Как определить обратимые и необратимые реакции. Обратимые и необратимые химические реакции

Среди многочисленных классификаций типов реакций, например таких, которые определяются по тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические), по изменению степеней окисления веществ (окислительно-восстановительные), по количеству участвующих в них компонентов (разложения, соединения) и так далее, рассматриваются реакции, протекающие в двух взаимных направлениях, иначе, называемых обратимыми . Альтернативой обратимых реакций являются реакции необратимые, в процессе которых образуется конечный продукт (осадок, газообразное вещество, вода). Среди таких реакций можно указать следующие:

Реакции обмена между растворами солей, в процессе которых образуются либо нерастворимый осадок – СаСО 3:

Са(ОН) 2 + К 2 СО 3 → СаСО 3 ↓ + 2КОН (1)

либо газообразное вещество – СО 2:

3 К 2 СО 3 + 2Н 3 РО 4 →2К 3 РО 4 + 3СО 2 + 3Н 2 О (2)

или получается малодиссоциируемое вещество – Н 2 О:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O (3)

Если рассматривать обратимую реакцию, то она протекает не только в прямом (в реакциях 1,2,3 слева направо), но и в обратном направлении. Примером такой реакции является синтез аммиака из газообразных веществ - водорода и азота:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Таким образом, химическая реакция называется обратимой, если она протекает не только в прямом(→) , но и в обратном направлении (←) и обозначается символом (↔).

Главной особенностью данного типа реакций является то, что из исходных веществ образуются продукты реакции, но и одновременно из этих же продуктов, обратно, образуются исходные реагенты. Если рассматривать реакцию (4), то в относительную единицу времени одновременно с образованием двух молей аммиака будет происходить их распад с образованием трёх молей водорода и одного моля азота. Обозначим скорость прямой реакции (4) символом V 1 тогда выражение этой скорости примет вид:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

где величина «k» определяется как константа скорости данной реакции, величины [Н 2 ] 3 и соответствуют концентрациям исходных веществ, возведённых в степени, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В соответствии с принципом обратимости, скорость обратной реакции примет выражение:

V 2 = kˑ 2 (6)

В начальный момент времени скорость прямой реакции принимает наибольшее значение. Но постепенно концентрации исходных реагентов уменьшаются и скорость реакции замедляется. Одновременно скорость обратной реакции начинает возрастать. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми (V 1 = V 2) , наступает состояние равновесия , при котором уже не происходит изменения концентраций как исходных, так и образующихся реагентов.

Следует отметить, что некоторые необратимые реакции не следует понимать в буквальном смысле слова. Приведём пример наиболее часто приводимой реакции взаимодействия металла с кислотой, в частности, цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (7)

В действительности, цинк, растворяясь в кислоте, образует соль: хлорид цинка и газообразный водород, но по истечении некоторого времени скорость прямой реакции замедляется, поскольку увеличивается концентрация соли в растворе. Когда реакция практически прекращается, в растворе наряду с хлоридом цинка будет присутствовать некоторое количество соляной кислоты, поэтому реакцию (7) следует приводить в следующем виде:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Или в случае образования нерастворимого осадка, получаемого при сливании растворов Na 2 SO 4 и BaCl 2:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

осажденная соль BaSO 4 пусть и в малой степени, но будет диссоциировать на ионы:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Поэтому понятия необратимой и необратимой реакций является относительным. Но тем не менее, и в природе и в практической деятельности людей данные реакции имеют большое значение. К примеру, процессы горения углеводородов или более сложных органических веществ, например спирта:

СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О (11)

2С 2 Н 5 ОН + 5О 2 = 4СО 2 + 6Н 2 О (12)

являются процессами абсолютно необратимыми. Было бы считать счастливой мечтой человечества, если бы реакции (11) и (12) были бы обратимыми! Тогда бы можно было из СО 2 и Н 2 О опять синтезировать и газ и бензин и спирт! С другой стороны, обратимые реакции, такие как (4) или окисление сернистого газа:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

являются основными в производстве солей аммония, азотной кислоты, серной кислоты и др. как неорганических, так и органических соединений. Но данные реакции являются обратимыми! И чтобы получать конечные продукты: NH 3 или SO 3 необходимо использовать такие технологические приёмы, как: изменение концентраций реагентов, изменение давления, повышение или понижение температуры. Но это уже будет являться предметом следующей темы: «Смещение химического равновесия».

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

>> Химия: Обратимые и необратимые реакции

СО2+ H2O = H2CO3

Оставим полученный раствор кислоты стоять в штативе. Через некоторое время мы увидим, что раствор снова стал фиолетовым, так как кислота разложилась на исходные вещества.

Это процесс можно провести гораздо быстрее, если подо треть раствор угольной кислоты. Следовательно, реакция получения угольной кислоты протекает как в прямом, так н в обратном направлении, то есть является обратимой. Обратимость реакции обозначается двумя противоположно направленными стрелками:

Среди обратимых реакций, лежащих в основе получения важнейших химических продуктов, в качестве примера назо вем реакцию синтеза (соединения) оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода.

1. Обратимые и необратимые реакции.

2. Правило Бертолле.

Запишите уравнения реакций горения, о которых говорилось в тексте параграфа, зияя, что в результате этих реакций образованы оксиды тех элементов, из которых построены исходные вещества.

Дайте характеристику трех последних реакций, проведенных а конце параграфа, по плану: а) характер и число реагентов и продуктов; б) агрегатное состояние; в) направление: г) наличие катализатора; д) выделение или поглощение теплоты

Какая неточность допущена в предложенной в тексте параграфа записи уравнения реакции обжига известняка?

Насколько справедливо утверждение, что реакции соединения будут, как правило, зкзотермическими реакциями? Обоснуйте свою точку зрения, пользуясь приведенными в тексте учебника фактами.

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.

Одной из важнейших характеристик химической реакции является глубина (степень) превращения, показывающая, насколько исходные вещества превращаются в продукты реакции. Чем она больше, тем экономичнее можно проводить процесс. Глубина превращения, помимо других факторов, зависит от обратимости реакции.

Обратимые реакции, в отличие от необратимых , протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Одновременно идет взаимодействие продуктов реакции с образованием исходных веществ.

Рассмотрим примеры:

1) в замкнутый сосуд при определенной температуре введены равные объемы газообразного йода и водорода. Если столкновения молекул этих веществ происходят с нужной ориентацией и достаточной энергией, то химические связи могут перестроиться с образованием промежуточного соединения (активированный комплекс, см. п.1.3.1). Дальнейшая перестройка связей может привести к распаду промежуточного соединения на две молекулы йодистого водорода. Уравнение реакции:

H 2 + I 2 ® 2HI

Но молекулы йодистого водорода также будут беспорядочно сталкиваться с молекулами водорода, йода и между собой. При столкновении молекул HI ничто не помешает образоваться промежуточному соединению, которое затем может разложиться на йод и водород. Этот процесс выражается уравнением:

2HI ® H 2 + I 2

Таким образом, в этой системе одновременно будут протекать две реакции - образование йодистого водорода и его разложение. Их можно выразить одним общим уравнением

H 2 + I 2 « 2HI

Обратимость процесса показывает знак «.

Реакция, направленная в данном случае в сторону образования йодистого водорода, называется прямой, а противоположная - обратной.

2) если смешать два моль диоксида серы с одним моль кислорода, создать в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении времени провести анализ газовой смеси, то результаты покажут, что в системе будут присутствовать как SO 3 – продукт реакции, так и исходные вещества – SO 2 и O 2 . Если в те же условия в качестве исходного вещества поместить оксид серы (+6), то можно будет обнаружить, что часть его разложится на кислород и оксид серы (+4), причем конечное соотношение между количествами всех трех веществ будет такое же, как и в том случае, когда исходили из смеси диоксида серы и кислорода.

Таким образом, взаимодействие диоксида серы с кислородом также является одним из примеров обратимой химической реакции и выражается уравнением

2SO 2 + O 2 « 2SO 3

3) взаимодействие железа с соляной кислотой протекает согласно уравнению:

Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2

При достаточном количестве соляной кислоты реакция закончится, когда

все железо израсходуется. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении – пропускать водород через раствор хлорида железа, то металлического железа и соляной кислоты не получится – эта реакция не может идти в обратном направлении. Таким образом, взаимодействие железа с соляной кислотой – необратимая реакция.

Однако, следует иметь ввиду, что теоретически любой необратимый процесс можно представить протекающим в определенных условиях обратимо, т.е. в принципе все реакции можно считать обратимыми. Но очень часто одна из реакций явно преобладает. Это бывает в тех случаях, когда продукты взаимодействия удаляются из сферы реакции: выпадает осадок, выделяется газ, при ионообменных реакциях образуются практически недиссоциирующие продукты; или же когда за счет явного избытка исходных веществ противоположный процесс практически подавляется. Таким образом, естественное или искусственное исключение возможности протекания обратной реакции позволяет довести процесс практически до конца.

Примерами таких реакций могут служить взаимодействие хлорида натрия с нитратом серебра в растворе

NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,

бромида меди с аммиаком

CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2 ,

нейтрализация хлороводородной кислоты раствором едкого натра

HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.

Это все примеры лишь практически необратимых процессов, так как и хлорид серебра несколько растворим, и комплексный катион 2+ не абсолютно устойчив, и вода диссоциирует, хотя и в крайне незначительной степени.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.

Протекание реакции возможно при благоприятном соотношении энергетического и энтропийного факторов. Если эти факторы уравновешивают друг друга, состояние системы не меняется. В таких случаях говорят, что системы находится в равновесии.
Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми. Большинство химических реакций являются обратимыми. Эта значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения (равновесные концентрации).

Константа равновесия

Рассмотрим реакцию получения аммиака:

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2 NH 3(г)

Запишем выражения для вычисления скоростей прямой (1) и обратной (2) реакций:

1 = k 1 [ H 2 ] 3

2 = k 2 2

Скорости прямой и обратной реакций равны, следовательно можно записать:

k 1 3 = k 2 2

k 1 / k 2 = 2 / 3

Отношение двух постоянных величин – величина постоянная. Константа равновесия– отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.

К = 2 / 3

Если выразить в общем виде, то константа равновесия:

mA + nB ↔ pC +qD

К =[C] p [D] q / [A] m [B] n

Константа равновесия –отношение произведений концентраций продуктов реакции, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам к произведению концентраций исходных веществ, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам.

Если К выражают через равновесные концентрации, то чаще всего обозначают К с. Возможно также рассчитать К для газов через их парциальные давления. В этом случае К обозначают как К р. Между К с и К р существует зависимость:

К р = К с × (RT) Δn ,

где Δn – изменение числа всех моль газов при переходе от реагентов к продуктам, R – универсальная газовая постоянная.

К не зависит от концентрации, давления, объема и наличия катализатора и зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Если К много меньше 1, то в смеси больше исходных веществ, а в случае много большем 1 – в смеси больше продуктов.

Гетерогенное равновесие

Рассмотрим реакцию

CaCO 3(тв) ↔ CaO (тв) +CO 2(г)

В выражение для константы равновесия концентрации компонентов твердой фазе не входят, следовательно

Химическое равновесие наступает при наличии всех компонентов системы, но константа равновесия не зависит от концентраций веществ в твердой фазе. Химическое равновесие – динамический процесс. К дает информацию о протекании реакции, а ΔG – о ее направлении. Они связаны между собой отношением:

ΔG 0 = -R × T × lnK

ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

С точки зрения технологических процессов обратимые химические реакции не выгодны, поскольку нужно обладать знаниями, каким образом повысить выход продукта реакции, т.е. необходимо научиться смещать химическое равновесие в сторону продуктов реакции.

Рассмотрим реакцию, в которой необходимо повысить выход аммиака:

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) , ΔН < 0

Для того, чтобы сместить равновесие в сторону прямой или обратной реакции необходимо воспользоваться принципом Ле-Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии подействовать каким-либо фактором из вне (увеличить или уменьшить температуру, давление, объем, концентрацию веществ), то система оказывает противодействие данному воздействию.

Например, если в равновесной системе повысить температуру, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая будет эндотермической; если повысить давление, то равновесие сместится в сторону реакции с большим числом моль веществ; если в системе увеменьшить объем, то смещение равновесия будет направлено на увеличение давления; если увеличить концентрацию одного из исходных веществ, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая приведет к уменьшению равновесной концентрации продукта.

Так, применительно, к рассмотренной реакции, чтобы повысить выход аммиака, нужно увеличить концентрации исходных веществ; понизить температуру, поскольку прямая реакция экзотермическая, увеличить давление или уменьшить объем.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1