Закон действующих масс Основные виды химических равновесии в аналитической химии

Лекция 3. Химическое равновесие

План:

1. Химические реакции

2. Закон действующих масс

3. Основные виды химических равновесии в аналитической химии

4. Активность, коэффициент активности, ионная сила.

5. Законы Дебая и Хюккеля

Ключевые слова: закон действующих масс, константа скорости, константа равновесия, кислотно-основные равновесия, равновесия комплексообразования, окислительно-восстановительные равновесия, осаждение, активность, коэффициент активности, ионная сила, термодинамические константы, законы Дебая, Хюкеля

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, например:

3H₂ + N₂ ⇌ 2NH₃

N₂O₄ ⇌ 2NO₂

Химическое равновесие – это состояние реакционной системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны.

В системе, находящейся в состоянии химического равновесия, происходят и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны, и поэтому концентрации участвующих веществ не меняются. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций. Например;

А+В⇌С+D

По закону действующих масс скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрацию реагирующих вещест.

υ_прямой= k₁[A][B]; υ_{обратной}= k₁[C][D]

Закoн дeйствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ. Закон действующих масс открыли в 1864—1867 годах норвежские ученые К.Гульдберг и П.Вааге.

Константы скорости прямой и обратной реакции – это скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Также константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов. 

К_равн.=

Большинство химических реакций, использующихся в аналитической химии, можно считать обратимыми. Протекание обратимой химической реакции в закрытой системе приводит к установлению химического равновесия.

Все химические равновесия характеризуются соответствующими константами химического равновесия. Выражение для константы химического равновесия можно получить, используя термодинамический или кинетический подход. Рассмотрим вначале идеальный случай, когда химическая реакция протекает в идеальном растворе - гипотетической системе, в которой взаимодействия между всеми компонентами одинаковы и не зависят от природы частиц. Пусть имеется следующее химическое равновесие

aA + bB ↔ cC + dD

В состоянии равновесия ΔG=0, следовательно

Так как ΔG⁰=0, находящаяся в левой части полученного уравнения, является постоянной величиной, то и произведение, стоящее в правой части этого уравнения - также постоянная величина.

Отношение произведения концентраций находящихся в состоянии равновесия продуктов химической реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к соответствующему произведению равновесных концентраций реагирующих веществ называется константой химического равновесия (К)

 Активность и коэффициент активности

Несмотря на то, что термодинамика не учитывает процессы, происходящие в реальных растворах, например, притяжение и отталкивание ионов, термодинамические закономерности, выведенные для идеальных растворов, можно применить и для реальных растворов, если заменить концентрации активностями.