Химическое равновесие – это динамическое состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, а общие концентрации веществ остаются постоянными. Делятся на:
Гомогенная система – это однородная система, не имеющая поверхностей раздела; физические и химические свойства гомогенной системы одинаковы во всех участках.
Примеры: газовые смеси, растворы без осадков, смешанные кристаллы. Химические реакции протекают во всем объеме гомогенной системы.
Гетерогенная система – это разнородная система, состоящая из двух или более частей, отличающихся по свойствам, между которыми есть поверхность раздела, где свойства системы резко меняются.
Примеры: насыщенные растворы с осадком, вода со льдом, пылевая завеса в воздухе. Химические реакции протекают только на поверхности раздела частей системы, а их скорость зависит от интенсивности движения жидкости или газа вблизи поверхности раздела фаз. Особенности истинного равновесия в качественной форме выражаются принципом ЛеШателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в сторону противодействия оказанному воздействию.
Однако принцип ЛеШателье не позволяет проводить количественные, которые оказались возможными только после обоснования закона действующих масс.
Закон действующих масс открыт в 1867 Като Гульдберг и Петер Вааге «Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам». Для любой гомогенной реакции общего вида: аА + bB ↔ cC + dD уравнение скорости реакции:
- υ = k[A]a[B]bk – константа скорости прямой реакции, характеризующая влияние природы реагирующих веществ на скорость их взаимодействия;
- [A] и [B] – равновесные концентрации исходных веществ A и B.
При протекании обратимой реакции в состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.Скорость прямой реакции:
- υ1 = k1[A]a[B]b;
- Скорость обратной реакции: υ2 = k2[D]d[E]e.
В момент химического равновесия: υ1 = υ2.
k1[A]a[B]b = k2[D]d[E]eК – константа равновесия. Она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции (при данной температуре и одинаковых концентрациях реагирующих веществ). Для идеальных систем в состоянии химического равновесия отношение произведений концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре, давлении и в данном растворителе.
