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

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.

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

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

будет выделяться газообразный углекислый газ и улетучиваться 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 . Если в начальный момент реакции в системе нет веществ C и D, то сталкиваются и взаимодействуют преимущественно частицы A и B, и идет преимущественно прямая реакция. Постепенно концентрация частиц C и D также начнет повышаться, следовательно, скорость обратной реакции будет расти. 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 .

Т.к. скорости прямо и обратной реакции равны, скорость образования веществ равна скорости их расходования, и текущие концентрации веществ не изменяются . Такие концентрации называют равновесными .

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

Обратимые реакции - химические реакции, в данных условиях протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), исходные вещ-ва превращ в продукты не полностью. например: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ - участников реакции. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия , система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.

Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

складывается из элементарных реакций

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 и 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом А + В АВ.

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. С точки зр. Термодинамики – исходные вещ-вы полностью превр в родукты. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании 2КСlО3 > 2КСl + ЗО2,

Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:

1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSО 4 ↓ + 2НСl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) образуется малодиссоциированное соединение, напри­мер вода: НСl + NаОН = Н 2 О + NаСl

3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния

Mg + 1 / 2 О 2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – это со­сто­я­ние ре­ак­ци­он­ной си­сте­мы, в ко­то­ром ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции равны.

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ – это кон­цен­тра­ции ве­ществ в ре­ак­ци­он­ной смеси, на­хо­дя­щих­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия. Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция обо­зна­ча­ет­ся хи­ми­че­ской фор­му­лой ве­ще­ства, за­клю­чен­ной в квад­рат­ные скоб­ки.

На­при­мер, сле­ду­ю­щая за­пись обо­зна­ча­ет, что рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция во­до­ро­да в рав­но­вес­ной си­сте­ме со­став­ля­ет 1 моль/л.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие от­ли­ча­ет­ся от при­выч­но­го для нас по­ня­тия «рав­но­ве­сие». Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – ди­на­ми­че­ское. В си­сте­ме, на­хо­дя­щей­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия, про­ис­хо­дят и пря­мая, и об­рат­ная ре­ак­ции, но их ско­ро­сти равны, и по­это­му кон­цен­тра­ции участ­ву­ю­щих ве­ществ не ме­ня­ют­ся. Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие ха­рак­те­ри­зу­ет­ся кон­стан­той рав­но­ве­сия, рав­ной от­но­ше­нию кон­стант ско­ро­стей пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ций.

Кон­стан­ты ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции – это ско­ро­сти дан­ной ре­ак­ции при кон­цен­тра­ци­ях ис­ход­ных для каж­дой из них ве­ществ в рав­ных еди­ни­цах. Также кон­стан­та рав­но­ве­сия равна от­но­ше­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции в сте­пе­нях сте­хио­мет­ри­че­ских ко­эф­фи­ци­ен­тов к про­из­ве­де­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций ре­а­ген­тов.

Н2+I2 = 2НI

Если , то в си­сте­ме боль­ше ис­ход­ных ве­ществ. Если , то в си­сте­ме боль­ше про­дук­тов ре­ак­ции. Если кон­стан­та рав­но­ве­сия зна­чи­тель­но боль­ше 1, такую ре­ак­цию на­зы­ва­ют необ­ра­ти­мой.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации веществ. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была в общем виде высказана в 1884 г. французским физико-химиком Ле-Шателье, подтверждена в том же году голландским физико-химиком Вант-Гоффом. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова: если система находится в со стоянии равновесия, то любое воздействие, которое выражается в изменении одного из факторов, определяющих равновесие, вызывает в ней изменение, стремящееся ослабить это воздействие.

В принципе Ле-Шателье речь идет о смещении состояния динамического химического равновесия, этот принцип называется также принципом подвижного равновесия, или принципом смещения равновесия.

Рассмотрим использование этого принципа для различных случаев:

Влияние температуры. При изменении темпер сдвиг хим-о равновесия определяется знаком теплового эффекта хим-й реакции. В случае эндотермич реакции, т. е. реакции, идущей с поглощением тепла, повышение температуры способствует ее протеканию, поскольку в ходе реакции температура понижается. В результате равновесие смещается вправо, концентрации продуктов увеличиваются, их выход растет. Если температура понижается, то наблюдается обратная картина: равновесие смещается влево (в сторону обратной реакции, протекающей с выделением тепла), концентрация и выход продуктов уменьшаются.

Для экзотермической реакции, наоборот, повышение температуры приводит к смещению равновесия влево, а понижение температуры - к смещению равновесия вправо.

Изменения концентр продуктов и реагентов связаны с тем, что при изменении темпер изменяется константа равновесия реакции. Увеличение константы равновес приводит к повыш выхода продуктов, уменьшение - к понижению.

Так, например, повышение температуры в случае эндотермического процесса разложения карбоната кальция CaCO 3 (т) Û CaO(т)+ CO 2 (г) − Q вызывает смещение равновесия вправо, а в случае экзотермической реакции распада монооксида азота на простые вещества
2NO Û N 2 + O 2 +Q повышение температуры смещает равновесие влево, т. е. способствует образованию NO.

Влияние давления. Давление оказывает заметное влияние на состояние химического равновесия только в тех случаях, когда хотя бы один из участников хим-й реакции - газ. Повыш давления в таких сис-х сопровождается уменьш объема и увелич концентрации всех газообразных участников реакции.

Если в ходе прямой реакции количество газообразных веществ увеличивается, то повышение давления приводит к смещению равновесия влево (количество газов уменьшается при обратной реакции). Если в ходе реакции количество газообразных веществ уменьшается, при повышении давления равновесие смещается вправо. Если количества газообразных реагентов и продуктов равны между собой, изменение давления не приводит к смещению химического равновесия.

Следует отметить, что изменение давления не оказывает влияния на константу равновесия.

Влияние концентрации. Согласно принципу Ле-Шателье, повышение концентрации одного из участников реакции должно привести к его расходованию. Таким образом, если в систему при V = const добавлять реагент, равновесие сместится вправо, а если продукт реакции - влево. Удаление того или иного вещества из системы (уменьшение его концентрации) дает обратный эффект.

Все сказанное выше относится и к жидким, и к газообразным растворам (смесям газов)

Все 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).

Видеоурок 2: Смещение химического равновесия

Лекция: Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Обратимые и необратимые химические реакции

Из предыдущего урока вы узнали, что такое скорость химической реакции и какие факторы оказывают на неё влияние. На данном уроке рассмотрим, как эти реакции протекают. Зависит это от поведения исходных веществ, участвующих в реакции – реагенты. Если они полностью превращаются в конечные вещества – продукты, то реакция является необратимой. Ну, а если конечные продукты вновь превращаются в исходные вещества, то реакция обратимая. Учитывая это сформулируем определения:

Обратимая реакция - это определенная реакция, протекающая при одних условиях в прямом и обратном направлениях.

Вспомните, на уроках химии вам демонстрировали наглядный пример обратимой реакции получения угольной кислоты:

CO 2 + H 2 O <-> H 2 CO 3

Необратимая реакция - это определенная химическая реакция, которая идет до конца в одном конкретном направлении.

Примером является реакция горения фосфора: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Одними из свидетельств необратимости реакции являются выпадение осадка или выделение газа.

Химическое равновесие

Когда скорости прямой и обратной реакции равны возникает химическое равновесие .

То есть в обратимых реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов. Увидим на примере как образуется химическое равновесие. Возьмем реакцию образования йодоводорода:

H 2 (г) + I 2 (г) <-> 2HI(г)

Мы можем нагревать смесь газообразных водорода и йода или же уже готовый йодовород, результат в обоих случаях будет один: образование равновесной смеси трех веществ H 2 , I 2 , HI.

В самом начале реакции, до образования йодоводорода идет прямая реакция со скоростью (v пр ). Выразим её кинетическим уравнением v пр = k 1 , где k 1 – это константа скорости прямой реакции. Постепенно образуется продукт HI, который в тех же условиях начинает разлагаться на H 2 и I 2 . Уравнение данного процесса выглядит следующим образом: v обр = k 2 2 , где v обр – скорость обратной реакции, k 2 – константа скорости обратной реакции. В тот момент, когда HI достаточно для выравнивания v пр и v обр наступает химическое равновесие. Количество веществ, находящихся в равновесии, в нашем случае это H 2 , I 2 и HI не меняется со временем, но только если нет внешних воздействий. Из сказанного следует, что химическое равновесие динамично. В нашей реакции йодоводород то образуется, то расходуется.

Помните, изменение условий реакции позволяет сдвинуть равновесии в нужном направлении. Если мы увеличим концентрацию йода или водорода, то увеличится v пр, произойдет сдвиг вправо, больше будет образовываться йодоводорода. Если же мы увеличим концентрацию йодоводорода, увеличится v обр, а сдвиг будет влево. Можем получить больше/меньше реагентов и продуктов.

Таким образом, химическому равновесию свойственно сопротивляться внешнему воздействию. Добавление H 2 или I 2 в итоге приводит к увеличению их расходования и возрастанию HI. И наоборот. Этот процесс в науке получил название принципа Ле – Шателье . Он гласит:

Если на систему, пребывающую в устойчивом равновесии, воздействовать извне (меняя температуру, или давление, или концентрацию), то наступит сдвиг в направлении процесса, ослабляющего это воздействие.

Помните, катализатор не в состоянии сместить равновесие. Он может только ускорить его наступление.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Изменение концентрации . Выше мы рассмотрели каким образом, данный фактор сдвигает равновесие то в прямом, то в обратном направлениях. Если увеличить концентрацию реагирующих веществ, равновесие смещается на сторону, где это вещество расходуется. Если уменьшить концентрацию – смещается на сторону, где это вещество образуется. Помните, реакция обратимая, и реагирующими веществами могут быть вещества как на правой стороне, так и на левой, в зависимости от того, какую реакцию рассматриваем (прямую или обратную).

Влияние t . Её рост провоцирует сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q), а снижение в сторону экзотермической реакции (+ Q). В уравнениях реакций указывается тепловой эффект прямой реакции. Тепловой эффект обратной реакции ему противоположен. Данное правило подходит только для реакций с тепловым эффектом. Если его нет, то t не способна смещать равновесие, но её повышение ускорит процесс возникновения равновесия.

Влияние давления . Этот фактор может быть использован в реакциях с участием газообразных веществ. В случае если моли газа равны нулю, изменения проходит не будут. При повышении давления, равновесие смещается в сторону меньших объемов. При понижении давления, равновесие сместится в сторону больших объемов. Объемы – смотрим на коэффициенты перед газообразными веществами в уравнении реакции.