если на равновесную систему оказать какое нибудь внешнее воздействие то в системе происходит процесс

Если на равновесную систему оказать какое нибудь внешнее воздействие то в системе происходит процесс

§9.7 Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.

Химические реакции, которые протекают со сравнимыми скоростями в обоих направлениях, называются обратимыми. В таких реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов, состав которых далее уже не меняется со временем. Например, при нагревании происходят следующие превращения:

У этой равновесной системы есть замечательное свойство: ее состав не зависит от способа получения. Можно нагревать смесь газообразных водорода и йода, а можно взять для опыта чистый HI – результат будет одним и тем же: образуется равновесная смесь трех веществ (H₂, I₂, HI) одного и того же состава. Для внешнего наблюдателя в такой системе химические превращения не происходят, но на самом деле здесь постоянно идут прямая и обратная реакции. Рассмотрим эту систему с точки зрения химической кинетики.

Допустим, для опыта взяли газообразные водород и йод. В первый момент времени еще нет HI, поэтому идет только прямая реакция, скорость которой (v_пр) выражается кинетическим уравнением:

Здесь k₁ – константа скорости прямой реакции. Постепенно в смеси накапливается продукт реакции HI. Но в этих же условиях йодистый водород с заметной скоростью разлагается на исходные вещества: H₂ и I₂. В данном конкретном случае кинетические уравнения соответствуют химическим уравнениям прямого и обратного процессов. Скорость обратной реакции (v_обр) выражается кинетическим уравнением с константой скорости k₂:

Когда йодистого водорода образуется уже достаточно много (т.е. когда его концентрация достигнет определенной величины), скорости прямой и обратной реакции выравниваются:

В этом случае говорят, что наступило химическое равновесие. Количество содержащихся в равновесной системе веществ H₂, I₂ и HI теперь не меняется со временем, если нет внешних воздействий на систему.

Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем.

Химическое равновесие носит динамический характер. Например, в приведенной реакции HI постоянно образуется и расходуется. Если добавить в такую равновесную смесь радиоактивный йод-131, то он быстро распределяется между молекулами I₂ и HI. Это говорит о постоянном переходе атомов йода из исходного вещества в продукт реакции и обратно.

Можно ли изменить состояние химического равновесия? Иными словами – можно ли сдвинуть равновесие в сторону образования продуктов или в сторону образования исходных веществ?

Ответ на этот вопрос подсказывают кинетические уравнения прямой и обратной реакций. Если добавлять в равновесную систему извне «лишний» водород, то возрастет величина молярной концентрации [H₂] в кинетическом уравнении прямой реакции. Следовательно, увеличится скорость прямой реакции v_пр, а скорость обратной реакции v_обр останется неизменной. В итоге израсходуется какая-то часть добавленного водорода, а равновесие сместится вправо, т.е. в сторону образования продукта реакции. Такой же эффект даст и введение в систему дополнительных порций I₂.

Мы можем заметить важную закономерность: при попытке воздействовать на равновесную систему она «сопротивляется» такому воздействию. Действительно, добавление в равновесную систему H₂ или I₂ приводит к увеличению их расходования в прямой реакции. В итоге H₂ или I₂ в системе окажется меньше, чем было добавлено, зато возрастет количество HI. Наоборот, добавление HI приводит к более быстрому его расходованию в обратной реакции. Такая способность равновесных систем «сопротивляться» внешним воздействиям носит общий характер и известна под названием принципа Ле Шателье:

Если на равновесную систему воздействовать извне, изменяя какой-нибудь из факторов, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то направление процесса, которое ослабляет это воздействие.

** Анри Луи Ле Шателье (1850-1936) – французский физикохимик, Президент Французского химического общества, член многих академий, в том числе Петербургской АН. Был почетным членом и АН СССР. Независимо от немецкого химика Ф. Габера в 1901 г. нашел условия синтеза аммиака (см. ниже).

Приведем пример реакции, в которой важным для положения равновесия фактором является давление. Она тоже происходит в газовой фазе:

2 NO₂ (г) N₂O₄ (г)

При комнатной температуре NO₂ – темно-коричневый газ (часто его называют «бурым» газом). Продукт его димеризации N₂O₄ бесцветен. Оба газа при обычных условиях присутствуют в смеси, т.е. находятся в химическом равновесии. Если увеличивать в такой равновесной химической системе давление, то равновесие сдвигается вправо – в сторону образования N₂O₄. Дело в том, что при одновременном увеличении концентрации [NO₂] и [N₂O₄] преимущество получает прямая реакция. В ее кинетическое уравнение концентрация [NO₂] входит в квадрате:

Происходящий при этом сдвиг равновесия вправо можно наблюдать экспериментально: при сжатии смеси газов она светлеет, поскольку уменьшается концентрация окрашенного NO₂ и возрастает концентрация бесцветного N₂O₄ (рис. 9-13).

Рис. 9-13. При увеличении давления (Р₂ > Р₁) общее количество молекул в равновесной смеси уменьшается – система «сопротивляется» повышению давления: а) в системе больше молекул NO₂ (смесь интенсивно окрашена); б) после увеличения давления молекул NO₂ становится меньше (окраска ослабевает).

Но на равновесные реакции в растворах изменение давления не оказывает заметного влияния, если только в реакции не выделяется какой-нибудь газ. Дело в том, что жидкости почти не сжимаются под давлением, и концентрации растворенных в них реагирующих веществ практически не изменяются (если это не газообразные реагирующие вещества).

С помощью кинетических уравнений прямой и обратной реакций можно вывести закон действующих масс для химического равновесия. Пусть происходит обратимая реакция:

Здесь а, b, c, d – коэффициенты перед веществами в химических уравнениях прямой и обратной реакций. В этом случае можно записать кинетические уравнения:

При наступлении равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равны (v_пр = v_обр) и можно записать:

Из этого соотношения можно получить константу равновесия К_р, которая равна отношению констант скорости прямой и обратной реакций:

В предыдущем уравнении достаточно перенести в левую часть k₂

а из полученного уравнения уже легко получается выражение для константы равновесия К_р:

Это не что иное, как математическая запись закона действующих масс для химического равновесия. Например, для рассмотренной выше реакции

Константа равновесия определяется экспериментально. Численное значение К_р характеризует положение равновесия при данной температуре и не меняется с изменением концентраций реагирующих веществ.

** Интересно, что в отличие от закона действующих масс для скорости реакции, в математическом выражении для константы равновесия показатели степени a, b, c, d всегда равны стехиометрическим коэффициентам в равновесной реакции. Это связано с тем, что как бы не были сложны механизмы прямой и обратной реакций, в состоянии равновесия они должны обеспечить перенос исходных веществ в продукты реакции и обратно в точном соответствии с коэффициентами перед этими веществами в суммарном уравнении.

Можно качественно предсказывать направление смещения равновесия по кинетическим уравнениям. Например, для сложной гетерогенной химической реакции

Fe₃O₄ (тв) + СО (г) 3 FeO (тв) + СО₂ (г) + Q кДж

можно предсказать, что изменение давления не приведет к смещению равновесия. Здесь скорости прямой и обратной реакции зависят в основном от концентраций газов (которые при изменении давления меняются одинаково), а твердые вещества не входят в кинетические уравнения.

Теплоту тоже можно рассматривать как «продукт» реакции. Следовательно, нагревание такой равновесной смеси должно приводить к активизации обратной реакции и смещению равновесия влево – в сторону образования исходных Fe₃O₄ и CO.

Наоборот, отведение образующегося тепла (понижение температуры) будет уменьшать скорость обратной реакции и равновесие сдвинется вправо – в сторону продуктов FeO и CO₂.

Можно не пользоваться для решения таких вопросов кинетическими уравнениями, а прямо применить принцип Ле Шателье. Действительно, при нагревании равновесной системы с оксидами железа она должна сопротивляться этому воздействию – то есть замедлять прямую реакцию, идущую с выделением тепла. Точно так же (без кинетических уравнений) можно решать вопрос о смещении равновесия при увеличении давления в системе

2 NO₂ (г) N₂O₄ (г)

Для того, чтобы «сопротивляться» увеличению давления, эта система должна активизировать реакцию, приводящую к уменьшению общего числа молекул в смеси. Такой реакцией является прямая реакция, в которой из двух молекул газа получается одна. Следовательно, преимущество получит прямая реакция и равновесие сдвинется вправо.

Способы смещения химического равновесия играют большую роль в химической промышленности. Например, синтез аммиака является обратимой, экзотермической, каталитической реакцией:

Принцип Ле Шателье позволяет качественно подобрать условия, наиболее подходящие для сдвига равновесия вправо, т.е. в сторону максимально возможного содержания аммиака в равновесной смеси. Это имеет большое практическое значение – ведь чем больше равновесие сдвинуто вправо, тем больше аммиака можно получать в промышленной установке.

Принцип Ле Шателье говорит о том, что для смещения равновесия вправо нужно, во-первых, повышать давление. Действительно, при повышении давления система будет «сопротивляться» возрастанию концентрации газов – для этого активизируется прямая реакция превращения четырех молекул газа (одной молекулы азота и трех водорода) в две молекулы газообразного аммиака. Во-вторых, необходимо отводить образующееся в реакции теплоту, т.е. понижать температуру. Если температуру повышать, то обратная реакция ускорится в большей степени, поскольку она идет с поглощением теплоты. Однако если охлаждать реактор слишком сильно, то обе реакции замедляются и равновесие устанавливается слишком медленно.

В промышленности находят компромисс – давление в аппаратах синтеза аммиака держат настолько высоким, насколько может выдержать их конструкция, а температуру выбирают средней, при которой равновесие в системе наступает достаточно быстро и в то же время не слишком сильно смещено в сторону исходных веществ – азота и водорода. Этой же цели служит и железный катализатор – он ускоряет наступление химического равновесия. Как вы уже знаете, катализаторы одинаково хорошо ускоряют как прямую, так и обратную реакции, поэтому добавление катализатора не может изменить положение равновесия, но способствует более быстрому его достижению.

Промышленное получение аммиака из атмосферного азота имеет огромное значение для современной цивилизации. Азот – весьма инертное вещество и его соединения в виде полезных ископаемых (селитр) встречаются очень редко. В то же время растения нуждаются в азоте, поэтому современное сельское хозяйство требует интенсивного применения все большего количества азотных удобрений, которые делают на основе аммиака. Также аммиак служит сырьем для производства азотной кислоты, а уже с участием HNO₃ осуществляются многие другие важнейшие промышленные процессы – от получения лекарств и взрывчатых веществ до переработки ядерного топлива.

9.22. В каких реакциях изменение давления окажет влияние на смещение равновесия?

9.23. В какой из реакций предыдущей задачи повышение давления приводит к сдвигу равновесия влево?

9.24. ** (ФМШ) Реакция протекает по уравнению: 2 А В. Константа равновесия равна 0,25. Найдите равновесные концентрации, если начальная концентрация [А]_н = 4 моль/л.

9.25. Рассчитайте, во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакции в равновесной системе

2 NO (г) + О₂ (г) 2 NО₂ (г)

9.26. Примените принцип Ле Шателье к условиям и вопросу задачи 9.24. Убедитесь в том, что вывод о направлении смещения равновесия качественно совпадает с результатом количественного расчета.

9.27. В какой из четырех реакций равновесие больше всего сместится вправо при одновременном повышении температуры и понижении давления?

** Подсказка к задаче 9.24. Необходимо найти равновесные концентрации [А]_р и [В]_р. Пусть [В]_р = x моль/л. Подумайте, чему в таком случае будет равна [А]_р? Учтите, что на образование одной молекулы В надо «потратить» две молекулы А. Когда [А]_р и [В]_р будут выражены через «х», подставьте их в выражение для константы равновесия. Получится квадратное уравнение, решением которого будут два корня. Один из них имет неправдоподобное значение и может считаться ложным. Зато другой корень позволяет получить решение задачи. Сделайте проверку: подставьте полученные значения [А]_р и [В]_р в константу равновесия и убедитесь, что получается именно 0,25.

Источник

Если на равновесную систему оказать какое нибудь внешнее воздействие то в системе происходит процесс

Химическое равновесие в реакции смещается в сторону образования продукта реакции при

1) понижении давления

2) повышении температуры

3) добавлении катализатора

4) добавлении водорода

Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Понижение давление (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов увеличивающих давление, значит, равновесие сместится в сторону большего количества газообразных частиц (которые и создают давление), т.е. в сторону реагентов.

При повышении температуры (внешнее воздействие) система будет стремиться понизить температуру, значит, усиливается процесс поглощающий тепло. равновесие сместится в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону реагентов.

Катализатор не влияет на смещение равновесия

Добавление водорода (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов расходующих водород, т.е. равновесие сместится в сторону продукта реакции

Равновесие смещается в сторону исходных веществ при

1) уменьшении давления

3) введении катализатора

4) добавлении водорода

Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Понижение давление (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов увеличивающих давление, значит, равновесие сместится в сторону большего количества газообразных частиц (которые и создают давление), т.е. в сторону продуктов реакции.

При повышении температуры (внешнее воздействие) система будет стремиться понизить температуру, значит, усиливается процесс поглощающий тепло. равновесие сместится в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону продуктов реакции.

Катализатор не влияет на смещение равновесия

Добавление водорода (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов расходующих водород, т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ

Источник

Принцип Ле Шателье

Если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие.

Чтобы легче понять принцип Ле Шателье, рассмотрим простую химическую реакцию. Два вещества (реактивы) взаимодействуют друг с другом, в результате взаимодействия образуется третье вещество (продукт), которое стремится к расщеплению на исходные вещества. Это можно изобразить в виде следующего уравнения:

Двойная стрелка обозначает обратимую реакцию. При протекании прямой реакции слева направо происходит образование вещества C из веществ A и B. В случае обратной реакции (справа налево) вещество C расщепляется на вещества A и B. Когда эта система находится в химическом равновесии, скорости прямой и обратной реакций одинаковы — в одной точке данной системы образуется молекула вещества C, а где-то в другом месте другая молекула вещества С распадается.

Если в систему добавить избыток вещества A, равновесие временно нарушится, так как вырастет скорость образования вещества C. Но чем быстрее будет расти концентрация вещества C, тем быстрее оно будет расщепляться — пока снова не будет достигнуто равновесие между прямой и обратной реакциями. Тогда скорость образования вещества C из веществ A и B сравняется со скоростью расщепления вещества С на вещества A и B.

Действие принципа Ле Шателье можно проследить на примере изменения химического состава дождя или растворения шипучей антацидной (снижающей кислотность желудочного сока) таблетки в воде. В обоих случаях в химической реакции участвуют углекислый газ (CO₂), вода(H₂O) и угольная кислота (H₂CO₃):

Когда дождевая капля попадает в воздух, она поглощает углекислый газ, и концентрация в левой части реакции возрастает. Для поддержания равновесия образуется большее количество угольной кислоты. В результате дождь становится кислотным (см. Кислотный дождь). Добавление углекислого газа смещает равновесие реакции вправо. Противоположная реакция происходит при опускании в воду таблетки антацида (вещества, нейтрализующего кислоту). Бикарбонат натрия (антацид) вступает в реакцию с водой, и образуется угольная кислота, что приводит к увеличению концентрации вещества в правой части реакции. Чтобы восстановилось равновесие, угольная кислота разлагается на воду и углекислый газ, который мы и наблюдаем в виде пузырьков.

Французский химик. Родился в городе Мирибель-лез-Эшель в семье ученых. Получил образование в престижной Парижской политехнической школе. Был профессором в Высшей горной школе и в Сорбонне, позже был назначен Генеральным инспектором шахт и рудников Франции (до него этот пост занимал его отец). Ле Шателье изучал химические реакции, связанные с несчастными случаями на шахтах и в металлургическом производстве, участвовал в исследовании детонации рудничного газа. Разработал термоэлектрический пирометр (оптический прибор для определения температуры раскаленных тел по цвету) и гидравлические тормоза для железнодорожных составов; изобрел кислородно-ацетиленовую сварку.

Источник

Понятие о химическом равновесии — принцип Ле Шателье

Что такое обратимая реакция в химии

Химическая реакция представляет собой трансформацию одного или нескольких начальных веществ (реагентов) в другие вещества, что сопровождается перераспределением электронов между атомами, образованием новых химических веществ, сохранением состава атомных ядер.

В зависимости от вероятности протекания реакции в обратном направлении, химические реакции классифицируют на следующие типы:

Обратимые химические реакции — это реакции, продукты которых в заданных условиях способны вступать друг с другом во взаимодействие.

В качестве примера обратимой реакции можно привести синтез аммиака:

N 2 + 3 H 2 ↔ 2 N H 3

Данный процесс реализуем в условиях:

Все эти условия необходимы для того, чтобы реакция протекала преимущественно в прямом направлении с достаточной скоростью.

Необратимые реакции — это реакции, полученные в результате которых продукты при заданных условиях не взаимодействуют между собой.

Примерами необратимых реакций с характерными признаками (выделение газа, образование устойчивого твердого вещества, выделение большого количества тепла и света) являются реакции горения и процессы, которые сопровождаются взрывом. Например, горение углерода в кислороде или на воздухе протекает необратимо:

Общее понятие, принцип Ле Шателье

Обратимые реакции протекают одновременно в двух противоположных направлениях.

Направления обратимых химических реакций:

В качестве примеров обратимых реакций можно привести следующие процессы:

3 H 2 + N 2 ⇄ 2 N H 3

Вероятность взаимодействия продуктов определяется условиями реализации химического процесса. Например, можно рассмотреть случай, когда система открытая, то есть происходит обмен веществом и энергией с окружающей средой. В такой ситуации химические реакции, с помощью которых, к примеру, синтезируют газы, носят необратимый характер.

В процессе прокаливания твердого гидрокарбоната натрия образуется газообразное вещество в виде углекислого газа, которое улетучивается из области проведения реакции:

2 N a H C O 3 → N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O

Рассмотренный пример демонстрирует процесс протекания необратимой реакции.

В том случае, когда система является замкнутой, то есть обмен веществом с окружающей средой не происходит, образованный в процессе химической реакции газ не покидает зону проведения реакции и взаимодействует с другими веществами.

Взаимодействие углекислого газа с водой и карбонатом натрия в закрытой системе является обратимой реакцией:

2 N a H C O 3 ⇔ N a 2 C O 3 + C O 2 + H 2 O

Предположим, что схема реализации обратимой химической реакции имеет следующий вид:

a A + b B ⇔ c C + d D

В таком случае скорость, с которой протекает прямая реакция, определяется формулой:

v 1 = k 1 · ( C A ) a · ( C B ) b

Скорость обратной реакции можно вычислить таким образом:

v 2 = k 2 · ( C C ) c · ( C D ) d

В записанных формулах:

В том случае, когда в начале процесса вещества C и D отсутствуют, происходит столкновение и взаимодействие в большей части частиц A и B. Таким образом, можно наблюдать преимущественно прямую реакцию. С течением времени концентрация частиц C и D также начнет повышаться, а исходных веществ А и В — уменьшаться. Следовательно, скорость прямой реакции будет уменьшаться, скорость обратной реакции — увеличиваться. В определенный момент скорость прямой реакции сравняется со скоростью обратной реакции. Данное состояние представляет собой химическое равновесие.

Химическое равновесие — это состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Исходя из равенства скоростей прямой и обратной реакции, скорость образования реагентов равна скорости их расходования. При этом текущие концентрации веществ остаются без изменений. Данные концентрации определяют, как равновесные.

В состоянии равновесия можно наблюдать и прямую, и обратную реакции, то есть реагенты вступают во взаимодействие друг с другом, и продукты взаимодействуют между собой с эквивалентной скоростью. В процессе допускается воздействие внешних факторов и смещение химического равновесия в какую-либо сторону. По этой причине химическое равновесие носит название подвижного.

Исследовательская работа в области подвижного равновесия началась в XIX веке. Труды Анри Ле-Шателье содержат основы теории, обобщенные в более позднее время ученым Карлом Брауном.

Принцип подвижного равновесия, или принцип Ле-Шателье-Брауна: когда на равновесную систему воздействует внешний фактор, изменяющий какое-то из условий равновесия, в системе усиливаются процессы, которые направлены на компенсацию внешнего воздействия.

Принцип Ле-Шателье-Брауна можно сформулировать таким образом: если система подвержена внешнему воздействию, равновесие сместится так, чтобы компенсировать это внешнее воздействие.

Данное правило справедливо для любых равновесных явлений, а не только в случае химических реакций. В химии внешнее воздействие сопровождается изменением равновесных концентраций веществ.

В каком направлении протекают

При записи обратимых реакций, которые протекают в прямом и обратном направлении, принято использовать знак обратимости « ⇄ » вместо знака «=».

Классические примеры обратимых реакций — синтез аммиака и реакция этерификации (реакция карбоновой кислоты и спирта из органической химии):

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3

C H 3 C O O H + C 2 H 5 O H ⇄ C H 3 C O O C 2 H 5 + H 2 O

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, пока полностью не израсходовано одно из начальных веществ. Главным отличием необратимых реакций от обратимых является отсутствие взаимодействия между образовавшимися продуктами реакции с образованием исходных веществ.

Факторы, оказывающие влияние на смещение равновесия

Когда химическая система находятся в состоянии равновесия, на положение равновесие могут воздействовать несколько основных факторов:

Если равновесные реакции протекают при наличии хотя бы одного из веществ в газовой фазе, на равновесие также оказывает значительное влияние изменение давления в системе. Когда давление повышается, химическая система старается компенсировать это воздействие. При этом увеличивается скорость реакции, в которой количество газообразных веществ уменьшается. Если давление понижается, система увеличивает скорость реакции, в которой образуется больше молекул газообразных веществ. В результате, при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления — в сторону увеличения количества молекул газообразных веществ.

На системы с одинаковым количеством молекул газов-реагентов и продуктов давление не влияет. Перепады давления почти не сказываются на равновесии в растворах, то есть на реакциях, в которых отсутствуют газообразные вещества.

Изменить равновесие в химических системах можно с помощью изменения концентрации реагирующих веществ и продуктов. Если концентрация реагентов увеличивается, система старается их израсходовать, ускоряя прямую реакцию. В том случае, когда понижается концентрация реагентов, система стремится к их накоплению путем увеличения скорости обратной реакции. В процессе повышении концентрации продуктов система пытается их также израсходовать, что можно наблюдать по ускорению обратной реакции. При понижении концентрации продуктов химическая система увеличивает скорость их образования, то есть скорость прямой реакции.

При увеличении скорости прямой реакции в химической системе можно наблюдать смещение равновесия вправо, то есть в сторону формирования продуктов и расходования реагентов. Если увеличивается скорость обратной реакции, говорят о смещении равновесия в левую сторону, то есть в сторону расходования продуктов и увеличения концентрации реагентов.

В качестве примера смещения системы можно рассмотреть реакцию получения аммиака:

N 2 + 3 H 2 = 2 N H 3 + Q

В данном случае, если давление повышается, то увеличивается скорость реакции, в которой формируется меньшее количество молекул газов, то есть прямой реакции (число молекул газов-реагентов равно 4, число молекул газов в продуктах равно 2). В процессе повышения давления равновесие смещается вправо, в сторону продуктов. Если температура повышается, можно наблюдать смещение равновесия в сторону эндотермической реакции, то есть влево, в сторону реагентов. При увеличении концентрации азота или водорода равновесие смещается в сторону их расходования, то есть вправо, в сторону продуктов.

Катализатор не оказывает влияния на равновесие химической системы. С помощью данного вещества в равной степени ускоряется и прямая, и обратная реакции.

Кинетическое уравнение, примеры решения задач

Обратимые реакции обладают особенностью, которая заключается в росте скорости обратной реакции в процессе накопления продуктов реакции. В том случае, когда скорости прямой и обратной реакции будут равны, система перейдет в равновесное состояние.

В данном случае Закон действующих масс для прямой реакции:

V п р = k п р [ A ] a [ B ] b

Закон действующих масс для обратной реакции:

V о б р = k о б р [ L ] l [ Q ] q

Запишем справедливое равенство:

Таким образом, уравнение для Закона действующих масс в случае обратимой реакции примет вид:

Если реакция одностадийная, справедливо выражение:

где k 1 — является константой скорости прямой реакции;

k – 1 — это константа скорости обратной реакции.

Когда система приходит в равновесие:

Допустим, что А может трансформироваться в B при переходе через промежуточную стадию образования C:

Данный циклический процесс не реализуем, исходя из принципа детального равновесия (микроскопической обратимости), согласно которому для равновесного химического процесса любая элементарная реакция должна протекать со скоростью, в точности равной скорости реакции. Таким образом, в обратимой элементарной реакции прямая и обратная реакции протекают через одно и то же переходное состояние. Справедлива схема:

Записанные шесть констант скорости не являются независимыми, так как:

Обратимая реакция первого порядка имеет вид:

Согласно уравнению константы равновесия, можно рассчитать константу обратной реакции:

Исходя из условий задачи, требуется вычислить время, за которое прореагирует ровно половина вещества A. Следует выполнить подстановку значения x ( t ) = a / 2 в решение кинетического уравнения для обратимых реакций:

Ответ: время составляет 0,30 с

Дана следующая равновесная система:

В процессе решения задачи требуется использовать принцип детального равновесия. Когда имеется сложная равновесная система, каждая элементарная стадия также характеризуется состоянием равновесия. Таким образом, во всех трех процессах: AB, BC и CA, скорости прямой и обратной реакций равны:

Ответ: Источник: www.chem.msu.su

Уравнение прямой реакции:

Необходимо определить изменение скорости данной реакции при увеличении давления в 3 раза.

Допустим, что в начальный момент до повышения давления реагирующие вещества характеризовались следующими концентрациями:

Скорость реакции, согласно Закону действия масс, до повышения давления составляла:

По уравнению Менделеева-Клапейрона:

При повышении давления в 3 раза увеличивается концентрация каждого компонента в 3 раза (концентрация c = n / V ).

После того, как давление повысилось, скорость реакции составила:

Скорость увеличиться таким образом:

Ответ: в процессе повышения давления в 3 раза скорость прямой реакции увеличивается в 27 раз.

Необходимо определить, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры с 50 °С до 90 °С? Температурный коэффициент реакции у равен 2,5.

По правилу Вант-Гоффа:

Ответ: скорость протекания реакции увеличится в 39,06 раз.

Дана система, которая находится в равновесии:

В равновесии участвуют вещества, концентрации которых при заданной температуре равны:

Необходимо определить константу равновесия рассматриваемой реакции.

В первую очередь нужно записать уравнение для константы равновесия:

Далее следует выполнить подстановку значения равновесных концентраций в записанное выражение:

Ответ: константа равновесия составит 0,427.

Источник