Оборотні реакції поняття про хімічну рівновагу. Зворотні та необоротні хімічні реакції

Що таке оборотна реакція? Це хімічний процес, який протікає у двох взаємно зворотних напрямках. Розглянемо основні характеристики подібних перетворень, і навіть їх відмінні параметри.

У чому суть рівноваги

Оборотні хімічні реакції не призводять до отримання певних продуктів. Наприклад, при окисненні оксиду сірки (4) одночасно з отриманням оксиду сірки (6) знову утворюються вихідні компоненти.

Необоротні процеси передбачають повне перетворення взаємодіючих речовин, супроводжується подібна реакція одержанням одного або кількох продуктів реакції.

Прикладами взаємодій необоротного характеру є реакції розкладання. Наприклад, при нагріванні перманганату калію утворюється манганат металу, оксид марганцю (4), а також виділяється газоподібний кисень.

Оборотна реакція передбачає утворення опадів, виділення газів. Саме в цьому полягає її основна відмінність від незворотної взаємодії.

Хімічне рівновагу є станом взаємодіючої системи, у якому можливе оборотне протікання однієї чи кількох хімічних реакцій за умови рівності швидкостей процесів.

Якщо система перебуває у динамічному рівновазі, немає зміни температури, концентрації реагентів, інших параметрів в заданий проміжок часу.

Умови усунення рівноваги

Рівновагу оборотної реакції можна пояснити за допомогою правила Ле-Шательє. Його суть у тому, що з наданні систему, спочатку що у динамічному рівновазі, зовнішнього впливу, спостерігається зміна реакції убік, протилежну впливу. Будь-яка оборотна реакція за допомогою даного принципу може бути зміщена в потрібному напрямку у разі зміни температури, тиску, а також концентрації речовин, що взаємодіють.

Принцип Ле-Шательє «працює» тільки для газоподібних реагентів, тверді та рідкі речовини не враховуються. Між тиском та обсягом існує взаємно зворотна залежність, визначена рівнянням Менделєєва – Клапейрона. Якщо обсяг вихідних газоподібних компонентів буде більше продуктів реакції, то зміни рівноваги вправо важливо підвищити тиск суміші.

Наприклад, при трансформації оксиду вуглецю (2) у вуглекислий газ реакцію вступає 2 моль чадного газу і 1 моль кисню. При цьому утворюється 2 молячи оксиду вуглецю (4).

Якщо за умовою завдання ця оборотна реакція має бути зміщена вправо, необхідно збільшити тиск.

Істотний вплив на перебіг процесу має і концентрація реагуючих речовин. Відповідно до принципу Ле-Шательє, у разі збільшення концентрації вихідних компонентів рівновага процесу зміщується у бік продукту їхньої взаємодії.

При цьому зниження (виведення з реакційної суміші) продукту, що утворюється, сприяє протіканню прямого процесу.

Крім тиску, концентрації значний вплив протікання зворотної чи прямий реакції надає зміну температури. При нагріванні вихідної суміші спостерігається усунення рівноваги у бік ендотермічного процесу.

Приклади оборотних реакцій

Розглянемо на конкретному процесі способи усунення рівноваги у бік утворення продуктів реакції.

2СО+О 2 -2СО 2

Ця реакція є гомогенним процесом, оскільки всі речовини перебувають у одному (газоподібному) стані.

У лівій частині рівняння є 3 обсяги компонентів, після взаємодії цей показник знизився, утворюється 2 обсяги. Для перебігу прямого процесу необхідно збільшити тиск реакційної суміші.

З огляду на те, що реакція є екзотермічною, для отримання вуглекислого газу температуру знижують.

Рівнавага процесу зміщуватиметься у бік утворення продукту реакції зі збільшенням концентрації однієї з вихідних речовин: кисню або чадного газу.

Висновок

Зворотні та незворотні реакції відіграють важливу роль у життєдіяльності людини. Обмінні процеси, що відбуваються в нашому організмі, пов'язані із систематичним зміщенням хімічної рівноваги. У хімічному виробництві використовують оптимальні умови, що дозволяють спрямовувати реакцію у потрібне русло.

Оборотні реакції - реакції, що протікають одночасно у двох протилежних напрямках.

Необоротні реакції - реакції, при яких взяті речовини націло перетворюються на продукти реакції, що не реагують між собою за даних умов, наприклад, розкладання вибухових речовин, горіння вуглеводнів, утворення малодисоціюючих сполук, випадання осаду, утворення газоподібних речовин.

32. Хімічна рівновага. Принцип Ле-Шательє.

Хімічне рівновагу – стан хімічної системи, у якому оборотно протікає одне чи кілька хімічних реакцій, причому швидкості у кожному парі пряма–зворотна реакція рівні між собою. Для системи, що знаходиться в хімічній рівновазі, концентрації реагентів, температура та інші параметри системи не змінюються з часом.

33. Принцип Ле-Шательє. Умови зсуву хімічної рівноваги.

Принцип Ле–Шателье: якщо систему, що у стані рівноваги, надають зовнішнє вплив, то рівновага зміщується у напрямі ослаблення зовнішнього впливу.

Чинники, що впливають на хімічну рівновагу:

1) температура

При збільшенні температури хімічна рівновага зміщується у бік ендотермічної (поглинання) реакції, а при зниженні у бік екзотермічної (виділення) реакції.

CaCO 3 = CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) тиск

При збільшенні тиску хімічна рівновага зміщується у бік меншого обсягу речовин, а при зниженні у бік більшого об'єму. Цей принцип діє лише з гази, тобто. якщо реакції беруть участь тверді речовини, всі вони в розрахунок не беруться.

CaCO 3 = CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрація вихідних речовин та продуктів реакції

При збільшенні концентрації однієї з вихідних речовин хімічна рівновага зміщується у бік продуктів реакції, а при зниженні концентрації продуктів реакції - у бік вихідних речовин.

S 2 +2O 2 =2SO 2 [S], [O] →, ←

Каталізатори не впливають на усунення хімічної рівноваги!

Кінець роботи -

Ця тема належить розділу:

Основні поняття хімії

Хімія це наука про речовини та закони їх перетворення об'єкт вивчення хімії є хімічні елементи та їх з'єднання хімічним елементом називається вид атомів .. закон.

Якщо Вам потрібний додатковий матеріал на цю тему, або Ви не знайшли те, що шукали, рекомендуємо скористатися пошуком по нашій базі робіт:

Що робитимемо з отриманим матеріалом:

Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:

Твітнути

Всі теми цього розділу:

Закон еквівалентів
Речовини взаємодіють один з одним у кількостях, пропорційних їх еквівалентам. м(а)/м(б)=Е(а)/Е(б). Еквівалент - це реальна або умовна частка речовини, яка еквівалентна одному іону

Електродна хмара. Квантові числа
Електронна хмара - це модель, що відображає розподіл електронної щільності в атомі або молекулі. Для характеристики поведінки електрона в атомі запроваджено квантові числа: глав

Квантово-механічна модель будови атома
В основу КММ покладено квантову теорію атома, згідно з якою електрон має як властивості частки, так і властивості хвилі. Іншими словами, про місцезнаходження електрона в певній точці можливо

Періодичний закон та періодична система Д.І. Менделєєва
Відкриття періодичного закону Д.І. Менделєєвим Періодичний закон було відкрито Д.І. Менделєєвим у ході роботи над текстом підручника "Основи хімії", коли він зіштовхнувся із труднощами

Неорганічні сполуки
Кислоти – це складні хім. сполуки, що складаються з іонів Н та кислотного залишку. Поділяються на односкладові та багатоскладові, кисневмісні та безкисневі. Підстави - це сл

Солі та їх хімічний. властивості
Солі - клас хімічних сполук, що з катіонів і аніонів. Хімічні властивості визначаються властивостями катіонів та аніонів, що входять до їх складу. Солі взаємодіють з до

Ковалентний зв'язок. Насиченість та спрямованість
Ковалентний зв'язок - це хімічний. зв'язок між атомами, що здійснюється узагальненими електронами. Ків. зв'язок буває полярним та неполярним. Неполярна ков. зв'язок сущ. у молекулах де кожне ядро ​​атома з

Основні положення теорії ЗС. Гібридизація
Основні положення теорії ВС: А) хімічний зв'язок між двома атомами виникає як наслідок перекривання АТ із образ. електронних пар. Б) атоми, які у хім. зв'язок, обмінива

Водневий зв'язок
Водневий зв'язок – форма асоціації між електронегативним атомом та атомом водню H, пов'язаним ковалентно з іншим електронегативним атомом. Як електронегативні атоми можуть ви

Донорно-акцепторний зв'язок. Комплексні з'єднання
Механізм образ. ковалентного зв'язку за рахунок двох електронів одного атома (донора) та вільної орбіталі іншого атома (акцептора) назив. донорно-акцепторним. Комплексні з'єднання - це з'єднання

Комплексні з'єднання. Хімічний зв'язок у комплексному поєднанні
Комплексна сполука – хімічна речовина, до складу якої входять комплексні частки. Хім. зв'язок-У кристалічних комплексних з'єднаннях із зарядженими комплексами зв'язок між комплексом і в

Дисоціація комплексних з'єднань. Константи стійкості комплексних іонів
Дисоціація комплексного з'єднання проходить за двома ступенями: а) дисоціація на комплексний та простий іони із збереженням внутрішньої сфери комплексу та б) дисоціація внутрішньої сфери, привід

Перший початок термодинаміки. Закон Гесса
Перший початок т/д: у кожному процесі зміна внутрішньої енергії U системи дорівнює сумі кількості переданої теплоти та досконалої роботи. ΔU=Q – W Якщо система в

1 та 2 закони термодинаміки. Розрахунок теплових ефектів хімічних реакцій
Формулювання I закону т/д: енергія не створюється і знищується, лише переходить із однієї форми до іншої в еквівалентному співвідношенні. Формулювання II закону т/д: в ізольованій системі

Закон Гесса та наслідки з нього
Закон Гесса: теплота хімічної реакції дорівнює сумі теплот будь-якого ряду послідовних реакцій з тими самими вихідними речовинами та кінцевими продуктами. У розрахунках використовують наслідки закон

Поняття про стандартний стан та стандартні теплоти освіти. Обчислення теплових ефектів хімічних реакцій
Стандартні стани – у хімічній термодинаміці умовно прийняті стани індивідуальних речовин та компонентів розчинів при оцінці термодинамічних величин. Під стандартною теплотою

Вільна енергія Гіббса. Напрямок хімічної реакції
Вільна енергія Гіббса (або просто енергія Гіббса, або потенціал Гіббса, або термодинамічний потенціал у вузькому значенні) - це величина, що показує зміну енергії під час хімічної реакції.

Швидкість хімічної реакції. Закон чинних мас
Хімічна кінетика – розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних реакцій та механізм протікання хімічних реакцій. Швидкість хімічної реакції - кількість сприятливих зіткнень

Рівняння Арреніуса. Поняття про енергію активації
lnk=lnA-Ea/2.3RT Енергія активації – мінімальна енергія, яка повинна мати частинки, щоб вступити в хімічну взаємодію.

Каталізатори. Гомогений та гетерогенний каталіз
Каталізатор - речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, але не вступає в хімічну взаємодію і що виводиться наприкінці реакції в чистому вигляді. Процес прискорення реакції на присутність

Колігативні властивості розчинів
Колігативні властивості розчинів - це ті властивості, які за цих умов виявляються рівними та незалежними від хімічної природи розчиненої речовини; властивості розчинів, що залежать

Закони Рауля. Температури кипіння та замерзання розчинів
Пара, що знаходиться в рівновазі з рідиною, називають насиченою. Тиск такої пари над чистим розчинником (p0) називають тиском або пружністю насиченої пари чистого ра

Осмос та осмотичний тиск
Дифузія – процес взаємного проникнення молекул. Осмос – процес односторонньої дифузії через напівпроникну мембрану молекул розчинника у бік більшої концентрації розчину.

Розчинення газів у рідинах. Закон Генрі
На розчинність речовин впливають температура та тиск. Їх вплив на рівновагу у розчині підпорядковується принципу Ле-Шательє. Розчинність газів супроводжується: А) виділенням тепл

Ступінь та константа електролітичної дисоціації. Закон розведення Оствальду
Електролітична дисоціація – розпад молекули на іони під впливом полярних молекул розчинника. е.д. передбачає іонну провідність розчину. Ступінь е.д. - Величина, рівна відношенню

Іонний добуток води. Водневий показник середи
Іонний добуток води - величина, що дорівнює добутку катіонів водню і гідроксид іонів є величина постійна при даній температурі (25 ° С) і дорівнює 10-14. Kw=

Електролітична дисоціація води. Водневий показник середи
Вода – слабкий амфотерний електроліт. Молекули води можуть як віддавати, і приєднувати катіониH+. В результаті взаємодії між молекулами у водних розчинах завжди присутній і

Ступінь та константа гідролізу солей
Під ступенем гідролізу мається на увазі відношення частини солі, що піддається гідролізу, до загальної концентрації її іонів у розчині. Позначається (або hгідр); α = (cгідр

Активність та іонна сила розчинів. Зв'язок між коефіцієнтом активності та іонною силою розчину
Активність компонентів розчину - ефективна (здається) концентрація компонентів з урахуванням різних взаємодій між ними у розчині. a=f*c Іонна сила розчину - міра інтенсивності

Поняття про електродний потенціал
Електродний потенціал - різниця електричних потенціалів між електродом і електролітом, що перебуває з ним в контакті (найчастіше між металом і розчином електроліту). Воз

Електродний потенціал. Рівняння Нернсту
Електродний потенціал - різниця електричних потенціалів між електродом і електролітом, що перебуває з ним в контакті (найчастіше між металом і розчином електроліту). Вив

Газові електроди. Нернста для розрахунку потенціалів газових електродів
Газові електроди складаються з провідника 1-го роду, що контактує одночасно з газом та розчином, що містить іони цього газу. Провідник 1-го роду служить для підведення та відведення електронів та, крім

Гальванічний елемент. Розрахунок ЕРС гальванічного елемента
ГАЛЬВАНІЧНИЙ ЕЛЕМЕНТ - хімічне джерело струму, у якому електрична енергія виробляється внаслідок прямого перетворення хімічної енергії окислювально-відновною реакцією. В с

Концентраційна та електрохімічна поляризація
Концентраційна поляризація. Зміна потенціалу електрода внаслідок зміни концентрації реагентів у приелектродному шарі при проходженні струму називається концентраційною поляризацією. В свою

Електроліз. Закони Фарадея

Електроліз. Вихід струмом. Електроліз з нерозчинним та розчинним анодами
Електроліз - фізико-хімічний процес, що полягає у виділенні на електродах складових частин розчинених речовин або інших речовин, що є результатом вторинних реакцій на електродах,

Основні види корозії. Методи захисту металів від корозії
Корозія – це процес руйнування металів під впливом електрохімічних чи хімічних чинників довкілля. Відповідно, розрізняють два типи корозії, залежно від способу взаємодії

Хімічна корозія. Швидкість хімічної корозії
Хімічна корозія-корозія, обумовлена ​​взаємодією Ме з сухими газами або рідинами, що не проводять електричного струму. Швидкість хімічної корозії залежить від багатьох факторів

Корозія під дією блукаючих струмів
Блукаючі струми, що виходять від електроустановок, що працюють на постійному струмі, трамваїв, метро, ​​електричних залізниць, викликає появу на металевих предметах (кабелях, рейках) ділянку

Хімічно незворотні реакції за цих умов йдуть практично до кінця, до повної витрати однієї з реагуючих речовин (NH4NO3 → 2H2O + N2O – жодна спроба отримати нітрат з Н2О та N2O не призводить до позитивного результату).

Хімічно оборотні реакції протікають одночасно за даних умов як у прямому, так і у зворотному напрямку. Необоротних реакцій менше, ніж оборотних. Прикладом оборотної реакції є взаємодія водню з йодом.

Через деякий час швидкість утворення HI стане рівною швидкості його розкладання.

Іншими словами, настане хімічна рівновага.

Хімічною рівновагоюназивається стан системи, у якому швидкість утворення продуктів реакції дорівнює швидкості їх перетворення на вихідні реагенти.

Хімічне рівновагу є динамічним, тобто його встановлення значить припинення реакції.

Закон чинних мас:

Маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі всіх продуктів реакції.

Закон чинних масвстановлює співвідношення між масами реагуючих речовин у хімічних реакціях при рівновазі, і навіть залежність швидкості хімічної реакції від концентрації вихідних речовин.

Ознаки істинної хімічної рівноваги:

1. стан системи залишається незмінним у часі за відсутності зовнішніх впливів;

2. стан системи змінюється під впливом зовнішніх впливів, наскільки малі б вони не були;

3. стан системи залежить від цього, з якого боку вона підходить до рівноваги.

При встановленому рівновазі добуток концентрацій продуктів реакції, поділений на добуток концентрацій вихідних речовин, у ступенях, рівних відповідним стехіометричним коефіцієнтам, для даної реакції при даній температурі є постійну величину, звану константою рівноваги.

Концентрації реагентів при встановленій рівновазі називаються рівноважними концентраціями.

У разі гетерогенних оборотних реакцій у вираз Кс входять лише рівноважні концентрації газоподібних та розчинених речовин. Так, для реакції СаСО3 ↔ СаО + СО2

При постійних зовнішніх умовах положення рівноваги зберігається як завгодно довго. У разі зміни зовнішніх умов положення рівноваги може змінитися. Зміна температури, концентрації реагентів (тиску для газоподібних речовин) призводить до порушення рівностей швидкостей прямої та зворотної реакцій і, відповідно, до порушення рівноваги. Через деякий час рівність швидкостей відновиться. Але рівноважні концентрації реагентів за нових умов будуть вже іншими. Перехід системи з одного рівноважного стану до іншого називається зміщенням або зсувом рівноваги . Хімічну рівновагу можна порівняти зі становищем коромисла терезів. Подібно до того, як воно змінюється від тиску вантажу на одну з чашок, хімічна рівновага може зміщуватися у бік прямої або зворотної реакції залежно від умов процесу. Щоразу при цьому встановлюється нова рівновага, що відповідає новим умовам.

Чисельне значення константи зазвичай змінюється зі зміною температури. За постійної температури значення Кс не залежать ні від тиску, ні від об'єму, ні від концентрацій речовин.

Знаючи чисельне значення Кс, можна визначити значення рівноважних концентрацій чи тисків кожного з учасників реакції.

Напрямок усунення положення хімічної рівноваги внаслідок зміни зовнішніх умов визначається принципом Ле Шательє:

якщо на рівноважну систему надавати зовнішнє вплив, то рівновага зміщується у бік, що протидіє цьому впливу.

Розчинення як фізико-хімічний процес. сольватація. Сольвати. Особливі властивості води як розчинника. Гідрати. Кристаллогідрати. Розчинність речовин. Розчинення твердих, рідких та газоподібних речовин. Вплив температури, тиску та природи речовин на розчинність. Способи вираження складу розчинів: масова частка, молярна концентрація, еквівалентна концентрація та мольна частка.

Відомі дві основні теорії розчинів: фізична та хімічна.

Фізична теорія розчинівбула запропонована лауреатами Нобелівської премії голландцем Я. Вант-Гоффом (1885) і шведським фізико-хіміком С. Арреніусом (1883). Розчинник сприймається як хімічно інертне середовище, у якому рівномірно розподілені частки (молекули, іони) розчиненої речовини. Передбачається відсутність міжмолекулярної взаємодії, як між частинками розчиненої речовини, так і між молекулами розчинника та частинками розчиненої речовини. Частинки розчинника та розчиненої речовини рівномірно розподіляються в обсязі розчину внаслідок дифузії. Згодом з'ясувалося, що фізична теорія задовільно описує природу лише малої групи розчинів, про ідеальних розчинів, у яких частки розчинника і розчиненої речовини справді не взаємодіють між собою. Прикладами ідеальних розчинів є багато газових розчинів.

Хімічна (або сольватна) теорія розчинівзапропоновано Д.І. Менделєєвим (1887 р.). Він уперше на величезному експериментальному матеріалі показав, що між частинками розчиненої речовини та молекулами розчинника відбувається хімічна взаємодія, внаслідок якої утворюються нестійкі сполуки змінного складу, які називаються сольватамі або гідратами ( якщо розчинником є ​​вода). Д.І. Менделєєв визначив розчин як хімічну систему, всі форми взаємодії в якій пов'язані з хімічною природою розчинника і речовин, що розчиняються. Головну роль освіті сольватів грають неміцні міжмолекулярні сили та водневий зв'язок.

Процес розчиненняне можна уявити простою фізичною моделлю, наприклад, статистичним розподілом розчиненої речовини в розчиннику внаслідок дифузії. Зазвичай він супроводжується помітним тепловим ефектом і зміною об'єму розчину, за рахунок руйнування структури речовини, що розчиняється, і взаємодії частинок розчинника з частинками розчиненої речовини. Обидва ці процеси супроводжуються енергетичними ефектами. Для руйнування структури речовини, що розчиняється, потрібно витрати енергії , тоді як при взаємодії частинок розчинника та розчиненої речовини відбувається виділення енергії. Залежно від співвідношення цих ефектів, процес розчинення може бути ендотермічним або екзотермічним.

При розчиненні сульфату міді присутність гідратів легко виявити зміни кольору: безводна сіль білого кольору, розчиняючись у воді, утворює розчин синього кольору. Іноді гідратна вода міцно зв'язується з розчиненою речовиною і при виділенні його розчину входить до складу його кристалів. Кристалічні речовини, що містять воду, називаються кристалогідратами а вода, що входить до структури таких кристалів, називається кристалізаційною. Склад кристалогідратів визначає формула речовини, в якій зазначено число молекул кристалізаційної води, що припадає на одну його молекулу. Так, формула кристалогідрату сульфату міді (мідного купоросу) CuSO4×5H2O. Збереження кристалогідратами забарвлення, характерної для відповідних розчинів, служить прямим доказом існування у розчинах аналогічних гідратних комплексів. Колір кристалогідрату залежить від числа молекул кристалізаційної води.

Існують різні способи вираження складу розчину. Найчастіше використовують масову частку розчиненої речовини, молярну та нормальну концентрацію.

У загальному вигляді концентрація може бути виражена як число частинок в одиниці об'єму або як відношення числа частинок даного виду загальної кількості частинок у розчині. Кількість розчиненої речовини та розчинника вимірюють в одиницях маси, об'єму або молях. В цілому, концентрація розчину – це кількість розчиненої речовини в конденсованій системі (суміші, сплаві або певному обсязі розчину). Відомі різні способи вираження концентрації розчинів, кожен з яких має переважне застосування у тій чи іншій галузі науки і техніки. Зазвичай склад розчинів виражають за допомогою безрозмірних (масова та мольна частка) та розмірних величин (молярна концентрація речовини, молярна концентрація речовини – еквівалента та моляльність).

Масова частка– величина, що дорівнює відношенню маси розчиненої речовини (m1) до загальної маси розчину (m).

Теми кодифікатора: оборотні та незворотні реакції. Хімічна рівновага. Зміщення хімічної рівноваги під впливом різних чинників.

По можливості протікання зворотної реакції хімічні реакції поділяють на оборотні та необоротні.

Оборотні хімічні реакції - Це реакції, продукти яких за цих умов можуть взаємодіяти один з одним.

Наприклад, синтез аміаку - реакція оборотна:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Процес протікає за високої температури, під тиском і у присутності каталізатора (залізо). Такі процеси, як правило, оборотні.

Необоротні реакції - Це реакції, продукти яких за цих умов взаємодіяти один з одним не можуть.

Наприклад, реакції горіння або реакції, що протікають з вибухом - найчастіше необоротні. Горіння вуглецю протікає незворотно:

C + O 2 = CO 2

Докладніше про класифікацію хімічних реакційможна прочитати.

Імовірність взаємодії товарів залежить від умов проведення процесу.

Так, якщо система відкрита, тобто. обмінюється з довкіллям і речовиною, і енергією, то хімічні реакції, у яких, наприклад, утворюються гази, будуть необоротними.

Наприклад , при прожарюванні твердого гідрокарбонату натрію:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

виділяється газоподібний вуглекислий газ і випаровується із зони проведення реакції. Отже, така реакція буде незворотнійза даних умов.

Якщо ж розглянути замкнуту систему , яка не можеобмінюватися речовиною з навколишнім середовищем (наприклад, закритий ящик, в якому відбувається реакція), то вуглекислий газ не зможе полетіти із зони проведення реакції, і буде взаємодіяти з водою та карбонатом натрію, то реакція буде оборотною за даних умов:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Розглянемо оборотні реакції. Нехай оборотна реакція протікає за схемою:

aA + bB ⇔ cC + dD

Швидкість прямої реакції згідно із законом діючих мас визначається виразом:

v 1 = k 1 · C A a · C B b

Швидкість зворотної реакції:

v 2 =k 2 ·C З ·C D d

Тут k 1і k 2– константи швидкості прямої та зворотної реакції відповідно, A , C B , C C , C D- Концентрації речовин А, В, С і D відповідно.

Якщо початковий момент реакції в системі немає речовин C і D, то стикаються і взаємодіють переважно частинки A і B і протікає переважно пряма реакція.

Поступово концентрація частинок C і D також почне підвищуватися, отже швидкість зворотної реакції буде збільшуватися. В якийсь момент швидкість прямої реакції дорівнюватиме швидкості зворотної реакції. Цей стан і називають хімічною рівновагою .

Таким чином, хімічна рівновага — це такий стан системи, за якого швидкості прямої та зворотної реакції рівні .

Так як швидкості прямої та зворотної реакції рівні, швидкість утворення реагентів дорівнює швидкості їх витрачання, і поточні концентрації речовин не змінюються . Такі концентрації називають рівноважними .

Зверніть увагу, при рівновазі протікає і пряма, і зворотна реакція, тобто реагенти взаємодіють один з одним, але і продукти взаємодіють один з одним з такою самою швидкістю. При цьому зовнішні фактори можуть впливати та зміщуватихімічна рівновага в той чи інший бік. Тому хімічну рівновагу називають рухливим, або динамічним .

Дослідження у сфері рухомого рівноваги почалися ще ХІХ столітті. У працях Анрі Ле-Шательє було закладено основи теорії, які пізніше узагальнив учений Карл Браун. Принцип рухомої рівноваги, або принцип Ле-Шательє-Брауна, каже:

Якщо систему, що у стані рівноваги, впливати зовнішнім чинником, який змінює якесь з умов рівноваги, то системі посилюються процеси, створені задля компенсацію зовнішнього впливу.

Іншими словами: при зовнішньому вплив на систему рівновагу зміститься так, щоб компенсувати цей зовнішній вплив.

Цей принцип, що дуже важливо, працює для будь-яких рівноважних явищ (не лише хімічних реакцій). Однак ми зараз розглянемо його стосовно хімічних взаємодій. У разі хімічних реакцій зовнішній вплив призводить до зміни рівноважних концентрацій речовин.

На хімічні реакції у стані рівноваги можуть впливати три основні фактори – температура, тиск та концентрації реагентів або продуктів.

1. Як відомо, хімічні реакції супроводжуються тепловим ефектом. Якщо пряма реакція йде із виділенням теплоти (екзотермічна, або +Q), то зворотна — із поглинанням теплоти (ендотермічна, або -Q), і навпаки. Якщо підвищувати температуру в системі рівновага зміститься так, щоб це підвищення компенсувати. Логічно, що за екзотермічної реакції підвищення температури компенсувати не вдасться. Отже, у разі підвищення температури рівновагу у системі зміщується у бік поглинання теплоти, тобто. у бік ендотермічних реакцій (-Q); при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції (+Q).

2. У разі рівноважних реакцій, коли хоча б одна з речовин знаходиться в газовій фазі, на рівновагу також суттєво впливає зміна тискув системі. При підвищенні тиску хімічна система намагається компенсувати цей вплив і збільшує швидкість реакції, в якій кількість газоподібних речовин зменшується. При зниженні тиску система збільшує швидкість реакції, у якій утворюється більше молекул газоподібних речовин. Таким чином: при збільшенні тиску рівновага зміщується у бік зменшення числа молекул газів, при зменшенні тиску - у бік збільшення числа молекул газів.

Зверніть увагу! На системи, де число молекул газів-реагентів і продуктів однакове, тиск не впливає! Також зміна тиску мало впливає рівновагу в розчинах, тобто. на реакції, де газів немає.

3. Також на рівновагу у хімічних системах впливає зміна концентраціїреагуючих речовин та продуктів. При підвищенні концентрації реагентів система намагається їх витратити і збільшує швидкість прямої реакції. При зниженні концентрації реагентів система намагається їх напрацювати і збільшується швидкість зворотної реакції. При підвищенні концентрації продуктів система намагається їх витратити, і збільшує швидкість зворотної реакції. При зниженні концентрації товарів хімічна система збільшує швидкість освіти, тобто. швидкість прямої реакції.

Якщо у хімічній системі збільшується швидкість прямої реакції праворуч , у бік утворення продуктів і витрати реагентів . Якщо збільшується швидкість зворотної реакції, ми говоримо, що рівновага змістилася вліво , у бік витрачання продуктів і збільшення концентрації реагентів .

Наприклад, у реакції синтезу аміаку:

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

підвищення тиску призводить до збільшення швидкості реакції, у якій утворюється менше молекул газів, тобто. прямої реакції (число молекул газів-реагентів дорівнює 4, число молекул газів у продуктах дорівнює 2). При підвищенні тиску рівновага зміщується праворуч, у бік продуктів. При підвищення температурирівновага зміститься в сторону ендотермічної реакції, тобто. ліворуч, у бік реагентів. Збільшення концентрації азоту чи водню змістить рівновагу у бік їх витрати, тобто. праворуч, у бік товарів.

Каталізатор не впливає рівновагу, т.к. прискорює і пряму, і зворотну реакцію.

Оборотнимиу хімічній кінетиці називають такі реакції, які одночасно і незалежно протікають у двох напрямках – прямому та зворотному, але з різними швидкостями. Для оборотних реакцій характерно, що через деякий час після початку швидкості прямий і зворотної реакцій стають рівними і настає стан хімічної рівноваги.

Всі хімічні реакції оборотні, але за певних умов деякі з них можуть протікати лише в одному напрямку до повного зникнення вихідних продуктів. Такі реакції називають незворотними. Зазвичай незворотними бувають реакції, у яких хоча б один продукт реакції виводиться з області реакції (у разі реакції в розчинах - випадає в осад або виділяється у вигляді газу), або реакції, що супроводжуються великим позитивним тепловим ефектом. У разі іонних реакцій, реакція є практично незворотною, якщо в результаті її утворюється дуже малорозчинна або малодисоційована речовина.

Розглянуте поняття оборотності реакції не збігається з поняттям термодинамічної оборотності. Зворотна в кінетичному сенсі реакція в термодинамічному сенсі може протікати необоротно. Щоб реакцію можна було назвати оборотною в термодинамическом сенсі, швидкість прямого процесу повинна нескінченно мало відрізнятися від швидкості зворотного процесу і, отже, процес у цілому повинен протікати нескінченно повільно.

В ідеальних газових сумішах та в ідеальних рідких розчинах швидкості простих (одностадійних) реакцій підкоряються закону чинних мас. Швидкість хімічної реакції (1.1) описується рівнянням (1.2), а у разі прямої реакції може бути представлено у вигляді:

де - Константа швидкості прямої реакції.

Подібно до цього, швидкість зворотної реакції:

При рівновазі , отже:

Це рівняння виражає закон мас для хімічної рівноваги в ідеальних системах; К - констант а р а в н о в о с і я.

Константа реакції дозволяє знайти рівноважний склад реакційної суміші за цих умов.

Закон мас для швидкостей реакцій можна пояснити таким чином.

Щоб стався акт реакції, необхідно зіткнення молекул вихідних речовин, тобто. молекули повинні зблизитись один з одним на відстань порядку атомних розмірів. Можливість знайти в деякому малому обсязі в даний момент lмолекул речовини L, m молекул речовини M і т.д. пропорційна ..... , отже, кількість зіткнень в одиниці обсягу за одиницю часу пропорційна цій величині; звідси випливає рівняння (1.4).