ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ

1. ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ • Необратими и обратими химични процеси • Химично равновесие. Особености на химичното равновесие • Фактори, влияещи на химичното равновесие • Скорост и равновесие

2. Необратими химични процеси Химични реакции, при които крайните продукти не могат да взаимодействат помежду си и отново да се получат изходните вещества се наричат необратими. Пример: Запален, спиртът (С2Н5ОН) гори с отделяне на СО2 и Н2О: При изчерпване на спиртните пари процесът спира. Обратното взаимодействие между крайните продукти (въглероден диоксид и вода) до получаване на изходните вещества (спирт и кислород) не е възможно. Необратимите процеси протичат докрай.

3. Химични реакции, при които крайните продукти могат да реагират помежду си и да образуват изходните вещества, се наричат обратими. Пример 1: При температури от 450 до 1 000°С водородът и кислородът се съединяват във вода: Над тази температура започва забележимото разпадане на водата до водород и кислород. Над 3 000°С разпадането е пълно и в сместа практически няма водни пари: Обратими химични процеси

4. Пример 2: При нагряване над 900°С варовикът се разпада, при което се получават негасена вар и въглероден диоксид: При стайна температура протича обратният процес: При този процес варта отново се превръща в твърдия и траен карбонат. Това я определя като свързващо вещество.

5. Прието е едната реакция да се нарича права, а другата – обратна. Реагиращите вещества на правата реакция се записват в лявата страна на уравнението.Реализирането на правата или обратната реакция зависи от условията, при които протича процесът. В някои случаи е невъзможно да се осигурят подходящите условия и реакцията протича само в едната посока.

6. Химично равновесие Пример: Обратимият химичен процес на взаимодействие между водород и йод, при който се получава йодоводород: H2 + I2  2HI Началната скорост (v1) в момента на смесване на водород и йодни пари в затворен съд при определена температура е голяма. С времето концентрациите на изходните вещества намаляват и скоростта на правата реакция (v1) намалява. Скоростта на обратния процес (v2) в момента на смесване на водорода и йодните пари е нула, защото в сместа няма йодоводород. Още при получаването на първите количества йодоводород започва обратният процес на разлагането му до йод и водород. С повишаване на концентрацията на йодоводорода расте и скоростта на обратната реакция Настъпва момент, в който скоростта на обратната реакция става равна на скоростта на правата реакция (т. 3).От този момент нататък колкото молекули йодоводород се образуват в системата за единица време, толкова се и разлагат. Затова концентрацията на веществата остават постоянни с времето.

7. Системата е в равновесие. Химичното равновесие не е процес, тъй като в реакционната смес не се наблюдават промени. Химичното равновесие е състояние, характерно за обратимите реакции. При химичното равновесие скоростта на правата и на обратната реакция са равни, а концентрациите на всички участващи в реакцията вещества са постояннис времето. Тези концентрации се наричат равновесни за системата.

8. Особености на химичното равновесие: • Химичното равновесие е динамично равновесие – макар, че в реакционната смес не се наблюдават видими промени, в действителност в нея продължават правата и обратната реакция с еднакви скорости.

9. Химичното равновесие не зависи от началното състояние на системата. То зависи само от условията, при които се намира тя. Например, в обратимия процес на взаимодействие между йод и водород химично равновесие може да се достигне както ако изходните вещества в затворения съд са водород и йодни пари, така и ако изходно вещество е йодоводород.

10. При постоянни външни условия химичното равновесие се запазва безкрайно дълго време. При промяна на тези условия, обаче равновесието се нарушава. В системата с по-голяма скорост протича правата или обратната реакция до установяване на равновесие при новите условия. Затова химичното равновесие се характеризира като подвижно равновесие.

11. Фактори, които влияят на химичното равновесие • Влияние на температурата: Ако правата реакция в един обратим процес е екзотермична, то обратната реакция е ендотермична. При промяна на температурата на една равновесна система, химичното равновесие се нарушава: • при повишаване на температурата на сместа трябва да протече с по-голяма скорост реакцията, при която се поглъща топлина (ендотермичната) до установяване на ново равновесно състояние; • При понижаване на температурата се ускорява екзотермичната реакция, при която се отделя топлина до установяване на новото равновесно състояние.

12. Пример: Превръщането на червено-кафявия азотен диоксид в безцветен диазотен тетраоксид е екзотермичен процес: 2NO2 N2O4 + Q Двата газа са в химично равновесие.При потапяне на епруветката с газовете в леденостудена вода температурата на системата се понижава и се увеличава скоростта на екзотермичния процес, за да се компенсира ефектът от охлаждането. Равновесието се измества към по-големи концентрации на диазотен тетраоксид и цветът избледнява. При потапяне на епруветката в гореща вода температурата на газовете се повишава и се ускорява ендотермичният про- цес. Равновесието се измества към по-големи концентрации на NO2и цветът става по-наси- тен.

13. Влияние на концентрацията: • При постоянно повишаване на концентрацията на изходните вещества и непрекъснато намаляване на концентрацията на реакционните продукти (при t° = const), в равновесната система протича с по-голяма скорост правата реакция. • При намаляване концентрацията на изходните вещества и увеличаване концентрацията на реакционните продукти се благоприятства обратният процес.

14. Влияние на налягането: При повишаване на налягането в една равновесна система протича процес, който води до по-малък обем и обратно – при понижаване на налягането в системата протича процес, който води до увеличаване на обема. Промяната на общото налягане не влияе върху химичното равновесие на процеси, протичащи без промяна в обема.

15. Принцип на Льо Шателие-Браун: Ако на една равновесна система се окаже външно въздействие, в нея протича процес, който намалява приложеното въздействие. Този принцип е валиден за всяко равновесие. Познаването му позволява провеждането на обратимите процеси в практиката в желаната посока.

16. Равновесна константа (Кс): • Да си припомним, че скоростта на химичните реакции зависи от концентрацията на реагиращите вещества. Тази зависимост намира математически израз в кинетичното уравнение на съответната реакция. Например: За реакцията mA + nB  C зависимостта е : V = k.cm(A).cn(B), където : c(A), c(B) - концентрация на изходните вещества; m, n - молове, с които те участват в реакцията; k - скоростна константа; Скоростната константа не зависи от температурата на реагиращите вещества. Тя зависи от концентрацията, от участието на катализатор и др.

17. Нека разгледаме отново състоянието на равновесие на системата H2, I2, HI при обратимия процес на взаимодействие между водород и йод, при което се получава йодоводород: Това състояние се характеризира с равенство между скоростите на правата и обратната реакция: v1 = v2 Кинетичното уравнение за правата реакция е: v1 = k1 c(H2).c(I2) Кинетичното уравнение за обратната реакция е: v2 = k2 c2 (HI)

18. Следователно, при химичното равновесие е изпълнено равенството: k1 c(H2).c(I2) = k2 c2 (HI) От него следва: Тъй като k1 и k2 при дадена температура са постоянни, то и тяхното отношение е постоянна величина. Тя се нарича равновесна константа. Бележи се сKc .

19. Обобщение: В общия случай за реакция от вида: n1 A1 + n2 A2 + … ↔ m1 B1 + m2 B2 + … равновесната константа се дава с израза: Равновесната константа зависи само от температурата и природата на участващите в химичното равновесие вещества. Равновесната константа не зависи от концентрацията на участващите вещества и от присъствието на катализатори. В израза за равновесната константа не се включва концентрацията на твърдо вещество, тъй като тя се смята за постоянна.

20. Оптимизиране на условията, при които протичат химичните процеси: Изучаването и познаването на факторите, влияещи върху скоростта и химичното равновесие при химичните процеси позволява да се подберат онези условия, които да осигурят в най-голяма степен конкретните изисквания и да се получи възможно най-добрият резултат (най-бързо протичане на процеса, най-евтино производство, ниска степен на замърсяване на околната среда и др.). Те се наричат оптимални условия за работа.

21. Скорост и равновесие:

23. В редица случаи факторите влияят в противоположни посоки. Типичен пример са екзотермичните процеси: • Работата при висока температура води до бързото им протичане, но равновесието се измества в обратна посока (към обратната, ендотермичната реакция) и поради това добивът на продуктите от правата реакция, които са цел на производството, значително намалява. • Работата при ниски температури би довела до максимален добив, но скоростта на процеса е малка и се забавя производството. • Полезно в такива случаи се оказва участието на катализатор, който позволява по-бързо да се достигне равновесието при дадената температура и съкращава времето за производство на желания продукт. • Подбира се оптималната температура, която е достатъчно висока за протичане на процеса с необходимата скорост, но достатъчно ниска, за да осигури достатъчен, макар и не максимален добив.

24. Извод: • Факторите, които влияят върху скоростта на химичните процеси и равновесие в желаната посока, могат да са различни. • Оптималните условия за протичане на даден процес изискват комплексен и в много случаи компромисен вариант на избор на стойностите на параметрите (факторите), от които той зависи.