Обратимые и необратимые реакции.

Химические реакции часто протекают до конца, т.е. исходные продукты полностью расходуются в ходе химической реакции и образуются новые вещества - продукты реакции. Такие реакции идут только в одном направлении – в сторону прямой реакции.

Необратимые реакции – реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в конечные продукты реакции.

Необратимые реакции идут в трёх случаях, если:

1) образуется нерастворимое вещество, т.е. выпадает осадок.

Например:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HCl - это молекулярное уравнение

Теперь распишем каждую молекулу на ионы, кроме того вещества, которое выпало в осадок (заряды ионов смотри в таблице «Растворимость гидроксидов и солей» на последнем форзаце учебника).

Сократим одинаковые ионы в правой и левой частях уравнения и выпишем те ионы, которые остались:

Таким образом, по сокращённому ионному уравнению видно, что осадок образуется из ионов бария (Ва ²⁺) и сульфат-ионов (SO₄^2– ).

2) образуется газообразное вещество, т.е. выделяется газ:

Например:

Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑ - молекулярное уравнение

2Na ⁺ + S ²⁻ + 2H ⁺ + 2Cl ⁻ → 2 Na ⁺ + 2 Cl ⁻ + H₂S↑ - полное ионное уравнение

S ²⁻ + 2H ⁺ → H₂S↑ - краткое ионное уравнение

3) образуется вода:

Например:

KOH + HNO₃ → KNO₃ + H₂O - молекулярное уравнение

K ⁺ + OH ⁻ + H ⁺ + NO₃⁻ → K ⁺ + NO₃⁻ + H₂O - полное ионное уравнение

OH ⁻ + H ⁺ → H₂O - краткое ионное уравнение

Однако, необратимых реакций не так много; большинство реакций протекают в двух направлениях (в сторону образования новых веществ, и наоборот, - в сторону разложения новых веществ на исходные продукты реакции), т.е. являются обратимыми.

Обратимые реакции – химические реакции, которые протекают в двух противоположных направлениях – прямом и обратном.

Например: реакция образования аммиака из водорода (Н₂) и азота (N₂) идёт по реакции:

3H₂ + N₂ → 2NH₃

и образующиеся молекулы аммиака разлагаются на Н₂ и N₂ (т.е. на исходные вещества):

2NH₃ → 3H₂ + N₂ , поэтому суммарно эти две реакции записывают: 3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃ (стрелка ↔ показывает протекание реакции в двух направлениях).

В обратимых реакциях наступает момент, когда скорость прямой реакции (скорость образования новых веществ) становится равной скорости обратной реакции (скорость образования из новых веществ исходных продуктов реакции) – наступает равновесие.

Химическое равновесие – состояние химически обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Химическое равновесие является динамичным (т.е. подвижным), т.к. при его наступлении реакция не прекращается, а только концентрации веществ не изменяются. Это значит, что количество образовавшихся новых веществ равно количеству исходных веществ. При постоянной температуре и давлении равновесие в обратимой реакции может сохраняться неопределённо долгое время.

На практике (в лаборатории, на производстве) чаще всего заинтересованы в протекании прямых реакций.

Сместить равновесие обратимой системы можно, изменив одно из условий равновесия (концентрацию, температуру или давление).

Закон смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье): если на систему, находящуюся в равновесии, подействовать, изменив одно из условий равновесия, то состояние химического равновесия сместится в сторону уменьшения данного воздействия.

1) При увеличении концентрации реагирующих веществ, равновесие всегда смещается вправо – в сторону прямой реакции (т.е. в сторону образования новых веществ).

2) При увеличении давления путём сжатия системы, следовательно, и увеличения концентрации реагирующих веществ (только для веществ в газообразном состоянии), равновесие системы смещается в сторону меньшего количества молекул газа.

3) При увеличении температуры равновесие смещается:

а) при эндотермической реакции (реакции, идущей с поглощением теплоты) – вправо (в сторону прямой реакции);

б) при экзотермической реакции (реакции, идущей с выделением теплоты) – влево (в сторону обратной реакции).

4) При понижении температуры равновесие смещается:

а) при эндотермической реакции (реакции, идущей с поглощением теплоты) – влево (в сторону обратной реакции);

б) при экзотермической реакции (реакции, идущей с выделением теплоты) – вправо (в сторону прямой реакции).

Эндотермические реакции на письме обозначаются знаком в конце реакции «+ Q» или

«∆Н > 0», экзотермические - знаком в конце реакции «− Q» или «∆Н < 0».

Например: разберём, куда смещается равновесие в системе:

2NO₂(г) ↔ 2NO(г) + O₂(г) + Q

а) увеличении концентрации реагирующих веществ

б) уменьшении температуры

в) увеличении температуры

г) увеличении давления

Решение:

а) увеличении концентрации реагирующих веществ – равновесие смещается вправо (т.к. по закону действия масс чем больше концентрация веществ, тем выше скорость реакции);

б) уменьшении температуры (т.к. реакция эндотермическая) – смещение влево;

в) увеличении температуры – смещение вправо;

г) увеличении давления (по уравнению видно, что из двух молекул газа образуется три молекулы, следовательно равновесие сместится в сторону меньшего количества молекул) – влево.

• ⇐ Назад
• 12