7.Химическое равновесие.Необратимые и обратимые реакции.

Все химические реакции можно разделить на 2 группы:

– реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Это связано с тем, что необратимая реакция протекает только в одном направлении;

– реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Например, необратимая реакция:

Zn + H₂SO₄ZnSO₄+ H₂

протекает до полного исчезновения либо серной кислоты, либо цинка и не протекает в обратном направлении: металлический цинк и серную кислоту невозможно получить, пропуская водород в водный раствор сульфата цинка.

Классическим примером обратимой реакции может служить реакция образования аммиака из азота и водорода:

N₂ + 3 H₂⇆ 2 NH₃

Для понимания природы химического равновесия необходимо рассмотреть вопрос о скоростях прямой и обратной реакций.

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени.

Таким образом, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость реакции.

8. Понятие химического равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химическое равновесие – это состояние химической системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны и не изменяются во времени.

Состав реакционной смеси, соответствующий состоянию рав­новесия, называется равновесным составом, а концентрации веществ, находящихся в равновесии, называются равновесны­ми концентрациями. Равновесный состав зависит от природы веществ, участвующих в равновесии, от соотношения количеств исходных веществ, а также от внешних условий (температуры, давления). При изменении любого из этих факторов равновес­ный состав изменяется — равновесие смещается.

Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия K. Итак, при равновесии V_пр = V_об или k_пр · [A]·[B] = k_об · [С] · [D] откуда – константа химического равновесия: Как быть, если реакции характеризуются наличием отличных от единицы коэффициентов:

смещение и принцип Ле-Шателье Система, находящаяся в состоянии химического равновесия, будет пребывать в нём до тех пор, пока внешние условия остаются постоянными. Если же изменить внешние условия (концентрации веществ, давление (для газовых систем), температуру), то система выйдет из состояния равновесия, т.к. скорости прямой и обратной реакций изменятся неодинаково. Характер смещения химического равновесия в системе при изменении условий, в которых она находится, описывается так называемым принципом Ле Шателье, который может быть сформулирован так: Принцип Ле Шателье: – если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию веществ), то равновесие сместиться в сторону протекания той реакции, которая ослабляет это воздействие. 1.Увеличение концентрации одного из реагирующих ве­ществ путем ввода в систему дополнительного количества этого вещества смещает равновесие в сторону прямой реакции (т. е. расходования части дополнительно введенного вещества).

По­вышение концентрации одного из продуктов реакции смещает равновесие в сторону обрат­ной реакции (по той же причине).

Уменьшение концентрации одного из исходных веществ ведет к смещению равно­весия в сторону обратной реакции.

Уменьшение концентрации одного из продуктов - к смещению равновесия в сторону прямой реакции.

2. при увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равно­весие сдвигается в сторону возрастания числа молекул, т.е. в сторону увеличения давления. 3. – Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты, а понижение температуры сме­щает равновесие в сторону реакции, идущей с выделением теп­лоты.