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).
Ba |
2+ |
+ |
2Cl |
− |
+ |
2H |
+ |
+ |
SO |
2− |
→ |
BaSO4↓ |
+ |
2H |
+ |
+ |
2Cl |
− |
- это полное ионное уравнение |
|
|
|
4 |
|
|
Сократим одинаковые ионы в правой и левой частях уравнения и выпишем те ионы, которые остались:
Ba |
2+ |
+ |
SO |
2− |
→ |
BaSO4↓ |
- это краткое ионное уравнение |
|
4 |
Таким образом, по сокращённому ионному уравнению видно, что осадок образуется из ионов бария (Ва 2+) и сульфат-ионов (SO42– ).
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.
При увеличении концентрации реагирующих веществ, равновесие всегда смещается вправо – в сторону прямой реакции (т.е. в сторону образования новых веществ).
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.
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).
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.