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 бывают обратимые и необратимые.

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).

По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия .

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями .

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия .

Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:

Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия

При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.

Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:

Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.

И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).

Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.

Влияние давления на химическое равновесие

В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.

Т.е. из двух реакций:

изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).

Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:

Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.

Влияние катализатора на химическое равновесие

Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.

Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.

Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия . Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, — повышение, ↓ — понижение

ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ.

Обратимыми в химической кинетике называют такие реакции, которые одновременно и независимо протекают в двух направлениях - прямом и обратном, но с различными скоростями. Для обратимых реакций характерно, что через некоторое время после их начала скорости прямой и обратной реакций становятся равными и наступает состояние химического равновесия.

Все химические реакции обратимы, но при определенных условиях некоторые из них могут протекать только в одном направлении до практически полного исчезновения исходных продуктов. Такие реакции называют необратимыми . Обычно необратимыми бывают реакции, в которых хотя бы один продукт реакции выводится из области реакции (в случае реакции в растворах - выпадает в осадок или выделяется в виде газа), или реакции, которые сопровождаются большим положительным тепловым эффектом. В случае ионных реакций, реакция является практически необратимой, если в результате нее образуется очень малорастворимое или малодиссоциированное вещество.

Рассмотренное здесь понятие обратимости реакции не совпадает с понятием термодинамической обратимости. Обратимая в кинетическом смысле реакция в термодинамическом смысле может протекать необратимо. Для того чтобы реакцию можно было назвать обратимой в термодинамическом смысле, скорость прямого процесса должна бесконечно мало отличаться от скорости обратного процесса и, следовательно, процесс в целом должен протекать бесконечно медленно.

В идеальных газовых смесях и в идеальных жидких растворах скорости простых (одностадийных) реакций подчиняются закону действующих масс . Скорость химической реакции (1.1) описывается уравнением (1.2), а в случае прямой реакции может быть, представлено в виде:

где - константа скорости прямой реакции.

Подобно этому, скорость обратной реакции:

(1.5)

При равновесии , следовательно:

(1.6)

Это уравнение выражает закон действующих масс для химического равновесия в идеальных системах; К - к о н с т а н т а р а в н о в е с и я.

Константа реакции позволяет найти равновесный состав реакционной смеси при данных условиях.

Закон действующих масс для скоростей реакций можно пояснить следующим образом.

Чтобы произошел акт реакции, необходимо столкновение молекул исходных веществ, т.е. молекулы должны сблизиться друг с другом на расстояние порядка атомных размеров. Вероятность найти в некотором малом объеме в данный момент l молекул вещества L , m молекул вещества M и т.д. пропорциональна ..... , следовательно, число столкновений в единице объема за единицу времени пропорционально этой величине; отсюда вытекает уравнение (1.4).

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

Очень часто химические реакции протекают так, что первичные реагирующие вещества полностью преобразуются в продукты реакции. К примеру, если в соляную кислоту положить гранулу цинка, то при определенном (достаточном) количестве кислоты реакция будет протекать до полного растворения цинка согласно уравнению: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2 .

Если провести данную реакцию в обратном направлении, другими словами – пропустить водород через раствор хлорида цинка, то металлический цинкне образуется – данная реакция не может протекать в обратном направлении, поэтому она необратима.

Химическая реакция, в результате которой первичные вещества практически полностью преобразуются в конечные продукты, называется необратимой.

К подобным реакциям имеют отношение как гетерогенные, так и гомогенные реакции. К примеру, реакции горения простых веществ – метана CH4, сероуглерода CS2. Как мы уже знаем, реакции горения относятся к экзотермическим реакциям. В большинстве случаев к экзотермическим реакциям относятся реакции соединения, к примеру, реакция гашения извести: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (выделяется теплота).

Будет логично предполагать что, к эндотермическим реакциям принадлежат обратные реакции, т.е. реакция разложения. К примеру, реакция обжига известняка: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (теплота поглощается).

Необходимо помнить, что число необратимых реакций является не таким уж и большим.

Гомогенные реакции (между растворами веществ) являются необратимыми, если проходят с образованием нерастворимого, газообразного продукта или воды. Данное правило получило название " правило Бертолле". Проведем опыт. Возьмем три пробирки и нальем в них по 2мл раствора соляной кислоты. В первый сосуд добавим 1 мл окрашенный фенолфталеином малиновый раствор щелочи, он потеряет цвет в следствие реакции: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.

Во вторую пробирку добавим 1 мл раствора карбоната натрия – мы увидим бурную реакцию кипения, которая обусловлена выделением углекислого газа: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 .

В третью пробирку добавим немного капель нитрата серебра и увидим, как в ней образовался беловатый осадок хлорида серебра: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3 .

Большинство реакций являются обратимыми. Необратимых реакций не особенно много.

Химические реакции, которые могут проходить одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном, – называются обратимыми.

Нальем в пробирку 3 мл воды и добавим несколько кусочков лакмуса, а потом начнем пропускать через нее с помощью газоотводной трубки выходящий из другого сосуда углекислый газ, который образуется из-за взаимодействия мрамора и соляной кислоты. Спустя некоторое время мы увидим, как фиолетовый лакмус станет красным, это свидетельствует о наличии кислоты. Мы получили непрочную угольную кислоту, которая образовалась путем связи углекислого газа и воды: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 .

Оставим данный раствор в штативе. Спустя некоторое время мы обратим внимание на то, что раствор опять стал фиолетовым. Кислота разложилась на исходные составляющие: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 .

Данный процесс будет происходить намного быстрее, если мы подогреем раствор угольной кислоты. Таким образом, мы выяснили, что реакция получения угольной кислоты может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, а значит, она является обратимой. Обратимость реакции обозначается на письме двумя противоположно направленными стрелками: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Среди обратимых реакций, которые лежат в основе получения важныххимических продуктов, приведем в качестве примера реакцию синтеза оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.