Обратими реакции концепцията за химично равновесие. Обратими и необратими химични реакции

Какво е обратима реакция? Това е химичен процес, протичащ в две взаимно противоположни посоки. Помислете за основните характеристики на такива трансформации, както и за техните отличителни параметри.

Какво е значението на баланса

Обратимите химични реакции не водят до специфични продукти. Например, когато серен оксид (4) се окислява едновременно с производството на серен оксид (6), първоначалните компоненти се образуват отново.

Необратимите процеси включват пълна трансформация на взаимодействащите вещества, такава реакция е придружена от производството на един или повече реакционни продукти.

Реакциите на разлагане са примери за необратими взаимодействия. Например, когато калиевият перманганат се нагрява, се образува метален манганат, манганов оксид (4), и също се отделя газообразен кислород.

Обратимата реакция не предполага образуване на утаяване, отделяне на газове. Именно това е основната му разлика от необратимото взаимодействие.

Химичното равновесие е такова състояние на взаимодействаща система, при което е възможно обратимо протичане на една или повече химични реакции, при условие че скоростите на процесите са еднакви.

Ако системата е в динамично равновесие, няма промяна в температурата, концентрацията на реагентите, други параметри за даден период от време.

Условия за изместване на равновесието

Равновесието на обратима реакция може да се обясни с помощта на правилото на Le Chatelier. Същността му се състои в това, че при външно въздействие върху система, която първоначално е в динамично равновесие, се наблюдава промяна в реакцията в посока, обратна на въздействието. Всяка обратима реакция с помощта на този принцип може да бъде изместена в правилната посока в случай на промяна на температурата, налягането, както и концентрацията на взаимодействащи вещества.

Принципът на Le Chatelier "работи" само за газообразни реактиви, твърдите и течните вещества не се вземат предвид. Съществува обратна връзка между налягането и обема, дефинирана от уравнението на Менделеев-Клапейрон. Ако обемът на първоначалните газообразни компоненти е по-голям от реакционните продукти, тогава, за да се промени равновесието надясно, е важно да се увеличи налягането на сместа.

Например, по време на превръщането на въглероден оксид (2) във въглероден диоксид, 2 mol въглероден оксид и 1 mol кислород влизат в реакцията. Това произвежда 2 мола въглероден окис (4).

Ако според условието на проблема тази обратима реакция трябва да се измести надясно, е необходимо да се увеличи налягането.

Концентрацията на реагентите също оказва значително влияние върху протичането на процеса. Според принципа на Le Chatelier, в случай на увеличаване на концентрацията на изходните компоненти, равновесието на процеса се измества към продукта на тяхното взаимодействие.

В този случай намаляването (оттеглянето от реакционната смес) на получения продукт допринася за протичането на директния процес.

В допълнение към налягането, концентрацията, промяната в температурата също оказва значително влияние върху протичането на обратна или права реакция. Когато първоначалната смес се нагрява, равновесието се измества към ендотермичния процес.

Примери за обратими реакции

Помислете за конкретен процес начини за изместване на равновесието към образуването на реакционни продукти.

2CO + O 2 -2CO 2

Тази реакция е хомогенен процес, тъй като всички вещества са в едно и също (газообразно) състояние.

От лявата страна на уравнението има 3 обема компоненти, след взаимодействието този показател намалява, образуват се 2 обема. За да протича директният процес, е необходимо да се увеличи налягането на реакционната смес.

Като се има предвид, че реакцията е екзотермична, температурата се понижава, за да се получи въглероден диоксид.

Равновесието на процеса ще се измести към образуването на реакционен продукт с увеличаване на концентрацията на едно от първоначалните вещества: кислород или въглероден оксид.

Заключение

Обратимите и необратими реакции играят важна роля в човешкия живот. Метаболитните процеси, протичащи в нашето тяло, са свързани със системна промяна в химическия баланс. В химическото производство се използват оптимални условия за насочване на реакцията в правилната посока.

Обратимите реакции са реакции, протичащи едновременно в две противоположни посоки.

Необратими реакции - реакции, при които взетите вещества се превръщат напълно в реакционни продукти, които не реагират помежду си при определени условия, например разлагане на експлозиви, изгаряне на въглеводороди, образуване на ниско дисоцииращи съединения, утаяване, образуване на газообразни вещества.

32. Химически баланс. Принцип на Льо Шателие.

Химичното равновесие е състояние на химическа система, при което една или повече химични реакции протичат обратимо и скоростите във всяка двойка реакции напред-обратно са равни една на друга. За система в химическо равновесие концентрациите на реагентите, температурата и други параметри на системата не се променят с времето.

33. Принцип на Льо Шателие. Условия за изместване на химичното равновесие.

Принцип на Льо Шателие: ако се упражнява външно въздействие върху система в състояние на равновесие, тогава равновесието се измества в посока на отслабване на външното влияние.

Фактори, влияещи върху химичното равновесие:

1) температура

При повишаване на температурата химичното равновесие се измества към ендотермична (абсорбционна) реакция, а при понижаване към екзотермична (изолираща) реакция.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) налягане

При повишаване на налягането химичното равновесие се измества към по-малък обем вещества, а при намаляване - към по-голям обем. Този принцип важи само за газове, т.е. ако в реакцията участват твърди вещества, те не се вземат предвид.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1 mol=1 mol+1 mol

3) концентрация на изходните вещества и реакционните продукти

С увеличаване на концентрацията на едно от изходните вещества химичното равновесие се измества към реакционните продукти, а с намаляване на концентрацията на реакционните продукти към изходните вещества.

S 2 +2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Катализаторите не влияят на изместването на химичното равновесие!

Край на работата -

Тази тема принадлежи на:

Основни понятия по химия

Химията е наука за веществата и законите на тяхното превръщане, обект на изучаване на химията са химичните елементи и техните съединения, химичен елемент, наричайки вида на атомите .. закон .. реда, в който орбиталите се запълват с електрони ..

Ако имате нужда от допълнителен материал по тази тема или не сте намерили това, което търсите, препоръчваме да използвате търсенето в нашата база данни с произведения:

Какво ще правим с получения материал:

Ако този материал се оказа полезен за вас, можете да го запазите на страницата си в социалните мрежи:

туит

Всички теми в този раздел:

Закон за еквивалентите
Веществата взаимодействат едно с друго в количества, пропорционални на техните еквиваленти. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). Еквивалентът е реална или условна частица от вещество, което е еквивалентно на един йон

електроден облак. квантови числа
Електронният облак е визуален модел, който отразява разпределението на електронната плътност в атом или молекула. За да се характеризира поведението на електрона в атома, се въвеждат квантови числа: гл.

Квантово-механичен модел на структурата на атома
QMM се основава на квантовата теория на атома, според която електронът има както свойствата на частица, така и свойствата на вълна. С други думи, местоположението на електрона в определена точка може

Периодичен закон и периодична система D.I. Менделеев
Откриването на периодичния закон от D.I. Менделеев Периодичният закон е открит от D.I. Менделеев, докато работи върху текста на учебника "Основи на химията", когато среща трудности

неорганични съединения
Киселините са сложни химикали. съединения, състоящи се от Н йони и киселинен остатък. Делят се на еднокомпонентни и многокомпонентни, кислородсъдържащи и безкислородни. Базите са

Соли и тяхната химия. Имоти
Солите са клас химични съединения, състоящи се от катиони и аниони. Химичните свойства се определят от свойствата на катионите и анионите, които съставляват техния състав. Солите взаимодействат с

ковалентна връзка. Наситеност и насоченост
Ковалентната връзка е химично вещество комуникация между атомите, осъществявана от социализирани електрони. Ков. Връзката е полярна или неполярна. Неполярни cov. връзка n. в молекули, където всяко атомно ядро ​​с

Основните положения на теорията на VS. Хибридизация
Основните положения на теорията на VS: А) химическата връзка между два атома възниква в резултат на припокриване на AO с изображението. електронни двойки. Б) атоми, влизащи в химикала. комуникация, обмен

водородна връзка
Водородната връзка е форма на свързване между електроотрицателен атом и Н водороден атом, свързан ковалентно с друг електроотрицателен атом. Като електроотрицателни атоми можете

Донорно-акцепторна връзка. Комплексни съединения
Изображение на механизма. ковалентна връзка, дължаща се на два електрона на един атом (донор) и свободна орбитала на друг атом (акцептор), наречена. донор-акцептор. Комплексните съединения са съединения

комплексни съединения. Химическа връзка в комплексно съединение
Комплексното съединение е химично вещество, което съдържа сложни частици. Chem. връзка-В кристални комплексни съединения със заредени комплекси, връзката между комплекса и в

Дисоциация на комплексни съединения. Константи на стабилност на комплексни йони
Дисоциацията на сложно съединение протича на два етапа: а) дисоциация на сложни и прости йони със запазване на вътрешната сфера на комплекса и б) дисоциация на вътрешната сфера, задвижване

Първи закон на термодинамиката. Законът на Хес
1-ви старт t/d: във всеки процес промяната във вътрешната енергия U на системата е равна на сумата от количеството предадена топлина и извършената работа. ΔU=Q – W Ако системата е в

1 и 2 закон на термодинамиката. Изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции
Формулировката на I закона на t / d: енергията не се създава или унищожава, а само преминава от една форма в друга в еквивалентно съотношение. Формулиране на втория закон на t/d: в изолирана система

Законът на Хес и последствията от него
Закон на Хес: топлината на химическа реакция е равна на сумата от топлината на всяка поредица от последователни реакции със същите първоначални вещества и крайни продукти. Изчисленията използват последиците от закона

Концепцията за стандартното състояние и стандартните топлини на образуване. Изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции
Стандартни състояния - в химическата термодинамика, условно приети състояния на отделни вещества и компоненти на разтвори при оценката на термодинамичните величини. при стандартна топлина

Свободна енергия на Гибс. Посока на химична реакция
Свободната енергия на Гибс (или просто енергията на Гибс, или потенциалът на Гибс, или термодинамичният потенциал в тесен смисъл) е величина, която показва промяната в енергията по време на химическа реакция.

Скоростта на химична реакция. Закон за действащите маси
Химическата кинетика е дял от химията, който изучава скоростта на химичните реакции и механизма на химичните реакции. Скоростта на химичната реакция е броят на благоприятните сблъсъци

Уравнение на Арениус. Понятието енергия на активиране
lnk=lnA-Ea/2.3RT Енергията на активиране е минималната енергия, която трябва да имат частиците, за да влязат в химично взаимодействие.

Катализатори. Хомогенна и хетерогенна катализа
Катализатор - вещество, което променя скоростта на химичната реакция, но не влиза в химично взаимодействие и се отделя в края на реакцията в чист вид. Процесът на ускоряване на реакцията в присъствието

Колигативни свойства на разтворите
Колигативните свойства на разтворите са тези свойства, които при определени условия се оказват равни и независими от химическата природа на разтвореното вещество; свойства на разтворите, които зависят

Законите на Раул. Точки на кипене и замръзване на разтвори
Пара в равновесие с течност се нарича наситена. Налягането на такава пара върху чист разтворител (p0) се нарича налягане или еластичност на наситената пара на чист pa

Осмоза и осмотично налягане
Дифузията е процес на взаимно проникване на молекули. Осмозата е процес на еднопосочна дифузия през полупропусклива мембрана на молекули на разтворителя към по-висока концентрация на разтвора.

Разтваряне на газове в течности. Законът на Хенри
Разтворимостта на веществата се влияе от температурата и налягането. Тяхното влияние върху равновесието в разтвора се подчинява на принципа на Le Chatelier. Разтворимостта на газовете се съпровожда от: А) отделяне на топлина

Степен и константа на електролитна дисоциация. Законът за размножаване на Оствалд
Електролитната дисоциация е разпадането на молекула на йони под действието на молекули на полярен разтворител. Е.д. предполага йонната проводимост на разтвора. Степен изд. - стойност, равна на отношението

Йонно произведение на вода. Водороден индекс на околната среда
Йонният продукт на водата - стойност, равна на произведението на водородните катиони и хидроксидните йони, е постоянна стойност при дадена температура (25 ° C) и е равна на 10-14. kw=

Електролитна дисоциация на вода. Водороден индекс на околната среда
Водата е слаб амфотерен електролит. Водните молекули могат както да даряват, така и да добавят H+ катиони. В резултат на взаимодействието между молекулите във водните разтвори винаги има и

Степен и константа на хидролиза на соли
Степента на хидролиза се отнася до съотношението на частта от солта, подложена на хидролиза, към общата концентрация на нейните йони в разтвора. Означава се α (или hhydr); α = (хидр

Активност и йонна сила на разтворите. Връзка между коефициента на активност и йонната сила на разтвора
Активността на компонентите на разтвора е ефективната (видима) концентрация на компонентите, като се вземат предвид различните взаимодействия между тях в разтвора. a=f*c Йонна сила на разтвор - мярка за интензитет

Концепцията за електроден потенциал
Електроден потенциал - разликата в електрическите потенциали между електрода и електролита в контакт с него (най-често между метала и електролитния разтвор). КОЙ

Потенциал на електрода. Уравнение на Нернст
Електроден потенциал - разликата в електрическите потенциали между електрода и електролита в контакт с него (най-често между метала и електролитния разтвор). ПИН

газови електроди. Уравнение на Нернст за изчисляване на потенциалите на газовите електроди
Газовите електроди се състоят от проводник от 1-ви вид, който е в контакт едновременно с газ и разтвор, съдържащ йони на този газ. Проводникът от 1-ви вид служи за доставяне и отстраняване на електрони и в допълнение към

Галваничен елемент. Изчисляване на ЕМП на галванична клетка
ГАЛВАНИЧЕН ЕЛЕМЕНТ - химически източник на ток, в който се генерира електрическа енергия в резултат на директно преобразуване на химична енергия чрез окислително-възстановителна реакция. В ко

Концентрация и електрохимична поляризация
концентрационна поляризация. Промяната в потенциала на електрода, дължаща се на промяна в концентрацията на реагенти в близкия електроден слой по време на преминаване на ток, се нарича концентрационна поляризация. В моето

Електролиза. Законите на Фарадей

Електролиза. токов изход. Електролиза с неразтворими и разтворими аноди
Електролизата е физичен и химичен процес, състоящ се в освобождаване на съставки от разтворени вещества или други вещества върху електродите, които са резултат от вторични реакции върху електродите,

Основните видове корозия. Методи за защита на металите от корозия
Корозията е процес на разрушаване на метали под въздействието на електрохимични или химични фактори на околната среда. Съответно се разграничават два вида корозия в зависимост от метода на взаимодействие

химическа корозия. Скорост на химическа корозия
Химическа корозия - корозия, причинена от взаимодействието на Me със сухи газове или течности, които не провеждат електрически ток. Скоростта на химическата корозия зависи от много фактори.

Корозия на блуждаещ ток
Блудащите токове, идващи от електрически инсталации, работещи на постоянен ток, трамваи, метро, ​​електрически железници, причиняват появата на петна върху метални предмети (кабели, релси).

Химически необратими реакции при тези условия те отиват почти до края, докато пълното изчерпване на едно от реагиращите вещества (NH4NO3 → 2H2O + N2O - никакъв опит за получаване на нитрат от H2O и N2O не води до положителен резултат).

Химически обратими реакции протичат едновременно при определени условия както в права, така и в обратна посока. Има по-малко необратими реакции, отколкото обратими. Пример за обратима реакция е взаимодействието на водород с йод.

След известно време скоростта на образуване на HI ще стане равна на скоростта на неговото разлагане.

С други думи, ще има химично равновесие.

химично равновесиесъстояние на системата, при което скоростта на образуване на реакционни продукти е равна на скоростта на превръщането им в първоначалните реагенти.

Химичното равновесие е динамично, т.е. установяването му не означава прекратяване на реакцията.

Закон за действащите маси:

Масата на веществата, участващи в реакцията, е равна на масата на всички продукти на реакцията.

Закон за действащите масиустановява съотношението между масите на реагентите в химичните реакции в равновесие, както и зависимостта на скоростта на химичната реакция от концентрацията на изходните вещества.

Признаци на истинско химично равновесие:

1. състоянието на системата остава непроменено във времето при липса на външни въздействия;

2. състоянието на системата се променя под въздействието на външни въздействия, колкото и малки да са те;

3. Състоянието на системата не зависи от коя страна се приближава към равновесието.

В стационарно състояние произведението на концентрациите на реакционните продукти, разделено на произведението на концентрациите на изходните материали, в степени, равни на съответните стехиометрични коефициенти, за дадена реакция при дадена температура е постоянна стойност, наречена равновесие постоянен.

Концентрациите на реагентите в стационарно състояние на равновесие се наричат ​​равновесни концентрации.

В случай на хетерогенни обратими реакции, изразът за Kc включва само равновесните концентрации на газообразни и разтворени вещества. И така, за реакцията CaCO3 ↔ CaO + CO2

При постоянни външни условия равновесното положение се поддържа произволно дълго време. Когато външните условия се променят, равновесното положение може да се промени. Промяната в температурата, концентрацията на реагенти (налягане за газообразни вещества) води до нарушаване на равенствата на скоростта на правата и обратната реакция и съответно до дисбаланс. След известно време равенството на скоростите ще бъде възстановено. Но равновесните концентрации на реагентите при новите условия ще бъдат различни. Преминаването на система от едно състояние на равновесие в друго се нарича смяна или смяна на баланса . Химическото равновесие може да се сравни с положението на везната. Точно както се променя с натиска на товара върху една от чашите, химичното равновесие може да се измести към права или обратна реакция, в зависимост от условията на процеса. Всеки път се установява ново равновесие, съответстващо на нови условия.

Числената стойност на константата обикновено се променя с температурата. При постоянна температура стойностите на Kc не зависят от налягането, обема или концентрациите на веществата.

Познавайки числената стойност на Kc, е възможно да се изчислят стойностите на равновесните концентрации или налягания на всеки от участниците в реакцията.

Посока изместване на позицията на химичното равновесие в резултат на изменението на външните условия се определя Принципът на Льо Шателие:

Ако върху равновесна система се окаже външно въздействие, тогава равновесието се измества в посока, която противодейства на това влияние.

Разтварянето като физико-химичен процес. хидратация. Солвати. Специални свойства на водата като разтворител. Хидратира. Кристални хидрати. Разтворимост на веществата. Разтваряне на твърди, течни и газообразни вещества. Влияние на температурата, налягането и природата на веществата върху разтворимостта. Методи за изразяване на състава на разтворите: масова фракция-la, моларна концентрация, еквивалентна концентрация и молна фракция.

Има две основни теории за разтворите: физическа и химическа.

Физическа теория на разтворитее предложен от носителите на Нобелова награда холандецът J. Van't Hoff (1885) и шведският физикохимик S. Arrhenius (1883). Разтворителят се разглежда като химически инертна среда, в която частиците (молекулите, йоните) на разтвореното вещество са равномерно разпределени. Приема се, че няма междумолекулно взаимодействие, както между частиците на разтвореното вещество, така и между молекулите на разтворителя и частиците на разтвореното вещество. Частиците на разтворителя и разтвореното вещество се разпределят равномерно в обема на разтвора поради дифузия. Впоследствие се оказа, че физическата теория задоволително описва природата само на малка група разтвори, така наречените идеални разтвори, в които частиците на разтворителя и разтвореното вещество не взаимодействат реално помежду си. Много газови разтвори са примери за идеални решения.

Химическа (или солватна) теория на разтворитепредложен от Д.И. Менделеев (1887). За първи път върху огромен експериментален материал той показа, че между частиците на разтвореното вещество и молекулите на разтворителя възниква химично взаимодействие, в резултат на което се образуват нестабилни съединения с променлив състав, т.нар. солвати или хидрати ( ако разтворителят е вода). DI. Менделеев определя разтвора като химическа система, в която всички форми на взаимодействие са свързани с химическата природа на разтворителя и разтворените вещества. Водеща роля в образованието солвати нестабилни междумолекулни сили и игра на водородни връзки.

Процес на разтварянене може да бъде представено чрез прост физичен модел, като например статистическото разпределение на разтворено вещество в разтворител в резултат на дифузия. Обикновено е придружено от забележимо топлинен ефект и промяна в обема на разтвора, поради разрушаването на структурата на разтвореното вещество и взаимодействието на частиците на разтворителя с частиците на разтвореното вещество. И двата процеса са придружени от енергийни ефекти. За да се разруши структурата на разтвореното вещество, е необходимо консумация на енергия , докато взаимодействието на частиците на разтворителя и разтвореното вещество освобождава енергия. В зависимост от съотношението на тези ефекти процесът на разтваряне може да бъде ендотермичен или екзотермичен.

Когато медният сулфат се разтвори, наличието на хидрати се открива лесно чрез промяна на цвета: безводна бяла сол, разтваряща се във вода, образува син разтвор. Понякога вода за хидратация Свързва се силно с разтвореното вещество и при отделянето му от разтвора влиза в състава на неговите кристали. Кристални вещества, съдържащи вода наречени кристални хидрати , а водата, включена в структурата на такива кристали, се нарича кристализационна вода. Съставът на кристалните хидрати се определя от формулата на веществото, която показва броя на молекулите кристализационна вода на една от неговите молекули. И така, формулата на кристален меден сулфат (меден сулфат) CuSO4 × 5H2O. Запазването на цветовата характеристика на съответните разтвори от кристални хидрати е пряко доказателство за съществуването на подобни хидратни комплекси в разтворите. Цветът на кристалния хидрат зависи от броя на молекулите на кристализиращата вода.

Има различни начини за изразяване на състава на разтвора.. Най-често използвани масова част разтворено вещество, моларна и нормална концентрация.

Най-общо концентрацията може да се изрази като брой частици на единица обем или като съотношение на броя на частиците от даден тип към общия брой частици в разтвора. Количеството разтворено вещество и разтворител се измерва в единици маса, обем или молове. В общи линии, концентрация на разтвора - това е количеството разтворено вещество в кондензирана система (смес, сплав или в определен обем разтвор). Съществуват различни начини за изразяване на концентрацията на разтвори, всеки от които има преобладаващо приложение в определена област на науката и технологиите. Обикновено съставът на разтворите се изразява с помощта на безразмерни (масови и молни фракции) и размерни величини (моларна концентрация на вещество, моларна концентрация на вещество - еквивалент и молалност).

Масова част- стойност, равна на отношението на масата на разтвореното вещество (m1) към общата маса на разтвора (m).

Теми за кодификатор: обратими и необратими реакции. химически баланс. Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори.

Според възможността за обратна реакция химичните реакции се делят на обратими и необратими.

Обратими химични реакции са реакции, чиито продукти могат да взаимодействат помежду си при определени условия.

Например, синтезът на амоняк е обратима реакция:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Процесът протича при висока температура, под налягане и в присъствието на катализатор (желязо). Такива процеси обикновено са обратими.

необратими реакции са реакции, чиито продукти не могат да взаимодействат помежду си при дадени условия.

Например, реакции на горене или реакции, протичащи с експлозия - най-често необратими. Изгарянето на въглерод продължава безвъзвратно:

C + O 2 = CO 2

Повече подробности за класификация на химичните реакцииможе да се чете.

Вероятността за взаимодействие на продукта зависи от условията на процеса.

Така че, ако системата отворен, т.е. обменя както материя, така и енергия с околната среда, тогава химичните реакции, при които се образуват например газове, ще бъдат необратими.

Например , при калциниране на твърд натриев бикарбонат:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

газообразният въглероден диоксид се освобождава и изпарява от реакционната зона. Следователно, такава реакция ще необратимпри тези условия.

Ако вземем предвид затворена система , който не могаобменя вещество с околната среда (например затворена кутия, в която протича реакцията), тогава въглеродният диоксид няма да може да избяга от реакционната зона и ще взаимодейства с вода и натриев карбонат, тогава реакцията ще бъде обратима при тези условия:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Обмисли обратими реакции. Нека обратимата реакция протича по схемата:

aA + bB ⇔ cC + dD

Скоростта на директна реакция според закона за масовото действие се определя от израза:

v 1 \u003d k 1 C A a C B b

Степен на обратна връзка:

v 2 \u003d k 2 C C C C D d

Тук к 1и k2са скоростните константи на правата и обратната реакция, съответно, C A, C B, C C, C Dса концентрациите съответно на вещества A, B, C и D.

Ако в началния момент на реакцията в системата няма вещества C и D, тогава частиците A и B се сблъскват и взаимодействат предимно и протича предимно директна реакция.

Постепенно концентрацията на частици C и D също ще започне да се увеличава, следователно скоростта на обратната реакция ще се увеличи. В някакъв момент скоростта на правата реакция става равна на скоростта на обратната реакция. Това състояние се нарича химично равновесие .

По този начин, химично равновесие е състоянието на системата, в която скоростите на правата и обратната реакция са равни .

Тъй като скоростите на правата и обратната реакция са равни, скоростта на образуване на реагентите е равна на скоростта на тяхното потребление, а токът концентрациите на веществата не се променят . Такива концентрации се наричат балансиран .

Обърнете внимание, че в равновесие протичат както права, така и обратна реакция, тоест реагентите взаимодействат помежду си, но продуктите взаимодействат помежду си с еднаква скорост. В същото време външни фактори могат да повлияят смянахимично равновесие в една или друга посока. Следователно химичното равновесие се нарича Подвижен, или динамичен .

Изследванията в областта на подвижния баланс започват през 19 век. В писанията на Анри Льо Шателие са положени основите на теорията, които по-късно са обобщени от учения Карл Браун. Принципът на движещия се баланс или принципът на Le Chatelier-Brown гласи:

Ако системата в състояние на равновесие е засегната от външен фактор, който променя някое от условията на равновесие, тогава в системата се засилват процесите, насочени към компенсиране на външното влияние.

С други думи: Когато към системата се приложи външна сила, равновесието ще се измести по такъв начин, че да компенсира тази външна сила.

Този принцип, който е много важен, работи за всякакви равновесни явления (не само химични реакции). Сега обаче ще го разгледаме във връзка с химичните взаимодействия. При химичните реакции външното въздействие води до промяна на равновесните концентрации на веществата.

Три основни фактора могат да повлияят на химичните реакции в състояние на равновесие − температура, налягане и концентрации на реагенти или продукти.

1. Както знаете, химичните реакции са придружени от топлинен ефект. Ако директната реакция протича с отделяне на топлина (екзотермична или + Q), тогава обратната реакция протича с абсорбция на топлина (ендотермична или -Q) и обратно. Ако рейзнете температура в системата равновесието ще се измести така, че да компенсира това увеличение. Логично е, че при екзотермична реакция повишаването на температурата не може да бъде компенсирано. Така с повишаване на температурата равновесието в системата се измества към поглъщане на топлина, т.е. към ендотермични реакции (-Q); с понижаване на температурата - в посока на екзотермична реакция (+ Q).

2. В случай на равновесни реакции, когато поне едно от веществата е в газова фаза, равновесието също е значително повлияно от промяната наляганев системата. При повишаване на налягането химическата система се опитва да компенсира този ефект и увеличава скоростта на реакцията, при която количеството на газообразните вещества намалява. При намаляване на налягането системата увеличава скоростта на реакцията, при която се образуват повече молекули газообразни вещества. Така: с увеличаване на налягането равновесието се измества към намаляване на броя на газовите молекули, с намаляване на налягането - към увеличаване на броя на газовите молекули.

Забележка! Системи, в които броят на молекулите на реагентните газове и продукти е еднакъв, не се влияят от налягане! Също така, промяната в налягането практически не влияе на равновесието в разтворите, т.е. при реакции, при които няма газове.

3. Също така, равновесието в химичните системи се влияе от промяната концентрацияреагенти и продукти. Тъй като концентрацията на реагентите се увеличава, системата се опитва да ги използва и увеличава скоростта на предната реакция. С намаляване на концентрацията на реагентите системата се опитва да ги натрупа и скоростта на обратната реакция се увеличава. С увеличаване на концентрацията на продуктите, системата също се опитва да ги използва и увеличава скоростта на обратната реакция. С намаляване на концентрацията на продуктите, химическата система увеличава скоростта на тяхното образуване, т.е. скоростта на предната реакция.

Ако в химическа система скоростта на предната реакция се увеличава точно , към образуването на продукти и консумация на реагент . Ако скоростта на обратната реакция се увеличава, казваме, че балансът се е изместил наляво , спрямо консумацията на храна и увеличаване на концентрацията на реагентите .

Например, в реакцията на синтез на амоняк:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q

повишаването на налягането води до увеличаване на скоростта на реакцията, при което се образуват по-малък брой газови молекули, т.е. директна реакция (броят на реагентните газови молекули е 4, броят на газовите молекули в продуктите е 2). С увеличаване на налягането равновесието се измества надясно, към продуктите. При повишаване на температуратабалансът ще се промени към ендотермична реакция, т.е. наляво, към реагентите. Увеличаването на концентрацията на азот или водород ще измести равновесието към тяхното потребление, т.е. надясно, към продуктите.

Катализатор не влияе на баланса, т.к ускорява както правата, така и обратната реакция.

обратимив химичната кинетика се наричат ​​такива реакции, които едновременно и независимо протичат в две посоки - напред и назад, но с различна скорост. За обратимите реакции е характерно, че известно време след началото им скоростта на правата и обратната реакция се изравнява и се настъпва състояние на химично равновесие.

Всички химични реакции са обратими, но при определени условия някои от тях могат да протичат само в една посока, докато първоначалните продукти почти напълно изчезнат. Такива реакции се наричат необратим. Обикновено реакциите са необратими, при които поне един реакционен продукт се отстранява от реакционната област (в случай на реакция в разтвори, той се утаява или се освобождава под формата на газ), или реакции, които са придружени от голям положителен топлинен ефект. В случай на йонни реакции, реакцията е практически необратима, ако води до образуването на много слабо разтворимо или леко дисоциирано вещество.

Разгледаната тук концепция за обратимост на реакцията не съвпада с концепцията за термодинамична обратимост. Кинетично обратима реакция в термодинамичен смисъл може да протече необратимо. За да се нарече реакцията обратима в термодинамичния смисъл, скоростта на директния процес трябва да се различава безкрайно малко от скоростта на обратния процес и следователно процесът като цяло трябва да протича безкрайно бавно.

В идеални газови смеси и в идеални течни разтвори скоростите на прости (едноетапни) реакции се подчиняват на закон за масовото действие. Скоростта на химическа реакция (1.1) се описва с уравнение (1.2), а в случай на директна реакция може да бъде представена като:

където е константата на скоростта на директната реакция.

По този начин скоростта на обратната реакция е:

Следователно в равновесие:

Това уравнение изразява закона за действието на масата за химичното равновесие в идеални системи; К - к о н с т а н т а р а в н о в и и.

Реакционната константа ви позволява да намерите равновесния състав на реакционната смес при дадени условия.

Законът за масовото действие за скоростта на реакция може да се обясни по следния начин.

За възникване на акт на реакция е необходим сблъсък на молекулите на изходните вещества, т.е. молекулите трябва да се доближават една до друга на разстояние от порядъка на атомните размери. Вероятност за намиране в някакъв малък обем в даден момент лмолекули на веществото L, m молекули на веществото M и т.н. пропорционално на ..... следователно броят на сблъсъците на единица обем за единица време е пропорционален на тази стойност; това предполага уравнение (1.4).