Една проста необратима реакция е пример. Какво е обратима реакция

Обратими реакции- химични реакции, които при определени условия протичат едновременно в две противоположни посоки (напред и обратно), изходните вещества не се превръщат напълно в продукти. например: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Посоката на обратимите реакции зависи от концентрациите на веществата - участници в реакцията. При завършване на обратимата реакция, т.е. при достигане химично равновесие, системата съдържа както изходни материали, така и реакционни продукти.

Една проста (едностепенна) обратима реакция се състои от две елементарни реакции, протичащи едновременно, които се различават една от друга само по посока на химическата трансформация. Посоката на крайната реакция, достъпна за пряко наблюдение, се определя от това коя от тези реципрочни реакции има по-голяма скорост. Например проста реакция

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

съставен от елементарни реакции

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 и 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

За обратимостта на сложна (многоетапна) реакция е необходимо всички нейни съставни етапи да са обратими.

За обратими реакцииуравнението обикновено се записва както следва A + B AB.

Две срещуположно насочени стрелки показват, че при едни и същи условия едновременно протичат както права, така и обратна реакция.

необратимнаричат ​​такива химични процеси, чиито продукти не могат да реагират помежду си с образуването на изходни вещества. От гледна точка Термодинамика - оригиналните неща, вие сте напълно превърнати в продукти. Примери за необратими реакции са разлагането на бертолетовата сол при нагряване 2KClO3 > 2KCl + 3O2,

Необратими са такива реакции, по време на които:

1) образуваните продукти напускат реакционната сфера - те се утаяват като утайка, отделят се като газ, например ВаСl 2 + Н 2 SO 4 \u003d ВаSO 4 ↓ + 2НCl Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) образува се леко дисоциирано съединение, например вода: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) реакцията е придружена от голямо освобождаване на енергия, например изгаряне на магнезий

Mg + 1/2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol

Химичното равновесие е състояние на реакционна система, при което скоростите на правата и обратната реакция са еднакви.

Равновесна концентрация на веществатаса концентрациите на вещества в реакционната смес, които са в състояние на химично равновесие. Равновесната концентрация се обозначава с химичната формула на веществото, оградена в квадратни скоби.

Например следният запис означава, че равновесната концентрация на водород в равновесната система е 1 mol/l.

Химично равновесиеразлична от нашата обичайна концепция за "баланс". Химичното равновесие е динамично. В система, която е в състояние на химично равновесие, протичат както права, така и обратна реакция, но техните скорости са еднакви и следователно концентрациите на участващите вещества не се променят. Химичното равновесие се характеризира с равновесна константа, равна на отношението на скоростните константи на правата и обратната реакция.

Константите на скоростта на правата и обратната реакция са скоростите на дадена реакция при концентрации на изходните вещества за всяка от тях в равни единици. Освен това равновесната константа е равна на съотношението на равновесните концентрации на продуктите на директната реакция в степени на стехиометрични коефициенти към произведението на равновесните концентрации на реагентите.

H2 + I2 \u003d 2HI

Ако , тогава в системата има повече изходни вещества. Ако , тогава в системата има повече продукти от реакцията. Ако равновесната константа е значително по-голяма от 1, такава реакция се нарича необратима.

Положението на химичното равновесие зависи от следните параметри на реакцията: температура, налягане и концентрация на веществата. Влиянието, което тези фактори имат върху химическата реакция, се подчинява на законите, които са изразени най-общо през 1884 г. от френския физикохимик Le Chatelier и потвърдени през същата година от холандския физикохимик Van't Hoff. Съвременната формулировка на принципа на Le Chatelier е следната : ако системата е в състояние на равновесие, тогава всяко въздействие, което се изразява в промяна на един от факторите, определящи равновесието, предизвиква промяна в него, като се стреми да отслаби това въздействие.

В принципа на Льо Шателие говорим за изместване на състоянието на динамично химично равновесие, този принцип се нарича още принцип на подвижното равновесие или принцип на изместване на равновесието.

Помислете за използването на този принцип за различни случаи:

Ефектът на температурата.При промяна на температурата изместването на химичното равновесие се определя от знака на топлинния ефект на химичната реакция. В случай на ендотермична реакция, т.е. реакция, протичаща с поглъщане на топлина, повишаването на температурата допринася за възникването й, тъй като температурата намалява по време на реакцията. В резултат на това равновесието се измества надясно, концентрациите на продуктите се увеличават и добивът им се увеличава. Ако температурата се понижи, тогава се наблюдава обратната картина: равновесието се измества наляво (към обратната реакция, протичаща с отделяне на топлина), концентрацията и добивът на продуктите намаляват.

За екзотермична реакция, напротив, повишаването на температурата води до изместване на равновесието вляво, а намаляването на температурата води до изместване на равновесието вдясно.

Промените в концентрацията на продуктите и реагентите се дължат на факта, че при промяна на температурата се променя константата на равновесието на реакцията. Увеличаването на равновесната константа води до увеличаване на добива на продуктите, намаляването до намаляване.

Така например повишаването на температурата в случай на ендотермичен процес на разлагане на калциев карбонат CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) − Qпредизвиква изместване на равновесието надясно и в случай на екзотермична реакция на разлагането на азотен оксид в прости вещества
2NO Û N 2 + O 2 +Qповишаването на температурата измества равновесието наляво, т.е. насърчава образуването на NO.

Влияние на налягането.Налягането има забележим ефект върху състоянието на химичното равновесие само в случаите, когато поне един от участниците в химичната реакция е газ. Увеличаването на налягането в такива системи е придружено от намаляване на обема и увеличаване на концентрацията на всички газообразни участници в реакцията.

Ако по време на директната реакция количеството на газообразните вещества се увеличи, тогава повишаването на налягането води до изместване на равновесието наляво (количеството на газовете намалява по време на обратната реакция). Ако по време на реакцията количеството на газообразните вещества намалява, с увеличаване на налягането равновесието се измества надясно. Ако количествата на газообразните реагенти и продуктите са еднакви, промяната в налягането не води до промяна в химичното равновесие.

Трябва да се отбележи, че промяната в налягането не влияе на равновесната константа.

Влияние на концентрацията.Според принципа на Льо Шателие повишаването на концентрацията на един от участниците в реакцията трябва да доведе до неговото потребление. Така, ако към системата се добави реагент при V = const, равновесието ще се измести надясно, а ако реакционният продукт - наляво. Премахването на едно или друго вещество от системата (намаляване на концентрацията му) има обратен ефект.

Всичко по-горе се отнася както за течни, така и за газообразни разтвори (смеси от газове)

Всички химични реакции са разделени на два вида: обратими и необратими.

необратимнаречени реакции, които протичат само в една посока, т.е. продуктите от тези реакции не взаимодействат помежду си, за да образуват изходните материали.

Необратимата реакция завършва, когато поне един от изходните материали е напълно изразходван. Необратими са реакциите на горене; много реакции на термично разлагане на сложни вещества; повечето реакции, водещи до образуване на утайки или отделяне на газообразни вещества и т.н. Например:

C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

обратимиРеакциите, които протичат едновременно в права и обратна посока, се наричат:

Уравненията на обратимата реакция използват знака за обратимост.

Пример за обратима реакция е синтезът на йодоводород от и:

Известно време след началото на химическата реакция в газовата смес може да се открие не само крайният реакционен продукт HI, но и изходните вещества -H 2 и I 2. Без значение колко време продължава реакцията, реакционната смес при 350 o C винаги ще съдържа приблизително 80% HI, 10% H2 и 10% I2. Ако вземем HI за изходно вещество и го загреем до същата температура, ще установим, че след известно време съотношението между количествата и на трите вещества ще бъде същото. По този начин, при образуването на водороден йод от водород и йод, както правата, така и обратната реакция протичат едновременно.

Ако като изходни вещества се вземат водород и йод в концентрации и , тогава скоростта на директната реакция в началния момент от време е равна на: v pr = k pr ∙ . Скоростта на обратната реакция v arr = k arr 2 в началния момент от време е равна на нула, тъй като в реакционната смес няма йодоводород ( = 0). Постепенно скоростта на предната реакция намалява, тъй като водородът и йодът реагират и техните концентрации намаляват. В този случай скоростта на обратната реакция се увеличава, тъй като концентрацията на получения йодоводород постепенно се увеличава. Когато скоростите на правата и обратната реакция станат еднакви, настъпва химично равновесие. В състояние на равновесие за определен период от време се образуват толкова HI молекули, колкото се разлагат на H 2 и I 2.

Състоянието на обратима реакция, при което скоростта на правата реакция е равна на скоростта на обратната реакция, се нарича химично равновесие.

Химичното равновесие е динамично равновесие. В равновесно състояние както правата, така и обратната реакция продължават да протичат, но тъй като техните скорости са еднакви, концентрациите на всички вещества в реакционната система не се променят. Тези концентрации се наричат ​​равновесни концентрации.

Промяна в химичното равновесие

Принцип на Льо Шателие

Химичното равновесие е подвижно. Когато външните условия се променят, скоростите на правата и обратната реакция могат да станат различни, което води до промяна (изместване) на равновесието.

Ако в резултат на външно въздействие скоростта на правата реакция стане по-голяма от скоростта на обратната реакция, тогава говорим за изместване на равновесието. точно(към директна реакция). Ако скоростта на обратната реакция стане по-голяма от скоростта на правата реакция, тогава говорим за изместване на равновесието. наляво(по посока на обратната реакция). Резултатът от изместването на равновесието е преходът на системата към ново равновесно състояние с различно съотношение на концентрациите на реагентите.

Посоката на изместване на равновесието се определя от принципа, формулиран от френския учен Le Chatelier (1884):

Ако се окаже външно въздействие върху равновесна система, тогава равновесието се измества в посоката на реакцията (пряка или обратна), която се противопоставя на това влияние.

Най-важните външни фактори, които могат да доведат до промяна в химичното равновесие, са:

а) концентрацията на реагентите;

б) температура;

в) налягане.

Влияние на концентрацията на реагентите

Ако някое от веществата, участващи в реакцията, се въведе в равновесната система, тогава равновесието се измества към реакцията, в която това вещество се изразходва. Ако някое вещество се отстрани от равновесната система, тогава равновесието се измества в посоката на реакцията, по време на която се образува това вещество.

Например, помислете кои вещества трябва да бъдат въведени и кои вещества трябва да бъдат премахнати от равновесната система, за да се измести обратимата реакция на синтез надясно:

За да се измести равновесието надясно (към директната реакция на образуване на амоняк), е необходимо да се въведе водород в равновесната смес (т.е. да се увеличи тяхната концентрация) и да се отстрани амонякът от равновесната смес (т.е. да се намали концентрацията му).

Температурен ефект

Правата и обратната реакция имат противоположни топлинни ефекти: ако правата реакция е екзотермична, тогава обратната реакция е ендотермична (и обратно). Когато системата се нагрява (т.е. нейната температура се повишава), равновесието се измества към ендотермична реакция; при охлаждане (понижаване на температурата) равновесието се измества към екзотермична реакция.

Например, реакцията на синтез на амоняк е екзотермична: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92kJ, а реакцията на разлагане на амоняка (обратна реакция) е ендотермична: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Следователно повишаването на температурата измества равновесието в посока на обратната реакция на разлагане на амоняка.

Влияние на налягането

Налягането влияе върху равновесието на реакциите, в които участват газообразни вещества. Ако външното налягане се повиши, тогава равновесието се измества в посоката на реакцията, по време на която броят на газовите молекули намалява. Обратно, равновесието се измества към образуването на по-голям брой газообразни молекули с намаляване на външното налягане. Ако реакцията протича без промяна на броя на молекулите на газообразните вещества, тогава налягането не влияе на равновесието в тази система.

Например, за да се увеличи добивът на амоняк (преместване надясно), е необходимо да се увеличи налягането в обратимата реакционна система, тъй като по време на директната реакция броят на газообразните молекули намалява (от четири молекули азот и водородни газове, образуват се две молекули газ амоняк).

Химичните реакции са обратими и необратими.

тези. ако някаква реакция A + B = C + D е необратима, това означава, че обратната реакция C + D = A + B не възниква.

т.е., например, ако определена реакция A + B = C + D е обратима, това означава, че и реакцията A + B → C + D (директна) и реакцията C + D → A + B (обратна) протичат едновременно ).

Всъщност, защото протичат както директните, така и обратните реакции, реагентите (изходните вещества) в случай на обратими реакции могат да бъдат наречени както вещества от лявата страна на уравнението, така и вещества от дясната страна на уравнението. Същото важи и за продуктите.

За всяка обратима реакция е възможно скоростите на правата и обратната реакция да са еднакви. Такова състояние се нарича състояние на равновесие.

В състояние на равновесие концентрациите както на всички реагенти, така и на всички продукти са непроменени. Концентрациите на продуктите и реагентите в равновесие се наричат равновесни концентрации.

Изместване на химичното равновесие под въздействието на различни фактори

Поради такива външни влияния върху системата като промяна на температурата, налягането или концентрацията на изходните вещества или продукти, равновесието на системата може да бъде нарушено. Въпреки това, след прекратяване на това външно влияние, след известно време системата ще премине в ново състояние на равновесие. Такъв преход на система от едно равновесно състояние в друго равновесно състояние се нарича изместване (изместване) на химичното равновесие .

За да можете да определите как химичното равновесие се измества с определен тип експозиция, е удобно да използвате принципа на Le Chatelier:

Ако върху система в състояние на равновесие се окаже външно въздействие, тогава посоката на изместване на химичното равновесие ще съвпадне с посоката на реакцията, която отслабва ефекта от въздействието.

Влиянието на температурата върху състоянието на равновесие

Когато температурата се промени, равновесието на всяка химична реакция се измества. Това се дължи на факта, че всяка реакция има топлинен ефект. В този случай топлинните ефекти на правата и обратната реакция винаги са директно противоположни. Тези. ако правата реакция е екзотермична и протича с топлинен ефект, равен на +Q, тогава обратната реакция винаги е ендотермична и има топлинен ефект, равен на -Q.

По този начин, в съответствие с принципа на Le Chatelier, ако увеличим температурата на някаква система, която е в състояние на равновесие, тогава равновесието ще се измести към реакцията, по време на която температурата намалява, т.е. към ендотермична реакция. И по същия начин, ако понижим температурата на системата в състояние на равновесие, равновесието ще се измести към реакцията, в резултат на което температурата ще се повиши, т.е. към екзотермична реакция.

Например, разгледайте следната обратима реакция и посочете къде ще се измести нейното равновесие с понижаване на температурата:

Както можете да видите от горното уравнение, предната реакция е екзотермична, т.е. в резултат на протичането му се отделя топлина. Следователно обратната реакция ще бъде ендотермична, т.е. протича с абсорбиране на топлина. Съгласно условието температурата се понижава, следователно равновесието ще се измести надясно, т.е. към директна реакция.

Влияние на концентрацията върху химичното равновесие

Увеличаването на концентрацията на реагентите в съответствие с принципа на Le Chatelier трябва да доведе до изместване на равновесието към реакцията, в която се изразходват реагентите, т.е. към директна реакция.

Обратно, ако концентрацията на реагентите се понижи, тогава равновесието ще се измести към реакцията, която води до образуването на реагентите, т.е. страна на обратната реакция (←).

Промяната в концентрацията на реакционните продукти също влияе по подобен начин. Ако увеличите концентрацията на продуктите, равновесието ще се измести към реакцията, в резултат на което продуктите се консумират, т.е. към обратната реакция (←). Ако, напротив, концентрацията на продуктите се понижи, тогава равновесието ще се измести към директната реакция (→), за да се увеличи концентрацията на продуктите.

Влияние на налягането върху химичното равновесие

За разлика от температурата и концентрацията, промяната в налягането не влияе на равновесното състояние на всяка реакция. За да може промяната в налягането да доведе до промяна в химичното равновесие, сумите на коефициентите пред газообразните вещества от лявата и дясната страна на уравнението трябва да са различни.

Тези. от две реакции:

промяната в налягането може да повлияе на състоянието на равновесие само в случай на втората реакция. Тъй като сумата от коефициентите пред формулите на газообразните вещества в случая на първото уравнение вляво и вдясно е една и съща (равна на 2), а в случая на второто уравнение е различна (4 в отляво и 2 отдясно).

От това по-специално следва, че ако няма газообразни вещества както сред реагентите, така и сред продуктите, тогава промяната в налягането няма да повлияе по никакъв начин на текущото състояние на равновесие. Например налягането няма да повлияе на равновесното състояние на реакцията:

Ако количеството на газообразните вещества е различно отляво и отдясно, тогава повишаването на налягането ще доведе до изместване на равновесието към реакцията, по време на която обемът на газовете намалява, а намаляването на налягането ще доведе до изместване по посока на реакцията, в резултат на което обемът на газовете се увеличава.

Влияние на катализатора върху химичното равновесие

Тъй като катализаторът ускорява еднакво както предните, така и обратните реакции, неговото присъствие или отсъствие не влияедо състояние на равновесие.

Единственото нещо, на което може да повлияе катализаторът, е скоростта на преход на системата от неравновесно състояние към равновесно.

Въздействието на всички горепосочени фактори върху химичното равновесие е обобщено по-долу в измамен лист, който първо можете да надникнете, когато изпълнявате задачи за баланс. Тя обаче няма да може да го използва на изпита, следователно, след като анализира няколко примера с нейна помощ, тя трябва да бъде научена и обучена да решава задачи за баланс, като вече не наднича в нея:

Обозначения: T - температура, стр - налягане, с – концентрация, – повишаване, ↓ – намаление

Катализатор

T	T - равновесието се измества към ендотермична реакция
	↓T - равновесието се измества към екзотермична реакция
стр	стр - равновесието се измества към реакцията с по-малка сума от коефициенти пред газообразни вещества
	↓стр - равновесието се измества към реакцията с по-голяма сума от коефициенти пред газообразни вещества
° С	° С (реагент) - равновесието се измества към директната реакция (надясно)
	↓c (реагент) - равновесието се измества към обратната реакция (наляво)
	° С (продукт) - равновесието се измества в посока на обратната реакция (наляво)
	↓c (продукт) - равновесието се измества към директната реакция (надясно)
Не нарушава баланса!

Много често химичните реакции протичат по такъв начин, че първичните реагенти се превръщат напълно в реакционни продукти. Например, ако цинкова гранула се постави в солна киселина, тогава с определено (достатъчно) количество киселина реакцията ще продължи, докато цинкът се разтвори напълно съгласно уравнението: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.

Ако тази реакция се проведе в обратна посока, с други думи, ако водородът премине през разтвор на цинков хлорид, тогава не се образува метален цинк - тази реакция не може да протече в обратна посока, следователно е необратима.

Химическа реакция, в резултат на която първичните вещества почти напълно се превръщат в крайни продукти, се нарича необратима.

Както хетерогенните, така и хомогенните реакции са свързани с такива реакции. Например, реакции на горене на прости вещества - метан CH4, въглероден дисулфид CS2. Както вече знаем, реакциите на горене са екзотермични реакции. В повечето случаи екзотермичните реакции включват реакции на съединения, например реакция на гасене на вар: CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (освобождава се топлина).

Би било логично да се приеме, че обратните реакции принадлежат към ендотермичните реакции, т.е. реакция на разлагане. Например реакцията на печене на варовик: CaCo 3 \u003d CaO + CO 2 - Q (топлината се абсорбира).

Трябва да се помни, че броят на необратимите реакции не е толкова голям.

Хомогенните реакции (между разтвори на вещества) са необратими, ако протичат с образуването на неразтворим, газообразен продукт или вода. Това правило се нарича правило на Бертоле. Нека направим експеримент. Вземете три епруветки и налейте в тях 2 ml разтвор на солна киселина. В първия съд добавете 1 ml малинов алкален разтвор, оцветен с фенолфталеин, той ще загуби цвят поради реакцията: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.

Добавете 1 ml разтвор на натриев карбонат към втората епруветка - ще видим бурна реакция на кипене, която се дължи на отделянето на въглероден диоксид: Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2.

Нека добавим няколко капки сребърен нитрат към третата епруветка и да видим как в нея се е образувала белезникава утайка от сребърен хлорид: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.

Повечето реакции са обратими. Няма много необратими реакции.

Обратими се наричат ​​химичните реакции, които могат да протичат едновременно в две противоположни посоки – права и обратна.

Наливаме 3 ml вода в епруветка и добавяме няколко парченца лакмус, след което започваме да пропускаме през нея с помощта на изходна тръба за газ въглероден диоксид, излизащ от друг съд, който се образува поради взаимодействието на мрамор и солна киселина. След известно време ще видим как лилавият лакмус става червен, това показва наличието на киселина. Получихме нестабилна въглеродна киселина, която се образува от свързването на въглероден диоксид и вода: CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3.

Нека оставим това решение в статив. След известно време ще забележим, че разтворът отново е станал лилав. Киселината се разлага на първоначалните си компоненти: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2.

Този процес ще бъде много по-бърз, ако загреем разтвора на въглена киселина. Така разбрахме, че реакцията на получаване на въглена киселина може да протича както в права, така и в обратна посока, което означава, че е обратима. Обратимостта на реакцията е обозначена на буквата с две противоположно насочени стрелки: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.

Сред обратимите реакции, които са в основата на производството на важни химически продукти, даваме като пример реакцията за синтез на серен оксид (VI) от серен оксид (IV) и кислород: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.

сайт, с пълно или частично копиране на материала, връзката към източника е задължителна.

Сред многобройните класификации на типове реакции, например тези, които се определят от топлинния ефект (екзотермичен и ендотермичен), от промените в степента на окисление на веществата (редокс), от броя на компонентите, участващи в тях (разграждане, съединения ), и така нататък, реакции, протичащи в две взаимни посоки, наречени иначе обратими . Алтернатива на обратимите реакции са реакциите необратимо, при което се образува крайният продукт (утайка, газообразно вещество, вода). Тези реакции включват следното:

Обменни реакции между солни разтвори, по време на които се образува или неразтворима утайка - CaCO 3:

Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KOH (1)

или газообразно вещество - CO 2:

3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H 2 O (2)

или се получава слабо дисоциирано вещество - H 2 O:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H2О(3)

Ако разгледаме обратима реакция, тогава тя протича не само в посока напред (в реакции 1,2,3 отляво надясно), но и в обратна посока. Пример за такава реакция е синтезът на амоняк от газообразни вещества - водород и азот:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

По този начин, Химическата реакция се нарича обратима, ако протича не само в права (→), но и в обратна посока (←) и се обозначава със символа (↔).

Основната характеристика на този тип реакция е, че реакционните продукти се образуват от изходните материали, но в същото време изходните реагенти се образуват от същите продукти, обратно. Ако разгледаме реакция (4), тогава в относителна единица време, едновременно с образуването на два мола амоняк, те ще се разложат с образуването на три мола водород и един мол азот. Нека обозначим скоростта на директната реакция (4) със символа V 1, тогава изразът за тази скорост ще приеме формата:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

където стойността на "k" се определя като константа на скоростта на дадена реакция, стойностите на [H 2 ] 3 и съответстват на концентрациите на изходните вещества, повишени до степените, съответстващи на коефициентите в уравнението на реакцията. В съответствие с принципа на обратимостта скоростта на обратната реакция ще приеме израза:

V 2 = kˑ 2 (6)

В началния момент скоростта на директната реакция придобива максимална стойност. Но постепенно концентрациите на първоначалните реагенти намаляват и скоростта на реакцията се забавя. В същото време скоростта на обратната реакция започва да се увеличава. Когато скоростите на правата и обратната реакция станат еднакви (V 1 \u003d V 2), идва състояние на равновесие , при което не се променят концентрациите както на изходния, така и на образувания реагент.

Трябва да се отбележи, че някои необратими реакции не трябва да се приемат буквално. Нека дадем пример за най-често цитираната реакция на взаимодействие на метал с киселина, по-специално цинк със солна киселина:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)

Всъщност цинкът, когато се разтвори в киселина, образува сол: цинков хлорид и водороден газ, но след известно време скоростта на директната реакция се забавя, тъй като концентрацията на сол в разтвора се увеличава. Когато реакцията практически спре, определено количество солна киселина ще присъства в разтвора заедно с цинков хлорид, така че реакцията (7) трябва да се даде в следната форма:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Или в случай на образуване на неразтворима утайка, получена чрез изливане на разтвори на Na 2 SO 4 и BaCl 2:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

утаената сол BaSO 4, макар и в малка степен, ще се дисоциира на йони:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Следователно понятията необратими и необратими реакции са относителни. Но въпреки това, както в природата, така и в практическата дейност на хората, тези реакции имат голямо значение. Например процесите на изгаряне на въглеводороди или по-сложни органични вещества, като алкохол:

CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H 2 O (11)

2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)

са напълно необратими процеси. Щеше да се счита за щастлива мечта на човечеството, ако реакциите (11) и (12) бяха обратими! Тогава би било възможно отново да се синтезират газ, бензин и алкохол от CO 2 и H 2 O! От друга страна, обратими реакции като (4) или окисление на серен диоксид:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

са основните в производството на амониеви соли, азотна киселина, сярна киселина и др., както неорганични, така и органични съединения. Но тези реакции са обратими! И за да се получат крайни продукти: NH3 или SO3, е необходимо да се използват такива технологични методи като: промяна на концентрациите на реагентите, промяна на налягането, повишаване или намаляване на температурата. Но това вече ще бъде предмет на следващата тема: „Изместване на химичното равновесие“.

blog.site, при пълно или частично копиране на материала е необходима връзка към източника.