Что значит необратимо протекает реакция

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Содержание:

В химии есть обратимые и необратимые химические реакции. Они протекают по разному принципу и имеют свои особенности. Равновесие в реакции способно смещаться под воздействием определенных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимые реакции – это процессы, которые протекают одинаково в обоих направлениях. Например:

Реакции протекают при одинаковых условиях, образуют продукты равных объемах.

Необратимые реакции характеризуются процессом, который протекает в одном направлении, практически до конца. В продуктах всегда образуется нерастворимое соединение или газ, либо слабый электролит. Например: С+О₂=СО₂. Поскольку углекислый газ является летучим веществом, то разложить его на кислород и углерод невозможно.

Важно! Горение и взрывы в химии являются необратимыми процессами.

Химическое равновесие

Химическое равновесие – это состояние химических веществ, при котором устанавливается одинаковая скорость протекания процессов прямой и обратной стороны. Смещать равновесие можно воздействием температуры, давления или увеличением концентрации одного из веществ.

Равновесными называются реакции, в которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. То есть, образование продуктов происходит со скоростью расходования реагентов. Состояние равновесия характерно для любой обратимой реакции.

Равновесные реакции имеют одинаковые концентрации веществ. Рассмотрим подробный пример:

А+В=С+D – обратимая реакция. При взаимодействии веществ правой стороны их концентрация снижается, что снижает и скорость. Соответственно концентрация веществ левой стороны увеличивается. Постепенно эти показатели выравниваются и становятся равновесными. Это и называется равновесием.

Константа равновесия

Исходя из равновесия химических реакций, находят, что концентрации действующих веществ и полученных веществ остаются равными. Это называется равновесными концентрациями.

Константа равновесия является химическим выражением, описывающим закон действующих масс для равновесных систем. Для каждого реагента и продукта реакции обозначают равновесную концентрацию: [A], [B], [C], [D]. Каждое значение возводят в степень равную коэффициенту, находящемуся перед веществом.

K _равн= [C] x ×[D] y /[A] a ×[B] b

От наличия в реакции катализатора значение остается неизменным. Он способен ускорить уравновешивание скорости и концентраций.

Катализатор – вещество, которое ускоряет ход как прямой, так и обратной реакции и на смещение химического равновесия влияния не оказывает.

Важно! Для каждого химического процесса константа равновесия является постоянным неизменным значением.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

О подвижности равновесия говорили ученые еще в XIX веке. В то же время активно проводились исследования, чтобы доказать свои предположения. Анри Ле-Шателье был первым, кто попытался рассказать об этом в своих трудах. Позже его исследования обобщил Карл Браун. Принцип Ле-Шателье говорит о:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказывается влияние, то равновесие смещается в ту сторону, которое ослабляет это влияние

Влияние температуры

В обратимых реакциях прямая и обратная сторона процесса противоположны по температуре друг другу. В зависимости от температурного коэффициента реакции подразделяются на экзотермические (температура в процессе реакции выделяется). При повышении температуры в такой системе равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции.

Эндотермические реакции (которые протекают при нагревании) наоборот, если нагревать такую реакцию, то будет протекать быстрее прямая реакция.

Это значит, если в прямой стороне наблюдается показатель +Q-экзотермический процесс, то в обратной будет –Q – эндотермический процесс. Если увеличить температуру исходных продуктов, то химическое равновесие сместиться в ту сторону, в которой наблюдается пониженная температура.

Влияние концентрации

По принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации реагентов вызывает смещение равновесие в сторону, где они расходуются, в прямом процессе. А если концентрация веществ понижается, то химическое равновесие снижается в сторону обратных процессов.

Такой же принцип действует и на увеличение концентрации продуктов реакции. Химическое равновесие смещает в ту сторону, где происходит расход реагентов, значит в сторону обратной реакции. Если концентрацию продуктов понизить, то равновесие сместиться в сторону прямого процесса.

Влияние давления

Давление меняет равновесие не во всех процессах. Это происходит в реакциях с газообразными продуктами. Сумма коэффициентов прямой и обратной реакции должны быть неравными.

Важно! На состояние равновесия процессов с твердыми веществами давление не влияет.

При разной концентрации газообразных веществ слева и справа реакции, повышение давления приведет к смещению химического равновесия. Смещается в ту сторону, где количество газообразных веществ уменьшается, а показатели давления повышаются.

Влияние катализатора

Большинство химических реакций происходит под действием катализаторов. Это специальные добавки, в виде соединений и комплексов, которые ускоряют процесс образования продуктов. Их добавление никак не влияет на химическое равновесие. В некоторых процесс способствует быстрому уравновешиванию сторон.

Таблица химического равновесия

Источник

Обратимые и необратимые химические реакции — признаки, условия химического равновесия и примеры

Реакции в химии имеют много типов классификации, и одна из них базируется на том, возможно или невозможно протекание процессов в разных направлениях, и в зависимости от этого разделяют обратимые и необратимые химические реакции.

Обратимые химические реакции

Большинство известных взаимодействий в химии относятся именно к этому виду. Что же они представляют собой?

Так называются процессы, которые при различных условиях протекают как напрямую (как и написано в уравнении), так и в обратную сторону (это так называемые прямая и обратная реакции).

Здесь можно привести такие примеры как гидратация натрий сульфида. Происходит образование веществ, формулы которых NaHS и NaOH. В таком порядке характерно прохождение первого подтипа (прямая реакция).

Если продукты и реагенты поменяются местами — это будет второй вид этих реакций. Интересно здесь то, что скорости протекания обратного и прямого уравнений равны между собой.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия

На состояние равновесия в уравнениях химии могут влиять такие факторы как концентрация, температура, давление, катализаторы и др. Все эти способы смещения равновесия действуют по-разному.

Рассмотрим главные из них:

Увеличение концентрации приводит к тому, что все растворы, участвующие в процессе, тоже изменяют свои концентрации так, чтобы система вновь возвратилась в состояние баланса.

Температура — при её повышении, в случае обратимой реакции, равновесие смещается в сторону поглощения теплоты, а при понижении — в сторону выделения теплоты. Эти направления называются соответственно эндотермическое и экзотермическое.

Ещё один фактор — давление. Особенность в том, что оно может влиять только на системы, в которых есть хотя бы одно газообразное вещество. В случае обратимой реакции увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону уменьшения объёма (которая ведёт к уменьшению количества газов), а уменьшение — в сторону его увеличения.

Необратимые реакции

Необратимыми называются химические уравнения, происходящие до того, как полностью израсходуется одно из взаимодействующих реагентов, например, окисление фосфора кислородом с образованием оксида.

Как определить обратимую или необратимую реакцию

Различение этих двух типов производится с помощью таких признаков необратимых реакций:

выпадение осадка или выделение газа;

образование малодиссоциированных соединений (часто это вода);

большое высвобождение энергии.

Ещё одним признаком для их распознавания в книгах является то, что для необратимых уравнений между реагентами и продуктами ставятся две стрелки, указывающие на разные направления или знак равенства.

Источник

Необратимые и обратимые реакции

Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. Например:

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратом направлениях:

В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости .

Примером обратимой реакции является синтез йодоводорода из водорода и йода:

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечный продукт реакции НI, но и исходные вещества —H₂ и I₂. Как бы долго ни продолжалась реакция, в реакционной смеси при 350 o С всегда будет содержаться приблизительно 80% HI,10% Н₂ и 10% I₂. Если в качестве исходного вещества взять НI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осуществляются прямая и обратная реакции.

Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях [H₂] и [I₂], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна: v_пр = k_пр[H₂] ∙ [I₂]. Скорость обратной реакции v_обр = k_обр[HI] 2 в начальный момент времени равна нулю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутствует ([HI] = 0). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, так как водород и йод вступают в реакцию и их концентрации понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми, наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул НI, сколько их распадается на Н₂ и I₂.

Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Химическое равновесие является динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но так как скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия

Принцип Ле-Шателье

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

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции). Результатом смещения равновесия является переход системы в новое равновесное состояние с другим соотношением концентраций реагирующих веществ.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884 г):

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

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:

а) концентрации реагирующих веществ;

б) температура;

в) давление.

Влияние концентрации реагирующих веществ

Если в равновесную систему вводится какое-либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое-либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие вещества выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:

Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличивать их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т. е. уменьшать его концентрацию).

Влияние температуры

Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы (т. е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

Например, реакция синтеза аммиака является экзотермической: N₂(г) + 3H₂(г) → 2NH₃(г) + 92кДж, а реакция разложения аммиака (обратная реакция) является эндотермической: 2NH₃(г)→ N₂(г) + 3H₂(г) — 92кДж. Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.

Влияние давления

Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Например, для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции , так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).

Источник

Необратимые реакции

Содержание:

Необратимые реакции – это реакции, продукты которых при данных условиях взаимодействовать друг с другом не могут. Например, реакции горения или реакции, протекающие со взрывом — чаще всего, необратимые.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Необратимые реакции

Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка.

Обратимые и необратимые реакции

По направлению реакции бывают обратимыми и необратимыми. Сначала рассмотрим необратимые реакции. Само название их говорит о том, что это такие реакции, которые в данных условиях проходят до конца и не изменяют своего направления при изменении температуры и давления. Какие же реакции мы можем считать необратимыми? В результате необратимых реакций исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты. Важнейшим условием необратимости химических реакций является выделение одного из продуктов в виде осадка, образование газообразного продукта реакции либо мало-диссоциированного продукта реакции (воды), а также выделение большого количества тепла.

Необратимыми называют химические реакции, протекающие в прямом направлении.

Теперь рассмотрим обратимые реакции. Большая часть химических реакций обратима, т. е. протекает одновременно во взаимно противоположных направлениях.

Обратимыми называют химические реакции, протекающие при данной температуре одновременно как в сторону образования продуктов (прямая)» так и в сторону их распада (обратная). При записи уравнений таких реакций знак равенства заменяют противоположно направленными стрелками. Простейшим примером обратимой реакции является синтез аммиака:

Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой, а справа налево — обратной.

В обратимых процессах скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения концентрации реагентов, расходуемых на образование продуктов реакции. Напротив, обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными. Такое состояние обратимого процесса называется химическим равновесием.

Химическое равновесие — это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

Химическое равновесие является динамичным (подвижным), так как при наступлении равновесия химическая реакция не прекращается.

В состоянии равновесия за единицу времени образуется такое же количество молекул продуктов реакции, какое превращается в исходные вещества. При постоянных температуре и давлении равновесие обратимой реакции может сохраняться неопределенно долгое время.

По направлению реакции бывают обратимыми и необратимыми. Необратимыми называют химические реакции, протекающие в прямом направлении. Обратимыми называют химические реакции, протекающие при данной температуре одновременно как в сторону образования продуктов (прямая) так и в сторону их распада (обратная). При записи уравнении таких реакций знак равенства заменяют противоположно направленными стрелками. Химическое равновесие — это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

Условия смещения химического равновесия

Многие химические продукты получают в результате обратимых химических реакций, поэтому важно знать, при каких условиях в состоянии равновесия выход продукта увеличивается. Если при изменении условий в состоянии равновесия выход продукта увеличивается, то считают, что равновесие сместилось вправо, если уменьшается — то влево. Многочисленные исследования доказали, что смещение химического равновесия подчиняется правилу, названному принципом Ле Шателье-Брауна:

При изменении одного из условий, при котором система находится в равновесии — температуры, давлении или концентрации — равновесие смещается в направлении той реакции« которая противодействует этому изменению.

Рассмотрим применение принципа Ле Шателье-Брауна к различным типам воздействия.

Влияние изменения концентрации

В соответствии с принципом Ле Шате лье-Браун а при увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т. е. вправо, потому что увеличение концентрации одного из реагирующих веществ приведет к увеличению скорости прямой реакции. Например, при введении дополнительного количества азота равновесие в реакции образования оксида азота (II) сместится вправо — в направлении образования продукта:

Влияние изменения давления

Давление смещает равновесие в системе в тех случаях, когда происходит изменение числа молей газообразных веществ. Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молей газов. Уменьшение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газов. Например:

Данная реакция сопровождается уменьшением числа молей оксида углерода (IV). При повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования оксида углерода (IV) и, наоборот, понижение давления способствует смещению равновесия влево — в направлении образования исходных веществ. Необходимо отметить, что равновесие под влиянием изменения давления смещается лишь в том случае, когда в реакции участвуют газообразные вещества и реакция сопровождается изменением общего числа молекул. Если общее число молекул в процессе реакции не изменяется, то увеличение или уменьшение давления не влияет на равновесие этой реакции. Например, в реакции образования оксида азота

Изменение давления в системе не влияет на смещения равновесия. Таким образом, согласно принципу Ле Шателье-Брауна:

При повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающему увеличение объема.

Влияние изменения температуры

Рассмотрим на примере реакции горения оксида углерода (II):

Из уравнения реакции видим, что процесс образования углекислого газа является экзотермическим. При повышении температуры равновесие этой реакции смещается влево, в направлении образования исходных веществ. Наоборот, понижение температуры смещает равновесие вправо, в направлении образования продукта.

Таким образом, повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону эндотермического, а понижение температуры — в направлении экзотермического процесса.

Принцип Ле Шателье можно применить к таким реакциям, в которых реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях. Например:

Реакция горения серы — процесс экзотермический. Повышение температуры будет смещать равновесие этой реакции в направлении эндотермического процесса — реакции разложения оксида серы (IV), а изменение давления не влияет на смещение равновесия.

Влияние катализаторов

Катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции, поэтому на смещение химического равновесия не влияют, а только способствуют более быстрому его установлению.

При увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие сдвинется в сторону образования продуктов реакции. Если общее число молекул в процессе реакции не изменяется, то изменение давления не влияет на смешение равновесия. Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молей газов. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической, а при понижении — в сторону экзотермической реакции. Уменьшение давления смешает равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей молекул. Катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так обратную реакции, поэтому на смешение химического равновесия не влияют, а только способствуют более быстрому его установлению.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник