Обратимые реакции понятие о химическом равновесии. Обратимые и необратимые химические реакции

Что такое обратимая реакция? Это химический процесс, который протекает в двух взаимно обратных направлениях. Рассмотрим основные характеристики подобных превращений, а также их отличительные параметры.

В чем суть равновесия

Обратимые химические реакции не приводят к получению определенных продуктов. Например, при окислении оксида серы (4) одновременно с получением оксида серы (6) снова образуются исходные компоненты.

Необратимые процессы предполагают полное превращение взаимодействующих веществ, сопровождается подобная реакция получением одного или нескольких продуктов реакции.

Примерами взаимодействий необратимого характера являются реакции разложения. Например, при нагревании перманганата калия образуется манганат металла, оксид марганца (4), а также выделяется газообразный кислород.

Обратимая реакция не предполагает образования осадков, выделения газов. Именно в этом и состоит ее основное отличие от необратимого взаимодействия.

Химическое равновесие является таким состоянием взаимодействующей системы, при котором возможно обратимое протекание одной или нескольких химических реакций при условии равенства скоростей процессов.

Если система находится в динамическом равновесии, не происходит изменения температуры, концентрации реагентов, иных параметров в заданный промежуток времени.

Условия смещения равновесия

Равновесие обратимой реакции можно объяснить с помощью правила Ле-Шателье. Его суть заключается в том, что при оказании на систему, изначально находящуюся в динамическом равновесии, внешнего воздействия, наблюдается изменение реакции в сторону, противоположную воздействию. Любая обратимая реакция с помощью данного принципа может быть смещена в нужном направлении в случае изменения температуры, давления, а также концентрации взаимодействующих веществ.

Принцип Ле-Шателье «работает» только для газообразных реагентов, твердые и жидкие вещества не учитываются. Между давлением и объемом существует взаимно обратная зависимость, определенная уравнением Менделеева - Клапейрона. Если объем исходных газообразных компонентов будет больше продуктов реакции, то для изменения равновесия вправо важно повысить давление смеси.

Например, при трансформации оксида углерода (2) в углекислый газ в реакцию вступает 2 моль угарного газа и 1 моль кислорода. При этом образуется 2 моля оксида углерода (4).

Если по условию задачи эта обратимая реакция должна быть смещена вправо, необходимо увеличить давление.

Существенное влияние на протекание процесса оказывает и концентрация реагирующих веществ. Согласно принципу Ле-Шателье, в случае увеличения концентрации исходных компонентов равновесие процесса смещается в сторону продукта их взаимодействия.

При этом понижение (вывод из реакционной смеси) образующегося продукта, способствует протеканию прямого процесса.

Кроме давления, концентрации существенное влияние на протекание обратной либо прямой реакции оказывает и изменение температуры. При нагревании исходной смеси наблюдается смещение равновесия в сторону эндотермического процесса.

Примеры обратимых реакций

Рассмотрим на конкретном процессе способы смещения равновесия в сторону образования продуктов реакции.

2СО+О 2 -2СО 2

Данная реакция является гомогенным процессом, так как все вещества находятся в одном (газообразном) состоянии.

В левой части уравнения есть 3 объема компонентов, после взаимодействия этот показатель снизился, образуется 2 объема. Для протекания прямого процесса необходимо увеличить давление реакционной смеси.

Учитывая, что реакция является экзотермической, для получения углекислого газа температуру понижают.

Равновесие процесса будет смещаться в сторону образования продукта реакции при увеличении концентрации одного из исходных веществ: кислорода или угарного газа.

Заключение

Обратимые и необратимые реакции играют важную роль в жизнедеятельности человека. Обменные процессы, происходящие в нашем организме, связаны с систематическим смещением химического равновесия. В химическом производстве используют оптимальные условия, позволяющие направлять реакцию в нужное русло.

Обратимые реакции – реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Необратимые реакции – реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.

32. Химическое равновесие. Принцип Ле–Шателье.

Химическое равновесие – состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая–обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

33. Принцип Ле–Шателье. Условия сдвига химического равновесия.

Принцип Ле–Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении ослабления внешнего воздействия.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации продуктов реакции - в сторону исходных веществ.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Основные понятия химии

Химия это наука о веществах и законах их превращения объект изучения химии являются хим элементы и их соединения хим элементом назыв вид атомов.. закон.. порядок заполнения орбиталей электронами..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Твитнуть

Все темы данного раздела:

Закон эквивалентов
Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. м(а)/м(б)=Э(а)/Э(б). Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая эквивалентна одному ион

Электродное облако. Квантовые числа
Электронное облако - это наглядная модель, отражающая распределение электронной плотности в атоме или молекуле. Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: глав

Квантово-механическая модель строения атома
В основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке мож

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева
Открытие Периодического закона Д.И. Менделеевым Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в ходе работы над текстом учебника "Основы химии", когда он столкнулся с трудностя

Неорганические соединения
Кислоты - это сложные хим. соединения, состоящие из ионов Н и кислотного остатка. Подразделяются на односоставные и многосоставные, кислородосодержащие и бескислородные. Основания - это сл

Соли и их хим. свойства
Соли - класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов. Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав. Соли взаимодействуют с к

Ковалентная связь. Насыщаемость и направленность
Ковалентная связь- это хим. связь между атомами, осуществляемая обобществлёнными электронами. Ков. связь бывает полярной и неполярной. Неполярная ков. связь сущ. в молекулах где каждое ядро атома с

Основные положения теории ВС. Гибридизация
Основные положения теории ВС: А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образ. электронных пар. Б) атомы, вступающие в хим. связь, обменива

Водородная связь
Водородная связь - форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут вы

Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения
Механизм образ. ковалентной связи за счет двух электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) назыв. донорно-акцепторным. Комплексные соединения - это соед

Комплексные соединения. Химическая связь в комплексном соединении
Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. Хим. связь-В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и в

Диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости комплексных ионов
Диссоциация комплексного соединения проходит по двум ступеням: а) диссоциация на комплексный и простой ионы с сохранением внутренней сферы комплекса и б) диссоциация внутренней сферы, привод

Первое начало термодинамики. Закон Гесса
1-ое начало т/д: в любом процессе изменение внутренней энергии U системы равно сумме количества переданной теплоты и совершенной работы. ΔU=Q – W Если система в

1 и 2 законы термодинамики. Расчет тепловых эффектов химических реакций
Формулировка I закона т/д: энергия не создается и не уничтожается, а лишь переходит из одной формы в другую в эквивалентном соотношении. Формулировка II закона т/д: в изолированной системе

Закон Гесса и следствия из него
Закон Гесса: теплота химической реакции равна сумме теплот любого ряда последовательных реакций с теми же исходными веществами и конечными продуктами. В расчетах используют следствия закон

Понятие о стандартном состоянии и стандартных теплотах образования. Вычисление тепловых эффектов химических реакций
Стандартные состояния - в химической термодинамике условно принятые состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов при оценке термодинамических величин. Под стандартной теплотой

Свободная энергия Гиббса. Направление химической реакции
Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорость химических реакций и механизм протекания химических реакций. Скорость химической реакции – количество благоприятных столкновений част

Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации
lnk=lnA-Ea/2.3RT Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать частицы, чтобы вступить в химическое взаимодействие.

Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ
Катализатор – вещество, изменяющее скорость химической реакции, но не вступающее в химическое взаимодействие и выводящееся в конце реакции в чистом виде. Процесс ускорения реакции в присут

Коллигативные свойства растворов
Коллигативные свойства растворов - это те свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят

Законы Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов
Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого ра

Осмос и осмотическое давление
Диффузия – процесс взаимного проникновения молекул. Осмос – процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворё

Растворение газов в жидкостях. Закон Генри
На растворимость веществ влияют температура и давление. Их влияние на равновесие в растворе подчиняется принципу Ле-Шателье. Растворимость газов сопровождается: А) выделением тепл

Степень и константа электролитической диссоциации. Закон разведения Оствальда
Электролитическая диссоциация – распад молекулы на ионы под действием полярных молекул растворителя. Э.д. подразумевает ионную проводимость раствора. Степень э.д. – величина, равная отноше

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды
Ионное произведение воды – величина, равная произведению катионов водорода и гидроксид ионов есть величина постоянная при данной температуре (25°с) и равна 10-14. Kw=

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель среды
Вода – слабый амфотерный электролит. Молекулы воды могут как отдавать, так и присоединять катионыH+. В результате взаимодействия между молекулами в водных растворах всегда присутствует и

Степень и константа гидролиза солей
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр); α = (cгидр

Активность и ионная сила растворов. Связь между коэффициентом активности и ионной силой раствора
Активность компонентов раствора - эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе. a=f*c Ионная сила раствора - мера интенсивности

Понятие об электродном потенциале
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Воз

Электродный потенциал. Уравнение Нернста
Электро́дный потенциа́л - разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Выв

Газовые электроды. Уравнение Нернста для расчета потенциалов газовых электродов
Газовые электроды состоят из проводника 1-го рода, контактирующего одновременно с газом и раствором, содержащим ионы этого газа. Проводник 1-го рода служит для подвода и отвода электронов и, кроме

Гальванический элемент. Расчет ЭДС гальванического элемента
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ - химический источник тока, в котором лектрическая энергия вырабатывается в результате прямого преобразования химической энергии окислительно-восстановительной реакцией. В со

Концентрационная и электрохимическая поляризация
Концентрационная поляризация. Изменение потенциала электрода вследствие изменения концентрации реагентов в приэлектродном слое при прохождении тока называется концентрационной поляризацией. В свою

Электролиз. Законы Фарадея

Электролиз. Выход по току. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами
Электролиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах,

Основные виды коррозии. Методы защиты металлов от коррозии
Коррозия – это процесс разрушения металлов под воздействием электрохимических или химических факторов окружающей среды. Соответственно, различают два типа коррозии, в зависимости от способа взаимод

Химическая коррозия. Скорость химической коррозии
Химическая коррозия- коррозия, обусловленная взаимодействием Ме с сухими газами или жидкостями, не проводящими электрического тока. Скорость химической коррозии зависит от многих факторов

Коррозия под действием блуждающих токов
Блуждающие токи, исходящие от электроустановок, работающих на постоянном токе, трамваев, метро, электрических железных дорог, вызывает появление на металлических предметах(кабелях, рельсах) участк

Химически необратимые реакции при данных условиях идут практически до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH4NO3 → 2H2O + N2O –никакая попытка получить нитрат из Н2О и N2O не приводит к положительному результату).

Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций меньше, чем обратимых. Примером обратимой реакции служит взаимодействие водорода с иодом.

Через некоторое время скорость образования HI станет равной скорости его разложения.

Иными словами, наступит химическое равновесие.

Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в исходные реагенты.

Химическое равновесие является динамическим, то есть его установление не означает прекращения реакции.

Закон действующих масс :

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

Признаки истинного химического равновесия:

1. состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии внешних воздействий;

2. состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь малы бы они ни были;

3. состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ, в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам, для данной реакции при данной температуре представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия.

Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными концентрациями.

В случае гетерогенных обратимых реакций в выражение Кс входят только равновесные концентрации газообразных и растворенных веществ. Так, для реакции СаСО3 ↔ СаО + СО2

При неизменных внешних условиях положение равновесия сохраняется сколь угодно долго. При изменении внешних условий положение равновесия может измениться. Изменение температуры, концентрации реагентов (давления для газообразных веществ) приводит к нарушению равенств скоростей прямой и обратной реакций и, соответственно, к нарушению равновесия. Через некоторое время равенство скоростей восстановится. Но равновесные концентрации реагентов в новых условиях будут уже другими. Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия . Химическое равновесие можно сравнить с положением коромысла весов. Подобно тому, как оно изменяется от давления груза на одну из чашек, химическое равновесие может смещаться в сторону прямой или обратной реакции в зависимости от условий процесса. Каждый раз при этом устанавливается новое равновесие, соответствующее новым условиям.

Численное значение константы обычно изменяется с изменением температуры. При постоянной температуре значения Кс не зависят ни от давления, ни от объема, ни от концентраций веществ.

Зная численное значение Кс, можно вычислить значения равновесных концентраций или давлений каждого из участников реакции.

Направление смещения положения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье:

если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.

Растворение как физико-химический процесс. Сольватация. Сольваты. Особые свойства воды как растворителя. Гидраты. Кристаллогидраты. Растворимость веществ. Растворение твердых, жидких и газообразных веществ. Влияние температуры, давления и природы веществ на растворимость. Способы выражения состава растворов: массовая до-ля, молярная концентрация, эквивалентная концентрация и мольная доля.

Известны две основные теории растворов: физическая и химическая.

Физическая теория растворов была предложена лауреатами Нобелевской премии голландцем Я. Вант-Гоффом (1885 г.) и шведским физико-химиком С. Аррениусом (1883 г.). Растворитель рассматривается как химически инертная среда, в которой равномерно распределены частицы (молекулы, ионы) растворенного вещества. Предполагается отсутствие межмолекулярного взаимодействия, как между частицами растворенного вещества, так и между молекулами растворителя и частицами растворенного вещества. Частицы растворителя и растворенного вещества равномерно распределяются в объеме раствора вследствие диффузии. Впоследствии выяснилось, что физическая теория удовлетворительно описывает природу лишь малой группы растворов, так называемых идеальных растворов, в которых частицы растворителя и растворенного вещества действительно не взаимодействуют между собой. Примерами идеальных растворов являются многие газовые растворы.

Химическая (или сольватная) теория растворов предложена Д.И. Менделеевым (1887 г.). Он впервые на огромном экспериментальном материале показал, что между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходит химическое взаимодействие, в результате которого образуются нестойкие соединения переменного состава, называемые сольватамиили гидратами( если растворителем является вода). Д.И. Менделеев определил раствор как химическую систему, все формы взаимодействия в которой связаны с химической природой растворителя и растворяемых веществ. Главную роль в образовании сольватов играют непрочные межмолекулярные силы и водородная связь.

Процесс растворения нельзя представить простой физической моделью, например, статистическим распределением растворенного вещества в растворителе в результате диффузии. Обычно он сопровождается заметным тепловым эффектом и изменением объема раствора, за счет разрушения структуры растворяемого вещества и взаимодействия частиц растворителя с частицами растворенного вещества. Оба эти процесса сопровождаются энергетическими эффектами. Для разрушения структуры растворяемого вещества требуется затрата энергии , тогда как при взаимодействии частиц растворителя и растворенного вещества происходит выделение энергии. В зависимости от соотношения этих эффектов процесс растворения может быть эндотермическим или экзотермическим.

При растворении сульфата меди присутствие гидратов легко обнаружить по изменению цвета: безводная соль белого цвета, растворяясь в воде, образует раствор синего цвета. Иногда гидратная вода прочно связывается с растворенным веществом и при выделении его из раствора входит в состав его кристаллов. Кристаллические вещества, содержащие воду, называются кристаллогидратами , а вода, входящая в структуру таких кристаллов, называется кристаллизационной. Состав кристаллогидратов определяет формула вещества, в которой указано число молекул кристаллизационной воды, приходящееся на одну его молекулу. Так, формула кристаллогидрата сульфата меди (медного купороса) CuSO4×5H2O. Сохранение кристаллогидратами окраски, характерной для соответствующих растворов, служит прямым доказательством существования в растворах аналогичных гидратных комплексов. Цвет кристаллогидрата зависит от числа молекул кристаллизационной воды.

Существуют различные способы выражения состава раствора . Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.

В общем виде концентрация может быть выражена как число частиц в единице объема или как отношение числа частиц данного вида к общему количеству частиц в растворе. Количество растворенного вещества и растворителя измеряют в единицах массы, объема или в молях. В целом, концентрация раствора – это количество растворенного вещества в конденсированной системе (смеси, сплаве или в определенном объеме раствора). Известны разные способы выражения концентрации растворов, каждый из которых имеет преимущественное применение в той или иной области науки и техники. Обычно состав растворов выражают с помощью безразмерных (массовая и мольная доли) и размерных величин (молярная концентрация вещества, молярная концентрация вещества – эквивалента и моляльность).

Массовая доля – величина, равная отношению массы растворенного вещества (m1) к общей массе раствора (m).

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.

Например , синтез аммиака — реакция обратимая:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Процесс протекает при высокой температуре, под давлением и в присутствии катализатора (железо). Такие процессы, как правило, обратимые.

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

Например , реакции горения или реакции, протекающие со взрывом — чаще всего, необратимые. Горение углерода протекает необратимо :

C + O 2 = CO 2

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

выделяется газообразный углекислый газ и улетучиватся 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

Здесь k 1 и k 2 – константы скорости прямой и обратной реакции соответственно, С A , C B , C C , C D – концентрации веществ А, В, С и D соответственно.

Если в начальный момент реакции в системе нет веществ C и D, то сталкиваются и взаимодействуют преимущественно частицы A и B, и протекает преимущественно прямая реакция.

Постепенно концентрация частиц C и D также начнет повышаться, следовательно, скорость обратной реакции будет увеличиваться. 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 .

Так как скорости прямой и обратной реакции равны, скорость образования реагентов равна скорости их расходования, и текущие концентрации веществ не изменяются . Такие концентрации называют равновесными .

Обратите внимание, при равновесии протекает и прямая, и обратная реакции , то есть реагенты взаимодействуют друг с другом, но и продукты взаимодействуют друг с другом 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.

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:

При равновесии , следовательно:

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).