Химическое равновесие

• Химическое равновесие

• Обратимые химические реакции: история открытия

• 1803 г., К.Л.Бертолле (Египет, экспедиция Наполеона)
• Исследовал образование соды из известняка в соленых озерах

• Обычно: Na2CO3 + CaCl2 → 2NaCl + CaCO3
• В озерах – обратный процесс:
• 2NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2
• Причина: избыток NaCl

• Обратимые и необратимые процессы

• Процесс обратим, если:
• Может вернуться в исходное состояние
• Через те же промежуточные стадии (принцип микроскопической обратимости)

• Система

• Система

• Исходное
• состояние

• Конечное
• состояние

• …

• Примеры необратимых реакций

• Разложение взрывчатых веществ

• Горение органических веществ
• (С6H10O5)n + O2 → CO2 + H2O

• Реально почти любая реакция обратима!

• Химическое равновесие

• При равновесии скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции!

• ЗДМ для равновесия

• aA + bB cC + dD

• v1

• v2

• При равновесии v1 = v2
• Если реакции простые, то:
• v1 = kпрCAaCBb, v2 = kобрCCcCDd
• kпрCAaCBb = kобрCCcCDd
• kпр CCcCDd [C]c[D]d
• kобр CAaCBb [A]a[B]b

• константа равновесия

• Верно и для простых, и для сложных реакций!
• К – определяет глубину протекания процесса к моменту достижения равновесного состояния.

• K =

• Равновесные концентрации

• Константы KC и KP

• Для газов константу равновесия можно выражать и через давления:

• aA(г) + bB(г) ⇄ cC(г) + dD(г)

• парциальные давления веществ

• парциальные давления веществ

• Связь между KC и KP

• Признаки химического равновесия

• Концентрации неизменны во времени!

• Признаки химического равновесия

• К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон 
• Kравн – функция состояния
• Вот почему… см. слайд 6

• С

• С

• t

• t

• Состояние равновесия

• Смещение равновесия

• aA + bB cC + dD

• vпр

• vобр

• При изменении внешних условий: vпр ≠ vобр
• Если vпр > vобр, то CA, CB , CC, CD ↑

• В состоянии равновесия: vпр = vобр
• [A] = const, [B] = const
• [C] = const, [D] = const

• Смещение химического равновесия – нарушение равенства скоростей прямой и обратной реакций

• Принцип Ле Шателье-Брауна

• А.Л. Ле Шателье

• К.Ф.Браун

• Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие смещается так, чтобы уменьшить воздействие

• Применим не только к химическому, но и к другим видам равновесия!

• Факторы, смещающие равновесие

• Концентрация
• CA, CB ↑  vпр > vобр, смещение вправо
• CC, CD ↑  vпр < vобр, смещение влево
• 2. Давление (только для газов!)
• a+b > c+d, P ↑  vпр > vобр, смещение вправо
• a+b < c+d, P ↑  vпр < vобр, смещение влево

• aA + bB cC + dD

• vпр

• vобр

• Не влияют
• на Kравн!

• Факторы, смещающие равновесие

• 3. Температура
• Hпр > 0, T ↑  vпр > vобр, смещение вправо
• Hпр < 0, T ↑  vпр < vобр, смещение влево
• В отличие от С и Р, изменяет Kравн!
• А как влияет катализатор?

• aA + bB cC + dD

• vпр

• vобр

• Катализ и смещение равновесия

• Kравн – функция состояния  катализатор на равновесие не влияет!

• Смещение равновесия: примеры

• H < 0

• Давление: P ↑, равновесие →
• Температура: Т ↑, равновесие 

• 1 + 3 = 4 моль

• 2 моль

• >

• твердое газ

• газ

• 1 моль

• 2 моль

• H < 0

• Давление: P ↑, равновесие 
• Температура: Т ↑, равновесие 

• <

• Гетерофазное равновесие

• тв. газ газ ж.

• Концентрации (давления) веществ, находящихся в другой фазе, в выражение для константы не входят