Конспект урока: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и способы его смещения

Необратимость реакции

Вы уже знаете, что существуют химические реакции, которые протекают только в одном направлении — в сторону образования продуктов реакции. Такие реакции называются необратимыми.

В этих реакциях исходные вещества (реагенты) практически полностью превращаются в стехиометрическом соотношении в продукты реакции. Необратимости реакции способствуют условия, при которых хотя бы один из продуктов реакции уходит из реакционной зоны в виде осадка или газообразного вещества или представляет собой малодиссоциирующее в реакционной среде вещество.

Рассмотрим пример необратимой реакции.

Решение

1. Записать реакцию между нитратом серебра и хлоридом натрия. Уравниваем и отмечаем растворимость: 

${\mathrm{AgNO}}_3+\mathrm{NaCl} \to \mathrm{AgCl}\downarrow +{\mathrm{NaNO}}_3$.

  ^{Н                 P               Н                       Р}

Реакция протекает с выпадением осадка, значит относится к необратимым

2. Записать реакцию в полном ионном виде:

${\mathrm{Ag}}^{+} + {{\mathrm{NO}}_3}^{-}+ {\mathrm{Cl}}^{-} + \mathrm{Na}\to \mathrm{AgCl} + {{\mathrm{NO}}_3}^{-} + {\mathrm{Na}}^{+}$. 

3. Записать сокращённое ионное уравнение: 

${\mathrm{Ag}}^{+} + {\mathrm{Cl}}^{-}\to \mathrm{AgCl}$.

Необратимую реакцию нельзя повернуть в обратную сторону без ввода новых реагентов и без затраты энергии.

Аналогично можно рассмотреть и электролитическую диссоциацию. Так, сильные электролиты диссоциируют необратимо:

$\mathrm{КОН} \to {\mathrm{К}}^{+} + {\mathrm{ОН}}^{-}$.

Эту особенность отражают с помощью стрелок. При необратимом процессе используется одна стрелка, указывающая справа налево, а при обратимых — две стрелки, направленные в противоположные стороны. Таким образом, стрелка, указывающая слева направо, отражает процесс диссоциации, а в обратном направлении — ассоциации.

Если сильные электролиты участвуют в необратимом процессе, то слабые, в свою очередь, — в обратимом:

$\mathrm{HOOC}—{\mathrm{CH}}_3 \leftrightarrow {\mathrm{Н}}^{+} + {\mathrm{CH}}_3 —{\mathrm{CОО}}^{-}$.

Обратимость реакции

Существует множество реакций, которые не идут до полного превращения реагентов в продукты, взаимодействие как бы прекращается на определённом этапе. В реакционной смеси обнаруживаются как продукты реакции, так и исходные вещества. На самом деле реакция не прекращается, а только с определённого момента продукты реакции начинают взаимодействовать и выделять исходные вещества, а значит, начинает протекать обратная реакция. Такие реакции называются обратимыми.

Рассмотрим пример обратимой реакции.

Решение

1. Запишем реакцию между азотом и кислородом: 

${{\mathrm{N}}_2}^0 + {{\mathrm{О}}_2}^0 \leftrightarrow {\mathrm{N}}^{+2}{\mathrm{О}}^{-2}$.

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

${{\mathrm{N}}_2}^0 - 2\times 2\mathrm{ē} \to 2{\mathrm{N}}^{+2}$     4            1           восстановитель,

                                                            4

${{\mathrm{О}}_2}^0 + 2\times 2\mathrm{ē} \to 2{\mathrm{О}}^{-2}$      4            1           окислитель.

3. Расставим коэффициенты: ${{\mathrm{N}}_2}^{0 }+ {{\mathrm{О}}_2}^0 \leftrightarrow 2\mathrm{NO}$.

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция.

Обратимые реакции могут протекать одновременно в двух противоположных направлениях и не заканчиваются полным расходованием всех либо одного из исходных веществ, поэтому вместо знака равенства «=» или «=>» в уравнениях таких реакций ставится знак обратимости «⇆» или «↔».

Химическое равновесие

Скорость химической реакции прямо пропорционально зависит от концентрации исходных веществ: чем выше (больше) концентрация веществ, тем больше скорость реакции и наоборот, чем ниже концентрация веществ, тем меньше скорость реакции.

Так, в обратимых реакциях в результате протекания прямой реакции в системе появляются и начинают накапливаться конечные продукты реакции, которые по мере накопления начинают вступать в противоположную по направлению (обратную) реакцию, идущую справа налево. Следовательно, в соответствии с законом действующих масс в реакционной системе скорость прямой реакции постепенно уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается.

В результате через какое-то время эти скорости станут равными, и устанавливается состояние, именуемое химическим равновесием.

При этом концентрации реагирующих веществ и про­дуктов реакции остаются без изменения. Их называют рав­новесными концентрациями. На макроуровне ка­жется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы про­должают идти, но с равной скоростью. 

 

Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим.

Принцип Ле Шателье (смещение химического равновесия)

Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.

Рис. 1. Анри Луи Ле Шателье

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским учёным Ле Шателье в 1884 году.

 

Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.

 

Этот принцип часто называют принципом «бегства от насилия» или принципом «наоборот». Принцип Ле Шателье применим не только к хи­мическим реакциям, но и ко многим другим про­цессам: к испарению, конденсации, плавлению, кри­сталлизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и рас­чёты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для про­ведения химических процессов, которые обеспечи­вают максимальный выход желаемого вещества.

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются: концентрации реагирующих веществ, температура, давление.

Выделим основные закономерности:

• при увеличении концентрации реагирующих ве­ществ химическое равновесие системы смещает­ся в сторону образования продуктов реакции;
• при увеличении концентрации продуктов реак­ции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;
• при увеличении давления химическое равнове­сие системы смещается в сторону той реакции, при которой объём образующихся газообразных веществ меньше;
• при повышении температуры химическое рав­новесие системы смещается в сторону эндотер­мической реакции;
• при понижении температуры — в сторону экзо­термического процесса.

Рассмотрим пример реакции образования аммиака. 

Решение

Давайте рассмотрим, как идёт процесс образования аммиака.

1. Запишем реакцию. Уравняем и установим, обратимая или необратимая реакция.

${\mathrm{N}}_2 + 3{\mathrm{H}}_2 \leftrightarrow 2{\mathrm{NH}}_3$

Оба вещества газообразные, не происходит образования осадка или воды, соответственно реакция обратимая.

2. Задача: увеличить выход продукта реакции. 

3. Решение: необходимо повышать давление в системе обратимой реакции, так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырёх молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).

Ответы

Упражнение 1

Реакция ${\mathrm{C}}_2{\mathrm{H}}_5\mathrm{OH} + 3{\mathrm{O}}_2 \to 2{\mathrm{CO}}_2 + 3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$ необратимая, т. к. в ней выделяется угарный газ и вода, которые при н. у. не взаимодействуют друг с другом.

Упражнение 2

1. Чтобы сместить равновесие вправо в реакции синтеза аммиака 

${\mathrm{N}}_2 + 3{\mathrm{H}}_2 \leftrightarrow 2{\mathrm{NH}}_3$, т. е. увеличить выход аммиака, необходимо: 

1) повысить концентрацию ${\mathrm{N}}_2 \mathrm{и} {\mathrm{Н}}_2$;

2) понизить концентрацию ${\mathrm{NН}}_3$ (отводить продукт из сферы реакции);

3) понизить температуру, т. к. прямая реакция экзотермическая.