Równowaga chemiczna: definicja, zasady i przykłady zastosowań

CZĘŚĆ 2.
TEMAT 4. Równowaga chemiczna.
Podczas przebiegu reakcji chemicznej, po pewnym czasie, osiągany jest stan równowagi (równowaga chemiczna). Słowo „równowaga” oznacza stan, w którym wszystkie przeciwnie skierowane wpływy na system są zrównoważone. Ciało, znajdujące się w stanie równowagi stabilnej, wykazuje zdolność do powrotu do tego stanu po jakimkolwiek zakłóceniu.

Reakcje zachodzące z lewej na prawo nazywane są bezpośrednimi, z prawej na lewo — odwrotnymi.
Należy podkreślić, że system reakcyjny pozostaje w stanie równowagi dynamicznej tylko wtedy, gdy system pozostaje izolowany. Izolowanym nazywamy taki system, który nie wymienia się z otoczeniem ani materią, ani energią.
Stan równowagi chemicznej procesów odwracalnych charakteryzuje się ilościowo stałą równowagi. Tak więc, dla reakcji odwracalnej ogólnego typu
k1 aA + bB → cC + dD (1.2.1)
k2
stała równowagi K, będąca stosunkiem stałych szybkości reakcji bezpośredniej i odwrotnej, zapisuje się jako:
K = (cC * dD) / (aA * bB) (1.2.2)
gdzie Kc — stała szybkości reakcji, zależna od koncentracji reagujących składników; [i] lub [i] - równowagowa molarna koncentracja i-tego składnika;
a, b, c, d — współczynniki stechiometryczne substancji.
W prawej części równania (1.2.2) znajdują się koncentracje cząsteczek uczestniczących w reakcji, które ustalają się w stanie równowagi — koncentracje równowagowe.
Równanie (1.2.2) stanowi matematyczne wyrażenie prawa mas dla równowagi chemicznej. Dla reakcji z udziałem gazów, stała równowagi wyrażana jest przez ciśnienia cząstkowe, a nie przez ich równowagowe koncentracje. W tym przypadku stałą równowagi oznacza się symbolem Kp.
P i — równowagowe ciśnienia cząstkowe i-tego składnika.
C i — równowagowa molarna koncentracja składników.
a, b, c, d — współczynniki stechiometryczne substancji.
Stan równowagi chemicznej przy stałych warunkach zewnętrznych teoretycznie może utrzymywać się w nieskończoność. W rzeczywistości, tj. przy zmianie temperatury, ciśnienia lub koncentracji reagentów, równowaga może „przesunąć się” w stronę jednego z procesów.
Zmiany zachodzące w systemie w wyniku zewnętrznych wpływów określa zasada równowagi dynamicznej — zasada Le Chateliera-Brauna. Pod wpływem jakiegokolwiek zewnętrznego czynnika równowaga w systemie przesuwa się w takim kierunku, aby zmniejszyć wpływ tego czynnika.

1. Wpływ ciśnienia na równowagę reakcji chemicznej (dla reakcji zachodzącej w fazie gazowej).
   aA + bB → cC + dD

• jeśli reakcja zachodzi z zwiększeniem liczby składników a + b < c + d, to wzrost ciśnienia przesuwa równowagę reakcji chemicznej w kierunku odwróconym (z prawej na lewo).

• jeśli reakcja zachodzi z zmniejszeniem liczby składników a + b > c + d, to wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji bezpośredniej (z lewej na prawo).

• jeśli liczba składników jest taka sama a + b = c + d, zmiana ciśnienia nie wpłynie na położenie równowagi.

2. Wpływ gazu obojętnego. Wprowadzenie gazu obojętnego ma efekt podobny do zmniejszenia ciśnienia (Ar, N2, para wodna). Gaz obojętny nie bierze udziału w reakcji.

3. Wpływ zmiany koncentracji reagentów. Wprowadzenie dodatkowej ilości substancji spowoduje przesunięcie równowagi chemicznej w stronę, gdzie koncentracja tej substancji się zmniejsza.

4. Wpływ temperatury na równowagę chemiczną reakcji.
   Jeśli do systemu równowagi doprowadzi się ciepło, to w systemie zachodzą zmiany, które mają na celu osłabienie tego wpływu, tj. procesy, które pochłaniają ciepło. Przy reakcjach egzotermicznych obniżenie temperatury przesunie równowagę w prawo, a przy reakcjach endotermicznych podwyższenie temperatury przesunie równowagę w lewo.
   Zależność Kp od temperatury — równanie Van't Hoffa.
   (); lnkT1 – lnkT2 =
   Przykłady rozwiązywania zadań

5. Reakcja łączenia azotu i wodoru jest odwracalna i zachodzi według równania
   N2 + 3H2 → 2NH3. W stanie równowagi stężenia reagentów wynosiły: [N2] = 0,1 mol/l, [H2] = 2,0 mol/l, [NH3] = 0,40 mol/l. Oblicz stałą równowagi i początkowe stężenia azotu i wodoru.
   Rozwiązanie:
   Dla danej reakcji
   Podstawiając wartości równowagowych stężeń, otrzymamy = 2
   Zgodnie z równaniem reakcji, z 1 mola azotu i 3 moli wodoru otrzymujemy 2 mole amoniaku, zatem na powstanie 0,4 mola amoniaku zużyto 0,2 mola azotu i 0,6 mola wodoru. Tak więc początkowe stężenia będą [N2] = 0,01 mol/l + 0,2 mol/l = 0,21 mol/l,
   [H2] = 2,0 mol/l + 0,6 mol/l = 2,6 mol/l.
   Odpowiedź: K = 2; C0 (N2) = 0,21 mol/l i C0 (H2) = 2,6 mol/l.