Обратимые реакции. Химическое равновесие

Многие реакции не доходят до конца: продукты реагируют друг с другом и снова дают исходные вещества. Например, если нагреть смесь азота с водородом на катализаторе, образуется аммиак, но одновременно часть аммиака разлагается обратно. Это обратимые реакции, их записывают со знаком \(\rightleftharpoons\):

\[ \ce{N2 + 3H2 <=> 2NH3}; \qquad \ce{2SO2 + O2 <=> 2SO3}; \qquad \ce{CH3COOH + C2H5OH <=> CH3COOC2H5 + H2O} \]

Как устанавливается равновесие

В начале реакции велика концентрация исходных веществ, поэтому быстро идёт прямая реакция, а обратная почти не идёт — продуктов ещё нет. По мере расходования реагентов прямая реакция замедляется, а с накоплением продуктов ускоряется обратная. Наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакций выравниваются. Это состояние — химическое равновесие.

Равновесие динамическое: обе реакции продолжают идти, но за одно и то же время образуется столько же молекул продукта, сколько их разлагается. Поэтому концентрации всех веществ перестают меняться — это равновесные концентрации. Важно: равны скорости, а не концентрации; равновесные концентрации реагентов и продуктов могут сильно различаться.

Константа равновесия

Для обратимой реакции \(\ce{aA + bB <=> cC + dD}\) в равновесии выполняется соотношение:

\[ K = \frac{[\ce{C}]^c\,[\ce{D}]^d}{[\ce{A}]^a\,[\ce{B}]^b} \]

Квадратными скобками обозначают равновесные концентрации. Константа равновесия \(K\) зависит от природы веществ и температуры, но не зависит от концентраций и давления. Чем больше \(K\), тем сильнее равновесие сдвинуто в сторону продуктов. Концентрации твёрдых веществ и чистых жидкостей в выражение константы не входят. Например:

\[ \ce{N2 + 3H2 <=> 2NH3}: \quad K = \frac{[\ce{NH3}]^2}{[\ce{N2}]\,[\ce{H2}]^3}; \qquad \ce{CaCO3(\text{тв}) <=> CaO(\text{тв}) + CO2(\text{г})}: \quad K = [\ce{CO2}] \]

Обратимость в растворах

Реакции ионного обмена в растворе становятся практически необратимыми, если один из продуктов уходит из сферы реакции: выпадает в осадок, выделяется в виде газа или образует слабый электролит. Так равновесие смещается до конца — это частный случай общего правила, которое формулирует принцип Ле Шателье (следующий раздел).