35. Обратимые и необратимые химические реакции. Понятие о химическм равновесии.

Обычно мы изучаем химические реакции, полагая, что исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции. Таких реакций в действительности в химии не много. Их называют необратимыми. Например, это реакции горения или нейтрализации сильных кислот щелочами: CH4+2O2=CO2+2H2O; NaOH+HCl=NaCl+H2O. Большинство же химических реакций в природе и промышленности являются обратимыми, т. е. наряду с образованием новых веществ в таких реакциях происходит распад продуктов на исходные вещества. Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях. В суммарной схеме процесса между левой и правой частями уравнения ставят две стрелки, указывающие на обратимость реакций, т.е. возможность протекания процесса в обоих направлениях: I2+H2↔2HI. В любой обратимой реакции обычно наступает состояние, когда скорости прямого и обратного процессов уравниваются. Такое состояние назвается химическим равновесием. Например, в реакции получения йодоводорода равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул йодоводорода, сколько их распадается на молекулы иода и водорода. В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются и в реагирующей смеси видимых изменений не присходит. Если скорость прямой реакции обозначим v_пр, а обратной — v_обр, то в состоянии химического равновесия v_пр= v_обр. Т. о. состояние химического равновесия для обратимой гомогенной системы аА+bB↔pP+qQ характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакции, а также постоянством концентраций всех реагирующих веществ во времени, а следовательно, отсутствием видимых изменений, постоянной величиной свободной энергии (ΔG_T=0)

36. Кинетический и термодинамический подходы к описанию химического равновесия.

О степени глубины протекания процесса можно судить на основании основного закона химической кинетики — закона действующих масс, которому подчиняется система в состоянии равновесия: частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ (о, май год)является величиной постоянной. Эту величину называют константой равновесия (К). Для реакции аА+bB+...↔dD+eE+... в состоянии равновесия выполняется соотношение К_с=[D]^d[E]^e.../[A]^a[B]^b..., где [A], [B], …, [D], [E], … - равновесные концентрации веществ А, В, …, D, Е, …; a, b, …, d, e, … - показатели степени, в которую возводится концентрация данного вещества — численно равны коэффиентам перед формулой веществ в уравнении реакции. Значения К находят путём расчёта или на эксперементальных данных. Константа равновесия — важная характеристика реакций. По её значению можно судить о направлении процесса при исходном соотношении концентраций реагирующих веществ, о максимально возможном выходе продукта реакции при тех или иных условиях.

Рассмотрим обратимую реакцию: 2H2(г)+O2↔2H2O (г). Протекание реакции в прямом направлении сопровождается выделением теплоты (ΔH меньше 0). Энтропия системы при этом уменьшается (ΔS меньше 0) так как в результате реакции из 3 моль газов образуются 2 моль газов. Т.о., движещей силой этого процесса является энергитический (энтальпийный) фактор. Протекание рассмотреной реакции в обратном направлении сопровождается поглощением теплоты (ΔH больше 0), энтропия возрастает и движущей силой этого процесса является энтропийный фактор. Действие этих двух противоположно действующих факторов уравновешивается: ΔH=T ΔS, т.е. ΔG=0. Наступает химическое равновесие. Число образующихся в единицу времени молекул (или других частиц) при прямой реакции равно числу молекул (или других частиц), вступивших во взаимодействие при обратной реакции, т.е. химическое взаимодействие является динамичным.