§4.4. Рівновага хімічних реакцій

Хімічні реакції можуть бути: необоротними або оборотними

1) НЕОБОРОТНІ реакції йдуть в одному напрямку до повного ви­трачання одного або всіх початкових речовин, утворенням осаду(), газу () або води.

Наприклад,

CuSO4 + NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4. осад

Ca(OH)2 + HCl = CaCl2 + H2O

2) ОБОРОТНІ реакції, що протікають одночасно в двох протилежних напрямах.

реагенти		продукти реакції

 

Наприклад:		пряма реакція (vпрям)
	2SO2 + О2	◄═════════════►	2SO3
		зворотна реакція (vзв)

ХІМІЧНА РІВНОВАГА – стан системи, в якому швидкості пря­­­мої і зворотної реакцій рівні (v₁ = v₂). При хімічній рівновазі кон­центрації речовин залишаються незмінними. Хімічна рівновага має динамічний характер: пряма і зворотна реакції при рівновазі не при­пиняються.

РІВНОВАЖНИЙ СТАН – це такий стан, при якому число утво­рених молекул продукту реакції рівне числу молекул, що розпалися на початкові речовини.

Наприклад:	для реакції	а·А + b·В  с·С + d·D
За законом діючих мас (п.4.1)		vпрям = kпрям [А]a· [В]b	vзв = kзв [С]с· [D]d
У стані рівноваги:		1) vпрям = vзв	2) [A], [B],[C],[D] = const

Відношення констант швидкостей прямої і зворотної реакції називають КОНСТАНТОЮ РІВНОВАГИ:

Наприклад, для реакції

2SO2 + О2  2SO3

Константа рівноваги залежить від температури і природи реагуючих речовин. Чим більша константа рівноваги, тим більше зсунута рівновага у бік утворення продуктів прямої реакції.

За постійних зовнішніх умов (концентрації, температури, тиску) хімічна рівновага зберігається довго. При зміні зовнішніх умов рів­но­вага порушується, оскільки порушується рівність швидкостей прямої і зворотної реакцій.

Зміна швидкостей називається зсувом рівноваги. Через деякий час встановлюється нова рівновага.

 

§4.5. Способи зсуву хімічної рівноваги. Закон Ле-Шательє

Напрям зсуву хімічної рівноваги визначає ЗАКОН Ле-Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, проводиться зов‑­ніш­­ня дія (змінюється концентрація, температура, тиск), то вона сприяє про­тіканню тієї з двох протилежних реакцій, яка послаб­лює цю дію

	v1
A + Б		В
	v2

Розглянемо вплив зовнішніх умов на зміщення рівноваги на прик­ладі синтезу аміаку (NH₃) з азоту і водню:

N2 + 3Н2		2NН3 + 92 кДж (+Q)
вихідні речовини		продукт реакції

а). Вплив концентрації ([A], c).

При збільшенні концентрації початкових речовин (азоту N₂ і вод­ню H₂) рівновага зміщується у бік зменшення цих концентрацій, тоб­то у бік утворення продуктів реакції (аміаку, NH₃) – BПРАВО ()

б). Вплив температури (t°).

Підвищення температури зміщує положення рівноваги у бік ЕНДОТЕРМІЧНОЇ РЕАКЦІЇ (тобто у бік реакції, що протікає з поглинанням теплоти), при пониженні температури – у бік ЕКЗОТЕР­МІЧНОЇ РЕАКЦІЇ (реакції, що протікає з виділенням теплоти).

	V1
A + Б		В + Q, то збільшення tC призводит до v2 > v1
	V2

	V1
A + Б		В - Q, то збільшення tC призводит до v1 > v2
	V2

Наприклад, для реакції		N2 + 3Н2  2NН3 + 92 кДж (+Q)
	пряма реакція	N2 + 3Н2  2NН3 + 92 кДж (+Q) є екзотермічною,
	а зворотня реакція	2NН3  N2 + 3Н2 – 92 кДж (–Q) є ендотермічною

Оскільки пряма реакція йде з виділенням тепла +Q (ЕКЗОТЕРМІЧ­НА), а зворотна – з поглинанням тепла – Q (ЕНДОТЕРМІЧНА), то

- при підвищенні температури (з 50°С до 100°С) – рівновага реакції зміщується у бік зворотної реакції – ВЛІВО ().

- при зниженні температури (зі 100°С до 50°С) – рівновага реакції зміщується у бік прямої реакції – ВПРАВО ().

3). Вплив тиску (p) (для газів).

Зміна тиску зміщує рівновагу тих оборотних реакцій, які йдуть зі зміною числа моль газоподібних речовин.

Підвищення тиску зміщує хімічну рівновагу у бік реакції утворен­ня меншого числа моль газу, пониження тиску – в бік утворення більшого числа моль газу.

Наприклад, для реакції N₂ + 3Н₂  2NН₃

1 моль + 3 моль  2 моль

пряма реакція N₂ + 3Н₂  2NН₃ проходить зі зменшенням числа моль газу,

а зворотня реакція 2NН₃  N₂ + 3Н₂ проходить зі збільшенням числа моль газу.

- при підвищенні тиску – рівновага реакції зміщується у бік пря­мої реакції ВПРАВО ().

- при зниженні тиску – рівновага реакції зміщується у бік зворот­ної реакції ВЛІВО ().

4). Каталізатори не зміщують хімічної рівноваги, оскільки вони однаково змінюють швидкість прямої і зворотної реакцій. У присутності каталізатора хімічна рівновага встановлюється швидше.

ЗАНЯТТЯ №11

Тема: Класифікація хімічних реакцій за зміною початкових і кінцевих продуктів реакції: реакції розкладу, сполучення, заміщення, обміну. Енергетичний ефект хімічних реакцій.

Термохімічні рівняння

Актуальність: В хімічних реакціях руйнуються зв'язки між одними атомами і утворюються зв'язки між іншими. Знання класифі­кації хімічних реакцій необхідне для розуміння процесів перетворення речовин в природі, а особливо в людському організмі.

Будь-який хімічний процес супроводжується тим або іншим енер­гетичним ефектом: виділення або поглинання теплоти, світла, вико­нанням електричної або механічної роботи. Знання законів хімічної термодинаміки дає змогу передбачити можливість протікання даної реакції при певних умовах, знайти ступінь перетворення, вихід кінце­вого продукту, тепловий ефект та ін. Закони термодинаміки стосу­ються і тих процесів, що протікають у живих організмах. Вони дають змогу глибше зрозуміти і пояснити ці процеси, оцінити можливість їх протікання.

Навчальні цілі:

Знати: будову атомів хімічних елементів, валентність і ступінь окиснення елементів, властивості основних класів складних речовин, основні закони хімії – закон збереження маси і закон сталості складу, основні поняття та закони термодинаміки, види енергії, взаємозв’язок і перетворення видів енергії, класифікацію систем, параметри і функ­ції стану системи.

Уміти: складати хімічні формули, визначати ступінь окиснення хімічних елементів, складати хімічні формули сполук за відомими валент­ністю і ступенем окиснення, урівнювати хімічні рівняння, визна­чати тепловий ефект реакції.