Reacții chimice reversibile și ireversibile. Reacții reversibile și ireversibile – Knowledge Hypermarket

Subiecte codificatoare: reversibile şi reacții ireversibile. Echilibrul chimic. Schimbarea echilibrului chimic sub influența diverșilor factori.

Posibilă reacție inversă reactii chimiceîmpărțite în reversibile și ireversibile.

Reacții chimice reversibile sunt reacții ale căror produse în condiții date pot interacționa între ele.

Reacții ireversibile sunt reacții ale căror produse nu pot interacționa între ele în condiții date.

Mai multe detalii despre clasificarea reacțiilor chimice poate fi citit.

Probabilitatea interacțiunii produsului depinde de condițiile procesului.

Deci, dacă sistemul deschide, adică schimburi cu mediu atât materia cât și energia, atunci reacțiile chimice în care, de exemplu, se formează gaze, vor fi ireversibile. De exemplu , la calcinarea bicarbonatului de sodiu solid:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O

Dioxidul de carbon gazos va fi eliberat și se va evapora din zona de reacție. Prin urmare, o astfel de reacție va fi ireversibil in aceste conditii. Dacă luăm în considerare sistem închis , care nu pot schimbă o substanță cu mediul (de exemplu, o cutie închisă în care are loc reacția), atunci dioxidul de carbon nu va putea scăpa din zona de reacție și va interacționa cu apa și carbonatul de sodiu, apoi reacția va fi reversibilă sub aceste conditii:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Să luăm în considerare reacții reversibile. Lasă reacția reversibilă să se desfășoare conform schemei:

aA + bB = cC + dD

Viteza reacției directe conform legii acțiunii masei este determinată de expresia: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b, viteza reacției inverse: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . Dacă în momentul inițial al reacției nu există substanțe C și D în sistem, atunci particulele A și B se ciocnesc și interacționează în principal și are loc o reacție predominant directă. Treptat, concentrația particulelor C și D va începe, de asemenea, să crească, prin urmare, viteza reacției inverse va crește. La un moment dat viteza reacției directe va fi egală cu viteza reacției inverse. Această stare se numește echilibru chimic .

Astfel, echilibru chimic este o stare a sistemului în care ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale .

Deoarece vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale, viteza de formare a substanțelor este egală cu rata consumului lor, iar curentul concentrațiile substanțelor nu se modifică . Astfel de concentrații se numesc echilibru .

Vă rugăm să rețineți că la echilibru există atât reacții directe cât și inverse, adică reactanții interacționează între ei, dar și produsele interacționează cu aceeași viteză. În același timp, factorii externi pot influența deplasa echilibru chimic într-o direcție sau alta. Prin urmare, echilibrul chimic se numește mobil sau dinamic.

Cercetările în domeniul echilibrului mobil au început în secolul al XIX-lea. Lucrările lui Henri Le Chatelier au pus bazele teoriei, care mai târziu a fost generalizată de omul de știință Karl Brown. Principiul echilibrului mobil, sau principiul Le Chatelier-Brown, afirmă:

Dacă un sistem aflat în stare de echilibru este influențat de un factor extern care modifică oricare dintre condițiile de echilibru, atunci procesele din sistem care vizează compensarea influenței externe sunt intensificate.

Cu alte cuvinte: atunci când există o influență externă asupra sistemului, echilibrul se va deplasa astfel încât să compenseze această influență externă.

Acest principiu, care este foarte important, funcționează pentru orice fenomene de echilibru (nu doar pentru reacții chimice). Cu toate acestea, acum îl vom lua în considerare în legătură cu interacțiunile chimice. În cazul reacțiilor chimice, influențele externe duc la modificări ale concentrațiilor de echilibru ale substanțelor.

Reacțiile chimice la echilibru pot fi afectate de trei factori principali - temperatură, presiune și concentrații de reactanți sau produși.

1. După cum se știe, reacțiile chimice sunt însoțite de un efect termic. Dacă reacția directă are loc cu eliberarea de căldură (exotermă sau +Q), atunci reacția inversă are loc cu absorbția căldurii (endotermă sau -Q) și invers. Dacă ridici temperatură în sistem, echilibrul se va deplasa astfel încât să compenseze această creștere. Este logic ca într-o reacție exotermă creșterea temperaturii nu poate fi compensată. Astfel, pe măsură ce temperatura crește, echilibrul din sistem se deplasează către absorbția de căldură, adică. spre reacții endoterme (-Q); cu scăderea temperaturii – spre o reacție exotermă (+Q).

2. În cazul reacțiilor de echilibru, când cel puțin una dintre substanțe este în fază gazoasă, echilibrul este de asemenea afectat semnificativ de o modificare presiuneîn sistem. Pe măsură ce presiunea crește, sistemul chimic încearcă să compenseze acest efect și crește viteza reacției, în care cantitatea substanțe gazoase scade. Pe măsură ce presiunea scade, sistemul crește viteza de reacție, ceea ce produce mai multe molecule de substanțe gazoase. Astfel: cu o creștere a presiunii, echilibrul se deplasează către o scădere a numărului de molecule de gaz, iar cu o scădere a presiunii - spre o creștere a numărului de molecule de gaz.

Fiţi atenți! Sistemele în care numărul de molecule de gaze reactante și de produse sunt același nu sunt afectate de presiune! De asemenea, schimbările de presiune nu au practic niciun efect asupra echilibrului în soluții, de exemplu. asupra reacţiilor în care nu există gaze.

3. De asemenea, echilibrul în sistemele chimice este afectat de modificări concentratii reactanți și produși. Pe măsură ce concentrația de reactanți crește, sistemul încearcă să le utilizeze și crește viteza reacției directe. Pe măsură ce concentrația de reactivi scade, sistemul încearcă să le producă, iar viteza reacției inverse crește. Pe măsură ce concentrația produselor crește, sistemul încearcă și el să le consume și crește viteza reacției inverse. Când concentrația produselor scade, sistemul chimic crește viteza de formare a acestora, adică. rata de reacție înainte.

Dacă într-un sistem chimic viteza de reacție înainte crește corect , spre formarea produselor Şi consumul de reactiv . Dacă viteza de reacție inversă crește, spunem că echilibrul s-a schimbat stânga , spre consumul de alimente Şi creșterea concentrației de reactivi .

De exemplu, în reacția de sinteză a amoniacului:

N2 + 3H2 = 2NH3 + Q

O creștere a presiunii duce la o creștere a vitezei de reacție, în care se formează mai puține molecule de gaz, adică. reacție directă (numărul de molecule de gaze reactante este de 4, numărul de molecule de gaz din produse este de 2). Pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează spre dreapta, spre produse. La cresterea temperaturii echilibrul se va schimba în sens opus reacţiei endoterme, adică la stânga, spre reactivi. O creștere a concentrației de azot sau hidrogen va deplasa echilibrul către consumul lor, adică. la dreapta, spre produse.

Catalizator nu afectează echilibrul, deoarece accelerează atât reacțiile înainte cât și invers.

Reacțiile chimice pot fi reversibile sau ireversibile.

aceste. dacă o reacție A + B = C + D este ireversibilă, aceasta înseamnă că reacția inversă C + D = A + B nu are loc.

adică, de exemplu, dacă o anumită reacție A + B = C + D este reversibilă, aceasta înseamnă că atât reacția A + B → C + D (directă), cât și reacția C + D → A + B (invers) au loc simultan ).

În esență, pentru că Apar atât reacțiile directe, cât și cele inverse, în cazul reacțiilor reversibile, atât substanțele din partea stângă a ecuației, cât și substanțele din partea dreaptă a ecuației pot fi numite reactivi (substanțe inițiale). Același lucru este valabil și pentru produse.

Pentru orice reacție reversibilă, este posibilă o situație când ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale. Această condiție se numește stare de echilibru.

La echilibru, concentrațiile atât ale tuturor reactanților, cât și ale tuturor produselor sunt constante. Concentrațiile de produse și reactanți la echilibru se numesc concentratii de echilibru.

Schimbarea echilibrului chimic sub influența diverșilor factori

Datorită influențelor externe asupra sistemului, cum ar fi schimbările de temperatură, presiune sau concentrație de substanțe sau produse inițiale, echilibrul sistemului poate fi perturbat. Cu toate acestea, după încetarea acestei influențe externe, sistemul va trece, după un timp, la o nouă stare de echilibru. O astfel de tranziție a unui sistem de la o stare de echilibru la o altă stare de echilibru se numește deplasarea (deplasarea) echilibrului chimic .

Pentru a putea determina cum se schimbă echilibrul chimic sub un anumit tip de influență, este convenabil să folosim principiul lui Le Chatelier:

Dacă se exercită orice influență externă asupra unui sistem aflat în stare de echilibru, atunci direcția deplasării echilibrului chimic va coincide cu direcția reacției care slăbește efectul influenței.

Influența temperaturii asupra stării de echilibru

Când temperatura se schimbă, echilibrul oricărei reacții chimice se schimbă. Acest lucru se datorează faptului că orice reacție are un efect termic. Mai mult, efectele termice ale reacțiilor directe și inverse sunt întotdeauna direct opuse. Aceste. dacă reacția directă este exotermă și are un efect termic egal cu +Q, atunci reacția inversă este întotdeauna endotermă și are un efect termic egal cu –Q.

Astfel, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, dacă creștem temperatura unui anumit sistem care se află într-o stare de echilibru, atunci echilibrul se va deplasa către reacția în timpul căreia temperatura scade, i.e. spre o reacție endotermă. Și în mod similar, dacă coborâm temperatura sistemului în stare de echilibru, echilibrul se va deplasa spre reacție, în urma căreia temperatura va crește, adică. spre o reacție exotermă.

De exemplu, luați în considerare următoarea reacție reversibilă și indicați unde se va schimba echilibrul său pe măsură ce temperatura scade:

După cum se poate observa din ecuația de mai sus, reacția directă este exotermă, adică Ca urmare a apariției sale, căldura este eliberată. În consecință, reacția inversă va fi endotermă, adică are loc odată cu absorbția căldurii. În funcție de condiție, temperatura este redusă, prin urmare, echilibrul se va deplasa spre dreapta, adică. spre reacția directă.

Efectul concentrației asupra echilibrului chimic

O creștere a concentrației de reactivi în conformitate cu principiul lui Le Chatelier ar trebui să conducă la o schimbare a echilibrului către reacția ca urmare a căreia reactivii sunt consumați, de exemplu. spre reacția directă.

Și invers, dacă concentrația reactanților este redusă, atunci echilibrul se va deplasa către reacția în urma căreia se formează reactanții, adică. partea reacției inverse (←).

O modificare a concentrației produselor de reacție are, de asemenea, un efect similar. Dacă concentrația de produse este crescută, echilibrul se va deplasa către reacția în urma căreia produsele sunt consumate, adică. spre reacția inversă (←). Dacă, dimpotrivă, concentrația produselor este redusă, atunci echilibrul se va deplasa spre reacția directă (→), astfel încât concentrația produselor crește.

Efectul presiunii asupra echilibrului chimic

Spre deosebire de temperatură și concentrație, schimbările de presiune nu afectează starea de echilibru a fiecărei reacții. Pentru ca o modificare a presiunii să conducă la o schimbare a echilibrului chimic, sumele coeficienților pentru substanțele gazoase din stânga și din dreapta ecuației trebuie să fie diferite.

Aceste. din doua reactii:

o modificare a presiunii poate afecta starea de echilibru numai în cazul celei de-a doua reacţii. Deoarece suma coeficienților din fața formulelor substanțelor gazoase în cazul primei ecuații din stânga și din dreapta este aceeași (egal cu 2), iar în cazul celei de-a doua ecuații este diferită (4 pe stânga și 2 în dreapta).

De aici, în special, rezultă că, dacă nu există substanțe gazoase atât printre reactanți, cât și printre produși, atunci o schimbare a presiunii nu va afecta în niciun fel starea actuală de echilibru. De exemplu, presiunea nu va afecta starea de echilibru a reacției:

Dacă, în stânga și în dreapta, cantitatea de substanțe gazoase diferă, atunci o creștere a presiunii va duce la o deplasare a echilibrului către reacția în care volumul gazelor scade, iar o scădere a presiunii va duce la o schimbare a echilibru, în urma căruia volumul gazelor crește.

Efectul unui catalizator asupra echilibrului chimic

Deoarece un catalizator accelerează în mod egal atât reacțiile directe, cât și cele inverse, prezența sau absența acestuia nu are efect la o stare de echilibru.

Singurul lucru pe care un catalizator îl poate afecta este rata de tranziție a sistemului de la o stare de neechilibru la una de echilibru.

Impactul tuturor factorilor de mai sus asupra echilibrului chimic este rezumat mai jos într-o foaie de cheat, pe care o puteți privi inițial atunci când efectuați sarcini de echilibru. Cu toate acestea, nu va fi posibil să îl utilizați la examen, prin urmare, după analizarea mai multor exemple cu ajutorul său, ar trebui să îl învățați și să exersați rezolvarea problemelor de echilibru fără a le privi:

Denumiri: T - temperatura, p - presiune, Cu – concentrare, – creştere, ↓ – scădere

Reacții reversibile- reacţii chimice, în condiţii date, care au loc simultan în două sensuri opuse (înainte şi invers), substanţele iniţiale nu se transformă complet în produse. de exemplu: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Direcția reacțiilor reversibile depinde de concentrațiile substanțelor care participă la reacție. La terminarea reacției reversibile, adică la atingere echilibru chimic, sistemul conține atât materii prime, cât și produși de reacție.

O reacție reversibilă simplă (într-o etapă) constă în două reacții elementare care au loc simultan, care diferă una de cealaltă numai în direcția transformării chimice. Direcția reacției finale accesibile observației directe este determinată de care dintre aceste reacții reciproc inverse are o viteză mai mare. De exemplu, o reacție simplă

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

constă din reacţii elementare

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 și 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Pentru reversibilitatea unei reacții complexe (în mai multe etape), este necesar ca toate etapele ei constitutive să fie reversibile.

Pentru reacții reversibile Ecuația se scrie de obicei după cum urmează: A + B AB.

Două săgeți îndreptate în sens opus indică faptul că, în aceleași condiții, atât reacțiile înainte, cât și cele invers au loc simultan

Ireversibil Acestea sunt procese chimice ale căror produse nu sunt capabile să reacționeze între ele pentru a forma substanțele inițiale. Din punct de vedere Termodinamică - lucrurile inițiale sunt complet transformate în produse. Exemple de reacții ireversibile includ descompunerea sării berthollet la încălzirea 2КlО3 > 2Кl + 3О2,

Reacțiile ireversibile sunt acele reacții care apar:

1) produșii rezultați părăsesc sfera de reacție - precipită și sunt eliberați sub formă de gaz, de exemplu BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) se formează un compus ușor disociat, de exemplu apă: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) reacția este însoțită de o eliberare mare de energie, de exemplu arderea magneziului

Mg + 1 / 2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol

Echilibrul chimic este o stare a unui sistem de reacție în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale.

Concentrația de echilibru a substanțelor sunt concentrațiile de substanțe dintr-un amestec de reacție care se află într-o stare de echilibru chimic. Concentrația de echilibru este indicată prin formula chimică a substanței cuprinsă între paranteze drepte.

De exemplu, următoarea intrare indică faptul că concentrația de echilibru a hidrogenului în sistemul de echilibru este de 1 mol/L.

Echilibru chimic diferă de conceptul familiar de „echilibru”. Echilibrul chimic este dinamic. Într-un sistem aflat în stare de echilibru chimic, au loc atât reacții directe, cât și reacții inverse, dar ratele lor sunt egale și, prin urmare, concentrațiile substanțelor implicate nu se modifică. Echilibrul chimic este caracterizat printr-o constantă de echilibru egală cu raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și inverse.

Constantele de viteză pentru o reacție directă și inversă sunt vitezele unei reacții date la concentrații ale substanțelor inițiale pentru fiecare dintre ele în unități egale. De asemenea, constanta de echilibru este egală cu raportul dintre concentrațiile de echilibru ale produselor reacției directe în puteri ale coeficienților stoichiometrici și produsul concentrațiilor de echilibru ale reactanților.

Н2+I2 = 2НI

Dacă , atunci există mai multe materii prime în sistem. Dacă , atunci există mai mulți produse de reacție în sistem. Dacă constanta de echilibru este semnificativ mai mare decât 1, reacția se numește ireversibilă.

Poziția echilibrului chimic depinde de următorii parametri de reacție: temperatura, presiunea și concentrația substanțelor. Influența pe care acești factori o au asupra unei reacții chimice este supusă unui model care a fost în general afirmat în 1884 de chimistul fizician francez Le Chatelier și confirmat în același an de chimistul fizico olandez Van't Hoff. Formulare modernă Principiul lui Le Chatelier este : dacă sistemul se află într-o stare de echilibru, atunci orice impact care se exprimă într-o modificare a unuia dintre factorii care determină echilibrul provoacă o modificare a acestuia care tinde să slăbească acest impact.

În principiul lui Le Chatelier, vorbim despre o schimbare a stării de echilibru chimic dinamic, acest principiu se mai numește și principiul echilibrului în mișcare, sau principiul echilibrului deplasat.

Să luăm în considerare utilizarea acestui principiu pentru diferite cazuri:

Efectul temperaturii. Când temperatura se schimbă, schimbarea echilibrului chimic este determinată de semn efect termic reactii chimice. În cazul unei reacții endoterme, adică o reacție care are loc cu absorbția căldurii, o creștere a temperaturii favorizează apariția acesteia, deoarece temperatura scade în timpul reacției. Ca urmare, echilibrul se deplasează spre dreapta, concentrațiile produselor cresc, iar randamentul acestora crește. Dacă temperatura scade, atunci se observă imaginea opusă: echilibrul se deplasează spre stânga (spre reacția inversă, care are loc odată cu degajarea de căldură), concentrația și randamentul produselor scad.

Pentru o reacție exotermă, dimpotrivă, o creștere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului la stânga, iar o scădere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului spre dreapta.

Modificările concentrației de produse și reactivi se datorează faptului că atunci când temperatura se schimbă, constanta de echilibru a reacției se modifică. O creștere a constantei de echilibru duce la o creștere a randamentului produselor, o scădere duce la o scădere.

De exemplu, o creștere a temperaturii în cazul unui proces endotermic de descompunere a carbonatului de calciu CaCO 3 (t) Û CaO (t)+ CO 2 (g) − Q determină o deplasare a echilibrului spre dreapta, iar în cazul unei reacții exoterme de descompunere a monoxidului de azot în substanțe simple
2NO Û N 2 + O 2 +Q O creștere a temperaturii deplasează echilibrul spre stânga, adică favorizează formarea NO.

Efectul presiunii. Presiunea are un efect vizibil asupra stării de echilibru chimic numai în cazurile în care cel puțin unul dintre participanții la reacția chimică este un gaz. O creștere a presiunii în astfel de sisteme este însoțită de o scădere a volumului și o creștere a concentrației tuturor participanților gazoși la reacție.

Dacă în timpul unei reacții directe cantitatea de substanțe gazoase crește, atunci creșterea presiunii duce la o deplasare a echilibrului spre stânga (cantitatea de gaze scade în timpul reacției inverse). Dacă în timpul unei reacții cantitatea de substanțe gazoase scade, pe măsură ce presiunea crește, echilibrul se deplasează spre dreapta. Dacă cantitățile de reactanți gazoși și de produși sunt egale, o modificare a presiunii nu duce la o schimbare a echilibrului chimic.

Trebuie remarcat faptul că schimbările de presiune nu afectează constanta de echilibru.

Efectul concentrării. Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a concentrației unuia dintre participanții la reacție ar trebui să conducă la consumul acestuia. Astfel, dacă se adaugă un reactiv în sistem la V = const, echilibrul se va deplasa la dreapta, iar dacă produsul de reacție - la stânga. Scoaterea unei substanțe din sistem (scăderea concentrației acesteia) are efectul opus.

Toate cele de mai sus se aplică atât soluțiilor lichide, cât și gazoase (amestecuri de gaze)

Ce este o reacție reversibilă? Acest proces chimic, care curge în două direcții reciproc opuse. Să luăm în considerare principalele caracteristici ale unor astfel de transformări, precum și parametrii lor distinctivi.

Care este esența echilibrului?

Reacțiile chimice reversibile nu produc produse specifice. De exemplu, atunci când oxidul de sulf (4) este oxidat simultan cu producerea de oxid de sulf (6), componentele originale sunt formate din nou.

Procesele ireversibile implică transformarea completă a substanțelor care interacționează, o astfel de reacție este însoțită de producerea unuia sau mai multor produse de reacție.

Exemple de interacțiuni ireversibile sunt reacțiile de descompunere. De exemplu, atunci când permanganatul de potasiu este încălzit, se formează un manganat de metal, oxid de mangan (4), și se eliberează și oxigen gazos.

O reacție reversibilă nu implică formarea de precipitații sau eliberarea de gaze. Tocmai aici se află principala diferență față de interacțiunea ireversibilă.

Echilibrul chimic este o stare a unui sistem care interacționează în care este posibilă apariția reversibilă a uneia sau mai multor reacții chimice, cu condiția ca vitezele proceselor să fie egale.

Dacă sistemul este în echilibru dinamic, nu există nicio modificare a temperaturii, concentrației de reactivi sau alți parametri într-o anumită perioadă de timp.

Condiții pentru schimbarea echilibrului

Echilibrul unei reacții reversibile poate fi explicat folosind regula lui Le Chatelier. Esența sa constă în faptul că atunci când se exercită o influență externă asupra unui sistem care se află inițial în echilibru dinamic, se observă o modificare a reacției în direcția opusă influenței. Orice reacție reversibilă folosind acest principiu poate fi mutată la în direcția corectăîn cazul modificărilor de temperatură, presiune și concentrație a substanțelor care interacționează.

Principiul lui Le Chatelier „funcționează” numai pentru reactivii gazoși nu sunt luate în considerare; Există o relație reciproc inversă între presiune și volum, determinată de ecuația Mendeleev-Clapeyron. Dacă volumul componentelor gazoase inițiale este mai mare decât produsele de reacție, atunci pentru a schimba echilibrul la dreapta este important să creștem presiunea amestecului.

De exemplu, când monoxidul de carbon (2) este transformat în dioxid de carbon, în reacție intră 2 moli de monoxid de carbon și 1 mol de oxigen. Aceasta produce 2 moli de monoxid de carbon (4).

Dacă, în funcție de condițiile problemei, această reacție reversibilă trebuie deplasată spre dreapta, este necesară creșterea presiunii.

Concentrația substanțelor care reacţionează are, de asemenea, o influenţă semnificativă asupra cursului procesului. Conform principiului lui Le Chatelier, dacă concentrația componentelor inițiale crește, echilibrul procesului se deplasează spre produsul interacțiunii lor.

În acest caz, scăderea (ieșire de la amestec de reacție) a produsului rezultat contribuie la procesul direct.

Pe lângă presiune și concentrație, schimbările de temperatură au și un impact semnificativ asupra apariției unei reacții inverse sau directe. Când amestecul inițial este încălzit, se observă o schimbare a echilibrului către procesul endotermic.

Exemple de reacții reversibile

Să luăm în considerare, folosind un proces specific, modalități de deplasare a echilibrului către formarea produselor de reacție.

2СО+О 2 -2СО 2

Această reacție este un proces omogen, deoarece toate substanțele sunt în aceeași stare (gazoasă).

În partea stângă a ecuației sunt 3 volume de componente, după interacțiune acest indicator a scăzut, se formează 2 volume. Pentru ca procesul direct să aibă loc, este necesară creșterea presiunii amestecului de reacție.

Având în vedere că reacția este exotermă, temperatura este scăzută pentru a produce dioxid de carbon.

Echilibrul procesului se va deplasa spre formarea produsului de reacție cu creșterea concentrației uneia dintre substanțele inițiale: oxigen sau monoxid de carbon.

Concluzie

Reacțiile reversibile și ireversibile joacă un rol important în viața umană. Procesele metabolice care au loc în corpul nostru sunt asociate cu o schimbare sistematică a echilibrului chimic. Folosit în producția chimică conditii optime, permițându-vă să direcționați reacția în direcția corectă.

Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupe: reacții ireversibile și reacții reversibile. Reacțiile ireversibile continuă până la finalizare - până când unul dintre reactanți este consumat complet. Reacțiile reversibile nu se finalizează: într-o reacție reversibilă, niciunul dintre reactanți nu este complet consumat. Această diferență se datorează faptului că o reacție ireversibilă poate avea loc doar într-o singură direcție. O reacție reversibilă poate apărea atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers.

Să ne uităm la două exemple.

Exemplul 1. Interacțiunea dintre zinc și acidul azotic concentrat se desfășoară conform ecuației:

Cu o cantitate suficientă de acid azotic, reacția se va termina numai când tot zincul s-a dizolvat. În plus, dacă încercați să efectuați această reacție în sens invers- trecerea dioxidului de azot printr-o soluție de azotat de zinc, apoi zincul metalic și acidul azotic nu vor funcționa - această reacție nu poate avea loc în sens invers. Astfel, interacțiunea zincului cu acidul azotic este o reacție ireversibilă.

Exemplul 2. Sinteza amoniacului se desfășoară conform ecuației:

Dacă amestecați un mol de azot cu trei moli de hidrogen, creați în sistem condiții favorabile pentru ca reacția să aibă loc și, după un timp suficient, analizați amestecul de gaze, rezultatele analizei vor arăta că nu numai reacția produsul (amoniacul) va fi prezent în sistem, dar și substanțele inițiale (azot și hidrogen). Dacă acum, în aceleași condiții, nu se pune un amestec de azot-hidrogen, ci amoniac ca substanță de pornire, atunci va fi posibil să se constate că o parte a amoniacului se va descompune în azot și hidrogen și raportul final dintre cantități. dintre toate cele trei substanțe va fi la fel ca în acel caz, atunci când pornește de la un amestec de azot și hidrogen. Astfel, sinteza amoniacului este o reacție reversibilă.

În ecuațiile reacțiilor reversibile, se pot folosi săgeți în locul semnului egal; ele simbolizează reacția care are loc atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers.

În fig. Figura 68 arată modificarea ratelor reacțiilor directe și inverse în timp. La început, la amestecarea substanțelor inițiale, viteza reacției directe este mare, iar viteza reacției inverse este zero, pe măsură ce reacția continuă, substanțele inițiale sunt consumate și concentrațiile lor scad.

Orez. 63. Modificarea vitezei reacțiilor înainte și înapoi în timp.

Ca urmare, viteza reacției directe scade. În același timp, apar produse de reacție și concentrația lor crește. Ca urmare, începe să aibă loc o reacție inversă, iar viteza acesteia crește treptat. Când vitezele reacțiilor directe și inverse devin egale, apare echilibrul chimic. Astfel, în ultimul exemplu, se stabilește un echilibru între azot, hidrogen și amoniac.

Echilibrul chimic se numește echilibru dinamic. Acest lucru subliniază faptul că la echilibru apar atât reacții directe, cât și reacții inverse, dar ratele lor sunt aceleași, drept urmare modificările sistemului nu sunt vizibile.

O caracteristică cantitativă a echilibrului chimic este o valoare numită constantă de echilibru chimic. Să o luăm în considerare folosind exemplul reacției de sinteză iodură-hidrogen:

Conform legii acțiunii în masă, vitezele reacțiilor directe și inverse sunt exprimate prin ecuațiile:

La echilibru, ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale între ele, prin urmare

Raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și inverse este, de asemenea, o constantă. Se numește constanta de echilibru a acestei reacții (K):

De aici in sfarsit

În partea stângă a acestei ecuații sunt acele concentrații de substanțe care interacționează care sunt stabilite la echilibru - concentrații de echilibru. Partea dreaptă a ecuației este o constantă (at temperatura constanta) dimensiune.

Se poate arăta că în cazul general al unei reacţii reversibile

constanta de echilibru se exprimă prin ecuația:

Aici, literele mari indică formulele substanțelor, iar literele mici indică coeficienții din ecuația de reacție.

Astfel, la o temperatură constantă, constanta de echilibru a unei reacții reversibile este o valoare constantă care arată raportul dintre concentrațiile produselor de reacție (numărător) și substanțelor inițiale (numitor) care se stabilește la echilibru.

Ecuația constantă de echilibru arată că, în condiții de echilibru, concentrațiile tuturor substanțelor care participă la reacție sunt legate între ele. O modificare a concentrației oricăreia dintre aceste substanțe implică modificări ale concentrațiilor tuturor celorlalte substanțe; ca urmare, se stabilesc noi concentrații, dar raportul dintre ele corespunde din nou cu constanta de echilibru.

Valoarea numerică a constantei de echilibru, la o primă aproximare, caracterizează randamentul unei reacții date. De exemplu, când randamentul de reacție este mare, deoarece în acest caz

adică la echilibru, concentrațiile produselor de reacție sunt mult mai mari decât concentrațiile substanțelor inițiale, iar aceasta înseamnă că randamentul reacției este mare. Când (dintr-un motiv similar) randamentul reacției este scăzut.

În cazul reacțiilor eterogene, expresia constantei de echilibru, precum și expresia legii acțiunii masei (vezi § 58), includ concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau lichidă. De exemplu, pentru reacție

constanta de echilibru are forma:

Valoarea constantei de echilibru depinde de natura substanţelor care reacţionează şi de temperatură. Nu depinde de prezența catalizatorilor. După cum sa menționat deja, constanta de echilibru este egală cu raportul constantelor de viteză ale reacțiilor directe și inverse. Deoarece catalizatorul modifică energia de activare atât a reacțiilor directe, cât și a reacțiilor inverse cu aceeași cantitate (vezi § 60), nu afectează raportul dintre constantele lor de viteză.

Prin urmare, catalizatorul nu afectează valoarea constantei de echilibru și, prin urmare, nu poate nici să crească, nici să scadă randamentul reacției. Nu poate decât să accelereze sau să încetinească apariția echilibrului.