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.
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.
Обозначим равновесные концентрации веществ [A], [B], [C], [D]. Тогда так как = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [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 N 2 и водорода H 2 увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции . Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, то есть в сторону аммиака NH 3 .
N 2 +3H 2 → 2NH 3
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 NH 3 .
Увеличение же концентрации продукта реакции аммиака NH 3 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 (N 2 , H 2 , NH 3) 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.
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
>> Химия: Обратимые и необратимые реакции
СО2+ H2O = H2CO3
Оставим полученный раствор кислоты стоять в штативе. Через некоторое время мы увидим, что раствор снова стал фиолетовым, так как кислота разложилась на исходные вещества.
Это процесс можно провести гораздо быстрее, если подо треть раствор угольной кислоты. Следовательно, реакция получения угольной кислоты протекает как в прямом, так н в обратном направлении, то есть является обратимой. Обратимость реакции обозначается двумя противоположно направленными стрелками:
Среди обратимых реакций, лежащих в основе получения важнейших химических продуктов, в качестве примера назо вем реакцию синтеза (соединения) оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода.
1. Обратимые и необратимые реакции.
2. Правило Бертолле.
Запишите уравнения реакций горения, о которых говорилось в тексте параграфа, зияя, что в результате этих реакций образованы оксиды тех элементов, из которых построены исходные вещества.
Дайте характеристику трех последних реакций, проведенных а конце параграфа, по плану: а) характер и число реагентов и продуктов; б) агрегатное состояние; в) направление: г) наличие катализатора; д) выделение или поглощение теплоты
Какая неточность допущена в предложенной в тексте параграфа записи уравнения реакции обжига известняка?
Насколько справедливо утверждение, что реакции соединения будут, как правило, зкзотермическими реакциями? Обоснуйте свою точку зрения, пользуясь приведенными в тексте учебника фактами.
Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные урокиВсе химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые.
Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.
Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. Например:
C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратом направлениях:
В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости .
Примером обратимой реакции является синтез йодоводорода из и :
Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечный продукт реакции НI, но и исходные вещества -H 2 и I 2 . Как бы долго ни продолжалась реакция, в реакционной смеси при 350 o С всегда будет содержаться приблизительно 80% HI,10% Н 2 и 10% I 2 . Если в качестве исходного вещества взять НI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осуществляются прямая и обратная реакции.
Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях и , то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна: v пр = k пр ∙ . Скорость обратной реакции v обр = k обр 2 в начальный момент времени равна нулю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутствует ( = 0). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, так как водород и йод вступают в реакцию и их концентрации понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми, наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул НI, сколько их распадается на Н 2 и I 2 .
Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием .
Химическое равновесие является динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но так как скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.
Смещение химического равновесия
Принцип Ле-Шателье
Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.
Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции). Результатом смещения равновесия является переход системы в новое равновесное состояние с другим соотношением концентраций реагирующих веществ.
Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884 г):
Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.
Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:
а) концентрации реагирующих веществ;
б) температура;
в) давление.
Влияние концентрации реагирующих веществ
Если в равновесную систему вводится какое-либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое-либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.
Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие вещества выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза вправо:
Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить и водород (т. е. увеличивать их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т. е. уменьшать его концентрацию).
Влияние температуры
Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы (т. е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
Например, реакция синтеза аммиака является экзотермической: N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г) + 92кДж, а реакция разложения аммиака (обратная реакция) является эндотермической: 2NH 3 (г)→ N 2 (г) + 3H 2 (г) — 92кДж. Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.
Влияние давления
Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.
Например, для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции , так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.
Протекание реакции возможно при благоприятном соотношении энергетического и энтропийного факторов. Если эти факторы уравновешивают друг друга, состояние
системы не меняется. В таких случаях говорят, что системы находится в равновесии.
Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми. Большинство химических реакций являются обратимыми. Эта значит, что при одних и
тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).
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 (равновесные концентрации).
Константа равновесия
Рассмотрим реакцию получения аммиака:
N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2 NH 3(г)
Запишем выражения для вычисления скоростей прямой (1) и обратной (2) реакций:
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Скорости прямой и обратной реакций равны, следовательно можно записать:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Отношение двух постоянных величин – величина постоянная. Константа равновесия– отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.
К = 2 / 3
Если выразить в общем виде, то константа равновесия:
mA + nB ↔ pC +qD
К =[C] p [D] q / [A] m [B] n
Константа равновесия –отношение произведений концентраций продуктов реакции, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам к произведению концентраций исходных веществ, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам.
Если К выражают через равновесные концентрации, то чаще всего обозначают К с. Возможно также рассчитать К для газов через их парциальные давления. В этом случае К обозначают как К р. Между К с и К р существует зависимость:
К р = К с × (RT) Δn ,
где Δn – изменение числа всех моль газов при переходе от реагентов к продуктам, R – универсальная газовая постоянная.
К не зависит от концентрации, давления, объема и наличия катализатора и зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Если К много меньше 1, то в смеси больше исходных веществ, а в случае много большем 1 – в смеси больше продуктов.
Гетерогенное равновесие
Рассмотрим реакцию
CaCO 3(тв) ↔ CaO (тв) +CO 2(г)
В выражение для константы равновесия концентрации компонентов твердой фазе не входят, следовательно
Химическое равновесие наступает при наличии всех компонентов системы, но константа равновесия не зависит от концентраций веществ в твердой фазе. Химическое равновесие – динамический процесс. К дает информацию о протекании реакции, а ΔG – о ее направлении. Они связаны между собой отношением:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
С точки зрения технологических процессов обратимые химические реакции не выгодны, поскольку нужно обладать знаниями, каким образом повысить выход продукта реакции, т.е. необходимо научиться смещать химическое равновесие в сторону продуктов реакции.
Рассмотрим реакцию, в которой необходимо повысить выход аммиака:
N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) , ΔН < 0
Для того, чтобы сместить равновесие в сторону прямой или обратной реакции необходимо воспользоваться принципом Ле-Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии подействовать каким-либо фактором из вне (увеличить или уменьшить температуру, давление, объем, концентрацию веществ), то система оказывает противодействие данному воздействию.
Например, если в равновесной системе повысить температуру, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая будет эндотермической; если повысить давление, то равновесие сместится в сторону реакции с большим числом моль веществ; если в системе увеменьшить объем, то смещение равновесия будет направлено на увеличение давления; если увеличить концентрацию одного из исходных веществ, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая приведет к уменьшению равновесной концентрации продукта.
Так, применительно, к рассмотренной реакции, чтобы повысить выход аммиака, нужно увеличить концентрации исходных веществ; понизить температуру, поскольку прямая реакция экзотермическая, увеличить давление или уменьшить объем.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1