Она называется константой равновесия данной реакции (К):
k1 / k2 = K
Отсюда окончательно
[HI]2 / [H2] * [I2] = K
В левой части этого уравнения стоят те концентрации взаимодействующих веществ, которые устанавливаются при равновесии — равновесные концентрации. Правая же часть уравнения представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину.
Можно показать, что в общем случае обратимой реакции
aA + bB + … ↔ pP + qQ + …
константа равновесия выразится уравнением:
K = ([P]p * [Q]q…) / ([А]а * [В]ь…)
Здесь большие буквы обозначают формулы веществ, а маленькие— коэффициенты в уравнении реакции.
Таким образом, при постоянной температуре константа равновесия обратимой реакции представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.
Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах нарушения химического равновесии, представляют собою частные случаи общего принципа, определяющего влияние различных факторов на равновесные системы. Этот принцип, известный под названием принципа Ле Шателье, в применении к химическим равновесиям можно сформулировать так:
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.
Принцип Ле Шателье распространяется не только на химические, но и на различные физико-химические равновесия. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кристаллизация, растворение, происходит в соответствии с принципом Ле Шателье.
Принцип смещения равновесия применим только к системам, которые находятся в состоянии истинного химического равновесия. Поэтому в конденсированных системах, процессы в которых часто заторможены, применение этого принципа ограниченно.
Заключение
Таким образом, на основе данной работы можно сделать следующие выводы.
Рассмотрение механизмов химических превращений, изучение влияния на них и на скорость превращения внутренних и внешних параметров является предметом химической кинетики.
Теория активных столкновений основана на том, что химическое взаимодействие осуществляется только при столкновении активных частиц, которые обладают достаточной энергией для преодоления потенциального барьера реакции и ориентированы в пространстве друг относительно друга. Энергией активации называют избыток энергии по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре, необходимый для того, чтобы химическая реакция произошла.
Одним из наиболее распространенных в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. Различают три основных типа катализа: гомогенный, гетерогенный и ферментативный. Ферментативный катализ — это обширная область науки на стыке молекулярной биологии и теории катализа, которая бурно развивается. Ферменты являются биологическими катализаторами; они определяют течение всех химических реакций, составляющих обмен веществ в организме.
В основе эволюционной химии лежат процессы биокатализа, ферментологии; ориентирована она главным образом на исследование молекулярного уровня живого, что основой живого является биокатализ, т. е. присутствие различных природных веществ в химической реакции, способных управлять ею, замедляя или ускоряя ее протекание.
Химическое равновесие — такое состояние системы, когда в ней протекают два противоположно направленных химических процесса с одинаковой скоростью.
Список литературы
Ахметов
Н. С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. — М.: Высшая школа, 1981.
Вовченко Г. Д. Третьяков Ю.Д. Общая химия, 1980.
Глинка Н. Л. Общая химия. — Л.: Химия (Лен. отд.), 1985.
Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии. — М.: Мир, 1982. — I, II т.
Суворов А.В. и др. Общая химия. — СПб: Химия, 1995.
Угай Я. А. Общая химия. — М.: Высшая школа, 1984.
Фримантл М. Химия в действии. — М.: Мир, 1978. — I, II т.
Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии. — М.: Мир, 1982. — I, II т.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. — М.: Высшая школа, 1981.
Суворов А.В. и др. Общая химия. — СПб: Химия, 1995.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. — М.: Высшая школа, 1981.
Вовченко Г. Д. Третьяков Ю.Д. Общая химия, 1980.
Фримантл М. Химия в действии. — М.: Мир, 1978. — I, II т.
Вовченко Г. Д. Третьяков Ю.Д. Общая химия, 1980.
Угай Я. А. Общая химия. Учебник. — М.: Высшая школа, 1984
Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии. — М.: Мир, 1982. — I, II т.
Глинка Н. Л. Общая химия. — Л.: Химия (Лен. отд.), 1985.
Угай Я. А. Общая химия. — М.: Высшая школа, 1984.
