Что такое обратимость в химии

Химическое равновесие

Принцип Ле Шателье

В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать внешнее воздействие.

Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно справляться с заданиями.

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие: равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.

Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое» место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:

Изменения давления и химическое равновесие

Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа. Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или эндотермическая.

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор и ингибитор

Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют на равновесие.

Константа равновесия

Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа равновесия будет записана следующим образом:

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Что такое обратимость в химии

Ключевые слова конспекта: Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие и способы его смещения. Общая характеристика реакции синтеза аммиака и условия смещения её равновесия.

При изучении теории электролитической диссоциации вы установили отличие сильных электролитов от слабых. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, т. е. существуют только в виде ионов. Например:

Слабые электролиты диссоциируют частично, т. е. существуют в растворе как в виде ионов, так и в виде молекул. Одни молекулы распадаются на ионы (диссоциация), другие образуются из получившихся ионов (ассоциация). Например:

Сильные электролиты диссоциируют необратимо, а слабые — обратимо. Эту особенность отражают с помощью двух стрелок, направленных в противоположные стороны: стрелка, указывающая слева направо, отражает процесс диссоциации, обратная — ассоциации.

Из курса органической химии вы знаете, что ацетилен можно получить взаимодействием карбида кальция с водой:

Если вы попытаетесь из гидроксида кальция и ацетилена получить карбид кальция, т. е. провести обратную реакцию, у вас ничего не выйдет. Гидролиз карбида кальция относится к необратимым химическим реакциям.

Взаимодействие карбоновой кислоты со спиртом называют, как вы знаете, реакцией этерификации. Катализаторами таких реакций являются сильные кислоты, например серная:

В то же время сложные эфиры, в том числе этиловый эфир уксусной кислоты, способны вступать в реакцию с водой в присутствии серной кислоты, т. е. гидролизоваться:

Нетрудно заметить, что реакции этерификации и гидролиза сложного эфира — зеркальное отражение друг друга, два взаимно противоположных процесса.

В обратимых реакциях вместо знака равенства часто изображают две противоположно направленные стрелки — стрелки обратимости:

Условно реакцию, которая записана слева направо, называют прямой, а противоположную ей — обратной.

Обратимой, например, является реакция синтеза аммиака. Смесь азота с водородом пропускают через нагретый железный катализатор. Начинается химическая реакция:

Однако часть образующегося аммиака в тех же самых условиях (температура, катализатор) распадается:

Общее уравнение этого обратимого процесса можно записать так:

В реакции синтеза аммиака, как и в любой обратимой реакции, наступает такой момент времени, когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной.

При химическом равновесии концентрации участников реакции перестают изменяться, хотя ни прямая, ни обратная реакции не прекращаются. Сколько продуктов реакции образовалось за единицу времени, столько и разложилось с образованием исходных веществ.

Если условия реакции не изменяются, химическое равновесие может существовать сколь угодно долго. Стоит реакцию «потревожить», и равновесие смещается либо в сторону исходных веществ, либо в сторону продуктов реакции. Через некоторое время устанавливается новое равновесие. Такое явление называют смещением химического равновесия.

Какие факторы оказывают влияние на химическое равновесие? В общем случае таких факторов три: изменение температуры реакции, давления и концентрации реагирующих веществ.

Общий принцип смещения химического равновесия сформулировал в 1884 г. французский химик Анри Ле Шателье.

Проиллюстрируем этот принцип на примере реакции синтеза аммиака.

Реакция соединения водорода и азота сопровождается выделением теплоты, т. е. является экзотермической. Естественно, что разложение аммиака — эндотермический процесс:

Если в состоянии равновесия увеличить температуру реакционной смеси, то это вызовет ускоренное разложение аммиака, т. е. смещение равновесия влево. Это реакция эндотермическая, идёт с поглощением теплоты, и, следовательно, система препятствует повышению температуры.

Можно запомнить частное правило: увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

Синтез аммиака сопровождается понижением давления, так как из четырёх объёмов исходных газов получается два объёма газообразного продукта (в соответствии с коэффициентами в уравнении реакции). Если в состоянии равновесия увеличить давление в системе, то равновесие сместится вправо, при этом объём смеси уменьшится и давление также станет меньше.

Получается, что увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, которая сопровождается уменьшением суммарного объёма газообразных веществ.

Допустим, в равновесную смесь азота, водорода и аммиака добавили дополнительное количество азота, т. е. увеличили его концентрацию. Равновесие в системе будет смещаться таким образом, чтобы азота стало меньше, т. е. в сторону образования аммиака.

Сделаем общий вывод: добиться большего выхода продукта в реакции синтеза аммиака можно уменьшением температуры, повышением давления, увеличением концентрации азота или водорода и уменьшением концентрации аммиака.

А как влияет катализатор на смещение равновесия? Синтез аммиака — это каталитический процесс, но катализатор в одинаковой степени увеличивает скорость как прямой, так и обратной реакции. Поэтому наличие катализатора на смещение равновесия никак не влияет, он только сокращает время установления равновесия.

Из-за того, что реакция синтеза аммиака обратима, выход аммиака меньше теоретически возможного; конечный продукт надо отделять от примеси исходных газов, а непрореагировавшие азот и водород вновь возвращать в аппарат синтеза. Таким образом, менее трети исходных газов за одно прохождение через реактор превращается в аммиак.

Конспект урока по химии «Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и способы его смещения». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Выберите дальнейшее действие:

Источник

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Урок 17. Химия 11 класс ФГОС

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока «Обратимость химических реакций. Химическое равновесие»

Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые. Необратимые реакции – это реакции, которые идут только в одном направлении. Необратимыми являются реакции горения (например, реакция горения метана), большинство реакций тэрмического разложения сложных веществ (например, реакция разложения перманганата калия), необратимыми являются большинство реакций, в результате которых образуется газ (например, реакция карбоната калия с серной кислотой), образуется осадок (например, в реакции соляной кислоты с нитратом серебра один), или если образуется малодиссоциирующее вещество (например, в реакции азотной кислоты и гидроксида натрия).

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлении. В уравнениях обратимых реакций используют знак обратимости.

Реакция образования веществ Цэ и Дэ является прямой, а реакция образования А и Бэ является обратной.

Обратимыми являются также реакции этэрификации – это реакции взаимодействия карбоновых кислот со спиртами.

Одни и те же реакции при различных условиях могут быть обратимыми и необратимыми. Например, реакция разложения карбоната кальция. В открытой системе эта реакция является необратимой, так как углекислый газ выходит из зоны реакции, а в замкнутой системе эта реакция является обратимой, так как углекислый газ не уходит из зоны реакции.

Обратимой является реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода.

После некоторого времени после начала реакции в газовой смеси можно обнаружить не только йодоводород, но и исходные вещества – водород и йод. Если взять в качестве исходного вещества йодоводород, то через некоторое время также наряду с образовавшимися водородом и йодом в смеси будет содержаться йодоровород.

Если в качестве исходных веществ взять водород и йод, то скорость прямой реакции будет равна произведению концентраций водорода и йода.

Скорость обратной реакции будет равна концентрации йодоводорода взятой в квадрате.

Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, потому что водород и йод начинают реагировать и их концентрации уменьшаются.

Скорость же обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода увеличивается. Как только скорость прямой реакции окажется равной скорости обратной реакции, наступит химическое равновесие. Это равновесие считается динамическим, так как идут и прямая, и обратная реакции, скорости их также равны, а значит и концентрации веществ не изменяются. То есть их концентрации являются равновесными.

Если рассмотреть реакцию образования веществ Цэ и Дэ из А и Бэ, то скорость прямой реакции будет равна произведению равновесных концентраций А и Бэ с учётом их стехиометрических коэффициентов.

Скорость обратной реакции будет равна произведению равновесных концентраций Цэ и Дэ с учётом их стереохимических коэффициентов.

Так как в состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, то предыдущие выражения можно приравнять.

Константа скорости прямой и обратной реакции является величиной постоянной. А отношение констант скоростей прямой и обратной реакции является величиной постоянной, которая называется константой равновесия.

Константа равновесия зависит от температуры и давления, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Катализатор также не влияет на константу равновесия, но уменьшает время достижения равновесия.

Химическое равновесие является подвижным. То есть изменения внешних условий ведёт к смещению или сдвигу химического равновесия. Состояние же химического равновесия при неизменных внешних условиях может сохраняться бесконечно долго. Для многих химических производств состояние равновесия является нежелательным, так как не приводит к нужному выходу продукции. И поэтому для таких химических реакций нужно создавать условия, когда равновесие будет смещаться в нужную сторону.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который сформулировал французский учёный Ле Шатэлье в 1884 году.

Согласно этому принципу, если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию.

На смещение химического равновесия влияют такие факторы, как концентрация реагирующих веществ, температура и давление.

Рассмотрим влияние концентрации на смещение химического равновесия. Как правило, при увеличении концентрации исходных веществ, равновесие смещается в сторону прямой реакции, при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции.

Так, в реакции получения оксида серы шесть из оксида серы четыре и кислорода, при увеличении концентрации оксида серы четыре равновесие смещается вправо, то есть в сторону прямой реакции.

Аналогично, при увеличении концентрации кислорода, равновесие смещается в сторону прямой реакции, то есть в сторону образования оксида серы шесть. При увеличении концентрации оксида серы шесть равновесие смещается в сторону обратной реакции, то есть влево.

Следовательно, при уменьшении концентрации оксида серы четыре и кислорода равновесие смещается влево, то есть в сторону обратной реакции, при уменьшении концентрации оксида серы шесть равновесие смещается в сторону образования оксида серы шесть, то есть в сторону прямой реакции.

Рассмотрим пример реакции взаимодействия хлорида железа три и роданида калия. В результате реакции образуется роданид железа три и хлорид калия. Эта реакция является обратимой. Если к хлориду железа три добавить роданид калия, то образуется раствор кроваво-красного цвета.

Разделим этот раствор на три равные части. В первую пробирку добавим роданид калия и раствор приобретает ещё более насыщенный кроваво-красный цвет, так как равновесие сместилось в сторону продуктов реакции. К третьей пробирки добавим твёрдый хлорид калия, раствор стал более светлым, то есть равновесие сместилось, в данном случае, в сторону исходных веществ.

Из этого опыта понятно, что при увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции, равновесие смещается в сторону исходных веществ.

Рассмотрим, как влияет изменение температуры на смещение химического равновесия. Для начала большинства химических реакций необходимо нагреть исходные вещества, чтобы частицы получили необходимую энергию. Однако скорость прямой и обратной реакции зависит от того, являются ли эти реакции экзотэрмическими или эндотэрмическими.

Как правило, увеличение температуры ведёт к увеличению скорости реакции. Для того, чтобы узнать как температура повлияет на смещение равновесия нужно знать тепловой эффект реакции. Так реакция превращения оксида азота четыре в его димер, является экзотэрмической.

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотэрмической реакции, а при уменьшении температуры равновесие смещается в сторону экзотэрмической реакции.

Для подтверждения этого проведём следующий эксперимент. В одну ёмкость нальём горячую воду, в другую – холодную. Опустим в две ёмкости колбы с бурым газом – оксидом азота четыре. Во второй колбе, которая опущена в холодную воду, газ бледнеет, так как оксид азота четыре переходит в его димер, который является бесцветным.

Как же влияет давление на смещение химического равновесия? Давление газов в системе при постоянной температуре определяется числом молекул газообразных веществ, или химическим количеством этих веществ. Поэтому для оценки влияния изменения давления необходимо подсчитать число молей газообразных веществ в левой и правой частях уравнения. При увеличении давления увеличивается концентрация газообразных веществ.

Например, в реакции синтеза аммиака из азота и водорода образуется 2 моль аммиака из исходных четырёх моль азота и водорода. Следовательно, было 4 объёма исходных веществ и образовалось 2 объёма аммиака. При увеличении давления объём уменьшается, поэтому идёт реакция образования аммиака. При уменьшении давления, объём увеличивается, что способствует реакции разложения аммиака на исходные вещества.

Таким образом, при увеличении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объём образующихся газообразных веществ уменьшается, и, наоборот, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая приводит к увеличению объёма. То есть, при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования аммиака (вправо), а при уменьшении давления равновесие смещается в сторону исходных веществ (влево).

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия, так как они одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакцию. То есть катализаторы только ускоряют наступление химического равновесия. Например, дрова быстрее загораются, если их порубить (то есть увеличить площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ; на сильном огне быстрее закипит вода (потому то увеличивается температура), смазанные маслом детали автомобилей не ржавеют, так как не будет доступа кислорода.

Источник

Классификация реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (образуется вода)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Реакции и их тепловой эффект

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 56 кДж

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник