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

Видеоурок 1: Химическое равновесие

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

Обратимые и необратимые химические реакции

Из предыдущего урока вы узнали, что такое скорость химической реакции и какие факторы оказывают на неё влияние. На данном уроке рассмотрим, как эти реакции протекают. Зависит это от поведения исходных веществ, участвующих в реакции – реагенты. Если они полностью превращаются в конечные вещества – продукты, то реакция является необратимой. Ну, а если конечные продукты вновь превращаются в исходные вещества, то реакция обратимая. Учитывая это сформулируем определения:

Вспомните, на уроках химии вам демонстрировали наглядный пример обратимой реакции получения угольной кислоты: 

CO₂ + H₂O <-> H₂CO₃

Примером является реакция горения фосфора: 4P + 5O₂ → 2P₂O₅

Одними из свидетельств необратимости реакции являются выпадение осадка или выделение газа. 

Химическое равновесие

То есть в обратимых реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов. Увидим на примере как образуется химическое равновесие. Возьмем реакцию образования йодоводорода: 

H₂(г) + I₂(г) <-> 2HI(г)

Мы можем нагревать смесь газообразных водорода и йода или же уже готовый йодовород, результат в обоих случаях будет один: образование равновесной смеси трех веществ H₂, I₂, HI.

В самом начале реакции, до образования йодоводорода идет прямая реакция со скоростью (v_пр). Выразим её кинетическим уравнением v_пр = k₁[H₂][I₂], где k₁ – это константа скорости прямой реакции. Постепенно образуется продукт HI, который в тех же условиях начинает разлагаться на H₂ и I₂. Уравнение данного процесса выглядит следующим образом: v_обр = k₂[HI]², где v_обр – скорость обратной реакции, k₂ – константа скорости обратной реакции. В тот момент, когда HI достаточно для выравнивания v_пр и v_обр наступает химическое равновесие. Количество веществ, находящихся в равновесии, в нашем случае это H₂, I₂ и HI не меняется со временем, но только если нет внешних воздействий. Из сказанного следует, что химическое равновесие динамично. В нашей реакции йодоводород то образуется, то расходуется.

Помните, изменение условий реакции позволяет сдвинуть равновесии в нужном направлении. Если мы увеличим концентрацию йода или водорода, то увеличится v_пр, произойдет сдвиг вправо, больше будет образовываться йодоводорода. Если же мы увеличим концентрацию йодоводорода, увеличится v_обр , а сдвиг будет влево. Можем получить больше/меньше реагентов и продуктов.

Таким образом, химическому равновесию свойственно сопротивляться внешнему воздействию. Добавление H₂ или I₂ в итоге приводит к увеличению их расходования и возрастанию HI. И наоборот. Этот процесс в науке получил название принципа Ле – Шателье. Он гласит: 

Помните, катализатор не в состоянии сместить равновесие. Он может только ускорить его наступление.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

• Изменение концентрации. Выше мы рассмотрели каким образом, данный фактор сдвигает равновесие то в прямом, то в обратном направлениях. Если увеличить концентрацию реагирующих веществ, равновесие смещается на сторону, где это вещество расходуется. Если уменьшить концентрацию – смещается на сторону, где  это вещество образуется. Помните, реакция обратимая, и реагирующими веществами могут быть вещества как на правой стороне, так и на левой, в зависимости от того, какую реакцию рассматриваем (прямую или обратную).

• Влияние t. Её рост провоцирует сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q), а снижение в сторону экзотермической реакции (+ Q). В уравнениях реакций указывается тепловой эффект прямой реакции. Тепловой эффект обратной реакции ему противоположен. Данное правило подходит только для реакций с тепловым эффектом. Если его нет, то t не способна смещать равновесие, но её повышение ускорит процесс возникновения равновесия.

• Влияние давления. Этот фактор может быть использован в реакциях с участием газообразных веществ. В случае если моли газа равны нулю, изменения проходит не будут. При повышении давления, равновесие смещается в сторону меньших объемов. При понижении давления, равновесие сместится в сторону больших объемов. Объемы – смотрим на коэффициенты перед газообразными веществами в уравнении реакции.