Химия 9 класс 9-Х-4

2.6 Обратимые реакции. Химическое равновесие

В зависимости от природы реагирующих веществ и условий протекания процесса различают обратимые и необратимые реакции. Обычно обратимые реакции протекают в замкнутом объёме.  Большинство химических реакций протекает до конца, и являются необратимыми.

Реакции, которые при одной и той же температуре в зависимости от соотношения реагентов могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении, называются обратимыми.

 

Необратимые реакции

`"Na"_2"CO"_3+2"NaCl"+"CO"_2uarr+"H"_2"O"`

`4"CrO"_3->2"Cr"_2"O"_3+3"O"_2uarr`

`"NaCl"+"AgNO"_3->"NaNo"_3+"AgCl"darr`

Обратимые реакции

N2 + H2 2NH3{\mathrm N}_2\;+\;{\mathrm H}_2\rightleftarrows\;2{\mathrm{NH}}_3\uparrow

2SO2 + O2 2SO32{\mathrm{SO}}_2\;+\;{\mathrm O}_2\;\rightleftarrows2{\mathrm{SO}}_3\uparrow

2NO2 2NO + O22{\mathrm{NO}}_2\;\rightleftarrows2\mathrm{NO}\uparrow\;+\;{\mathrm O}_2\uparrow

 

Рассмотрим   реакцию получения йодоводорода, которая является обратимой: 

H2 + I2 2HI{\mathrm H}_2\;+\;{\mathrm I}_2\;\rightleftarrows2\mathrm{HI}.

В первоначальный момент `C("HI")= 0`, а `C("H"_2)` и `C("I"_2)` - максимальны. В этих условиях реакция протекает слева направо.

`v_1=k_1*C("H"_2)*C("I"_2)`.

По истечении какого-то времени концентрации исходных веществ снижаются, скорость прямой  реакции уменьшается. Одновременно возрастает концентрация `"HI"`, следовательно, появляется возможность протекания обратной реакции.

`v_2=k_2*C^2("HI")`.

По мере увеличения концентрации `"HI"` возрастает скорость диссоциации `"HI"`. Наступает момент, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Такое состояние системы, когда в ней протекают два противоположно направленных химических процесса с одинаковой скоростью, называется состоянием химического равновесия.

В состоянии химического равновесия концентрации всех участников процесса перестают изменяться. Химическое равновесие - динамическое равновесие. Неизменность концентрации всех частиц во времени есть следствие непрерывно идущих  химических процессов. При сохранении внешних условий состояние системы не изменяется во времени, соотношение концентраций остается постоянным. При изменении условий (температура, давление) система переходит к новому состоянию равновесия. К состоянию равновесия система может подойти с противоположных сторон.

`v_1=v_2`,  `k_1*C("H"_2)*C("I"_2)=k_2*C^2("HI")`.

`"K"_"p"=(k_1)/(k_2)=(["HI"]^2)/(["H"_2]*["I"_2])`.

Отношение констант прямой и обратной реакций называется константой химического равновесия - в момент химического равновесия отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная для данных условий.

Смещение химического равновесия

Химическое равновесие подвижно. Подвижность можно использовать для управления процессом. Влияние различных факторов на состояние химического равновесия описывается принципом смещения химического равновесия Ле Шателье (1884 г.):

принципом смещения химического равновесия Ле Шателье

если на систему, находящуюся в химическом равновесии, оказывать воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия. Внешнее воздействие на систему изменяет соотношение между скоростями прямого и обратного процесса, благоприятствуя тому из них, который противодействует внешнему влиянию.

Принцип Ле Шателье универсален, так как применим не только к чисто химическим процессам, но и к физико-химическим явлениям, таким, как кристаллизация, растворение, кипение, фазовые превращения в твёрдых телах.

Рассмотрим применение принципа Ле Шателье к различным типам воздействия.

Концентрация

увеличение концентрации одного из реагирующих веществ сначала приводит к увеличению числа молекул этого вещества. Поскольку число столкновений с участием этих молекул увеличивается, реакция, для которой они являются реагентами, ускоряется. Это приводит к увеличению концентраций реагентов у противоположной реакции. В результате изменяется концентрация всех веществ, участвующих в химической реакции. Можно сделать вывод, что избыток исходного вещества вызывает смещение химического равновесия вправо, в сторону образования продуктов  (т. е. в сторону прямой реакции). При этом константа равновесия не изменится, так как она зависит только от температуры и природы реагентов. Степень смещения равновесия при данном количестве реагента определяется величиной стехиометрических коэффициентов.      

Давление

влияние давления очень напоминает эффект изменения концентраций реагирующих веществ, но  сказывается оно практически только на газовых системах. При повышении давления увеличивается число молекул в единице газовой системы. Прямая или обратная реакция, в которой участвует большее количество газообразных веществ, протекает при  этом с большей скоростью. В результате этой реакции образуется больше молекул  тех веществ, которые участвуют в обратной реакции. Произойдет изменение скорости обратной реакции, и, в конце концов, будет достигнуто новое состояние равновесия. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газообразных веществ, т. е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молекул газообразных веществ, т. е в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

Температура

повышение температуры увеличивает кинетическую энергию всех молекул, участвующих в реакции. Но молекулы, вступающие в реакцию, при которой происходит поглощение энергии (эндотермическая реакция), начинают взаимодействовать между собой быстрее. Это увеличивает концентрацию молекул, участвующих в обратной реакции, и ускоряет её. В результате достигается новое состояние равновесия с повышенным содержанием продуктов реакции, протекающей с поглощением энергии. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении – в сторону экзотермической реакции.