химическое равновесие
план-конспект урока

Химическое равновесие

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

 Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции () равна скорости обратной реакции  Vпр  = Vобр.

СО2 + Н2О ↔ Н2СО3

 При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (Kпр) и обратной (Kобр) реакций.

Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна K = Kпр / Kобр = ([C]p [D]d) / ([A]m [B]n)

 Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия Принцип Ле-Шателье.

Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. вправо к образованию меньшего числа молекул). A + Б = В (→)
2. Температура. Для реакции A + Б = В + Q увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (т.е. влево (←) в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты).    

         Для реакции A + Б = В - Q при повышении температуры  равновесие сместится вправо (→)

3. Концентрация.  Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции (→). 

         Увеличение концентраций продуктов и уменьшение концентрации исходных веществ смещает равновесие влево(←).

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.