Изместване на равновесието под влияние на различни фактори. Обратими и необратими химични реакции

Химически необратими реакции при тези условия те отиват почти до края, докато пълното изчерпване на едно от реагиращите вещества (NH4NO3 → 2H2O + N2O - никакъв опит за получаване на нитрат от H2O и N2O не води до положителен резултат).

Химически обратими реакции текат едновременно при дадени условия както в посока напред, така и в обратна посока. Има по-малко необратими реакции, отколкото обратими. Пример за обратима реакция е взаимодействието на водород с йод.

След известно време скоростта на образуване на HI ще стане равна на скоростта на неговото разлагане.

С други думи, ще има химическо равновесие.

химическо равновесиенаречено състояние на системата, при което скоростта на образуване на реакционните продукти е равна на скоростта на тяхното превръщане в изходните реагенти.

Химическото равновесие е динамично, тоест установяването му не означава прекратяване на реакцията.

Закон за действащите маси:

Масата на веществата, участващи в реакцията, е равна на масата на всички продукти от реакцията.

Закон за действащите масиустановява съотношението между масите на реагентите в химичните реакции в равновесие, както и зависимостта на скоростта на химична реакция от концентрацията на изходните вещества.

Признаци на истинско химическо равновесие:

1. състоянието на системата остава непроменено във времето при липса на външни влияния;

2. състоянието на системата се променя под въздействието на външни влияния, колкото и малки да са те;

3. Състоянието на системата не зависи от коя страна се приближава към равновесието.

В стационарно състояние, произведението от концентрациите на реакционните продукти, разделено на произведението на концентрациите на изходните материали, в степени, равни на съответните стехиометрични коефициенти, за дадена реакция при дадена температура е постоянна стойност, наречена равновесна константа.

Концентрациите на реагентите в стационарно равновесно състояние се наричат ​​равновесни концентрации.

В случай на хетерогенни обратими реакции, изразът за Kc включва само равновесните концентрации на газообразни и разтворени вещества. Така че, за реакцията CaCO3 ↔ CaO + CO2

При постоянни външни условия равновесното положение се поддържа произволно дълго време. Когато външните условия се променят, положението на равновесие може да се промени. Промяната в температурата, концентрацията на реагентите (налягане за газообразни вещества) води до нарушаване на равенството на скоростите на предните и обратните реакции и съответно до дисбаланс. След известно време равенството на скоростите ще бъде възстановено. Но равновесните концентрации на реагентите при новите условия ще бъдат различни. Преходът на система от едно равновесно състояние в друго се нарича смяна или смяна на баланса . Химическото равновесие може да се сравни с позицията на балансираща греда. Точно както се променя с натиска на товар върху една от чашите, химичното равновесие може да се измести към права или обратна реакция, в зависимост от условията на процеса. Всеки път се установява ново равновесие, съответстващо на нови условия.

Числовата стойност на константата обикновено се променя с температурата. При постоянна температура стойностите на Kc не зависят от налягането, обема или концентрациите на веществата.

Познавайки числената стойност на Kc, е възможно да се изчислят стойностите на равновесните концентрации или налягания на всеки от участниците в реакцията.

Посока изместване на позицията на химическото равновесие в резултат на промените във външните условия се определя Принципът на Льо Шателие:

Ако върху една равновесна система се упражнява външно влияние, тогава равновесието се измества в посоката, която противодейства на това влияние.

Разтварянето като физичен и химичен процес. хидратация. Солвати. Специални свойства на водата като разтворител. Хидратира. Кристални хидрати. Разтворимост на веществата. Разтваряне на твърди, течни и газообразни вещества. Влияние на температурата, налягането и природата на веществата върху разтворимостта. Методи за изразяване на състава на разтворите: масова част-la, моларна концентрация, еквивалентна концентрация и молна фракция.

Има две основни теории за решенията: физична и химична.

Физическа теория на решениятае предложен от носителите на Нобелова награда холандеца Й. Вант Хоф (1885) и шведския физикохимик С. Арениус (1883). Разтворителят се разглежда като химически инертна среда, в която частиците (молекулите, йони) на разтвореното вещество са разпределени равномерно. Предполага се, че няма междумолекулно взаимодействие, както между частиците на разтвореното вещество, така и между молекулите на разтворителя и частиците на разтвореното вещество. Частиците на разтворителя и разтвореното вещество се разпределят равномерно в обема на разтвора поради дифузия. Впоследствие се оказа, че физическата теория задоволително описва природата само на малка група от разтвори, така наречените идеални решения, в които частиците на разтворителя и разтвореното вещество не взаимодействат реално помежду си. Много газови решения са примери за идеални решения.

Химическа (или солватна) теория на разтворитепредложена от Д.И. Менделеев (1887). За първи път, върху огромен експериментален материал, той показа, че възниква химическо взаимодействие между частиците на разтвореното вещество и молекулите на разтворителя, в резултат на което се образуват нестабилни съединения с променлив състав, наречени солвати или хидрати ( ако разтворителят е вода). DI. Менделеев определя разтвора като химическа система, в която всички форми на взаимодействие са свързани с химичната природа на разтворителя и разтворените вещества. Водеща роля в образованието солвати нестабилни междумолекулни сили и игра на водородни връзки.

Процес на разтварянене може да бъде представен с прост физически модел, като статистическото разпределение на разтвореното вещество в разтворител в резултат на дифузия. Обикновено се придружава от забележим топлинен ефект и промяна в обема на разтвора, поради разрушаването на структурата на разтвореното вещество и взаимодействието на частиците на разтворителя с частиците на разтвореното вещество. И двата процеса са придружени от енергийни ефекти. За да се разруши структурата на разтвореното вещество, е необходимо консумация на енергия , докато взаимодействието на частиците на разтворителя и разтвореното вещество освобождава енергия. В зависимост от съотношението на тези ефекти, процесът на разтваряне може да бъде ендотермичен или екзотермичен.

Когато медният сулфат се разтвори, наличието на хидрати лесно се открива чрез промяна на цвета: безводна бяла сол, разтваряща се във вода, образува син разтвор. Понякога хидратираща вода Той се свързва силно с разтвореното вещество и когато се отдели от разтвора, влиза в състава на неговите кристали. Кристални вещества, съдържащи вода наречени кристални хидрати , а водата, включена в структурата на такива кристали, се нарича кристализационна вода. Съставът на кристалните хидрати се определя от формулата на веществото, което показва броя на молекулите на кристализационната вода на една от нейните молекули. И така, формулата на кристален меден сулфат (меден сулфат) CuSO4 × 5H2O. Запазването на цветовата характеристика на съответните разтвори от кристалните хидрати е пряко доказателство за съществуването на подобни хидратни комплекси в разтворите. Цветът на кристалния хидрат зависи от броя на молекулите на кристализационната вода.

Има различни начини за изразяване на състава на разтвора.. Най-често използван масова част разтворено вещество, моларна и нормална концентрация.

Най-общо концентрацията може да бъде изразена като брой частици на единица обем или като съотношение на броя на частиците от даден тип към общия брой частици в разтвора. Количеството на разтвореното вещество и разтворителя се измерва в единици маса, обем или молове. В общи линии, концентрация на разтвора - това е количеството разтворено вещество в кондензирана система (смес, сплав или в определен обем разтвор). Съществуват различни начини за изразяване на концентрацията на разтвори, всеки от които има преобладаващо приложение в определена област на науката и технологиите. Обикновено съставът на разтворите се изразява с помощта на безразмерни (масови и молни фракции) и размерни количества (моларна концентрация на вещество, моларна концентрация на вещество - еквивалент и молалност).

Масова фракция- стойност, равна на съотношението на масата на разтвореното вещество (m1) към общата маса на разтвора (m).

Видео урок 2: Изместване на химическото равновесие

Лекция: Обратими и необратими химични реакции. химичен баланс. Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори

В предишния урок научихте каква е скоростта на химическата реакция и кои фактори влияят върху нея. В този урок ще разгледаме как протичат тези реакции. Зависи от поведението на изходните вещества, участващи в реакцията – реагентите. Ако те се превърнат напълно в крайни вещества - продукти, тогава реакцията е необратима. Е, ако крайните продукти отново се превърнат в изходни вещества, тогава реакцията е обратима. Имайки предвид това, формулираме определенията:

обратима реакцияе определена реакция, която протича при едни и същи условия в права и обратна посока.

Не забравяйте, че в уроците по химия ви беше показан ярък пример за обратима реакция за производство на въглеродна киселина:

CO 2 + H 2 O<->H2CO3

необратима реакцияе определена химическа реакция, която върви до края в една конкретна посока.

Пример е реакцията на горене на фосфор: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Едно от доказателствата за необратимостта на реакцията е утаяването или отделянето на газ.

Когато скоростите на предната и обратната реакция са равни, химическо равновесие.

Тоест при обратими реакции се образуват равновесни смеси от реагенти и продукти. Нека видим пример за това как се формира химичното равновесие. Вземете реакцията за образуване на водороден йод:

H 2 (g) + I 2 (g)<->2HI(g)

Можем да нагреем смес от газообразен водород и йод или вече приготвен йод, резултатът и в двата случая ще бъде един и същ: образуване на равновесна смес от три вещества H 2 , I 2 , HI.

В самото начало на реакцията, преди образуването на водороден йод, директна реакция протича със скорост ( vи т.н.). Изразяваме го с кинетичното уравнение v pr \u003d k 1, където k 1 е константата на скоростта на директната реакция. Постепенно се образува продуктът HI, който при същите условия започва да се разлага на H 2 и I 2 . Уравнението за този процес е както следва: v arr \u003d k 2 2, където v arr е скоростта на обратната реакция, k 2 е скоростната константа на обратната реакция. Моментът, в който HI е достатъчен за изравняване vв vсе постига химическо равновесие. Количеството на веществата в равновесие, в нашия случай е H 2 , I 2 и HI не се променя с времето, а само ако няма външни влияния. От казаното следва, че химичното равновесие е динамично. При нашата реакция се образува или консумира водороден йод.

Не забравяйте, че промяната на условията на реакцията ви позволява да изместите равновесието в правилната посока. Ако увеличим концентрацията на йод или водород, тогава v pr, ще има изместване вдясно, ще се образува повече водороден йодид. Ако увеличим концентрацията на водороден йод, v arr и преместването ще бъде наляво. Можем да получим повече/по-малко реагенти и продукти.

По този начин химичното равновесие има тенденция да устои на външни влияния. Добавянето на H 2 или I 2 в крайна сметка води до увеличаване на тяхната консумация и увеличаване на HI. И обратно. Този процес се нарича научно принцип на Льо Шателие. Казва:

Ако върху система в стабилно равновесие се въздейства отвън (промяна на температура, или налягане, или концентрация), тогава ще настъпи изместване в посоката на процеса, който отслабва този ефект.

Не забравяйте, че катализаторът не е в състояние да измести баланса. Той може само да ускори напредването му.

Промяна на концентрацията . По-горе разгледахме как този фактор измества баланса или напред, или в обратна посока. Ако концентрацията на реагентите се увеличи, равновесието се измества в страната, където се консумира това вещество. Ако концентрацията се намали, тя се измества на страната, където се образува това вещество. Не забравяйте, че реакцията е обратима и реагентите могат да бъдат вещества от дясната страна или отляво, в зависимост от това коя реакция разглеждаме (директна или обратна).

Влияниет . Неговият растеж провокира изместване на равновесието към ендотермична реакция (- Q) и намаляване към екзотермична реакция (+ Q). Реакционните уравнения показват топлинния ефект на директната реакция. Топлинният ефект на обратната реакция е противоположен на него. Това правило важи само за реакции с термичен ефект. Ако го няма, значи t не е в състояние да измести равновесието, но увеличаването му ще ускори процеса на възникване на равновесието.

Влияние на налягането . Този фактор може да се използва при реакции, включващи газообразни вещества. Ако моловете на газа са равни на нула, няма да има промяна. С увеличаване на налягането, равновесието се измества към по-малки обеми. С намаляване на налягането, равновесието ще се измести към по-големи обеми. Обеми - погледнете коефициентите пред газообразните вещества в уравнението на реакцията.

Обратимите реакции са реакции, които протичат едновременно в две противоположни посоки.

Необратими реакции - реакции, при които взетите вещества се превръщат напълно в реакционни продукти, които не реагират помежду си при дадени условия, например разлагане на експлозиви, изгаряне на въглеводороди, образуване на нискодисоцииращи съединения, утаяване, образуване на газообразни вещества.

32. Химичен баланс. Принципът на Льо Шателие.

Химическото равновесие е състояние на химическа система, при което една или повече химични реакции протичат обратимо и скоростите във всяка двойка реакции напред-назад са равни една на друга. За система в химическо равновесие, концентрациите на реагентите, температурата и други параметри на системата не се променят с времето.

33. Принципът на Льо Шателие. Условия за изместване на химическото равновесие.

Принципът на Льо Шателие: ако се упражни външно влияние върху система в състояние на равновесие, тогава равновесието се измества в посока на отслабване на външното влияние.

Фактори, влияещи върху химическото равновесие:

1) температура

С повишаване на температурата химичното равновесие се измества към ендотермична (абсорбционна) реакция и с намаляване в посоката на екзотермична (изолационна) реакция.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 -Q t →, t↓ ←

N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) налягане

При повишаване на налягането химичното равновесие се измества към по-малък обем вещества, а при намаляване - към по-голям обем. Този принцип важи само за газове, т.е. ако в реакцията участват твърди вещества, те не се вземат предвид.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) концентрация на изходни вещества и реакционни продукти

С увеличаване на концентрацията на едно от изходните вещества химичното равновесие се измества към реакционните продукти, а с намаляване на концентрацията на реакционните продукти - към изходните вещества.

S 2 +2O 2 \u003d 2SO 2 [S], [O] →, ←

Катализаторите не влияят на изместването на химичното равновесие!

Край на работата -

Тази тема принадлежи към:

Основни понятия по химия

Химията е науката за веществата и законите за тяхното преобразуване, обект на изучаване на химията са химичните елементи и техните съединения, химичен елемент, наричащ вида на атомите .. закон .. реда, в който орбиталите се запълват с електрони ..

Ако имате нужда от допълнителен материал по тази тема или не сте намерили това, което търсите, препоръчваме да използвате търсенето в нашата база данни с произведения:

Какво ще правим с получения материал:

Ако този материал се оказа полезен за вас, можете да го запишете на страницата си в социалните мрежи:

Всички теми в този раздел:

Закон за еквивалентите
Веществата взаимодействат помежду си в количества, пропорционални на техните еквиваленти. m(a)/m(b)=E(a)/E(b). Еквивалентът е реална или условна частица от вещество, която е еквивалентна на един йон

електроден облак. квантови числа
Електронен облак е визуален модел, който отразява разпределението на електронната плътност в атом или молекула. За да се характеризира поведението на електрон в атом, се въвеждат квантови числа: гл.

Квантово-механичен модел на структурата на атома
QMM се основава на квантовата теория на атома, според която електронът има както свойствата на частица, така и свойствата на вълна. С други думи, местоположението на електрон в определена точка може

Периодичен закон и периодична система D.I. Менделеев
Откриването на периодичния закон от Д.И. Менделеев Периодичният закон е открит от Д.И. Менделеев, докато работи по текста на учебника "Основи на химията", когато среща трудности

неорганични съединения
Киселините са сложни химикали. съединения, състоящи се от Н йони и киселинен остатък. Те се делят на еднокомпонентни и многокомпонентни, кислородсъдържащи и безкислородни. Основите са

Солите и техните хим. Имоти
Солите са клас химични съединения, състоящи се от катиони и аниони. Химичните свойства се определят от свойствата на катионите и анионите, които съставляват техния състав. Солите взаимодействат с

ковалентна връзка. Наситеност и насоченост
Ковалентната връзка е химикал комуникация между атомите, осъществявана от социализирани електрони. ков. Връзката е полярна или неполярна. Неполярни ков. връзка n. в молекули, където всяко атомно ядро ​​с

Основните положения на теорията на VS. Хибридизация
Основните положения на теорията на VS: А) химичната връзка между два атома възниква в резултат на припокриване на АО с изображението. електронни двойки. Б) атоми, влизащи в химикала. комуникация, обмен

водородна връзка
Водородната връзка е форма на свързване между електроотрицателен атом и водороден атом Н, свързан ковалентно с друг електроотрицателен атом. Като електроотрицателни атоми можете

Донор-акцепторна връзка. Комплексни съединения
Изображение на механизма. ковалентна връзка, дължаща се на два електрона на един атом (донор) и свободна орбитала на друг атом (акцептор), наречен. донор-акцептор. Комплексните съединения са съединения

комплексни съединения. Химическа връзка в сложно съединение
Сложното съединение е химично вещество, което съдържа сложни частици. Chem. връзка-В кристални комплексни съединения със заредени комплекси, връзката между комплекса и в

Дисоциация на комплексни съединения. Константи на стабилност на сложни йони
Дисоциацията на сложно съединение протича на два етапа: а) дисоциация на сложни и прости йони със запазване на вътрешната сфера на комплекса и б) дисоциация на вътрешната сфера, задвижване

Първият закон на термодинамиката. Законът на Хес
1-ви старт t/d: при всеки процес промяната във вътрешната енергия U на системата е равна на сумата от количеството предадена топлина и извършената работа. ΔU=Q – W Ако системата е в

1 и 2 закони на термодинамиката. Изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции
Формулирането на I закона за t/d: енергията не се създава или унищожава, а само преминава от една форма в друга в еквивалентно съотношение. Формулиране на втория закон на t/d: в изолирана система

Законът на Хес и последствията от него
Законът на Хес: топлината на химическа реакция е равна на сумата от топлината на всяка серия от последователни реакции със същите изходни вещества и крайни продукти. Изчисленията използват последиците от закона

Концепцията за стандартното състояние и стандартните топлоти на образуване. Изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции
Стандартни състояния - в химичната термодинамика условно приети състояния на отделни вещества и компоненти на разтвори при оценката на термодинамичните величини. при стандартна топлина

Безплатна енергия на Гибс. Посока на химическа реакция
Свободната енергия на Гибс (или просто енергията на Гибс, или потенциалът на Гибс, или термодинамичният потенциал в тесен смисъл) е величина, която показва промяната в енергията по време на химическа реакция.

Скоростта на химическа реакция. Закон за действащите маси
Химическата кинетика е клон от химията, който изучава скоростта на химичните реакции и механизма на химичните реакции. Скоростта на химическата реакция е броят на благоприятните сблъсъци

уравнение на Арениус. Концепцията за енергията на активиране
lnk=lnA-Ea/2.3RT Енергията на активиране е минималната енергия, която трябва да притежават частиците, за да влязат в химическо взаимодействие.

Катализатори. Хомогенна и хетерогенна катализа
Катализатор - вещество, което променя скоростта на химическа реакция, но не влиза в химично взаимодействие и се отделя в края на реакцията в чиста форма. Процесът на ускоряване на реакцията в присъствието

Колигативни свойства на разтворите
Колигативните свойства на разтворите са онези свойства, които при дадени условия се оказват равни и независими от химичната природа на разтвореното вещество; свойства на решенията, които зависят

Законите на Раулт. Точки на кипене и замръзване на разтворите
Парата в равновесие с течност се нарича наситена. Налягането на такава пара над чист разтворител (p0) се нарича налягане или еластичност на наситената пара от чиста пара

Осмоза и осмотично налягане
Дифузията е процес на взаимно проникване на молекули. Осмозата е процес на еднопосочна дифузия през полупропусклива мембрана на молекули на разтворителя към по-висока концентрация на разтвора.

Разтваряне на газове в течности. Законът на Хенри
Разтворимостта на веществата се влияе от температурата и налягането. Тяхното влияние върху равновесието в разтвора се подчинява на принципа на Льо Шателие. Разтворимостта на газовете се придружава от: А) отделяне на топлина

Степен и константа на електролитна дисоциация. Законът за развъждане на Оствалд
Електролитната дисоциация е разпадането на молекула на йони под действието на полярни молекули на разтворителя. E.d. предполага йонната проводимост на разтвора. Степен изд. - стойност, равна на съотношението

Йонен продукт на водата. Водороден индекс на околната среда
Йонният продукт на водата - стойност, равна на произведението на водородни катиони и хидроксидни йони, е постоянна стойност при дадена температура (25°C) и е равна на 10-14. kw=

Електролитна дисоциация на водата. Водороден индекс на околната среда
Водата е слаб амфотерен електролит. Водните молекули могат както да даряват, така и да добавят Н+ катиони. В резултат на взаимодействието между молекулите във водни разтвори винаги има и

Степен и константа на хидролиза на соли
Степента на хидролиза се отнася до съотношението на частта от солта, подложена на хидролиза, към общата концентрация на нейните йони в разтвора. Обозначава α (или hhydr); α = (хидр

Активност и йонна сила на разтворите. Връзка между коефициента на активност и йонната сила на разтвора
Активността на компонентите на разтвора е ефективната (привидна) концентрация на компонентите, като се вземат предвид различните взаимодействия между тях в разтвора. a=f*c Йонна сила на разтвор - мярка за интензитет

Концепцията за електроден потенциал
Електроден потенциал - разликата в електрическите потенциали между електрода и електролита в контакт с него (най-често между метала и електролитния разтвор). КОЙ

Потенциал на електрода. Уравнение на Нернст
Електроден потенциал - разликата в електрическите потенциали между електрода и електролита в контакт с него (най-често между метала и електролитния разтвор). щифт

газови електроди. Уравнение на Нернст за изчисляване на потенциалите на газовите електроди
Газовите електроди се състоят от проводник от 1-ви вид, който е в контакт едновременно с газ и разтвор, съдържащ йони от този газ. Проводникът от 1-ви вид служи за подаване и отвеждане на електрони и в допълнение към

Галванична клетка. Изчисляване на ЕМП на галваничен елемент
ГАЛВАНИЧНА КЛЕТКА - химически източник на ток, в който се генерира електрическа енергия в резултат на директно преобразуване на химическа енергия чрез редокс реакция. В ко

Концентрация и електрохимична поляризация
концентрационна поляризация. Промяната в потенциала на електрода, дължаща се на промяна в концентрацията на реагентите в околоелектродния слой по време на преминаване на ток, се нарича концентрационна поляризация. В моето

Електролиза. Законите на Фарадей

Електролиза. токов изход. Електролиза с неразтворими и разтворими аноди
Електролизата е физичен и химичен процес, състоящ се в освобождаването на съставни части на разтворени вещества или други вещества върху електродите, които са резултат от вторични реакции върху електродите,

Основните видове корозия. Методи за защита на метали от корозия
Корозията е процес на разрушаване на метали под въздействието на електрохимични или химични фактори на околната среда. Съответно се разграничават два вида корозия в зависимост от метода на взаимодействие

химическа корозия. Скорост на химическа корозия
Химическа корозия - корозия, причинена от взаимодействието на Me със сухи газове или течности, които не провеждат електрически ток. Скоростта на химическа корозия зависи от много фактори.

Корозия с лутащ ток
Блуждаещи токове, излъчвани от електрически инсталации, работещи на постоянен ток, трамваи, метро, ​​електрически железници, причиняват появата на петна върху метални предмети (кабели, релси).

Всички химични реакции могат да бъдат разделени на две групи: необратими и обратими реакции. Необратимите реакции протичат до края - докато един от реагентите не се изразходва напълно. Обратимите реакции не протичат до края: при обратима реакция нито един от реагентите не се изразходва напълно. Тази разлика се дължи на факта, че една необратима реакция може да протече само в една посока. Обратимата реакция може да протича както в посока напред, така и в обратна посока.

Нека разгледаме два примера.

Пример 1. Взаимодействието между цинк и концентрирана азотна киселина протича съгласно уравнението:

При достатъчно количество азотна киселина реакцията ще приключи едва когато целият цинк се разтвори. Освен това, ако се опитате да извършите тази реакция в обратна посока - да преминете азотен диоксид през разтвор на цинков нитрат, тогава металният цинк и азотната киселина няма да работят - тази реакция не може да протече в обратна посока. По този начин взаимодействието на цинк с азотна киселина е необратима реакция.

Пример 2. Синтезът на амоняк протича съгласно уравнението:

Ако един мол азот се смеси с три мола водород, условия, благоприятни за протичането на реакцията в системата, и след достатъчно време се анализира газовата смес, резултатите от анализа ще покажат, че не само реакционният продукт (амоняк) ще да присъстват в системата, но и изходните вещества (азот и водород). Ако сега, при същите условия, като изходно вещество се постави не азотно-водородна смес, а амоняк, тогава ще бъде възможно да се установи, че част от амоняка се разлага на азот и водород, а крайното съотношение между количествата от трите вещества ще бъде същото, както в този случай, когато се тръгва от смес от азот и водород. По този начин синтезът на амоняк е обратима реакция.

В уравненията на обратимите реакции вместо знака за равенство могат да се използват стрелки; те символизират протичането на реакцията както в посока напред, така и в обратна посока.

На фиг. 68 показва промяната в скоростите на предните и обратните реакции във времето. Първоначално, когато изходните материали се смесват, скоростта на предната реакция е висока, а скоростта на обратната реакция е нула. С протичането на реакцията изходните материали се изразходват и техните концентрации намаляват.

Ориз. 63. Промяна в скоростта на предните и обратните реакции във времето.

В резултат на това скоростта на реакцията напред намалява. В същото време се появяват продукти на реакцията и концентрацията им се увеличава. В резултат на това започва да протича обратна реакция и скоростта й постепенно се увеличава. Когато скоростите на предната и обратната реакция станат равни, настъпва химическо равновесие. И така, в последния пример се установява равновесие между азот, водород и амоняк.

Химическото равновесие се нарича динамично равновесие. Това подчертава, че при равновесие възникват както предни, така и обратни реакции, но скоростта им е еднаква, в резултат на което промените в системата не се забелязват.

Количествена характеристика на химичното равновесие е величина, наречена константа на химическото равновесие. Помислете за това, като използвате примера на реакцията на йод-водороден синтез:

Съгласно закона за масовото действие скоростите на предните и обратните реакции се изразяват с уравненията:

При равновесие скоростите на правата и обратната реакция са равни една на друга, откъдето и

Съотношението на константите на скоростта на предната и обратната реакция също е константа. Тя се нарича равновесна константа на тази реакция (K):

Затова най-накрая

От лявата страна на това уравнение са тези концентрации на взаимодействащи вещества, които се установяват при равновесно - равновесни концентрации. Дясната страна на уравнението е постоянна (при постоянна температура) стойност.

Може да се покаже, че в общия случай на обратима реакция

равновесната константа се изразява с уравнението:

Тук главните букви означават формулите на веществата, а малките - коефициентите в уравнението на реакцията.

По този начин, при постоянна температура, равновесната константа на обратима реакция е постоянна стойност, показваща съотношението между концентрациите на реакционните продукти (числител) и изходните вещества (знаменател), което се установява при равновесие.

Уравнението на равновесната константа показва, че при равновесни условия концентрациите на всички вещества, участващи в реакцията, са взаимосвързани. Промяната в концентрацията на някое от тези вещества води до промяна в концентрациите на всички останали вещества; в резултат се установяват нови концентрации, но съотношението между тях отново отговаря на равновесната константа.

Числената стойност на равновесната константа в първо приближение характеризира добива от тази реакция. Например, при , добивът от реакцията е голям, тъй като в същото време

т.е. при равновесие концентрациите на реакционните продукти са много по-големи от концентрациите на изходните материали и това означава, че добивът на реакцията е висок. При (по подобна причина) добивът от реакцията е малък.

В случай на хетерогенни реакции, изразът на равновесната константа, както и изразът на закона за действие на масите (виж § 58), включва концентрациите само на онези вещества, които са в газова или течна фаза. Например за реакцията

равновесната константа има формата:

Стойността на равновесната константа зависи от естеството на реагентите и от температурата. Не зависи от наличието на катализатори. Както вече споменахме, равновесната константа е равна на съотношението на скоростните константи на правата и обратната реакция. Тъй като катализаторът променя енергията на активиране както на правата, така и на обратната реакция с еднакво количество (виж § 60), това не влияе на съотношението на техните константи на скоростта.

Следователно катализаторът не влияе върху стойността на равновесната константа и следователно не може нито да увеличи, нито да намали добива от реакцията. Тя може само да ускори или забави настъпването на равновесие.

Химичните реакции са обратими и необратими.

тези. ако някаква реакция A + B = C + D е необратима, това означава, че обратната реакция C + D = A + B не настъпва.

например, ако определена реакция A + B = C + D е обратима, това означава, че и реакцията A + B → C + D (директна) и реакцията C + D → A + B (обратна) протичат едновременно ).

Всъщност, защото протичат както директните, така и обратните реакции, реагенти (изходни вещества) в случай на обратими реакции могат да се наричат ​​както вещества от лявата страна на уравнението, така и вещества от дясната страна на уравнението. Същото важи и за продуктите.

За всяка обратима реакция е възможно скоростите на предната и обратната реакция да са равни. Такова състояние се нарича състояние на равновесие.

В състояние на равновесие концентрациите както на всички реагенти, така и на всички продукти остават непроменени. Концентрациите на продуктите и реагентите в равновесие се наричат равновесни концентрации.

Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори

Поради такива външни влияния върху системата като промяна в температурата, налягането или концентрацията на изходните вещества или продукти, може да се наруши равновесието на системата. Въпреки това, след прекратяване на това външно влияние, системата след известно време ще премине към ново състояние на равновесие. Такъв преход на система от едно равновесно състояние в друго равновесно състояние се нарича изместване (изместване) на химическото равновесие .

За да можете да определите как се измества химическото равновесие при определен вид експозиция, е удобно да се използва принципът на Льо Шателие:

Ако се окаже някакво външно въздействие върху система в състояние на равновесие, тогава посоката на изместване на химическото равновесие ще съвпадне с посоката на реакцията, която отслабва ефекта от въздействието.

Влиянието на температурата върху състоянието на равновесие

Когато температурата се промени, равновесието на всяка химическа реакция се измества. Това се дължи на факта, че всяка реакция има термичен ефект. В този случай топлинните ефекти на предната и обратната реакция винаги са директно противоположни. Тези. ако предната реакция е екзотермична и протича с термичен ефект, равен на +Q, тогава обратната реакция винаги е ендотермична и има термичен ефект, равен на -Q.

Така, в съответствие с принципа на Льо Шателие, ако увеличим температурата на някаква система, която е в състояние на равновесие, тогава равновесието ще се измести към реакцията, по време на която температурата намалява, т.е. към ендотермична реакция. И по подобен начин, ако понижим температурата на системата в състояние на равновесие, равновесието ще се измести към реакцията, в резултат на което температурата ще се повиши, т.е. към екзотермична реакция.

Например, разгледайте следната обратима реакция и посочете къде ще се измести нейното равновесие при понижаване на температурата:

Както можете да видите от уравнението по-горе, предната реакция е екзотермична, т.е. в резултат на неговото протичане се отделя топлина. Следователно обратната реакция ще бъде ендотермична, тоест протича с поглъщане на топлина. Според условието температурата се понижава, следователно, равновесието ще се измести надясно, т.е. към директна реакция.

Ефект на концентрацията върху химичното равновесие

Увеличаването на концентрацията на реагентите в съответствие с принципа на Льо Шателие трябва да доведе до изместване на равновесието към реакцията, в която се консумират реагентите, т.е. към директна реакция.

Обратно, ако концентрацията на реагентите се понижи, тогава равновесието ще се измести към реакцията, която води до образуването на реагентите, т.е. страна на обратната реакция (←).

По подобен начин се отразява и промяната в концентрацията на реакционните продукти. Ако увеличите концентрацията на продуктите, равновесието ще се измести към реакцията, в резултат на която продуктите се консумират, т.е. към обратната реакция (←). Ако, напротив, концентрацията на продуктите се понижи, тогава равновесието ще се измести към директната реакция (→), за да се увеличи концентрацията на продуктите.

Влияние на налягането върху химичното равновесие

За разлика от температурата и концентрацията, промяната в налягането не влияе на равновесното състояние на всяка реакция. За да може промяната в налягането да доведе до изместване на химическото равновесие, сумите на коефициентите пред газообразните вещества от лявата и дясната страна на уравнението трябва да са различни.

Тези. от две реакции:

промяна в налягането може да повлияе на състоянието на равновесие само в случай на втората реакция. Тъй като сумата от коефициентите пред формулите на газообразните вещества в случая на първото уравнение отляво и отдясно е една и съща (равна на 2), а в случая на второто уравнение е различна (4 на вляво и 2 отдясно).

От това, по-специално, следва, че ако няма газообразни вещества както между реагентите, така и между продуктите, тогава промяната в налягането няма да повлияе по никакъв начин на текущото състояние на равновесие. Например налягането няма да повлияе на равновесното състояние на реакцията:

Ако количеството газообразни вещества е различно отляво и отдясно, тогава увеличаването на налягането ще доведе до изместване на равновесието към реакцията, по време на която обемът на газовете намалява, а намаляването на налягането ще доведе до изместване по посока на реакцията, в резултат на което обемът на газовете се увеличава.

Влияние на катализатора върху химичното равновесие

Тъй като катализаторът еднакво ускорява както предната, така и обратната реакция, неговото присъствие или отсъствие не влияедо състояние на равновесие.

Единственото нещо, на което катализаторът може да повлияе, е скоростта на преход на системата от неравновесно състояние към равновесно състояние.

Въздействието на всички горепосочени фактори върху химичното равновесие е обобщено по-долу в измамник, който в началото можете да надникнете, когато изпълнявате задачи за баланс. Тя обаче няма да може да го използва на изпита, следователно, след като анализира няколко примера с нейна помощ, тя трябва да бъде научена и обучена да решава задачи за баланс, като вече не наднича в нея:

Обозначения: т - температура, стр - налягане, от – концентрация, – увеличаване, ↓ – намаляване