Константа рівноваги через парціальний тиск. Константа хімічної рівноваги та способи її вираження
Константа хімічної рівноваги
Кількісною характеристикою хімічної рівноваги є константа рівноваги , Яка може бути виражена через рівноважні концентрації С i , парціальні тиску P i або мольні частини X i реагуючих речовин. Для певної реакції
відповідні константи рівноваги виражаються так:
Константа рівноваги є характерною величиною кожної оборотної хімічної реакції; величина константи рівноваги залежить тільки від природи реагуючих речовин та температури. На підставі рівняння стану ідеального газу, записаного у вигляді співвідношення P i = C i RT, де С i = n i /V, і закону Дальтона для ідеальної газової суміші, вираженого рівнянням P = ΣP i можна вивести співвідношення між парціальним тиском P i , молярною концентрацією С i і мольною часткою X i i-го компонента:
Звідси отримуємо співвідношення між K c , K p і K x:
Тут Δν – зміна числа молей газоподібних речовин протягом реакції:
Δν = – ν 1 – ν 2 – ... + ν" 1 + ν" 2 + ...
Величина константи рівноваги K x , на відміну констант рівноваги K c і K p залежить від загального тиску Р.
Вираз константи рівноваги елементарної оборотної реакції може бути виведено з кінетичних уявлень. Розглянемо процес встановлення рівноваги у системі, у якій у початковий час присутні тільки вихідні речовини. Швидкість прямої реакції V 1 в цей момент максимальна, а швидкість зворотної V 2 дорівнює нулю:
У міру зменшення концентрації вихідних речовин, зростає концентрація продуктів реакції; відповідно, швидкість прямої реакції зменшується, швидкість зворотної реакції збільшується. Очевидно, що через деякий час швидкості прямої та зворотної реакції зрівняються, після чого концентрації речовин, що реагують, перестануть змінюватися, тобто. встановиться хімічна рівновага.
Прийнявши, що V 1 = V 2 можна записати:
Т.ч., константа рівноваги є відношення констант швидкості прямої та зворотної реакції. Звідси випливає фізичний зміст константи рівноваги: вона показує, у скільки разів швидкість прямої реакції більша за швидкість зворотної при даній температурі і концентраціях всіх реагуючих речовин, рівних 1 моль/л. Наведений висновок виразу для константи рівноваги, однак, виходить з помилкової в загальному випадку посилки, що швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних стехіометричних коефіцієнтів. Як відомо, у випадку показники ступеня при концентраціях реагентів в кінетичному рівнянні хімічної реакції не збігаються зі стехиометрическими коефіцієнтами.
11. Окисно-відновні реакції: визначення, основні поняття, сутність окислення та відновлення, найважливіші окислювачі та відновники реакції.
Окисно-відновними називаютьпроцеси, які супроводжуються зміщенням електронів від одних вільних або пов'язаних атомів до інших. Оскільки в таких випадках має значення не ступінь зміщення, а лише кількість зміщених електронів, то прийнято умовно вважати зміщення завжди повним і говорити про віддачу або зміщення електронів.
Якщо атом чи іон елемента віддає чи приймає електрони, то першому випадку ступінь окислення елемента підвищується, і він перетворюється на окислену форму (ОФ), тоді як у другому – знижується, і елемент перетворюється на відновлену форму (ВФ). Обидві форми складають сполучену окислювально-відновну пару. У кожній окислювально-відновній реакції беруть участь дві пари. Одна з них відповідає переходу окислювача, що приймає електрони, у його відновлену форму (ОФ 1 →ВФ 1), а інша – переходу відновника, що віддає електрони, його окислену форму (ВФ 2 →ОФ 2), наприклад:
Cl 2 + 2 I – → 2 Cl – + I 2
ОФ 1 ВФ 1 ВФ 2 ОФ 2
(тут Cl 2 - окислювач, I - відновник)
Таким чином, та сама реакція завжди є одночасно процесом окислення відновника і процесом відновлення окислювача.
Коефіцієнти в рівняннях окисно-відновних реакцій можуть бути знайдені методами електронного балансута електронно-іонного балансу. У першому випадку число прийнятих або відданих електронів визначається за різницею ступенів окислення елементів у вихідному та кінцевому станах. Приклад:
HN 5+ O 3 + H 2 S 2– → N 2+ O + S + H 2 O
У цій реакції ступінь окислення змінюють два елементи: азот та сірка. Рівняння електронного балансу:
Частка дисоційованих молекул H 2 S незначна, тому рівняння підставляється не іон S 2- , а молекула H 2 S. Спочатку зрівнюється баланс частинок. При цьому в кислому середовищі для вирівнювання використовуються іони водню, що додаються до окисленої форми, і молекули води, що додаються до відновленої форми. Потім зрівнюється баланс зарядів, і праворуч від риси вказуються коефіцієнти, що зрівнюють кількість відданих та прийнятих електронів. Після цього внизу записується сумарне рівняння з урахуванням коефіцієнтів:
Отримали скорочене іонно-молекулярне рівняння. Додавши до нього іони Na + і K + отримаємо аналогічне рівняння в повній формі, а також молекулярне рівняння:
NaNO 2 + 2 KMnO 4 + 2 KOH → NaNO 3 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O
У нейтральному середовищі баланс частинок урівнюється шляхом додавання молекул води в ліву частину напівреакцій, а праву частину додаються іони H + або OH – :
I 2 + Cl 2 + H 2 O → HIO 3 + HCl
Вихідні речовини не є кислотами або основами, тому в початковий період перебігу реакції середовище в розчині близьке до нейтральної. Рівняння напівреакцій:
| I 2 + 6 H 2 O + 10e → 2 IO 3 - + 12 H + | |
| Cl 2 + 2e → 2 Cl – | |
| I 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O → 2 IO 3 - + 12 H + + 10 Cl - |
Рівняння реакції у молекулярній формі:
I 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O → 2 HIO 3 + 10 HCl.
ВАЖЛИВІ ОКИСЛЮВАЧІ ТА ВІДНОВНИКИ. КЛАСИФІКАЦІЯ ОКИСЛЮВАЛЬНО-ВІДНОВЛЮВАЛЬНИХ РЕАКЦІЙ
Межі окислення та відновлення елемента виражаються максимальним та мінімальним значеннями ступенів окислення *. У цих крайніх станах, визначених положенням у таблиці Менделєєва, елемент може проявити лише одну функцію – окислювача або відновника. Відповідно і речовини, що містять елементи в цих ступенях окислення, є тільки окислювачами (HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 4 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 та ін) або тільки відновниками (NH 3 , H 2 S, галогеноводороди, Na 2 S 2 O 3 та ін). Речовини, що містять елементи в проміжних ступенях окислення, можуть бути як окислювачами, так і відновниками (HClO, H 2 O 2 H 2 SO 3 та ін).
Окисно-відновні реакції поділяються на три основні типи: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні та реакції диспропорціонування.
До першого типу відносяться процеси, в яких атоми елемента-окислювача та елемента-відновника входять до складу різних молекул.
Внутрішньомолекулярними називаються реакції, в яких окислювач і відновник у вигляді атомів різних елементів знаходяться у складі однієї і тієї ж молекули. Наприклад, термічне розкладання хлорату калію за рівнянням:
2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O 2
Реакціями диспропорціонування називають процеси, в яких окислювачем і відновником є один і той же елемент в одному і тому ж ступені окислення, яка в реакції одночасно як знижується, так і підвищується, наприклад:
3 HClO → HClO 3 + 2 HCl
Можливі реакції зворотного диспропорціонування. До них відносяться внутрішньомолекулярні процеси, в яких окислювачем і відновником є той самий елемент, але у вигляді атомів, що знаходяться в різному ступені окислення і вирівнюють її в результаті реакції, наприклад.
Константа хімічної рівноваги
Більшість хімічних реакцій оборотні, тобто. протікають одночасно у протилежних напрямках. У тих випадках, коли пряма та зворотна реакції йдуть з однаковою швидкістю, настає хімічна рівновага. Наприклад, у оборотній гомогенній реакції: H 2 (г) + I 2 (г) ↔ 2HI(г) співвідношення швидкостей прямої та зворотної реакцій згідно із законом діючих мас залежить від співвідношення концентрацій реагуючих речовин, а саме: швидкість прямої реакції: υ 1 = k 1 [Н 2]. Швидкість зворотної реакції: 2 = k 2 2 .
Якщо H 2 і I 2 - вихідні речовини, то перший момент швидкість прямої реакції визначається їх початковими концентраціями, а швидкість зворотної реакції дорівнює нулю. У міру витрати H 2 і I 2 і утворення HI швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної реакції зростає. Через деякий час обидві швидкості зрівнюються, й у системі встановлюється хімічна рівновага, тобто. число молекул, що утворюються і витрачаються, HI в одиницю часу стає однаковим.
Оскільки при хімічній рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій дорівнюють V 1 = V 2 , то k 1 = k 2 2 .
Оскільки k 1 і k 2 при цій температурі постійні, їх відношення буде постійним. Позначаючи його через K отримаємо:
К – називається константою хімічної рівноваги, а наведене рівняння – законом мас (Гульдберга - Ваалі).
У випадку для реакції виду аА+bB+…↔dD+eE+… константа рівноваги дорівнює 
. Для взаємодії між газоподібними речовинами часто користуються виразом, у якому реагенти представлені рівноважними парціальними тисками p. Для згаданої реакції 
.
Стан рівноваги характеризує ту межу, до якої в умовах реакція протікає мимовільно (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Співвідношення між рівноважними концентраціями залежить від цього, які речовини беруться як вихідних (наприклад, H 2 і I 2 чи HI), тобто. до стану рівноваги можна підійти з обох боків.
Константа хімічної рівноваги залежить від природи реагентів та від температури; від тиску (якщо воно надто високе) та від концентрації реагентів константа рівноваги не залежить.
Вплив на константу рівноваги температури, ентальпійного та ентропійного факторів. Константа рівноваги пов'язана із зміною стандартного ізобарно-ізотермічного потенціалу хімічної реакції ∆G o простим рівнянням ∆G o =-RT ln K.
З нього видно, що більшим негативним значенням ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), то рівноважної суміші переважають вихідні речовини. Зазначене рівняння дозволяє за величиною ∆G o обчислити К, а потім і рівноважні концентрації (парціальний тиск) реагентів. Якщо врахувати, що ∆G o =∆Н o -Т∆S o , то після деякого перетворення отримаємо 
. На цьому рівняння видно, що константа рівноваги дуже чутлива до зміни температури. Вплив на константу рівноваги природи реагентів визначає її залежність від ентальпійного та ентропійного факторів.
Оскільки всі хімічні реакції оборотні, для зворотної реакції (стосовно тієї, коли молекул А реагують з молекулами)
відповідний вираз для швидкості реакції матиме вигляд
Оборотність позначається подвійними стрілками:
Цей вираз слід читати: молекул А і молекул В знаходяться в рівновазі з Знаком пропорційності можна замінити на знак рівності, якщо ввести коефіцієнт пропорційності до, характерний для реакції, що розглядається. У загальному випадку
вирази для швидкості прямої реакції (Швидкість) і зворотної реакції (Швидкість) набувають вигляду
Коли швидкості прямої та зворотної реакцій рівні, кажуть, що система знаходиться в рівновазі:
Відношення називається константою рівноваги Слід запам'ятати такі властивості системи, що перебуває у стані рівноваги
1. Константа рівноваги дорівнює відношенню констант швидкостей прямої та зворотної реакцій,
2. У рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій (але не їх константи) рівні.
3. Рівнавага є динамічним станом. Хоча сумарної зміни концентрації реагентів та продуктів у рівновазі не відбувається. А і В постійно перетворюються на і навпаки.
4. Якщо відомі рівноважні концентрації А, і можна знайти чисельне значення константи рівноваги.
Зв'язок між константою рівноваги та зміною стандартної вільної енергії реакції
Константа рівноваги пов'язана із співвідношенням
Тут - постійна газова, Т - абсолютна температура. Оскільки їх значення відомі, знаючи чисельне значення можна знайти Якщо константа рівноваги більше одиниці, реакція йде спонтанно, тобто в тому напрямку, як вона написана (зліва направо). Якщо константа рівноваги менше одиниці, то мимоволі йде зворотна реакція. Зауважимо, однак, що константа рівноваги вказує напрямок, у якому реакція може йти мимовільно, але не дозволяє судити, чи реакція буде йти швидко. Іншими словами, вона нічого не говорить про висоту енергетичного бар'єру реакції (див. вище). Це випливає з того, що визначає лише А (7°. Швидкість реакцій залежить від висоти енергетичного бар'єру, але не від величини
Більшість чинників, що впливають швидкості ферментативних реакцій, надають свою дію шляхом зміни локальних концентрацій реагентів.
ХІМІЧНА РІВНОВАГА. КОНСТАНТУ ХІМІЧНОЇ РІВНОВАГИ
Приклад 1. Обчислити зміну енергії Гіббса ΔG реакції димеризації діоксиду азоту 2NО 2(г) = N 2 O 4(г) при стандартній температурі 298 К, 273 К і 373 К. Зробити висновок про напрям процесу. Визначити константи рівноваги реакції димеризації діоксиду азоту за вище зазначених температур. Визначити температуру, при якій Δ G = 0. Зробіть висновок про напрямок цієї реакції вище та нижче цієї температури. Термодинамічні характеристики компонентів:
ΔΗ° 298 S o 298
В кДж/моль Дж/моль*K
NO 2 (г) 33,3 240,2
N 2 O 4(г) 9,6 303,8
Рішення.Для оборотного процесу:
aA(г) + bB(г) ⇄ сС(г) + dD(г)
вираз для константи рівноваги K р буде
K р = (P c C * P d D) / (P a A * P b B)
де P A , P B , P C , P D - рівноважний парціальний тиск газоподібних компонентів А,В,С,D a, b, c, d - стехіометричні коефіцієнти.
Для процесу aA(ж) +bB (ж) ⇄ с C(ж) +dD (ж) вираз для константи рівноваги
K c = (C c C *C d D)/(C a A *C b B)
де C A, C B, C C, C D - рівноважні концентрації речовин А, В, С, Da, b, c, d - стехіометричні коефіцієнти.
За формулою (1.4.1) для системи 2NO 2 ⇄ N 2 O 4 маємо
K р = P N 2 O 4 / P 2 NO 2
При стандартній температурі 298 K зміну ентальпії (ΔH o реакції) визначимо за формулою (1.2.2)
ΔH o реакції = ΔΗ° 298 N 2 O 4 - 2ΔΗ° 298 NO 2 = 9,6-2*33,5 = -57400 Дж.
Зміна ентропії (1.3.5)
ΔS o реакції = S° 298 N2O4 - 2S° 298 NO2 =303,8-2* (240 ,2)=-176 Дж/моль*К
Користуючись принципом Ле-Шательє, який говорить про те, що при зміні умов, за яких оборотна реакція перебуває в стані рівноваги, рівновага зміститься в сторону процесу зміни, що слабшає, передбачимо напрямок зміщення рівноваги. Значення ΔΗ негативно, отже реакція освіти екзотермічна (йде з виділенням тепла) і при зниженні температури рівновага повинна зміщуватися вправо, при підвищенні температури - вліво. Крім того, за формулою (1.3.6), знаючи, що ΔH
ΔG o 273; ΔG o 298; ΔG o 373 і K 273; K 298; K 373
Значення енергії Гіббса для заданих температур розрахуємо за формулою (1.3.7):
ΔG o 298 =ΔH o -TΔS o =-57400-298*(-176)=-4952Дж.,
ΔG o 273 =-57400-273*(-176)=-9352Дж:
ΔG o 373 = -57400-373 * (-176) = 7129 Дж.
Негативне значення ΔG o 298 говорить про зсув рівноваги реакції вправо, а більш високе негативне значення ΔG o 273 свідчить про те, що при зниженні температури від (298 до 273 К) рівновага зміщується вправо.
Позитивне значення ΔG o 373 вказує на зміну напряму мимовільного процесу. При цій температурі краще стає зворотна реакція (зміщення рівноваги вліво).
Константи рівноваги До p та енергію Гіббса ΔG o пов'язує формула
де К p - константа рівноваги процесу; R - постійна газова; T – абсолютна температура. За формулою (1.4.3) маємо:
lnK 273 =- ΔG o 273 /RT=9352/8,31*273=4,12
lnK 298 = -ΔG o 298 /RT=4952/8,31*298=2
lnK 373 = -ΔG o 373 /RT=-7129/8,31*298=-2,3
значення До 298 і K 273 > 1 свідчить про зміщення рівноваги вправо (порівняй з (1.4.1)) і більше, ніж вище значення константи рівноваги. K 373< 1, говорит ο смещении равновесия в системе влево (сравни с (1.4.1)).
Умові ΔG o реакції =0 відповідає константа рівноваги,
дорівнює одиниці.
Розрахуємо температуру Т, що відповідає цій константі за формулою (1.3.7):
ΔG°=ΔΗ°-TΔS o ; O = ΔH o -TΔS o ;
T Δ G =0 =ΔΗ°/ΔS°=57400/176=326,19 K
Висновок.При температурі 326,19 K пряма і зворотна реакції протікають однаковою ймовірністю, K р =1. Зі зниженням температури рівновага буде зміщуватися вправо з підвищенням вліво.
Приклад 2. Константа рівноваги К р реакції синтезу NH 3 реакції N 2+3 H2==2NH 3 при 623 K дорівнює 2,32 * 10 -13. Обчислити До при тій же температурі.
Рішення.Зв'язок К р і К з здійснюється за формулою
K p = K c (RT) Δ n (1.4.4)
Δn= n 2 - n 1 =2-4= -2, де n 1 і n 2 кількість молей peaгентів та продуктів. Отже,
K c =K p /(RT) n =0,624*10 -5
Відповідь. К = 0,624 * 10 -5.
приклад 2.Пружність дисоціації карбонату кальцію при 1154 К дорівнює 80380 Па, а при 1164 K - 91177 Па. Розрахувати, за якої температури пружність дисоціації карбонату кальцію дорівнюватиме 101325 Па.
Рішення.Реакція дисоціації CaCO 3(кр) ⇄ CaO (кр) +СО 2(г)
Звідси (1.4.1)
K p =P CO 2
Отже, за кожної температури (Т 1 - 1154 K; Τ =1164 К* Τ = X) константи рівноваги відповідатимуть тиску:
K T 1 = 80 380; K T 2 = 91 177; K T3 = 101325.
Залежність константи рівноваги від температури показує рівняння Арреніуса
dlnK p /dT= ΔΗ/RT 2 (1.4.5)
де К p - константа рівноваги; Τ - температура, К; ΔΗ - тепловий ефект реакції; R - Постійна газова.
Інтегруючи рівняння (1.4.5) в інтервалі температур Т 1 -Т 2 при H = соnst отримаємо
lnK T 1 /K T 2 = ΔΗ/R(1/T 1 -1/T 2),
Де K T 1 та K T 2 – константи рівноваги при T 1 та T 2 .
Визначимо спочатку ΔΗ (по 1.4.6)
ΔΗ=ln(91177*8,31*1154*1164/80380*10)=140500 Дж/моль.
ln(101325/91177)=140500/8,31(1/1164-1/T 3)
T 3 = 1172 K
Відповідь.При Т=1172К гнучкість дисоціації карбонату кальцію дорівнюватиме 101325 Па.
Завдання
56. Константа дисоціації оцтової кислоти при 298 К дорівнює 1,75 * 10 -5. Чому дорівнює зміна енергії Гіббса дисоціації оцтової кислоти?
57. Знайти значення енергії Гіббса (ΔG o 298) та константи рівноваги K 298 для реакції BaSО 4(кр) → Ba 2+ (р) + SО 2- 4(p) .
Для розрахунку використовувати такі дані:
Речовина S про 298 Дж/моль*К ΔH o 298 кДж/моль 2 ^ 2^
BaSO 4(кр) 132,4 -1447,39
Ba 2+ (р) 9,64 -533,83
SO 2-4 (р) 18,44 -904,2.
58. Знайти константу рівноваги при 473 До реакції гідратації етилену
З 2 Н 4(г) + H 2 O (г) = З 2 Н 5 ВІН (г) .
Властивості реагентів взяти у табл. 3. Залежністю S і H від температури знехтувати.
59. Вважаючи, що ΔH o 298і ΔS про 298реакції 4HCl+O 2 ⇄ 2Н 2 Про + 2Сl 2 не залежать від температури, знайти температуру, за якої
До р =1, а ΔG o = О.
60. Користуючись табличними даними, обчислити константи рівноваги наступних реакцій при 298 К та при 1000 К:
а) Н 2 О (г) + СО ⇄ СО 2 + Н 2
б) СО 2 + С (гр) ⇄ 2СО;
c) N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 .
Змінами ΔH o і S від температури знехтувати.
61. Для деякої спонтанної реакції Δ S< О. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры: а) увеличиваться, б) уменьшаться, в) по данным задачи нельзя определить.
62. Не користуючись обчисленнями, встановити знак ΔS o наступних процесів:
а) 2NH 3(г) ⇄ N 2(г) + H 2(г);
б) CO 2(кр) ⇄ CO 2(г);
в) 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г);
г) 2Н2S(г) + 3O2 = 2H2O(ж) + 2SO2(г);
д) 2СН 3 ВІН (г) + 3О 2(г) = 4H 2 O (г) + 2СО 2(г) .
63. У якому з наступних випадків реакція можлива за будь-яких температур: а) ΔН°< 0, ΔS°>0; б) Δ Н°<0, ΔS°<0; в) Δ Н°>0, ΔS°> 0?
64. У якому з наступних випадків реакція неможлива за будь-яких температур: а) ΔН°> 0, ΔS°> 0; б) Δ Н°>0, ΔS°<0; в) Δ Н°<0, ΔS°<0 ?
65. Якщо ΔΗ°<0 и ΔS°<0 ,
у якому разі реакція може протікати мимовільно:
а)| ΔН°| > |TΔS°|; б) | ΔН°| > |TΔS°| ?
66. Якими впливами на систему можна змістити рівновагу систем:
а) N 2(г) + 3Н 2(г) ⇄ 2NH 3(г);
б) 4Fe (кр) + 3О 2(г) ⇄ 2Fe 2 O 3(кр) ;
в) SO 2 (г) + О 2(г) ⇄ 2SO 3 (г) .
67. У якому напрямку відбудеться зміщення рівноваги при підвищенні температури в системах:
1) СОCl 2 ⇄ CO +Cl 2; ΔН°=113 кДж;
2) 2СО ⇄ СО 2 + С; ΔН°=-171 кДж;
3) 2SO 3 ⇄ 2SO 2 + O 2; ΔН°=192 кДж.
68. У якому напрямку зміститься рівновага при підвищенні тиску в системах:
1) Н 2(г) + S (кр) ⇄ Н 2 S (г);
2) 2CO (г) ⇄ СО 2(г) + С (гр);
3) 4HCl (г) +О 2(г) ⇄ 2Н 2 Про (г) + 2Cl 2(г) .
69. Як вплине на рівновагу наступних реакцій:
СаСО 3(кр) ⇄ СаО (кр) + СО 2(г); ΔН°=178 кДж;
2СО (г) + Про 2(г) ⇄ 2СО 2; ΔН°=-566 кДж;
N 2(г) + Про 2(г) ⇄ 2NO(г) ; ΔН°=180 кДж.
а) підвищення температури,
б) підвищення тиску?
70. Використовуючи довідкові дані, знайти наближене значення температури, за якої константа рівноваги реакції утворення водяного газу
З (гр) + Н 2 Про (г) ⇄ СО (г) + Н 2(г)
дорівнює 1. Залежністю ΔH o і S від температури знехтувати.
71. Константа рівноваги К р реакції СО+Сl 2 ∄ СОCl 2 при 600 про дорівнює 1,67*10 -6 . Обчислювати з реакції при даній температурі.
72. Пружність дисоціації карбонату магнію при 1000 К дорівнює 42189 Па, а при 1020 К - 80313 Па. Визначити тепловий ефект реакції MgCO 3 ⇄ МgО+С 2 і температуру, при якій пружність дисоціації карбонату магнію стане рівною 1 Па.
Усі хімічні реакції можна розділити на оборотніі незворотні.До оборотних відносяться такі реакції, які за певної температури з помітною швидкістю протікають у двох протилежних напрямках - прямому та зворотному. Оборотні реакції протікають не до кінця, жодна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Прикладом може бути реакція
У певній області температури ця реакція оборотна. Знак « » є знаком оборотності.
Необоротні реакції - це реакції, які протікають лише одному напрямі остаточно, тобто. до повного витрачання однієї з реагуючих речовин. Прикладом незворотної реакції може бути реакція розкладання хлорату калію:
Утворення хлорату калію з хлориду калію та кисню у звичайних умовах неможливе.
Стан хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги
Запишемо рівняння деякої оборотної реакції у загальному вигляді:
На момент початку реакції концентрації вихідних речовин А та В були максимальними. У результаті реакції вони витрачаються, та його концентрація зменшується. При цьому відповідно до закону чинних мас швидкість прямої реакції
буде зменшуватись. (Тут і далі стрілка нагорі позначає напрямок процесу.) У початковий момент концентрації продуктів реакції D і Е дорівнювали нулю. У ході реакції вони збільшуються, швидкість зворотної реакції зростає від нуля відповідно до рівняння:
На рис. 4.5 представлено зміну швидкостей прямої та зворотної
реакції у часі. Після закінчення часу т ці швидкості зрівня- -» 
Рис. 4.5.Зміна швидкості прямої (1) і зворотної (2) реакції в часі: - відсутність каталізатора: ..........- за наявності каталізатора
Такий стан називається хімічною рівновагою. Хімічна рівновага є найбільш стійким, граничним станом мимовільного перебігу процесів.Воно може продовжуватися як завгодно довго, якщо не змінювати зовнішні умови. У ізольованих системах може рівноваги ентропія системи сягає максимуму і залишається постійної, тобто. dS = 0. У ізобарно-ізотермічних умовах рушійна сила процесу, енергія Гіббса, при рівновазі набуває мінімального значення і далі не змінюється, тобто. dG = 0.
Концентрації учасників реакції стані рівноваги називаються рівноважними.Як правило, їх позначають формулами відповідних речовин, укладених у квадратні дужки, наприклад, рівноважна концентрація аміаку позначається на відміну від вихідної, нерівноважної концентрації C^NH^.
Оскільки швидкості прямого та зворотного процесів у стані рівноваги рівні, прирівняємо і праві частини рівнянь (4.44) та
- -^ i-
- (4.45), замінивши позначення концентрацій: А: [А]" "[В]" = ? [D] /; )
