Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие

16.10.2019

Темы кодификатора : обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

По возможности протекания обратной реакции химические реакции делят на обратимые и необратимые.

Обратимые химические реакции — это реакции, продукты которых при данных условиях могут взаимодействовать друг с другом.

Необратимые реакции — это реакции, продукты которых при данных условиях взаимодействовать друг с другом не могут.

Более подробно про классификацию химических реакций можно прочитать .

Вероятность взаимодействия продуктов зависит от условий проведения процесса.

Так, если система открытая , т.е. обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией, то химические реакции, в которых, например, образуются газы, будут необратимыми. Например , при прокаливании твердого гидрокарбоната натрия:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

будет выделяться газообразный углекислый газ и улетучиваться из зоны проведения реакции. Следовательно, такая реакция будет необратимой при данных условиях. Если же рассмотреть замкнутую систему , которая не может обмениваться веществом с окружающей средой (например, закрытый ящик, в котором происходит реакция), то углекислый газ не сможет улететь из зоны проведения реакции, и будет взаимодействовать с водой и карбонатом натрия, то реакция будет обратимой при данных условиях:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Рассмотрим обратимые реакции . Пусть обратимая реакция протекает по схеме:

aA + bB = cC + dD

Скорость прямой реакции по закону действующих масс определяется выражением: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , скорость обратной реакции: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . Если в начальный момент реакции в системе нет веществ C и D, то сталкиваются и взаимодействуют преимущественно частицы A и B, и идет преимущественно прямая реакция. Постепенно концентрация частиц C и D также начнет повышаться, следовательно, скорость обратной реакции будет расти. В какой-то момент скорость прямой реакции станет равна скорости обратной реакции . Это состояние и называют химическим равновесием .

Таким образом, химическое равновесие — это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны .

Т.к. скорости прямо и обратной реакции равны, скорость образования веществ равна скорости их расходования, и текущие концентрации веществ не изменяются . Такие концентрации называют равновесными .

Обратите внимание, при равновесии идет и прямая, и обратная реакции , то есть реагенты взаимодействуют друг с другом, но и продукты взаимодействуют с такой же скоростью. При этом внешние факторы могут воздействовать и смещать химическое равновесие в ту или иную сторону. Поэтому химическое равновесие называют подвижным, или динамическим.

Исследования в области подвижного равновесия начались еще в XIX веке. В трудах Анри Ле-Шателье были заложены основы теории, которые позже обобщил ученый Карл Браун. Принцип подвижного равновесия, или принцип Ле-Шателье-Брауна, гласит:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, воздействовать внешним фактором, который изменяет какое-либо из условий равновесия, то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Иными словами: при внешнем воздействии на систему равновесие сместится так, чтобы компенсировать это внешнее воздействие.

Этот принцип, что очень важно, работает для любых равновесных явлений (не только химических реакций). Однако мы сейчас рассмотрим его применительно к химическим взаимодействиям. В случае химических реакций внешнее воздействие приводит к изменению равновесных концентраций веществ.

На химические реакции в состоянии равновесия могут воздействовать три основных фактора — температура, давление и концентрации реагентов или продуктов.

1. Как известно, химические реакции сопровождаются тепловым эффектом. Если прямая реакция идет с выделением теплоты (экзотермическая, или +Q), то обратная — с поглощением теплоты (эндотермическая, или -Q), и наоборот. Если повышать температуру в системе, равновесие сместится так, чтобы это повышение компенсировать. Логично, что при экзотермической реакции повышение температуры компенсировать не получится. Таким образом, при повышении температуры равновесие в системе смещается в сторону поглощения теплоты, т.е. в сторону эндотермических реакций (-Q); при понижении температуры — в сторону экзотермической реакции (+Q).

2. В случае равновесных реакций, когда хотя бы одно из веществ находится в газовой фазе, на равновесие также существенно влияет изменение давления в системе. При повышении давления химическая система пытается компенсировать это воздействие, и увеличивает скорость реакции, в которой количество газообразных веществ уменьшается. При понижении давления система увеличивает скорость реакции, в которой образуется больше молекул газообразных веществ. Таким образом: при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления — в сторону увеличения числа молекул газов .

Обратите внимание! На системы, где число молекул газов-реагентов и продуктов одинаково, давление не оказывает воздействие! Также изменение давления практически не влияет на равновесие в растворах, т.е. на реакции, где газов нет.

3. Также на равновесие в химических системах влияет изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов. При повышении концентрации реагентов система пытается их израсходовать, и увеличивает скорость прямой реакции. При понижении концентрации реагентов система пытается их наработать, и увеличивается скорость обратной реакции. При повышении концентрации продуктов система пытается их также израсходовать, и увеличивает скорость обратной реакции. При понижении концентрации продуктов химическая система пувеличивает скорость их образования, т.е. скорость прямой реакции.

Если в химической системе увеличивается скорость прямой реакции вправо , в сторону образования продуктов и расходования реагентов . Если увеличивается скорость обратной реакции , мы говорим, что равновесие сместилось влево , в сторону расходования продуктов и увеличения концентрации реагентов .

Например , в реакции синтеза аммиака:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q

повышение давления приводит к увеличению скорости реакции, в которой образуется меньшее число молекул газов, т.е. прямой реакции (число молекул газов-реагентов равно 4, число молекул газов в продуктах равно 2). При повышении давления равновесие смещается вправо, в сторону продуктов. При повышении температуры равновесие сместится в сторну эндотермической реакции , т.е. влево, в сторону реагентов. Увеличение концентрации азота или водорода сместит равновесие в сторону их расходования, т.е. вправо, в сторону продуктов.

Катализатор не влияет на равновесие, т.к. ускоряет и прямую, и обратную реакции.

Видеоурок 2: Смещение химического равновесия

Лекция: Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов


Обратимые и необратимые химические реакции

Из предыдущего урока вы узнали, что такое скорость химической реакции и какие факторы оказывают на неё влияние. На данном уроке рассмотрим, как эти реакции протекают. Зависит это от поведения исходных веществ, участвующих в реакции – реагенты. Если они полностью превращаются в конечные вещества – продукты, то реакция является необратимой. Ну, а если конечные продукты вновь превращаются в исходные вещества, то реакция обратимая. Учитывая это сформулируем определения:

Обратимая реакция - это определенная реакция, протекающая при одних условиях в прямом и обратном направлениях.

Вспомните, на уроках химии вам демонстрировали наглядный пример обратимой реакции получения угольной кислоты:

CO 2 + H 2 O <-> H 2 CO 3


Необратимая реакция - это определенная химическая реакция, которая идет до конца в одном конкретном направлении.

Примером является реакция горения фосфора: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5


Одними из свидетельств необратимости реакции являются выпадение осадка или выделение газа.

Химическое равновесие

Когда скорости прямой и обратной реакции равны возникает химическое равновесие .

То есть в обратимых реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов. Увидим на примере как образуется химическое равновесие. Возьмем реакцию образования йодоводорода:

H 2 (г) + I 2 (г) <-> 2HI(г)


Мы можем нагревать смесь газообразных водорода и йода или же уже готовый йодовород, результат в обоих случаях будет один: образование равновесной смеси трех веществ H 2 , I 2 , HI.

В самом начале реакции, до образования йодоводорода идет прямая реакция со скоростью (v пр ). Выразим её кинетическим уравнением v пр = k 1 , где k 1 – это константа скорости прямой реакции. Постепенно образуется продукт HI, который в тех же условиях начинает разлагаться на H 2 и I 2 . Уравнение данного процесса выглядит следующим образом: v обр = k 2 2 , где v обр – скорость обратной реакции, k 2 – константа скорости обратной реакции. В тот момент, когда HI достаточно для выравнивания v пр и v обр наступает химическое равновесие. Количество веществ, находящихся в равновесии, в нашем случае это H 2 , I 2 и HI не меняется со временем, но только если нет внешних воздействий. Из сказанного следует, что химическое равновесие динамично. В нашей реакции йодоводород то образуется, то расходуется.


Помните, изменение условий реакции позволяет сдвинуть равновесии в нужном направлении. Если мы увеличим концентрацию йода или водорода, то увеличится v пр, произойдет сдвиг вправо, больше будет образовываться йодоводорода. Если же мы увеличим концентрацию йодоводорода, увеличится v обр, а сдвиг будет влево. Можем получить больше/меньше реагентов и продуктов.


Таким образом, химическому равновесию свойственно сопротивляться внешнему воздействию. Добавление H 2 или I 2 в итоге приводит к увеличению их расходования и возрастанию HI. И наоборот. Этот процесс в науке получил название принципа Ле – Шателье . Он гласит:


Если на систему, пребывающую в устойчивом равновесии, воздействовать извне (меняя температуру, или давление, или концентрацию), то наступит сдвиг в направлении процесса, ослабляющего это воздействие.

Помните, катализатор не в состоянии сместить равновесие. Он может только ускорить его наступление.


Смещение химического равновесия под действием различных факторов

    Изменение концентрации . Выше мы рассмотрели каким образом, данный фактор сдвигает равновесие то в прямом, то в обратном направлениях. Если увеличить концентрацию реагирующих веществ, равновесие смещается на сторону, где это вещество расходуется. Если уменьшить концентрацию – смещается на сторону, где это вещество образуется. Помните, реакция обратимая, и реагирующими веществами могут быть вещества как на правой стороне, так и на левой, в зависимости от того, какую реакцию рассматриваем (прямую или обратную).

    Влияние t . Её рост провоцирует сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q), а снижение в сторону экзотермической реакции (+ Q). В уравнениях реакций указывается тепловой эффект прямой реакции. Тепловой эффект обратной реакции ему противоположен. Данное правило подходит только для реакций с тепловым эффектом. Если его нет, то t не способна смещать равновесие, но её повышение ускорит процесс возникновения равновесия.

    Влияние давления . Этот фактор может быть использован в реакциях с участием газообразных веществ. В случае если моли газа равны нулю, изменения проходит не будут. При повышении давления, равновесие смещается в сторону меньших объемов. При понижении давления, равновесие сместится в сторону больших объемов. Объемы – смотрим на коэффициенты перед газообразными веществами в уравнении реакции.



Среди многочисленных классификаций типов реакций, например таких, которые определяются по тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические), по изменению степеней окисления веществ (окислительно-восстановительные), по количеству участвующих в них компонентов (разложения, соединения) и так далее, рассматриваются реакции, протекающие в двух взаимных направлениях, иначе, называемых обратимыми . Альтернативой обратимых реакций являются реакции необратимые, в процессе которых образуется конечный продукт (осадок, газообразное вещество, вода). Среди таких реакций можно указать следующие:

Реакции обмена между растворами солей, в процессе которых образуются либо нерастворимый осадок – СаСО 3:

Са(ОН) 2 + К 2 СО 3 → СаСО 3 ↓ + 2КОН (1)

либо газообразное вещество – СО 2:

3 К 2 СО 3 + 2Н 3 РО 4 →2К 3 РО 4 + 3СО 2 + 3Н 2 О (2)

или получается малодиссоциируемое вещество – Н 2 О:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O (3)

Если рассматривать обратимую реакцию, то она протекает не только в прямом (в реакциях 1,2,3 слева направо), но и в обратном направлении. Примером такой реакции является синтез аммиака из газообразных веществ - водорода и азота:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Таким образом, химическая реакция называется обратимой, если она протекает не только в прямом(→) , но и в обратном направлении (←) и обозначается символом (↔).

Главной особенностью данного типа реакций является то, что из исходных веществ образуются продукты реакции, но и одновременно из этих же продуктов, обратно, образуются исходные реагенты. Если рассматривать реакцию (4), то в относительную единицу времени одновременно с образованием двух молей аммиака будет происходить их распад с образованием трёх молей водорода и одного моля азота. Обозначим скорость прямой реакции (4) символом V 1 тогда выражение этой скорости примет вид:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

где величина «k» определяется как константа скорости данной реакции, величины [Н 2 ] 3 и соответствуют концентрациям исходных веществ, возведённых в степени, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В соответствии с принципом обратимости, скорость обратной реакции примет выражение:

V 2 = kˑ 2 (6)

В начальный момент времени скорость прямой реакции принимает наибольшее значение. Но постепенно концентрации исходных реагентов уменьшаются и скорость реакции замедляется. Одновременно скорость обратной реакции начинает возрастать. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми (V 1 = V 2) , наступает состояние равновесия , при котором уже не происходит изменения концентраций как исходных, так и образующихся реагентов.

Следует отметить, что некоторые необратимые реакции не следует понимать в буквальном смысле слова. Приведём пример наиболее часто приводимой реакции взаимодействия металла с кислотой, в частности, цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (7)

В действительности, цинк, растворяясь в кислоте, образует соль: хлорид цинка и газообразный водород, но по истечении некоторого времени скорость прямой реакции замедляется, поскольку увеличивается концентрация соли в растворе. Когда реакция практически прекращается, в растворе наряду с хлоридом цинка будет присутствовать некоторое количество соляной кислоты, поэтому реакцию (7) следует приводить в следующем виде:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Или в случае образования нерастворимого осадка, получаемого при сливании растворов Na 2 SO 4 и BaCl 2:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

осажденная соль BaSO 4 пусть и в малой степени, но будет диссоциировать на ионы:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Поэтому понятия необратимой и необратимой реакций является относительным. Но тем не менее, и в природе и в практической деятельности людей данные реакции имеют большое значение. К примеру, процессы горения углеводородов или более сложных органических веществ, например спирта:

СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О (11)

2С 2 Н 5 ОН + 5О 2 = 4СО 2 + 6Н 2 О (12)

являются процессами абсолютно необратимыми. Было бы считать счастливой мечтой человечества, если бы реакции (11) и (12) были бы обратимыми! Тогда бы можно было из СО 2 и Н 2 О опять синтезировать и газ и бензин и спирт! С другой стороны, обратимые реакции, такие как (4) или окисление сернистого газа:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

являются основными в производстве солей аммония, азотной кислоты, серной кислоты и др. как неорганических, так и органических соединений. Но данные реакции являются обратимыми! И чтобы получать конечные продукты: NH 3 или SO 3 необходимо использовать такие технологические приёмы, как: изменение концентраций реагентов, изменение давления, повышение или понижение температуры. Но это уже будет являться предметом следующей темы: «Смещение химического равновесия».

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Среди многочисленных классификаций типов реакций, например таких, которые определяются по тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические), по изменению степеней окисления веществ (окислительно-восстановительные), по количеству участвующих в них компонентов (разложения, соединения) и так далее, рассматриваются реакции, протекающие в двух взаимных направлениях, иначе, называемых обратимыми . Альтернативой обратимых реакций являются реакции необратимые, в процессе которых образуется конечный продукт (осадок, газообразное вещество, вода). Среди таких реакций можно указать следующие:

Реакции обмена между растворами солей, в процессе которых образуются либо нерастворимый осадок – СаСО 3:

Са(ОН) 2 + К 2 СО 3 → СаСО 3 ↓ + 2КОН (1)

либо газообразное вещество – СО 2:

3 К 2 СО 3 + 2Н 3 РО 4 →2К 3 РО 4 + 3СО 2 + 3Н 2 О (2)

или получается малодиссоциируемое вещество – Н 2 О:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O (3)

Если рассматривать обратимую реакцию, то она протекает не только в прямом (в реакциях 1,2,3 слева направо), но и в обратном направлении. Примером такой реакции является синтез аммиака из газообразных веществ - водорода и азота:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Таким образом, химическая реакция называется обратимой, если она протекает не только в прямом(→) , но и в обратном направлении (←) и обозначается символом (↔).

Главной особенностью данного типа реакций является то, что из исходных веществ образуются продукты реакции, но и одновременно из этих же продуктов, обратно, образуются исходные реагенты. Если рассматривать реакцию (4), то в относительную единицу времени одновременно с образованием двух молей аммиака будет происходить их распад с образованием трёх молей водорода и одного моля азота. Обозначим скорость прямой реакции (4) символом V 1 тогда выражение этой скорости примет вид:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

где величина «k» определяется как константа скорости данной реакции, величины [Н 2 ] 3 и соответствуют концентрациям исходных веществ, возведённых в степени, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В соответствии с принципом обратимости, скорость обратной реакции примет выражение:

V 2 = kˑ 2 (6)

В начальный момент времени скорость прямой реакции принимает наибольшее значение. Но постепенно концентрации исходных реагентов уменьшаются и скорость реакции замедляется. Одновременно скорость обратной реакции начинает возрастать. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми (V 1 = V 2) , наступает состояние равновесия , при котором уже не происходит изменения концентраций как исходных, так и образующихся реагентов.

Следует отметить, что некоторые необратимые реакции не следует понимать в буквальном смысле слова. Приведём пример наиболее часто приводимой реакции взаимодействия металла с кислотой, в частности, цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (7)

В действительности, цинк, растворяясь в кислоте, образует соль: хлорид цинка и газообразный водород, но по истечении некоторого времени скорость прямой реакции замедляется, поскольку увеличивается концентрация соли в растворе. Когда реакция практически прекращается, в растворе наряду с хлоридом цинка будет присутствовать некоторое количество соляной кислоты, поэтому реакцию (7) следует приводить в следующем виде:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Или в случае образования нерастворимого осадка, получаемого при сливании растворов Na 2 SO 4 и BaCl 2:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

осажденная соль BaSO 4 пусть и в малой степени, но будет диссоциировать на ионы:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Поэтому понятия необратимой и необратимой реакций является относительным. Но тем не менее, и в природе и в практической деятельности людей данные реакции имеют большое значение. К примеру, процессы горения углеводородов или более сложных органических веществ, например спирта:

СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О (11)

2С 2 Н 5 ОН + 5О 2 = 4СО 2 + 6Н 2 О (12)

являются процессами абсолютно необратимыми. Было бы считать счастливой мечтой человечества, если бы реакции (11) и (12) были бы обратимыми! Тогда бы можно было из СО 2 и Н 2 О опять синтезировать и газ и бензин и спирт! С другой стороны, обратимые реакции, такие как (4) или окисление сернистого газа:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

являются основными в производстве солей аммония, азотной кислоты, серной кислоты и др. как неорганических, так и органических соединений. Но данные реакции являются обратимыми! И чтобы получать конечные продукты: NH 3 или SO 3 необходимо использовать такие технологические приёмы, как: изменение концентраций реагентов, изменение давления, повышение или понижение температуры. Но это уже будет являться предметом следующей темы: «Смещение химического равновесия».

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ.

Обратимыми в химической кинетике называют такие реакции, которые одновременно и независимо протекают в двух направлениях - прямом и обратном, но с различными скоростями. Для обратимых реакций характерно, что через некоторое время после их начала скорости прямой и обратной реакций становятся равными и наступает состояние химического равновесия.

Все химические реакции обратимы, но при определенных условиях некоторые из них могут протекать только в одном направлении до практически полного исчезновения исходных продуктов. Такие реакции называют необратимыми . Обычно необратимыми бывают реакции, в которых хотя бы один продукт реакции выводится из области реакции (в случае реакции в растворах - выпадает в осадок или выделяется в виде газа), или реакции, которые сопровождаются большим положительным тепловым эффектом. В случае ионных реакций, реакция является практически необратимой, если в результате нее образуется очень малорастворимое или малодиссоциированное вещество.

Рассмотренное здесь понятие обратимости реакции не совпадает с понятием термодинамической обратимости. Обратимая в кинетическом смысле реакция в термодинамическом смысле может протекать необратимо. Для того чтобы реакцию можно было назвать обратимой в термодинамическом смысле, скорость прямого процесса должна бесконечно мало отличаться от скорости обратного процесса и, следовательно, процесс в целом должен протекать бесконечно медленно.

В идеальных газовых смесях и в идеальных жидких растворах скорости простых (одностадийных) реакций подчиняются закону действующих масс . Скорость химической реакции (1.1) описывается уравнением (1.2), а в случае прямой реакции может быть, представлено в виде:

где - константа скорости прямой реакции.

Подобно этому, скорость обратной реакции:

(1.5)

При равновесии , следовательно:

(1.6)

Это уравнение выражает закон действующих масс для химического равновесия в идеальных системах; К - к о н с т а н т а р а в н о в е с и я.

Константа реакции позволяет найти равновесный состав реакционной смеси при данных условиях.

Закон действующих масс для скоростей реакций можно пояснить следующим образом.

Чтобы произошел акт реакции, необходимо столкновение молекул исходных веществ, т.е. молекулы должны сблизиться друг с другом на расстояние порядка атомных размеров. Вероятность найти в некотором малом объеме в данный момент l молекул вещества L , m молекул вещества M и т.д. пропорциональна ..... , следовательно, число столкновений в единице объема за единицу времени пропорционально этой величине; отсюда вытекает уравнение (1.4).



Похожие статьи
 
Категории