Курс общей физики. Механика и молекулярная физика - Ландау Л.Д.
Скачать (прямая ссылка):
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
[ГЛ. XI
При химическом равновесии наряду с образовавшимися в результате реакции продуктами остается, вообще говоря, еще и некоторое количество исходных веществ. Правда, во многих случаях это количество оказывается очень незначительным, но это, конечно, не меняет принципиальной стороны вопроса.
Установление химического равновесия, в котором присутствуют как начальные, так и конечные вещества, происходит по следующей причине. Рассмотрим, например, реакцию между газообразными водородом и йодом с образованием йодистого водорода:
Н8+12 = 2Н1.
Наряду с образованием HI из H2 и I2 в смеси этих трех веществ неизбежно происходит и обратный процесс разложения HI на водород и йод: одновременно с прямой реакцией всегда происходит и обратная. По мере возрастания количества HI и убывания количеств H2 и I2, очевидно, прямая реакция замедляется, а обратная ускоряется. Наконец, наступает момент, когда скорости обеих реакций сравниваются: сколько новых молекул HI образуется, столько же их за то же время и разлагается; в дальнейшем количества всех веществ уже не будут меняться.
Таким образом, с молекулярной точки зрения химическое равновесие (как, впрочем, и другие виды теплового равновесия) имеет подвижный характер — реакции, по существу, не прекращаются, но прямая и обратная реакции протекают со взаимно компенсирующимися скоростями.
Очевидно, что если в приведенном примере реакция начиналась бы со смеси водорода и йода, то относительные количества всех трех веществ в состоянии равновесия были бы теми же, что и при реакции, начинающейся с разложения чистого HI. Положение химического равновесия не зависит от того, с какой стороны оно достигается.
Более того, химическое равновесие не зависит и от условий протекания реакций и от того, через какие промежуточные этапы она идет. Положение равновесия зависит только от состояния, в котором находится вещество в самом равновесии,— от температуры равновесной смеси и от ее давления. § 88)
ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС
277
С изменением температуры положение химического равновесия смещается. Направление этого смещения тесно связано с тепловым эффектом реакции, в чем легко убедиться с помощью принципа Ле Шателье. Рассмотрим какую-либо экзотермическую реакцию, например, образование аммиака из азота и водорода (N24-3H2=2NH3). Предположим, что реакция уже пришла в состояние равновесия, и пусть равновесная смесь подвергается нагреванию. Тогда в ней должны начаться процессы, ведущие к ее охлаждению: некоторое количество аммиака должно разложиться, в результате чего произойдет поглощение тепла. Это значит, что химическое равновесие сдвигается в сторону уменьшения количества аммиака.
Таким образом, «выход» экзотермических реакций уменьшается при повышении температуры, у эндотермических же реакций, наоборот, при повышении температуры выход увеличивается.
Аналогичным образом зависимость положения равновесия от давления связана с изменением объема, которым сопровождается реакция (протекающая при постоянном давлении). Повышение давления понижает выход реакций, связанных с увеличением объема реагирующей смеси, и повышает выход реакций, связанных с уменьшением объема. Последний случай имеет место, например, для реакции образования газообразного аммиака: поскольку число образующихся молекул NH3 меньше числа вступающих в реакцию молекул N2 и H2, то объем газовой смеси при реакции уменьшается.
§ 88. Закон действующих масс
Придадим теперь понятию химического равновесия количественную формулировку. Рассмотрим сначала химические реакции в газовой смеси, где все участвующие в реакции вещества находятся в газообразном состоянии.
В качестве примера обратимся снова к реакции образования HI. Реакция между водородом и йодом может произойти при столкновении молекул H2 и I2 друг с другом. Поэтому скорость реакции образования HI (т. е. количество образующихся в 1 сек молекул HI) пропорциональна числу таких столкновений. Это число в свою очередь пропорцио- 278
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
[ГЛ. XI
нально плотностям водорода и йода в смеси, т. е. числам их молекул в 1 сл«3. Плотность же газа пропорциональна его давлению. Поэтому скорость реакции образования HI пропорциональна парциальным давлениям этих газов в смеси, т. е. равна
^iPh2PU,
где коэффициент It1 зависит уже только от температуры. Аналогичным образом скорость реакции разложения HI пропорциональна числу столкновений молекул HI друг с другом и, следовательно, пропорциональна квадрату парциального давления HI в смеси:
^гР ні •
В равновесии скорости прямой и обратной реакции одинаковы
^iPh2Pi2 = крт. Обозначая ^fk1=K(T), получим отсюда Ph8 Pi, = к (T) Phi
Это равенство связывает между собой парциальные давления всех трех газов в состоянии равновесия. Величина K(T) называется константой равновесия для данной реакции. Она не зависит от количества реагирующих веществ. Выражаемая этой формулой связь называется законом действующих масс.
Совершенно аналогичным образом можно написать этот закон для любой другой реакции между газами. В общем виде он может быть записан следующим образом.
