При певній температурі ентальпійний та ентропійний фактори реакції можуть урівноважуватися, тоді встановлюється стан рівноваги,якому відповідає рівність ∆ r G Т= 0. У цьому стані вільна енергія системи мінімальна, а можливість протікання прямої та зворотної реакції рівноймовірна, при цьому в одиницю часу виходить стільки ж продуктів реакції, скільки їх витрачається у зворотній реакції утворення вихідних речовин. У таких умовах парціальні тиски та концентрації всіх компонентів реакції будуть постійними у часі та у всіх точках системи та називаються рівноважними тисками та концентраціями.
Якщо реакція протікає в ізохорно-ізотермічних умовах, то умовою хімічної рівноваги є рівність r F Т= 0. З рівнянь (1.12) та (1.15) випливає, що при рівновазі хімічної реакції a A(г)+ b B(г)+ d D(к) ↔ e E(г)+ f F(г)
∆r G 0 Т= - RT ln( p e E дорівнює p f F дорівнює / p a A дорівнює p b B дорівнює). (2.1)
Якщо дана гетерогенна реакціяза участю газоподібних компонентів протікає при постійному обсязі, то
∆r F 0 Т= - RT ln( c e E дорівнює c f F дорівнює / c a A дорівнює c b B дорівнює). (2.2)
Якщо реакція a A(р)+ b B(р)+ d D(к)= e E(р)+ f F(р) протікає в ідеальному розчині, то (1.12а) слід:
∆r G 0 Т=∆r F 0 Т = - RT ln( c e E дорівнює c f F дорівнює / c a A дорівнює c b B дорівнює). (2.3)
Оскільки величини ∆ r F 0 Тта ∆ r G 0 Тдля даної температури є постійні величини, то ці рівняння справедливі, якщо під знаком логарифму знаходяться постійні для даної температури вирази, що отримали назву констант рівноваги До сі До р:
До с = (c e E дорівнює c f F дорівнює / c a A дорівнює c b B рівн) (2.4)
До р = (p e E дорівнює p f F дорівнює / p a A дорівнює p b B дорівнює). (2.5)
Рівняння (2.4) та (2.5) є математичним виразом закону чинних мас.
Для реакцій з газоподібними компонентами зв'язок між До рі До свиражається рівнянням: До р = До с(RT) ∆ν , (2.6) де ∆ν =( e+f-a-b) – зміна числа молів газів у результаті реакції, а R= 0,082 атм . л . міль -1 . К-1. Слід звернути увагу, що у вираз для До сі До рне входять компоненти у більш конденсованому стані (наприклад, речовина D у кристалічному стані).
Константу рівноваги До рможна висловити також через рівноважні кількості молей газоподібних компонентів n iрівний і загальний тиск P 0 при якому проводять ізобарно-ізотермічну реакцію. Враховуючи, що парціальний тиск i-ого компонента пропорційно молярній частці цього компонента p i = (n i/Σ n i)P 0, З рівняння (2.5) отримуємо:
До р=(p e E дорівнює p f F дорівнює / p a A дорівнює p b B дорівнює) = ( n e E дорівнює n f F дорівнює / n a A дорівнює n b B дорівнює) ( P 0/Σ n i) ∆ν (2.6)
де Σ n i =(n E дорівнює + n F дорівнює + n A дорівнює + n B рівн) - сума рівноважних молей всіх газоподібних компонентів.
Поєднуючи рівняння (2.1), (2.2), (2.3) з рівняннями (2.4) і (2.5) отримуємо вирази, які часто застосовуються для розрахунків:
∆r G 0 Т= - RT ln До рта(2.7)
∆r F 0 Т= - RT ln До сдля газофазних реакцій. (2.8)
∆r G 0 Т =- RT ln До сдля реакцій у конденсованих системах. (2.7а)
Таким чином, розрахувавши енергію Гіббса реакції для заданої температури, можна за даними формулами розрахувати До сі До рпри цій температурі. Чим більша величина константи рівноваги в даних умовах, тим більше значення рівноважних концентрацій продуктів реакції, отже, тим вище вихід продуктів реакції. Під виходом продукту реакції розуміють відношення кількості (або маси) продукту реакції, яке утворилося в даних умовах, до максимально можливої (теоретично) кількості (або маси) цього продукту за умови повного перетворення будь-якої вихідної речовини продукт реакції. Очевидно, що повне (100%) перетворення вихідної речовини на продукт з термодинамічних позицій неможливе, тому що при цьому константа рівноваги стає нескінченно великою.
Під ступенем перетворення вихідної речовини розуміють відношення кількості (або маси) вихідної речовини, що прореагувало в даних умовах, до початкової кількості (або маси) цієї речовини. Якщо вихід продукту прагне одиниці (100%), то ступінь перетворення вихідної речовини також наближається до одиниці (100%).
Значення До рі До спри цій температурі не залежить від величин парціальних тисків і концентрацій компонентів, і навіть загального тиску у системі, але залежить від температури. Залежність константи рівноваги від температури можна виразити у диференційній формі:
(d ln K p/ dT) = ∆r H 0/(RT 2) , (2.9) де ∆ r Н 0- стандартна ентальпія реакції, яку в першому наближенні вважають незалежною від температури. Як видно з (2.9), зі зростанням температури константа рівноваги екзотермічної реакціїзменшується, а константа рівноваги ендотермічної реакції зростає.
При інтегруванні виразу (2.9) з урахуванням зазначеного наближення отримуємо (при Т 2 > Т 1) формулу
ln( K 2 /K 1) = (∆r H 0/R)(1/T 1 – 1/T 2) , (2.10)
з якої випливає, що більше абсолютна величина теплового ефекту реакції, тим сильніше змінюється значення константи рівноваги зі зміною температури. Цю формулу можна також використовувати для розрахунку величини Дорівнза будь-якої Т 3 якщо відомі значення До 2 та До 1 при температурах Т 2 та Т 1 .
приклад 10.Запишіть вираз для До сі До рта розрахуйте До рі До среакції С(к) + СО 2 (г) = 2СО(г) при 298 К і при 1000 К. Зробіть висновок за отриманими значеннями про вихід продукту реакції при даних температурах і вплив температури на величину константи рівноваги.
Рішення.Запишемо вирази для констант рівноваги даної реакції, зважаючи на те, що реакція гетерогенна і речовина графіт С(к) знаходиться в твердому стані:
До р = p 2 CO дорівнює / p CO 2рів; До с = з 2 CO дорівнює / з CO 2рівн
З рівняння (2.7) маємо K p= exp (- ∆G 0 Т/RT). Використовуючи результати прикладу 5, розрахуємо До рдля 298 К та 1000 К:
До р 298 = exp (-120 . 10 3 /8,31 . 298) = ехр (-48,5)<< 1;
K p 1000 = exp (+316/8,31 . 1000) = ехр (0,038) = 1,039.
За формулою (2.6) знаходимо До с = До р/(RT) ∆ν = 1,039/0,082. 1000 = 0,013, оскільки ∆ν = 2-1 = 1. За отриманими даними можна дійти невтішного висновку, що з 298 До константа рівноваги До рпрагне до нуля, що говорить про те, що в рівноважній суміші практично відсутні продукти реакції та рівновага реакції сильно зміщена у бік вихідних речовин. Зі зростанням температури величина константи рівноваги зростає (реакція ендотермічна) і при 1000 К До рвже більше 1, тобто в рівноважній суміші починають переважати продукти реакції, їх вихід зростає зі зростанням Т.
Приклад 11.Для деякої реакції А(г) = 2В(г), що йде при постійних тиску та температурі, константа рівноваги До рдорівнює 0,02 при 400 К та 4,0 при 600 К. Визначте за цими даними ∆ r H 0 298 , ∆r S 0 298та ∆ r G 0 298цієї реакції, а також До рза 800 До.
Рішення.Нехтуючи залежністю ∆ r H 0 та ∆ r S 0 від температури та використовуючи вирази (1.14) та (2.7) складемо систему з двох рівнянь з двома невідомими ( T 1 = 400 K, T 2 = 600 K):
∆r G 0 Т 1 =∆r H 0 298 –T 1 ∆r S 0 298= -RT 1 ln До р 1 або x – 400y= -8,31.400 ln2. 10 -2
∆r G 0 Т 2 =∆r H 0 298 –T 2 ∆r S 0 298= -RT 2 ln До р 2 або x – 600y= -8,31. 600 ln4
Звідки х = ∆r H 0298 = 52833 (Дж) = 52,833 кДж; y =∆r S 0298 = 99,575Дж/К.
Значення До рпри 800 К розрахуємо за формулою (2.10). Маємо:
ln( K 800 /K 400) = ln ( K 800/0,02) = (52833/8,31) (1/400 -1/800) = 7,95. Звідки До 800 = 56,55.
приклад 10.Визначте температуру, за якої реакції СаСО 3 (к) = СаО(к) + СО 2 (г) рівноважний парціальний тиск СО 2 рСО2 = 104 Па.
Рішення.Для даної гетерогенної реакції запишемо вираз для константи рівноваги: До р = рСО2 тобто константа рівноваги дорівнює відносному парціальному тиску 2 при даній температурі. Для потрібної температури До р =рСО2 = 10 4 /10 5 =0,1. Нехтуючи залежністю ∆ r H 0 та ∆ r S 0 від температури, скористаємося формулами (1.14) і (2.7) і прирівняємо один одному два вирази для ∆ r G 0 Т : ∆r G 0 Т= ∆r H 0 298 –T∆r S 0 298= -RT ln До р. Значення ∆ r H 0 298 та ∆ r S 0 298 визначаємо, як розглянуто вище, за табличними даними: ∆r H 0298 = 178,1 кДж; ∆r S 0298 = 160,5 Дж. Маємо:
178,1 . 10 3 –Т . 160,5
∆r G 0 Т= -8,31Т ln0,1
Вирішуючи отриману систему рівнянь щодо Т,знаходимо Т=991К
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
Повернемося до процесу виробництва аміаку, що виражається рівнянням:
N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г)
Перебуваючи у закритому обсязі, азот та водень з'єднуються та утворюють аміак. Доки протікатиме цей процес? Логічно припустити, що доти, доки якийсь із реагентів не закінчиться. Однак у реальному житті це не зовсім так. Справа в тому, що через деякий час після того, як почалася реакція, аміак, що утворився, стане розкладатися на азот і водень, тобто, почнеться зворотна реакція:
2NH 3 (г) → N 2 (г) + 3H 2 (г)
Фактично в закритому обсязі протікатимуть відразу дві, прямо протилежні один одному реакції. Тому цей процес записується таким рівнянням:
N 2 (г) + 3H 2 (г) ↔ 2NH 3 (г)
Подвійна стрілка вказує на те, що реакція йде у двох напрямках. Реакція сполуки азоту та водню називається прямою реакцією. Реакція розкладання аміаку зворотною реакцією.
На самому початку процесу швидкість прямої реакції дуже велика. Але з часом концентрації реагентів зменшуються, а кількість аміаку зростає - як наслідок швидкість прямої реакції зменшується, а швидкість зворотної - зростає. Настає час, коли швидкості прямої та зворотної реакцій порівнюються - настає хімічна рівновага або динамічна рівновага. При рівновазі протікає як пряма, і зворотна реакції, та їх швидкості однакові, тому змін непомітно.
Константа рівноваги
Різні реакції протікають по-різному. В одних реакціях до моменту настання рівноваги утворюється велика кількість продуктів реакції; в інших – набагато менше. Т.ч., можна сказати, що конкретне рівняння має свою константу рівноваги. Знаючи константу рівноваги реакції, можна визначити відносну кількість реагентів та продуктів реакції, при якому настає хімічна рівновага.
Нехай деяка реакція описується рівнянням: aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d – коефіцієнти рівняння реакції;
- A, B, C, D – хімічні формули речовин.
Константа рівноваги:
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b
Квадратні дужки показують, що у формулі беруть участь молярні концентрації речовин.
Про що говорить константа рівноваги?
Для синтезу аміаку при кімнатній температурі К=3,5·10 8 . Це досить велике число, що свідчить про те, що хімічна рівновага настане коли концентрація аміаку буде набагато більше вихідних речовин, що залишилися.
При реальному виробництві аміаку завдання технолога у тому, щоб отримати якнайбільший коефіцієнт рівноваги, тобто, щоб пряма реакція пройшла остаточно. Як цього можна досягти?
Принцип Ле Шательє
Принцип Ле Шательєкаже:
Як це розуміти? Все дуже просто. Порушити рівновагу можна трьома способами:
- змінивши концентрацію речовини;
- змінивши температуру;
- змінивши тиск.
Коли реакція синтезу аміаку перебуває у рівновазі, це можна зобразити так (реакція екзотермічна):
N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г) + Теплота
Змінюємо концентрацію
Введемо додаткову кількість азоту у збалансовану систему. При цьому баланс порушиться:
Пряма реакція почне протікати швидше, оскільки кількість азоту збільшилася і він входить у реакцію у більшій кількості. Через деякий час знову настане хімічна рівновага, але при цьому концентрація азоту буде більшою, ніж концентрація водню:
Але, здійснити "перекіс" системи в ліву частину можна й іншим способом - "полегшивши" праву частину, наприклад, відводити аміак із системи в міру його утворення. Т.ч., знову переважатиме пряма реакція утворення аміаку.
Змінюємо температуру
Праву сторону наших "ваг" можна змінювати шляхом зміни температури. Для того щоб ліва частина "переважила", необхідно "полегшити" праву частину - зменшити температуру:
Змінюємо тиск
Порушити рівновагу в системі за допомогою тиску можна лише у реакціях із газами. Збільшити тиск можна двома способами:
- зменшенням обсягу системи;
- запровадженням інертного газу.
У разі збільшення тиску кількість зіткнень молекул зростає. При цьому підвищується концентрація газів у системі та змінюються швидкості прямої та зворотної реакцій – рівновага порушується. Щоб відновити рівновагу система "намагається" зменшити тиск.
Під час синтезу аміаку з 4-х молекул азоту та водню утворюється дві молекули аміаку. Через війну кількість молекул газів зменшується - тиск падає. Як наслідок, щоб дійти рівноваги після збільшення тиску, швидкість прямої реакції зростає.
Підведемо підсумок.Відповідно до принципу Ле Шательє збільшити виробництво аміаку можна:
- збільшуючи концентрацію реагентів;
- зменшуючи концентрацію продуктів реакції;
- зменшуючи температуру реакції;
- збільшуючи тиск, при якому відбувається реакція.
Константа рівноваги
Константа рівноваги- величина, що визначає для даної хімічної реакції співвідношення між термодинамічних активностей (або, залежно від умов перебігу реакції, парціальними тисками, концентраціями або фугітивностями) вихідних речовин і продуктів у стані хімічної рівноваги (відповідно до закону діючих мас). Знаючи константу рівноваги реакції, можна розрахувати рівноважний склад суміші, що реагує, граничний вихід продуктів, визначити напрямок протікання реакції.
Способи вираження константи рівноваги
Наприклад, для реакції окислення монооксиду вуглецю:
2CO + O 2 = 2CO 2
константа рівноваги може бути розрахована за рівнянням:
де Δn- Зміна числа молей речовин в ході реакції. Видно що K xзалежить від тиску. Якщо число молей продуктів реакції дорівнює кількості молей вихідних речовин (), то .
Стандартна константа рівноваги
Стандартна константа рівноваги реакції в суміші ідеальних газів (коли початкові парціальні тиски учасників реакції дорівнюють їх значенням у стандартному стані = 0,1013 МПа або 1 атм) може бути розрахована за виразом:
де - Відносні парціальні тиску компонентів, .Стандартна константа рівноваги – безрозмірна величина. Вона пов'язана з K pспіввідношенням:
Видно, якщо виражені в атмосферах, то і .
Для реакції у суміші реальних газів у стандартному початковому стані парціальні фугітивності газів приймаються рівними їх парціальним тискам = 0,1013 МПа або 1 атм. K fповязана з K 0співвідношенням:
де γ i- Коефіцієнт фугітивності i-го реального газу в суміші.Константа рівноваги реакцій у гетерогенних системах
FeO т + CO г = Fe т + CO 2гконстанта рівноваги (за умови, що газова фаза ідеальна) має вигляд:
Константа рівноваги та зміна енергії Гіббса
Константа рівноваги та константа швидкості реакції
Для оборотної хімічної реакції константа рівноваги може бути виражена через константи швидкості прямих і зворотних реакцій, виходячи з того факту, що стан рівноваги швидкості прямої і зворотної реакцій рівні. Наприклад, для елементарної оборотної хімічної реакції першого порядку
де k 1- константа швидкості прямої реакції, а k 2- Зворотній. Це важливе співвідношення дає одну з точок дотику хімічної кінетики та хімічної термодинаміки.Методи розрахунку константи рівноваги
Розрахункові методи визначення константи рівноваги реакції зазвичай зводяться до обчислення тим чи іншим способом стандартної зміни енергії Гіббса в ході реакції ( ΔG 0), а потім використання формули:
, де - універсальна газова постійна.При цьому слід пам'ятати, що енергія Гіббса - функція стану системи, тобто вона не залежить від процесу, від механізму реакції, а визначається лише початковим і кінцевим станами системи. Отже, якщо безпосереднє визначення чи розрахунок ΔG 0для деякої реакції з якихось причин утруднені, можна підібрати такі проміжні реакції, для яких ΔG 0відомо або може бути легко визначено, і підсумовування яких дасть реакцію, що розглядається (див. Закон Гесса). Зокрема, як такі проміжні реакції часто використовують реакції утворення сполук з елементів.
Ентропійний розрахунок зміни енергії Гіббса та константи рівноваги реакції
Ентропійний метод розрахунку ΔGреакції є одним із найпоширеніших і зручніших. Він заснований на співвідношенні:
або, відповідно, для стандартногозміни енергії Гіббса:
Тут ΔH 0при постійних тиску і температурі дорівнює тепловому ефекту реакції, методи розрахунку та експериментального визначення якого відомі - див., наприклад, рівняння Кірхгофа:
Необхідно отримати зміну ентропії під час реакції. Ця задача може бути вирішена декількома способами, наприклад:
- За термічними даними – з опорою на теплову теорему Нернста та з використанням відомостей про температурну залежність теплоємності учасників реакції. Наприклад, для речовин, які за нормальних умов перебувають у твердому стані:
Отже, якщо відомі і температурні залежності теплоємності, може бути розраховано за формулою:
Дещо спрощений варіант цієї формули отримують, вважаючи суму теплоємностей речовин, що не залежить від температури і дорівнює сумі теплоємностей при 298 K:
І ще спрощений розрахунок проводять, прирівнюючи суму теплоємностей до нуля:
Перехід від константи рівноваги здійснюється за наведеною вище формулою.
Розрахунок константи рівноваги методами статистичної термодинаміки
| Цей розділ статті ще не написано. |
Кількісна характеристика, що показує напрямок реакції та зміщення концентрації речовин, називається константою рівноваги хімічної реакції. Константа рівноваги залежить від температури та природи реагентів.
Зворотні та незворотні реакції
Усі реакції можна розділити на два типи:
- оборотні, що одночасно протікають у двох взаємно протилежних напрямках;
- незворотні, що протікають в одному напрямку з повною витратою хоча б однієї вихідної речовини.
При незворотних реакціях зазвичай утворюються нерозчинні речовини як осаду чи газу. До таких реакцій належать:
- горіння:
C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + H 2 O;
- розкладання:
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + H 2 O;
- приєднання з утворенням осаду або газу:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl.
Рис. 1. Утворення осаду BaSO 4 .
Оборотні реакції можливі лише у певних незмінних умовах. Вихідні речовини дають нову речовину, яка відразу розпадається на складові частини і збирається знову. Наприклад, в результаті реакції 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 оксид азоту (IV) легко розкладається на оксид азоту (II) та кисень.
Рівновага
Через певний час швидкість оборотної реакції сповільнюється. Досягається хімічна рівновага - стан, при якому не відбувається зміни концентрації вихідних речовин і продуктів реакції з часом, тому що швидкість прямої та зворотної реакцій зрівнюються. Рівнавага можливе тільки в гомогенних системах, тобто всі речовини, що реагують, є або рідинами, або газами.
Розглянемо хімічну рівновагу з прикладу реакції взаємодії водню з йодом:
- пряма реакція -
H 2 + I 2 ↔ 2HI;
- зворотна реакція -
2HI ↔ H 2 + I 2 .
Як тільки змішуються два реагенти - водень і йод - йодоводороду ще не існує, тому що прості речовини лише вступають у реакцію. Велика кількість вихідних речовин активно реагують одна з одною, тому швидкість прямої реакції буде максимальною. У цьому зворотна реакція не протікає, і її дорівнює нулю.
Швидкість прямої реакції можна виразити графічно:
ν пр = k пр ∙ ∙ ,
де k пр - Константа швидкості прямої реакції.
Згодом реагенти витрачаються, їх концентрація знижується. Відповідно, швидкість прямої реакції зменшується. Одночасно з цим збільшується концентрація нової речовини – йодоводороду. При накопиченні він починає розкладатися і швидкість зворотної реакції підвищується. Її можна висловити як
ν обр = k обр ∙ 2 .
Йодоводень у квадраті, оскільки коефіцієнт молекули дорівнює двом.
У певний момент швидкості прямої та зворотної реакції зрівнюються. Настає стан хімічної рівноваги.
Рис. 2. Графік залежності швидкості реакції від часу.
Рівнову можна змістити або у бік вихідних речовин, або у бік продуктів реакції. Усунення під впливом зовнішніх чинників називається принципом Ле Шательє. На рівновагу впливають температура, тиск, концентрація однієї з речовин.
Розрахунок константи
У стані рівноваги обидві реакції йдуть, але при цьому концентрації речовин знаходяться в рівновазі (утворюються рівноважні концентрації), так як врівноважені швидкості (пр = ν обр).
Хімічна рівновага характеризується константою хімічної рівноваги, яка виражається зведеною формулою:
K p = k пр / k обр = const.
Константи швидкості реакції можна виразити через співвідношення швидкості реакції. Візьмемо умовне рівняння зворотної реакції:
aA + bB ↔ cC + dD.
Тоді швидкості прямої та зворотної реакції дорівнюватимуть:
- ν пр = k пр ∙ [A] p a ∙ [B] p b
- ν обр = k обр ∙ [C] p c ∙ [D] p d .
Відповідно, якщо
ν пр = ν обр,
k пр ∙ [A] p a ∙ [B] p b = k обр ∙ [C] p c ∙ [D] p d .
Звідси можна висловити співвідношення констант:
k обр / k пр = [C] p c ∙ [D] p d / [A] p a ∙ [B] p b .
Це співвідношення дорівнює константі рівноваги:
K p = [C] p c · [D] p d / [A] p a · [B] p b .
Рис. 3. Формула константи рівноваги.
Величина показує, у скільки разів швидкість прямої реакції більша за швидкість зворотної реакції.
Що ми дізналися?
Реакції залежно від кінцевих продуктів класифікуються на оборотні та необоротні. Оборотні реакції протікають в обидві сторони: вихідні речовини утворюють кінцеві продукти, які розкладаються на вихідні речовини. У ході реакції швидкості прямої та зворотної реакцій врівноважуються. Такий стан називається хімічною рівновагою. Воно може бути виражене як співвідношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку різноважних концентрацій вихідних речовин.
Тест на тему
Оцінка доповіді
Середня оцінка: 4.8. Усього отримано оцінок: 193.