Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Химическое равновесие

Сложные неорганические соединения | Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением | Опыт 3. Свойства кислотных оксидов | Опыт 8. Получение кислот | Опыт 12. Получение кислых солей и их свойства | Скорость химической реакции. Катализ | Электролитическая диссоциация | Лабораторная работа | Растворимость веществ в воде. Свойства растворов | Концентрация растворов. Приготовление водных растворов |


Читайте также:
  1. Глава 20 Равновесие
  2. ГЛАВА 8 ОБЩЕНИЕ: КАК ВЕРНУТЬ РАВНОВЕСИЕ В ВАШИ ВЗАИМООТНОШЕНИЯ
  3. Долгосрочное и краткосрочное равновесие
  4. Долгосрочное Равновесие
  5. ЗАДАЧА 2. Химическое равновесие.
  6. Изокосты. Равновесие производителя. Правило минимизации издержек. Траектория роста предприятия.
  7. Как найти равновесие

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 + J22 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: 2015-11-14; просмотров: 60 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Опыт 2. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры| Опыт 2. Влияние среды на смещение химического равновесия

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.005 сек.)