Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие.

Оглавление

1. Обратимые и необратимые реакции
2. Химическое равновесие
3. Константа равновесия
4. Влияние изменения концентрации веществ
5. Влияние изменения давления
6. Влияние изменения температуры
7. Шпаргалка
8. Задания для самопроверки

Обратимые и необратимые реакции.

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми.

Большинство химических процессов являются обратимыми. Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

в открытой системе необратима;

б) эта же реакция

в замкнутой системе обратима.

Химическое равновесие

Рассмотрим более подробно процессы, протека­ющие при обратимых реакциях, например, для ус­ловной реакции:

На основании закона действующих масс ско­рость прямой реакции:

Так как со временем концентрации веществ А и В уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.

Появление продуктов реакции означает воз­можность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ С и D увеличиваются, а зна­чит, увеличивается и скорость обратной реакции.

Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными = .

Состояние системы, при котором скорость прямой ре­акции равна скорости обрат­ной реакции, называют хи­мическим равновесием.

При этом концентрации реагирующих веществ и про­дуктов реакции остаются без изменения. Их называют рав­новесными концентрациями. На макроуровне ка­жется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы про­должают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим.

 

Константа равновесия

Обозначим равновесные концентрации ве­ществ [A], [B], [C], [D]. Тогда так как = , k₁ • [A]^α • [B]^β = k₂ • [C]^γ • [D]^δ, откуда

где α, β, γ, δ — показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции; К_равн — констан­та химического равновесия.

Полученное выражение количественно описы­вает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.

При неизменной температуре константа равно­весия — величина постоянная для данной обрати­мой реакции. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое уста­навливается при равновесии.

Константы равновесия рассчитывают из опыт­ных данных, определяя равновесные концентра­ции исходных веществ и продуктов реакции при определенной температуре.

Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают К » 1, это означает, что при равновесии [C]^γ • [D]^δ » [A]^α • [B]^β, т. е. концентра­ции продуктов реакции преобладают над концен­трациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.

При К_равн « 1 соответственно выход продуктов реакции мал. Например, для реакции гидролиза этилового эфира уксусной кислоты

константа равновесия:

при 20 °C имеет значение 0,28 (то есть меньше 1).

Это означает, что значительная часть эфира не ги­дролизовалась.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации толь­ко тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

Константы равновесия выражается так:

Значение константы равновесия зависит от при­роды реагирующих веществ и температуры.

От присутствия катализатора константа не за­висит, поскольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же ве­личину. Катализатор может лишь ускорить насту­пление равновесия, не влияя на значение констан­ты равновесия.

Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: темпе­ратуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).

Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвеча­ющее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия.

Рассмотрим разные способы смещения равно­весия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:

Влияние изменения концентрации веществ

При добавлении в реакционную смесь азота N₂ и водорода H₂ увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции. Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, то есть в сторону аммиака NH₃.

N₂+3H₂ → 2NH₃

Этот же вывод можно сделать, анализируя вы­ражение для константы равновесия. При увеличе­нии концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как K_равн. — величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количе­ство продукта реакции NH₃.

Увеличение же концентрации продукта реак­ции аммиака NH₃ приведет к смещению равно­весия влево, в сторону образования исходных ве­ществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.

 

Влияние изменения давления

Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ нахо­дится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, уве­личивается их концентрация.

Предположим, что давление в замкнутой си­стеме повысили, например, в 2 раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ (N₂, H₂, NH₃) в рассматриваемой реакции возрастут в 2 раза. В этом случае числитель в выражении для К_равн увеличится в 4 раза, а знаменатель — в 16 раз, т. е. равновесие нарушится. Для его вос­становления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т. е. не изме­няет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления.

 

Влияние изменения температуры

При повышении темпера­туры скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем по­вышение температуры боль­ше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических.

Таким образом, скорость обратной реакции (эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторо­ну процесса, сопровождающегося поглощением энергии.

Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая осла­бляет данное воздействие.

Таким образом:

•   при увеличении концентрации реагирующих ве­ществ химическое равновесие системы смещает­ся в сторону образования продуктов реакции;

•   при увеличении концентрации продуктов реак­ции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;

•   при увеличении давления химическое равнове­сие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше;

•   при повышении температуры химическое рав­новесие системы смещается в сторону эндотер­мической реакции;

•   при понижении температуры — в сторону экзо­термического процесса.

Принцип Ле Шателье применим не только к хи­мическим реакциям, но и ко многим другим про­цессам: к испарению, конденсации, плавлению, кри­сталлизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и рас­четы, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для про­ведения химических процессов, которые обеспечи­вают максимальный выход желаемого вещества.

 

Шпаргалка

Справочный материал для прохождения тестирования: