимой реакции:
Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.
Пример обратимой реакции:
H2 + J2 ⇄ 2 HJ.
В начале процесса прямая реакция идет с большой скоростью:
V1 = K1[H2][J2].
Постепенно концентрация исходных реагентов уменьшается и уменьшается скорость прямой реакции.
По мере накопления йодоводорода всё с большей скоростью начинает протекать обратный процесс разложения йодоводорода.
V2 = K2[HJ]2.
Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными:
V1 = V2; K1[H2]∙[J2] = K2[HJ]2
или
= 
,
где К – константа равновесия.
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.
Для обратимой реакции
m A + n B ⇄ p C + q D
константа химического равновесия равна
.
В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.
Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.
Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.
Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.
Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).
Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления – благоприятствует реакции.
При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.
Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.
Дата добавления: 2015-09-10; просмотров: 162 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |