Prosty przykład reakcji nieodwracalnej. Co to jest reakcja odwracalna

Reakcje odwracalne- reakcje chemiczne, w danych warunkach, zachodzące jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach (do przodu i do tyłu), substancje wyjściowe nie przekształcają się całkowicie w produkty. na przykład: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Kierunek reakcji odwracalnych zależy od stężenia substancji biorących udział w reakcji. Po zakończeniu odwracalnej reakcji, tj. po osiągnięciu równowaga chemiczna układ zawiera zarówno materiały wyjściowe, jak i produkty reakcji.

Prosta (jednoetapowa) reakcja odwracalna składa się z dwóch zachodzących jednocześnie reakcji elementarnych, które różnią się od siebie jedynie kierunkiem przemiany chemicznej. Kierunek reakcji końcowej dostępny dla bezpośredniej obserwacji zależy od tego, która z tych wzajemnie odwrotnych reakcji ma większą prędkość. Na przykład prosta reakcja

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

składa się z reakcji elementarnych

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 i 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Aby reakcja złożona (wieloetapowa) była odwracalna, konieczne jest, aby wszystkie jej etapy składowe były odwracalne.

Dla reakcje odwracalne Równanie zwykle zapisuje się w następujący sposób: A + B AB.

Dwie przeciwnie skierowane strzałki wskazują, że w tych samych warunkach zachodzą jednocześnie reakcje do przodu i do tyłu

Nieodwracalny Są to procesy chemiczne, których produkty nie są w stanie reagować ze sobą tworząc substancje wyjściowe. Z punktu widzenia Termodynamika - początkowe rzeczy całkowicie przekształcają się w produkty. Przykłady nieodwracalnych reakcji obejmują rozkład soli bertholletowej podczas ogrzewania 2КlО3 > 2Кl + 3О2,

Reakcje nieodwracalne to reakcje, które zachodzą:

1) powstałe produkty opuszczają sferę reakcyjną - wytrącają się i uwalniają w postaci gazu, np. BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) powstaje lekko zdysocjowany związek, np. woda: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) reakcji towarzyszy duże uwolnienie energii, na przykład spalanie magnezu

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

Równowaga chemiczna to stan układu reakcyjnego, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe.

Równoważne stężenie substancji to stężenia substancji w mieszaninie reakcyjnej, które znajdują się w stanie równowagi chemicznej. Stężenie równowagowe wskazuje wzór chemiczny substancji zawarty w nawiasach kwadratowych.

Na przykład poniższy wpis wskazuje, że równowagowe stężenie wodoru w układzie równowagi wynosi 1 mol/l.

Równowaga chemiczna różni się od znanej koncepcji „równowagi”. Równowaga chemiczna jest dynamiczna. W układzie znajdującym się w równowadze chemicznej zachodzą reakcje do przodu i do tyłu, ale ich szybkości są równe, w związku z czym stężenia uczestniczących substancji nie zmieniają się. Równowaga chemiczna charakteryzuje się stałą równowagi równą stosunkowi stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu.

Stałe szybkości reakcji do przodu i do tyłu to szybkości danej reakcji przy stężeniach substancji wyjściowych dla każdej z nich w równych jednostkach. Stała równowagi jest również równa stosunkowi stężeń równowagowych produktów reakcji bezpośredniej w potęgach współczynników stechiometrycznych do iloczynu stężeń równowagowych reagentów.

Н2+I2 = 2НI

Jeśli , to w układzie jest więcej materiałów wyjściowych. Jeśli , to w układzie jest więcej produktów reakcji. Jeśli stała równowagi jest znacznie większa niż 1, reakcję nazywamy nieodwracalną.

Położenie równowagi chemicznej zależy od następujących parametrów reakcji: temperatury, ciśnienia i stężenia substancji. Wpływ tych czynników na reakcję chemiczną jest zgodny z istniejącym wzorcem ogólna perspektywa wyrażony w 1884 r. przez francuskiego chemika fizycznego Le Chateliera, potwierdzony w tym samym roku przez holenderskiego chemika fizycznego Van't Hoffa. Nowoczesne sformułowanie zasady Le Chateliera jest następujące : jeśli układ znajduje się w stanie równowagi, to każde oddziaływanie wyrażające się zmianą jednego z czynników wyznaczających równowagę powoduje w nim zmianę, która ma tendencję do osłabiania tego oddziaływania.

W zasadzie Le Chateliera mówimy o przesunięciu stanu dynamicznej równowagi chemicznej, zasada ta nazywana jest także zasadą ruchomej równowagi lub zasadą przesuwającej się równowagi.

Rozważmy zastosowanie tej zasady w różnych przypadkach:

Wpływ temperatury. Kiedy temperatura się zmienia, o przesunięciu równowagi chemicznej decyduje znak efektu termicznego reakcji chemicznej. W przypadku reakcji endotermicznej, czyli reakcji zachodzącej wraz z absorpcją ciepła, wzrost temperatury sprzyja jej wystąpieniu, gdyż w trakcie reakcji temperatura maleje. W rezultacie równowaga przesuwa się w prawo, wzrastają stężenia produktów, a ich wydajność wzrasta. Jeśli temperatura spada, wówczas obserwuje się odwrotny obraz: równowaga przesuwa się w lewo (w kierunku reakcji odwrotnej, która zachodzi wraz z wydzielaniem ciepła), zmniejsza się stężenie i wydajność produktów.

Natomiast w przypadku reakcji egzotermicznej wzrost temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w lewo, a spadek temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w prawo.

Zmiany stężenia produktów i odczynników wynikają z faktu, że wraz ze zmianą temperatury zmienia się stała równowagi reakcji. Wzrost stałej równowagi prowadzi do wzrostu wydajności produktów, spadek prowadzi do spadku.

Np. wzrost temperatury w przypadku endotermicznego procesu rozkładu węglanu wapnia CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) – Q powoduje przesunięcie równowagi w prawo, a w przypadku egzotermicznej reakcji rozkładu podtlenku azotu na substancje proste
2NO Û N 2 + O 2 +Q Wzrost temperatury przesuwa równowagę w lewo, czyli sprzyja tworzeniu się NO.

Wpływ ciśnienia. Ciśnienie ma zauważalny wpływ na stan równowagi chemicznej tylko w przypadkach, gdy co najmniej jednym z uczestników reakcji chemicznej jest gaz. Wzrostowi ciśnienia w takich układach towarzyszy zmniejszenie objętości i wzrost stężenia wszystkich gazowych uczestników reakcji.

Jeśli podczas bezpośredniej reakcji ilość substancje gazowe wzrasta, wówczas wzrost ciśnienia prowadzi do przesunięcia równowagi w lewo (podczas reakcji odwrotnej zmniejsza się ilość gazów). Jeśli podczas reakcji ilość substancji gazowych maleje wraz ze wzrostem ciśnienia, równowaga przesuwa się w prawo. Jeżeli ilości gazowych reagentów i produktów są równe, zmiana ciśnienia nie powoduje zmiany równowagi chemicznej.

Należy zauważyć, że zmiany ciśnienia nie wpływają na stałą równowagi.

Efekt koncentracji. Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost stężenia jednego z uczestników reakcji powinien prowadzić do jego spożycia. Zatem jeśli do układu dodamy odczynnik przy V = const, równowaga przesunie się w prawo, a jeśli produkt reakcji - w lewo. Usunięcie substancji z układu (zmniejszenie jej stężenia) daje odwrotny skutek.

Wszystko powyższe dotyczy zarówno roztworów ciekłych, jak i gazowych (mieszanin gazowych)

Wszystkie reakcje chemiczne dzielą się na dwa typy: odwracalne i nieodwracalne.

Nieodwracalny nazywane są reakcjami, które przebiegają tylko w jednym kierunku, tj. produkty tych reakcji nie oddziałują ze sobą, tworząc substancje wyjściowe.

Nieodwracalna reakcja kończy się, gdy co najmniej jedna z substancji wyjściowych zostanie całkowicie zużyta. Reakcje spalania są nieodwracalne; wiele reakcji rozkładu termicznego substancji złożonych; większość reakcji, w wyniku których powstają opady atmosferyczne lub uwalnianie substancji gazowych itp. Na przykład:

C 2H 5OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2HCl

Odwracalny Reakcje, które zachodzą jednocześnie w kierunku do przodu i do tyłu, nazywane są:

W równaniach reakcji odwracalnych stosuje się znak odwracalności.

Przykładem reakcji odwracalnej jest synteza jodowodoru z i:

Jakiś czas po rozpoczęciu reakcji chemicznej w mieszaninie gazów można wykryć nie tylko końcowy produkt reakcji, HI, ale także substancje wyjściowe -H2 i I2. Bez względu na to, jak długo trwa reakcja, mieszanina reakcyjna w temperaturze 350 o C zawsze będzie zawierać około 80% HI, 10% H 2 i 10% I 2. Jeśli przyjmiemy HI jako substancję wyjściową i podgrzejemy ją do tej samej temperatury, możemy stwierdzić, że po pewnym czasie stosunek ilości wszystkich trzech substancji będzie taki sam. Zatem podczas tworzenia jodowodoru z wodoru i jodu zachodzą jednocześnie reakcje bezpośrednie i odwrotne.

Jeżeli jako substancje wyjściowe przyjmuje się wodór i jod w stężeniach i, wówczas szybkość reakcji bezpośredniej w początkowym momencie była równa: v pr = k pr ∙ . Szybkość reakcji odwrotnej v arr = k arr 2 w początkowej chwili wynosi zero, ponieważ w mieszaninie reakcyjnej nie ma jodowodoru ( = 0). Stopniowo szybkość reakcji naprzód maleje w miarę reakcji wodoru i jodu, a ich stężenia maleją. W tym przypadku szybkość reakcji odwrotnej wzrasta, ponieważ stopniowo zwiększa się stężenie utworzonego jodowodoru. Gdy szybkości reakcji do przodu i do tyłu zrównają się, zachodzi równowaga chemiczna. W stanie równowagi przez pewien okres czasu powstaje taka sama liczba cząsteczek HI, które ulegają rozpadowi na H2 i I2.

Stan reakcji odwracalnej, w którym szybkość reakcji naprzód jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowaga chemiczna.

Równowaga chemiczna jest równowagą dynamiczną. W stanie równowagi nadal zachodzą reakcje do przodu i do tyłu, ale ponieważ ich szybkości są równe, stężenia wszystkich substancji w układzie reakcyjnym nie zmieniają się. Stężenia te nazywane są stężeniami równowagowymi.

Przesunięcie równowagi chemicznej

Zasada Le Chateliera

Równowaga chemiczna jest ruchoma. Kiedy zmieniają się warunki zewnętrzne, szybkości reakcji do przodu i do tyłu mogą stać się nierówne, co powoduje przesunięcie równowagi.

Jeżeli w wyniku wpływu zewnętrznego szybkość reakcji naprzód staje się większa niż szybkość reakcji odwrotnej, wówczas mówimy o przesunięciu równowagi Prawidłowy(w kierunku reakcji bezpośredniej). Jeśli szybkość reakcji odwrotnej staje się większa niż szybkość reakcji naprzód, wówczas mówimy o przesunięciu równowagi lewy(w kierunku reakcji odwrotnej). Skutkiem przesunięcia równowagi jest przejście układu do nowego stanu równowagi o innym stosunku stężeń reagujących substancji.

Kierunek przesunięcia równowagi wyznacza zasada sformułowana przez francuskiego naukowca Le Chateliera (1884):

Jeżeli na układ równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, wówczas równowaga przesuwa się w kierunku reakcji (bezpośredniej lub odwrotnej), która przeciwdziała temu wpływowi.

Najważniejsze czynniki zewnętrzne które mogą prowadzić do zmiany równowagi chemicznej, to:

a) stężenia substancji reagujących;

b) temperatura;

c) ciśnienie.

Wpływ stężenia reagentów

Jeśli do układu równowagi wprowadzi się jakąkolwiek substancję biorącą udział w reakcji, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, podczas której ta substancja zostanie zużyta. Jeśli jakakolwiek substancja zostanie usunięta z układu równowagi, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, podczas której powstaje ta substancja.

Rozważmy na przykład, które substancje należy wprowadzić, a które usunąć z układu równowagi, aby przesunąć reakcję odwracalnej syntezy w prawo:

Aby przesunąć równowagę w prawo (w kierunku bezpośredniej reakcji powstawania amoniaku), należy do mieszaniny równowagowej wprowadzić wodór (tj. zwiększyć ich stężenie) i usunąć z mieszaniny równowagowej amoniak (tj. zmniejszyć jego stężenie).

Wpływ temperatury

Reakcje do przodu i do tyłu mają przeciwne skutki termiczne: jeśli reakcja do przodu jest egzotermiczna, wówczas reakcja odwrotna jest endotermiczna (i odwrotnie). Gdy układ się nagrzewa (tj. wzrasta jego temperatura), równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej; po ochłodzeniu (niższa temperatura) równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej.

Na przykład reakcja syntezy amoniaku jest egzotermiczna: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, a reakcja rozkładu amoniaku (reakcja odwrotna) jest endotermiczna: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Dlatego wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku odwrotnej reakcji rozkładu amoniaku.

Wpływ ciśnienia

Ciśnienie wpływa na równowagę reakcji, w których biorą udział substancje gazowe. Jeżeli ciśnienie zewnętrzne wzrasta, wówczas równowaga przesuwa się w kierunku reakcji, podczas której maleje liczba cząsteczek gazu. I odwrotnie, równowaga przesuwa się w stronę edukacji więcej cząsteczki gazowe, gdy ciśnienie zewnętrzne maleje. Jeśli reakcja przebiega bez zmiany liczby cząsteczek substancji gazowych, wówczas ciśnienie nie wpływa na równowagę w tym układzie.

Na przykład, aby zwiększyć wydajność amoniaku (przesunięcie w prawo), konieczne jest zwiększenie ciśnienia w układzie reakcji odwracalnej, ponieważ podczas reakcji bezpośredniej zmniejsza się liczba cząsteczek gazowych (z czterech cząsteczek azotu i dwóch cząsteczek wodoru powstają cząsteczki gazowego amoniaku).

Reakcje chemiczne mogą być odwracalne lub nieodwracalne.

te. jeśli jakaś reakcja A + B = C + D jest nieodwracalna, oznacza to, że reakcja odwrotna C + D = A + B nie zachodzi.

czyli np. jeśli dana reakcja A + B = C + D jest odwracalna, oznacza to, że zarówno reakcja A + B → C + D (bezpośrednia), jak i reakcja C + D → A + B (odwrotna) zachodzą jednocześnie ).

Zasadniczo, ponieważ Zachodzą reakcje bezpośrednie i odwrotne, w przypadku reakcji odwracalnych zarówno substancje po lewej stronie równania, jak i substancje po prawej stronie równania można nazwać odczynnikami (substancjami wyjściowymi). To samo tyczy się produktów.

Dla każdej reakcji odwracalnej możliwa jest sytuacja, gdy szybkości reakcji w przód i w tył są równe. Ten stan nazywa się stan równowagi.

W równowadze stężenia zarówno wszystkich reagentów, jak i wszystkich produktów są stałe. Nazywa się stężenia produktów i reagentów w stanie równowagi stężenia równowagowe.

Przesunięcie równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników

Ze względu na zewnętrzne wpływy na układ, takie jak zmiany temperatury, ciśnienia lub stężenia substancji wyjściowych lub produktów, równowaga układu może zostać zakłócona. Jednak po ustaniu tego wpływu zewnętrznego układ po pewnym czasie przejdzie do nowego stanu równowagi. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do innego stanu równowagi nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi chemicznej .

Aby móc określić, jak zmienia się równowaga chemiczna pod wpływem określonego rodzaju wpływu, wygodnie jest skorzystać z zasady Le Chateliera:

Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi zostanie wywarty wpływ zewnętrzny, wówczas kierunek przesunięcia równowagi chemicznej będzie pokrywał się z kierunkiem reakcji, która osłabia efekt oddziaływania.

Wpływ temperatury na stan równowagi

Kiedy zmienia się temperatura, zmienia się równowaga każdej reakcji chemicznej. Wynika to z faktu, że każda reakcja ma efekt termiczny. Co więcej, skutki termiczne reakcji do przodu i do tyłu są zawsze dokładnie przeciwne. Te. jeśli reakcja postępująca jest egzotermiczna i przebiega z efektem termicznym równym +Q, to reakcja odwrotna jest zawsze endotermiczna i ma efekt termiczny równy –Q.

Zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera, jeśli podniesiemy temperaturę jakiegoś układu będącego w stanie równowagi, to równowaga przesunie się w stronę reakcji, podczas której temperatura maleje, tj. w kierunku reakcji endotermicznej. I podobnie, jeśli obniżymy temperaturę układu w stanie równowagi, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku czego temperatura wzrośnie, tj. w stronę reakcji egzotermicznej.

Rozważmy na przykład następującą reakcję odwracalną i wskaż, gdzie zmieni się jej równowaga wraz ze spadkiem temperatury:

Jak widać z powyższego równania, reakcja naprzód jest egzotermiczna, tj. W wyniku jego wystąpienia wydziela się ciepło. W związku z tym reakcja odwrotna będzie endotermiczna, to znaczy zachodzi wraz z absorpcją ciepła. Zgodnie z warunkiem temperatura zostanie obniżona, dlatego równowaga przesunie się w prawo, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

Wpływ stężenia na równowagę chemiczną

Wzrost stężenia odczynników zgodnie z zasadą Le Chateliera powinien prowadzić do przesunięcia równowagi w stronę reakcji, w wyniku której odczynniki ulegają zużyciu, tj. w stronę reakcji bezpośredniej.

I odwrotnie, jeśli zmniejszy się stężenie reagentów, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której powstają reagenty, tj. strona reakcji odwrotnej (←).

Podobny efekt ma także zmiana stężenia produktów reakcji. Jeżeli stężenie produktów wzrośnie, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której produkty zostaną skonsumowane, tj. w stronę reakcji odwrotnej (←). Jeśli natomiast zmniejszy się stężenie produktów, wówczas równowaga przesunie się w stronę reakcji bezpośredniej (→), tak że stężenie produktów wzrośnie.

Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną

W przeciwieństwie do temperatury i stężenia, zmiany ciśnienia nie wpływają na stan równowagi każdej reakcji. Aby zmiana ciśnienia doprowadziła do zmiany równowagi chemicznej, sumy współczynników dla substancji gazowych po lewej i prawej stronie równania muszą być różne.

Te. z dwóch reakcji:

zmiana ciśnienia może wpłynąć na stan równowagi tylko w przypadku drugiej reakcji. Ponieważ suma współczynników przed wzorami substancji gazowych w przypadku pierwszego równania po lewej i prawej stronie jest taka sama (równa 2), a w przypadku drugiego równania jest inna (4 po prawej stronie) po lewej i 2 po prawej).

Z tego wynika w szczególności, że jeśli zarówno wśród reagentów, jak i produktów nie ma substancji gazowych, to zmiana ciśnienia nie będzie miała wpływu na Stan aktulany balansować. Na przykład ciśnienie nie będzie miało wpływu na stan równowagi reakcji:

Jeżeli po lewej i prawej stronie ilość substancji gazowych będzie się różnić, to wzrost ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, podczas której zmniejsza się objętość gazów, a spadek ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi, w wyniku czego zwiększa się objętość gazów.

Wpływ katalizatora na równowagę chemiczną

Ponieważ katalizator w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu, jego obecność lub brak nie ma żadnego efektu do stanu równowagi.

Jedyne, na co katalizator może wpływać, to szybkość przejścia układu ze stanu nierównowagi do stanu równowagi.

Wpływ wszystkich powyższych czynników na równowagę chemiczną podsumowano poniżej w ściągawce, którą można początkowo sprawdzić podczas wykonywania zadań związanych z równowagą. Nie będzie jednak możliwości wykorzystania go na egzaminie, dlatego po przeanalizowaniu kilku przykładów z jego pomocą warto się go nauczyć i przećwiczyć rozwiązywanie problemów z równowagą bez patrzenia na niego:

Oznaczenia: T - temperatura, P - ciśnienie, Z – stężenie, – wzrost, ↓ – spadek

Katalizator

T	T - równowaga przesuwa się w stronę reakcji endotermicznej
	↓T - równowaga przesuwa się w stronę reakcji egzotermicznej
P	P - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji z mniejszą sumą współczynników przed substancjami gazowymi
	↓str - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji z większą ilość współczynniki dla substancji gazowych
C	C (odczynnik) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej (w prawo)
	↓c (odczynnik) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej (w lewo)
	C (produkt) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji odwrotnej (w lewo)
	↓c (produkt) – równowaga przesuwa się w stronę reakcji bezpośredniej (w prawo)
Nie wpływa na równowagę!!!

Bardzo często reakcje chemiczne przebiegają w taki sposób, że pierwotne reagenty całkowicie przekształcają się w produkty reakcji. Na przykład, jeśli umieścisz granulkę cynku w kwasie solnym, to przy pewnej (wystarczającej) ilości kwasu reakcja będzie przebiegać aż do całkowitego rozpuszczenia cynku zgodnie z równaniem: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.

Jeśli przeprowadzimy tę reakcję w odwrotnym kierunku, czyli przepuścimy wodór przez roztwór chlorku cynku, wówczas powstanie cynk metaliczny - reakcja ta nie może przebiegać w przeciwnym kierunku, więc jest nieodwracalna.

Reakcję chemiczną, w wyniku której substancje pierwotne prawie całkowicie przekształcają się w produkty końcowe, nazywa się nieodwracalną.

Takie reakcje obejmują zarówno reakcje heterogeniczne, jak i jednorodne. Na przykład reakcje spalania proste substancje– metan CH4, dwusiarczek węgla CS2. Jak już wiemy, reakcje spalania są reakcjami egzotermicznymi. W większości przypadków reakcje egzotermiczne obejmują reakcje złożone, na przykład reakcję gaszenia wapna: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (wydziela się ciepło).

Logiczne byłoby założenie, że reakcje endotermiczne obejmują reakcje odwrotne, tj. reakcja rozkładu. Np. reakcja spalania wapienia: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (ciepło jest pochłaniane).

Należy pamiętać, że liczba reakcji nieodwracalnych nie jest tak duża.

Reakcje jednorodne (pomiędzy roztworami substancji) są nieodwracalne, jeżeli zachodzą z utworzeniem nierozpuszczalnego produktu gazowego lub wody. Reguła ta nazywana jest „regułą Bertholleta”. Przeprowadźmy eksperyment. Weźmy trzy probówki i wlej do nich 2 ml roztworu kwasu solnego. Do pierwszego naczynia dodaj 1 ml alkalicznego roztworu malinowego zabarwionego fenoloftaleiną, straci on kolor w wyniku reakcji: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.

Do drugiej probówki dodaj 1 ml roztworu węglanu sodu - zaobserwujemy gwałtowną reakcję wrzenia, która jest spowodowana uwolnieniem dwutlenku węgla: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2 NaCl + H 2 O + CO 2.

Do trzeciej probówki dodajmy kilka kropli azotanu srebra i zobaczmy, jak utworzył się w niej białawy osad chlorku srebra: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.

Większość reakcji jest odwracalna. Nie ma zbyt wielu nieodwracalnych reakcji.

Reakcje chemiczne, które mogą zachodzić jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach - do przodu i do tyłu - nazywane są odwracalnymi.

Do probówki wlewamy 3 ml wody i dodajemy kilka kawałków lakmusu, a następnie zaczynamy przepuszczać przez nią rurką wylotową gazu dwutlenek węgla wydobywający się z innego naczynia, który powstaje w wyniku oddziaływania marmuru i kwasu solnego kwas. Po pewnym czasie fioletowy lakmus zmieni kolor na czerwony, co wskazuje na obecność kwasu. Otrzymaliśmy kruchy kwas węglowy, który powstał w wyniku połączenia dwutlenku węgla i wody: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.

Zostawmy to rozwiązanie na statywie. Po pewnym czasie zauważymy, że roztwór ponownie zmienił kolor na fioletowy. Kwas rozłożył się na pierwotne składniki: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.

Ten proces nastąpi znacznie szybciej, jeśli podgrzejemy roztwór kwasu węglowego. W ten sposób odkryliśmy, że reakcja prowadząca do wytworzenia kwasu węglowego może zachodzić zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu, co oznacza, że ​​jest odwracalna. Odwracalność reakcji jest zaznaczona na piśmie dwiema przeciwnie skierowanymi strzałkami: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

Wśród odwracalnych reakcji leżących u podstaw wytwarzania ważnych produktów chemicznych jako przykład podajemy reakcję syntezy tlenku siarki (VI) z tlenku siarki (IV) i tlenu: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.

stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.

Wśród licznych klasyfikacji typów reakcji, m.in efekt termiczny(egzotermiczne i endotermiczne), w zależności od zmiany stopnia utlenienia substancji (redoks), w zależności od liczby biorących w nich udział składników (rozkład, związki) i tak dalej, reakcje zachodzące w dwóch wzajemnych kierunkach, zwane inaczej odwracalny . Alternatywą dla reakcji odwracalnych są reakcje nieodwracalny, podczas którego powstaje produkt końcowy (osad, substancja gazowa, woda). Wśród tych reakcji są następujące:

Reakcje wymiany pomiędzy roztworami soli, podczas których tworzy się nierozpuszczalny osad - CaCO 3:

Ca(OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO3↓ + 2KON (1)

lub substancja gazowa - CO 2:

3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 →2K 3 RO 4 + 3 CO2+ 3H 2O (2)

lub otrzymuje się substancję lekko dysocjującą - H 2 O:

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

Jeśli weźmiemy pod uwagę reakcję odwracalną, to przebiega ona nie tylko w kierunku do przodu (w reakcjach 1,2,3 od lewej do prawej), ale także w kierunku przeciwnym. Przykładem takiej reakcji jest synteza amoniaku z substancji gazowych - wodoru i azotu:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Zatem, reakcję chemiczną nazywamy odwracalną, jeśli przebiega nie tylko w kierunku do przodu (→), ale także w kierunku odwrotnym (←) i jest oznaczony symbolem (↔).

Główna cecha Ten typ reakcji polega na tym, że z substancji wyjściowych powstają produkty reakcji, ale jednocześnie z tych samych produktów powstają odwrotnie reagenty. Jeśli weźmiemy pod uwagę reakcję (4), to we względnej jednostce czasu, jednocześnie z utworzeniem dwóch moli amoniaku, nastąpi ich rozkład formacja trójki moli wodoru i jednego mola azotu. Oznaczmy szybkość reakcji bezpośredniej (4) symbolem V 1, wówczas wyrażenie na tę szybkość będzie miało postać:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

gdzie wartość „k” definiuje się jako stałą szybkości danej reakcji, wartości [H 2 ] 3 odpowiadają stężeniom substancji wyjściowych podniesionym do potęg odpowiadających współczynnikom w równaniu reakcji. Zgodnie z zasadą odwracalności szybkość reakcji odwrotnej przyjmie wyrażenie:

V 2 = kˑ 2 (6)

W początkowej chwili przyjmuje się szybkość reakcji do przodu najwyższa wartość. Stopniowo jednak stężenia odczynników wyjściowych maleją i szybkość reakcji maleje. Jednocześnie szybkość reakcji odwrotnej zaczyna rosnąć. Kiedy szybkości reakcji do przodu i do tyłu stają się takie same (V 1 = V 2), stan równowagi , przy którym nie następuje już zmiana stężeń zarówno początkowych, jak i powstałych odczynników.

Należy zauważyć, że niektórych nieodwracalnych reakcji nie należy rozumieć dosłownie. Podajmy przykład najczęściej cytowanej reakcji metalu z kwasem, w szczególności cynku z kwasem solnym:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (7)

W rzeczywistości cynk rozpuszczony w kwasie tworzy sól: chlorek cynku i gazowy wodór, ale po pewnym czasie szybkość reakcji bezpośredniej maleje wraz ze wzrostem stężenia soli w roztworze. Gdy reakcja praktycznie się zakończy, w roztworze będzie obecna pewna ilość kwasu solnego wraz z chlorkiem cynku, dlatego reakcję (7) należy przedstawić w postaci:

2Zn + 2HCl = 2Zn·Cl + H2 (8)

Lub w przypadku powstania nierozpuszczalnego osadu otrzymanego przez połączenie roztworów Na2SO4 i BaCl2:

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

wytrącona sól BaSO 4, choć w niewielkim stopniu, będzie dysocjować na jony:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Dlatego pojęcia reakcji nieodwracalnych i nieodwracalnych są względne. Niemniej jednak zarówno w naturze, jak iw zajęcia praktyczne ludzie mają takie reakcje bardzo ważne. Na przykład procesy spalania węglowodorów lub bardziej złożone materia organiczna, na przykład alkohol:

CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)

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

są procesami całkowicie nieodwracalnymi. Uznano by to za szczęśliwy sen ludzkości, gdyby reakcje (11) i (12) były odwracalne! Wtedy możliwa byłaby ponowna synteza gazu, benzyny i alkoholu z CO 2 i H 2 O! Natomiast reakcje odwracalne takie jak (4) czyli utlenianie dwutlenku siarki:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

są głównymi w produkcji soli amonowych, kwas azotowy, kwas siarkowy itp., zarówno nieorganiczne, jak i związki organiczne. Ale te reakcje są odwracalne! Natomiast aby otrzymać finalne produkty: NH 3 lub SO 3 konieczne jest zastosowanie takich metod technologicznych jak: zmiana stężeń odczynników, zmiana ciśnienia, podwyższenie lub obniżenie temperatury. Ale to będzie już tematem następnego tematu: „Przesunięcie równowagi chemicznej”.

blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.