Константа химического равновесия

Количественной характеристикой состояния химического равновесия служит константа равновесия. Она определяется через концентрации всех участников реакции в состоянии равновесия, т. е. через равновесные концентрации. Для обратимой реакции, протекающей в растворе или в газовой фазе (маленькие буквы обозначают коэффициенты, большие буквы — химические вещества):

aA+bB=cC+dD.

Константа равновесия равна произведению равновесных концентраций продуктов, деленному на произведение равновесных концентраций исходных веществ, при этом концентрация каждого вещества возводится в степень, равную коэффициенту при этом веществе в уравнении реакции.

K=[C]c⋅[D]d[A]a⋅[B]b

 

Квадратные скобки в уравнении обозначают равновесные концентрации участников реакции (в моль/л). Например, для реакции (г)(г)(г)2SO2(г)+O2(г)=2SO3(г) константа равновесия имеет вид:

K=[SO3]2[SO2]2⋅[O2].

Концентрация чистого твердого или жидкого вещества всегда постоянна, поэтому такие вещества не учитываются при вычислении константы равновесия.

Так, для реакции (тв)(г)(г)C(тв)+2H2(г)=CH4(г) константа равновесия записывается следующим образом:

K=[CH4][H2]2.

Принцип Ле-Шателье

Общий принцип смещения химического равновесия был предложен французским ученым Анри Ле-Шателье и в современной трактовке выглядит следующим образом:

Общий принцип смещения равновесия (принцип Ле-Шателье):

если на равновесную систему оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится так, чтобы уменьшить влияние этого воздействия

Поскольку положение равновесия определяется скоростями прямой и обратной реакций, то оно зависит от тех же факторов, от которых зависит и скорость, а именно: температуры и концентрации веществ. Кроме того, на положение равновесия в реакциях с участием газов может влиять давление.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия

Разберем влияние каждого фактора на примере обратимой реакции синтеза аммиака:

N2+3H2⇔2NH3+Q

Концентрация

В ходе прямой реакции из простых веществ (азота и водорода) получают аммиак, а в ходе обратной реакции посредством разложения аммика образуются азот и водород. Для каждой из этих реакции запишем уравнение скорости: прямая реакция:

прпрN2+3H2⇔2NH3+Qvпр=kпр⋅[N2]⋅[H2]3

обратная реакция:

обробр2NH3⇔N2+3H2−Qvобр=kобр⋅[NH3]2

При наступлении химического равновесия скорости прямой и обратной реакций становятся равны: пробрvпр=vобр. Очевидно, что при увеличении концентрации газообразного азота в системе, возрастет и его равновесная молярная концентрация [N2], и, следовательно, увеличится скорость прямой реакции прvпр, скорость же обратной реакции останется неизменной. В таком случае говорят, что равновесие сдвигается вправо или в сторону прямой реакции. То есть, при увеличении концентрации реагента, равновесие смещается в сторону образования продуктов. Аналогично рассуждая, можно прийти к выводу, что при уменьшении концентрации реагентов скорость обратной реакции будет больше, чем скорость прямой и равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Температура

В рассмотренном примере

N2+3H2⇔2NH3+Q

прямая реакция является экзотермической (протекает с выделением тепла), а обратная – эндотермической (идет с поглощением тепла). Рассмотрим поведение данной равновесной системы при повышении температуры. Руководствуясь принципом Ле-Шателье можно предсказать «сопротивление» системы внешнему воздействию (нагреванию), то есть прямая экзотермическая реакция будет замедляться и, значит, равновесие будет смещаться влево, в сторону эндотермической реакции. И наоборот, при уменьшении температуры, система будет «сопротивляться», отдавая тепло. То есть увеличится скорость прямой реакции и равновесие сместится в сторону экзотермической реакции.

Легко запомнить, что если происходит нагревание во время реакции (то есть выделяется тепло), то его нужно отводить (охлаждать). Если для реакции не хватает тепла (то есть поглощается тепло), то такую систему нужно нагревать.

Давление

Давление влияет только на обратимые газовые реакции, причем только на те из них, в которых происходит изменение общего числа молекул газа. Увеличение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего числа молекул газов, а уменьшение давления – в сторону увеличения числа молекул. Так, в рассматриваемой реакции

N2+3H2⇔2NH3+Q

количество газов в левой части уравнения (1+3)=4 моль, в правой - 2 моль. Следовательно, при повышении давления равновесие в данной системе сместится вправо, при уменьшении давления - влево.

Легко запомнить: увеличение давления смещает реакцию в сторону меньшего объема. В случае равных объемов газообразных исходных веществ и продуктов, давление не влияет на смещение равновесия.

Катализатор

При использовании катализатора в равновесных системах, ускоряются как прямая, так и обратная реакции, причем скорости обеих реакций увеличиваются в одинаковое число раз. Равновесие при этом сохраняется. Таким образом, катализатор не влияет на положение равновесия, а только приводит к более быстрому его установлению.