Обратимые и необратимые реакции
Обратимыми называют реакции в том случае, если в реакционной смеси (после установления равновесия или окончании процесса) можно обнаружить присутствие всех участников реакции (как реагентов, так и продуктов).
Необратимыми называют реакции, если в реакционной смеси (после установления равновесия или окончании процесса) не обнаруживается хотя бы один из реагентов (тот, который был в недостатке).
Условия обратимости химических реакций
Образование осадка как критерий необратимости мы фактически рассмотрели. Добавим только, что не всегда в принципе возможно обнаружить растворимость. В качестве примера реакция
Hg2+
+ S2–
= HgS
реакция абсолютно необратима.
Выделение
газа.
Если реакция проводится в открытой
системе (в открытом сосуде) так, что газ
необратимо покидает сферу реакции, то
последняя истинно необратима. Если же
система закрыта, то может установиться
равновесие, и процесс следует считать
обратимым: Zn2+
+ H2
Zn
+ 2H+.
Образование слабого электролита. Двойственность ответа легко демонстрируется на примере диссоциации воды. С одной стороны, мы считаем реакцию между кислотой и щелочью необратимой. С другой – вычисляем концентрацию ионов водорода в воде, т.е. считаем, что реакция H+ + OH– H2O
обратима. И константа равновесия для таким образом написанного уравнения (величина, обратная ионному произведению воды) равна 1014.
Если вычисленная константа равновесия приближается по величине к числу Авогадро, то реакция становится истинно необратимой. Практически необратимыми считаются реакции с константами равновесия большими, чем вышеприведенная константа для воды.
Химическое равновесие
1. Установление равновесия
Мы знаем три вида равновесия: механическое, термодинамическое и химическое. Механическое равновесие изучает физика. Термодинамическое равновесие наступает тогда, когда интенсивные параметры системы (температура, концентрация, давление и др.) становятся равными во всех частях системы. При этом ее энтропия максимальна, а энергия Гиббса минимальна. В изолированной системе равновесное состояние наступает всегда, если проходит достаточно времени. Заметим, что могут требоваться миллионы и миллиарды лет для достижения некоторых равновесий. При химическом равновесии скорости всех реакций (прямых и обратных) равны между собой. Концентрации веществ и, следовательно, все свойства системы не меняются во времени. При химическом равновесии концентрации реагентов и продуктов реакции остаются постоянными. Скорость необратимой химической реакции – это изменение количества вещества какого-либо участника реакции в единицу времени в единице реакционного пространства. Скорость обратимой химической реакции равна разности скоростей прямой и обратной реакций. После достижения равновесия она, очевидно, равна нулю.
В соответствии с законом действующих масс при равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций реагентов (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам) есть величина постоянная, называемая константой равновесия.
Для реакции
aA + bB +… xX + yY + …
выражение
с(Х)х•с(Y)y…/с(A)a•с(B)b… = K называется константой химического равновесия и может быть вычислена по термодинамическим характеристикам участников реакции.
Если K > 1, то говорят, что равновесие реакции смещено вправо. При K < 1 говорят о смещенности равновесия влево.
Однако термодинамический расчет не сообщает никаких сведений о скорости перехода в равновесное состояние. Эту информацию дает химическая кинетика.
Кинетика, кроме того, объясняет, как наступает состояние равновесия.
Когда концентрации веществ в системе перестанут меняться, такое состояние системы и называется равновесным (константа прямой реакции становится равной константе обратной реакции).