Reverzibilita chemických reakcí. Reverzibilní a nevratné reakce

Chemické reakce mohou být vratné nebo nevratné.

těch. je-li některá reakce A + B = C + D nevratná, znamená to, že k obrácené reakci C + D = A + B nedochází.

tj. pokud je například určitá reakce A + B = C + D vratná, znamená to, že jak reakce A + B → C + D (přímá), tak reakce C + D → A + B (reverzní) probíhají současně. ).

V podstatě proto Dochází k přímým i zpětným reakcím, v případě vratných reakcí lze jak látky na levé straně rovnice, tak látky na pravé straně rovnice nazývat činidla (výchozí látky). Totéž platí pro produkty.

Pro jakoukoli vratnou reakci je možná situace, kdy jsou rychlosti dopředné a zpětné reakce stejné. Tento stav se nazývá stav rovnováhy.

V rovnováze jsou koncentrace všech reaktantů i všech produktů konstantní. Koncentrace produktů a reaktantů v rovnováze se nazývají rovnovážné koncentrace.

Posun chemické rovnováhy pod vlivem různých faktorů

Vlivem vnějších vlivů na systém, jako jsou změny teploty, tlaku nebo koncentrace výchozích látek nebo produktů, může dojít k narušení rovnováhy systému. Po zániku tohoto vnějšího vlivu však systém po nějaké době přejde do nového rovnovážného stavu. Takový přechod systému z jednoho rovnovážného stavu do jiného rovnovážného stavu se nazývá posunutí (posun) chemické rovnováhy .

Aby bylo možné určit, jak se chemická rovnováha posouvá pod určitým typem vlivu, je vhodné použít Le Chatelierův princip:

Pokud na systém ve stavu rovnováhy působí jakýkoli vnější vliv, pak se směr posunu chemické rovnováhy bude shodovat se směrem reakce, která zeslabuje účinek vlivu.

Vliv teploty na rovnovážný stav

Při změně teploty se posouvá rovnováha jakékoli chemické reakce. To je způsobeno skutečností, že jakákoli reakce má tepelný účinek. Navíc tepelné účinky dopředné a zpětné reakce jsou vždy přímo opačné. Tito. pokud je dopředná reakce exotermická a probíhá s tepelným účinkem rovným +Q, pak je zpětná reakce vždy endotermická a má tepelný účinek rovný –Q.

Pokud tedy v souladu s Le Chatelierovým principem zvýšíme teplotu některého systému, který je v rovnovážném stavu, pak se rovnováha posune směrem k reakci, během které teplota klesá, tzn. směrem k endotermické reakci. A podobně, pokud snížíme teplotu soustavy v rovnovážném stavu, rovnováha se posune směrem k reakci, v důsledku čehož se teplota zvýší, tzn. směrem k exotermické reakci.

Uvažujme například následující vratnou reakci a naznačte, kam se její rovnováha posune, když teplota klesá:

Jak je vidět z výše uvedené rovnice, dopředná reakce je exotermická, tzn. V důsledku jeho výskytu se uvolňuje teplo. V důsledku toho bude reverzní reakce endotermická, to znamená, že k ní dochází při absorpci tepla. Podle podmínky se teplota snižuje, proto se rovnováha posune doprava, tzn. směrem k přímé reakci.

Vliv koncentrace na chemickou rovnováhu

Zvýšení koncentrace činidel v souladu s Le Chatelierovým principem by mělo vést k posunu rovnováhy směrem k reakci, v jejímž důsledku jsou činidla spotřebována, tzn. směrem k přímé reakci.

A naopak, pokud se sníží koncentrace reaktantů, pak se rovnováha posune směrem k reakci, v jejímž důsledku se reaktanty tvoří, tzn. strana obrácené reakce (←).

Obdobně působí i změna koncentrace reakčních produktů. Pokud se koncentrace produktů zvýší, rovnováha se posune směrem k reakci, v jejímž důsledku jsou produkty spotřebovány, tzn. směrem k opačné reakci (←). Pokud se naopak koncentrace produktů sníží, pak se rovnováha posune směrem k přímé reakci (→), takže koncentrace produktů vzroste.

Vliv tlaku na chemickou rovnováhu

Na rozdíl od teploty a koncentrace neovlivňují změny tlaku rovnovážný stav každé reakce. Aby změna tlaku vedla k posunu chemické rovnováhy, musí být součty koeficientů pro plynné látky na levé a pravé straně rovnice různé.

Tito. ze dvou reakcí:

změna tlaku může ovlivnit rovnovážný stav pouze v případě druhé reakce. Protože součet koeficientů před vzorci plynných látek v případě první rovnice vlevo a vpravo je stejný (rovný 2), a v případě druhé rovnice je rozdílný (4 na v. vlevo a 2 vpravo).

Z toho zejména vyplývá, že pokud mezi reaktanty i produkty nejsou žádné plynné látky, pak změna tlaku nijak neovlivní aktuální rovnovážný stav. Například tlak neovlivní rovnovážný stav reakce:

Pokud se vlevo a vpravo množství plynných látek liší, pak zvýšení tlaku povede k posunu rovnováhy směrem k reakci, během které se objem plynů zmenšuje, a snížení tlaku povede k posunu rovnováha, v důsledku čehož se zvětšuje objem plynů.

Vliv katalyzátoru na chemickou rovnováhu

Protože katalyzátor stejně zrychluje dopředné i zpětné reakce, jeho přítomnost nebo nepřítomnost nemá žádný účinek do stavu rovnováhy.

Jediné, co může katalyzátor ovlivnit, je rychlost přechodu systému z nerovnovážného stavu do rovnovážného.

Vliv všech výše uvedených faktorů na chemickou rovnováhu je shrnut níže v cheat sheetu, na který se můžete zpočátku podívat při provádění úloh rovnováhy. Při zkoušce ji však nebude možné použít, takže po analýze několika příkladů s její pomocí byste se ji měli naučit a procvičovat řešení problémů s rovnováhou, aniž byste se na to dívali:

Označení: T - teplota, p - tlak, S – koncentrace, – zvýšení, ↓ – snížení

Jednou z nejdůležitějších charakteristik chemické reakce je hloubka (stupeň) transformace, která ukazuje, jak moc jsou výchozí látky přeměněny na reakční produkty. Čím je větší, tím hospodárněji lze proces provádět. Hloubka transformace mimo jiné závisí na reverzibilitě reakce.

Reverzibilní reakce , Na rozdíl od nevratné, nepokračujte až do konce: žádná z reagujících látek není zcela spotřebována. Současně reakční produkty interagují s tvorbou výchozích látek.

Podívejme se na příklady:

1) do uzavřené nádoby se při určité teplotě přivedou stejné objemy plynného jódu a vodíku. Pokud dojde ke srážkám molekul těchto látek s požadovanou orientací a dostatečnou energií, pak se chemické vazby mohou přeskupit za vzniku meziproduktu (aktivovaný komplex, viz část 1.3.1). Další přeskupení vazeb může vést k rozpadu meziproduktu na dvě molekuly jodovodíku. Reakční rovnice:

H2+I2®2HI

Ale molekuly jodovodíku se také náhodně srazí s molekulami vodíku, molekulami jódu a mezi sebou navzájem. Když se molekuly HI srazí, nic nezabrání vzniku meziproduktu, který se pak může rozložit na jód a vodík. Tento proces je vyjádřen rovnicí:

2HI®H2 + I2

V tomto systému tedy budou probíhat dvě reakce současně – vznik jodovodíku a jeho rozklad. Lze je vyjádřit jednou obecnou rovnicí

H 2 + I 2 « 2HI

Reverzibilita procesu je označena znakem „.

Reakce směřující v tomto případě k tvorbě jodovodíku se nazývá přímá a opačná se nazývá reverzní.

2) pokud smícháte dva moly oxidu siřičitého s jedním molem kyslíku, vytvoříte v systému podmínky příznivé pro průběh reakce a po určité době analyzujete směs plynů, výsledky ukážou, že oba SO 3 - reakční produkt a výchozí - budou přítomny v látkách systému – SO 2 a O 2. Pokud je za stejných podmínek jako výchozí látka umístěn oxid sírový (+6), pak se zjistí, že se jeho část rozloží na kyslík a oxid sírový (+4), a konečný poměr mezi množstvím všech tři látky budou stejné jako v případě, kdy vycházely ze směsi oxidu siřičitého a kyslíku.

Interakce oxidu siřičitého s kyslíkem je tedy také jedním z příkladů vratné chemické reakce a je vyjádřena rovnicí

2SO 2 + O 2 « 2SO 3

3) interakce železa s kyselinou chlorovodíkovou probíhá podle rovnice:

Fe + 2HCL® FeCL2 + H2

Je-li dostatek kyseliny chlorovodíkové, reakce skončí, když

všechno železo se spotřebuje. Navíc, pokud se pokusíte provést tuto reakci v opačném směru - průchod vodíku roztokem chloridu železitého, pak kovové železo a kyselina chlorovodíková nebudou fungovat - tato reakce nemůže jít opačným směrem. Interakce železa s kyselinou chlorovodíkovou je tedy nevratnou reakcí.

Je však třeba mít na paměti, že teoreticky každý nevratný proces může být reprezentován jako probíhající za určitých podmínek reverzibilně, tzn. V zásadě lze všechny reakce považovat za vratné. Velmi často ale jedna z reakcí jasně převažuje. K tomu dochází v případech, kdy jsou produkty interakce odstraňovány z reakční sféry: tvoří se sraženina, uvolňuje se plyn a při ionexových reakcích vznikají prakticky nedisociující produkty; nebo když je v důsledku jasného přebytku výchozích látek opačný proces prakticky potlačen. Přirozené nebo umělé vyloučení možnosti reverzní reakce tedy umožňuje dokončit proces téměř do konce.

Příklady takových reakcí zahrnují interakci chloridu sodného s dusičnanem stříbrným v roztoku

NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3,

bromid měďnatý s amoniakem

CuBr2 + 4NH3®Br2,

neutralizace kyseliny chlorovodíkové roztokem hydroxidu sodného

HCl + NaOH ® NaCl + H20.

To vše jsou pouze příklady prakticky nevratné procesy, protože chlorid stříbrný je poněkud rozpustný a komplexní kationt 2+ není absolutně stabilní a voda disociuje, i když v extrémně nevýznamné míře.

DEFINICE

Chemická reakce se nazývají přeměny látek, při kterých dochází ke změně jejich složení a (nebo) struktury.

Reakce je možná při příznivém poměru faktorů energie a entropie. Pokud se tyto faktory vzájemně vyvažují, stav systému se nemění. V takových případech se říká, že systém je v rovnováze.
Chemické reakce probíhající jedním směrem se nazývají nevratné. Většina chemických reakcí je reverzibilní. To znamená, že za stejných podmínek dochází k dopředné i zpětné reakci (zejména když mluvíme o uzavřených systémech).

Stav systému, ve kterém je rychlost dopředné reakce rovna rychlosti zpětné reakce, se nazývá chemická rovnováha. . V tomto případě zůstávají koncentrace reaktantů a reakčních produktů nezměněny (rovnovážné koncentrace).

Rovnovážná konstanta

Zvažte reakci pro výrobu amoniaku:

N2(g) + 3H2(g) ↔2NH3(g)

Zapišme si výrazy pro výpočet rychlostí dopředných (1) a zpětných (2) reakcí:

1 = k1[H2]3

2 = k 2 2

Rychlosti dopředných a zpětných reakcí jsou stejné, proto můžeme psát:

k 1 3 = k 2 2

ki/k2 = 2/3

Poměr dvou konstantních veličin je konstantní veličina. Rovnovážná konstanta je poměr rychlostních konstant dopředných a zpětných reakcí.

K = 2/3

Vyjádřeno obecně, rovnovážná konstanta je:

mA + nB ↔ pC + qD

K = [C] p [D] q / [A] m [B] n

Rovnovážná konstanta je poměr součinů koncentrací reakčních produktů umocněných na mocniny rovných jejich stechiometrickým koeficientům k součinu koncentrací výchozích látek umocněných na mocniny jejich stechiometrickým koeficientům.

Pokud je K vyjádřen v rovnovážných koncentracích, pak se nejčastěji označuje jako Ks. Je také možné vypočítat K pro plyny prostřednictvím jejich parciálních tlaků. V tomto případě je K označeno jako K r. Mezi Kc a Kr existuje vztah:

Kp = Ks × (RT) Δn,

kde Δn je změna počtu všech molů plynů při přechodu z reaktantů na produkty, R je univerzální plynová konstanta.

K nezávisí na koncentraci, tlaku, objemu a přítomnosti katalyzátoru a závisí na teplotě a povaze reaktantů. Pokud je K mnohem menší než 1, pak je ve směsi více výchozích látek, a pokud je K mnohem větší než 1, je ve směsi více produktů.

Heterogenní rovnováha

Zvažte reakci

CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)

Výraz pro rovnovážnou konstantu tedy nezahrnuje koncentrace složek v pevné fázi

Chemická rovnováha nastává za přítomnosti všech složek systému, ale rovnovážná konstanta nezávisí na koncentracích látek v pevné fázi. Chemická rovnováha je dynamický proces. K poskytuje informaci o průběhu reakce a ΔG informaci o jejím směru. Jsou propojeny vztahem:

AGo = -R x T x lnK

AGo = -2,303 × R × T × logK

Posun v chemické rovnováze. Le Chatelierův princip

Z hlediska technologických postupů nejsou vratné chemické reakce rentabilní, jelikož je potřeba mít znalosti, jak zvýšit výtěžek reakčního produktu, tzn. je nutné se naučit posunout chemickou rovnováhu směrem k reakčním produktům.

Uvažujme reakci, ve které je nutné zvýšit výtěžek amoniaku:

N2(g) + 3H2(g) ↔2NH3(g), ΔН< 0

Aby bylo možné posunout rovnováhu směrem k dopředné nebo zpětné reakci, je nutné použít Le Chatelierův princip: pokud na systém, který je v rovnováze, působí nějaký vnější faktor (zvýšení nebo snížení teploty, tlaku, objemu, koncentrace látek), pak systém působí proti tomuto vlivu.

Pokud se například zvýší teplota v rovnovážném systému, pak ze 2 možných reakcí proběhne ta, která bude endotermická; pokud zvýšíte tlak, rovnováha se posune směrem k reakci s větším počtem molů látek; pokud se objem v systému sníží, pak posun rovnováhy bude směřovat ke zvýšení tlaku; Pokud zvýšíte koncentraci jedné z výchozích látek, pak ze 2 možných reakcí proběhne ta, která povede ke snížení rovnovážné koncentrace produktu.

Takže ve vztahu k uvažované reakci, aby se zvýšil výtěžek amoniaku, je nutné zvýšit koncentrace výchozích látek; snižte teplotu, protože přímá reakce je exotermická, zvyšte tlak nebo snižte objem.

Příklady řešení problémů

PŘÍKLAD 1

Co je to vratná reakce? Jedná se o chemický proces, který probíhá ve dvou vzájemně opačných směrech. Podívejme se na hlavní charakteristiky takových transformací a také na jejich charakteristické parametry.

Co je podstatou rovnováhy?

Reverzibilní chemické reakce neprodukují specifické produkty. Například, když se oxid síry (4) oxiduje současně s výrobou oxidu síry (6), znovu se tvoří původní složky.

Nevratné procesy zahrnují úplnou přeměnu interagujících látek, taková reakce je doprovázena tvorbou jednoho nebo více reakčních produktů.

Příklady nevratných interakcí jsou rozkladné reakce. Například při zahřívání manganistanu draselného vzniká manganistan kovu, oxid manganu (4), a také se uvolňuje plynný kyslík.

Reverzibilní reakce nezahrnuje tvorbu srážení nebo uvolňování plynů. Právě v tom spočívá jeho hlavní rozdíl od nevratné interakce.

Chemická rovnováha je stav interagujícího systému, ve kterém je možný reverzibilní výskyt jedné nebo více chemických reakcí za předpokladu, že rychlosti procesů jsou stejné.

Pokud je systém v dynamické rovnováze, nedochází v daném časovém období ke změně teploty, koncentrace činidel ani jiných parametrů.

Podmínky pro posun rovnováhy

Rovnováhu vratné reakce lze vysvětlit pomocí Le Chatelierova pravidla. Jeho podstata spočívá v tom, že při působení vnějšího vlivu na systém, který je zpočátku v dynamické rovnováze, je pozorována změna reakce v opačném směru, než je vliv. Jakoukoli vratnou reakci využívající tento princip lze posunout požadovaným směrem v případě změn teploty, tlaku a koncentrace interagujících látek.

Le Chatelierův princip „funguje“ pouze pro plynná činidla, pevné a kapalné látky se neberou v úvahu. Mezi tlakem a objemem existuje vzájemně inverzní vztah, určený Mendělejevovou-Clapeyronovou rovnicí. Pokud je objem výchozích plynných složek větší než reakční produkty, pak pro změnu rovnováhy doprava je důležité zvýšit tlak směsi.

Například, když se oxid uhelnatý (2) přemění na oxid uhličitý, do reakce vstoupí 2 moly oxidu uhelnatého a 1 mol kyslíku. To produkuje 2 moly oxidu uhelnatého (4).

Pokud by podle podmínek problému měla být tato vratná reakce posunuta doprava, je nutné zvýšit tlak.

Podstatný vliv na průběh procesu má i koncentrace reagujících látek. Pokud se podle Le Chatelierova principu zvýší koncentrace výchozích složek, rovnováha procesu se posune směrem k produktu jejich interakce.

V tomto případě redukce (odstranění z reakční směsi) výsledného produktu podporuje vznik přímého procesu.

Na vznik reverzní nebo přímé reakce mají kromě tlaku a koncentrace významný vliv i změny teploty. Když se počáteční směs zahřívá, je pozorován posun v rovnováze směrem k endotermickému procesu.

Příklady vratných reakcí

Uvažujme pomocí specifického procesu způsoby, jak posunout rovnováhu směrem k tvorbě reakčních produktů.

2СО+О 2 -2СО 2

Tato reakce je homogenní proces, protože všechny látky jsou ve stejném (plynném) stavu.

Na levé straně rovnice jsou 3 objemy složek, po interakci se tento ukazatel snížil, vzniknou 2 objemy. Aby došlo k přímému procesu, je nutné zvýšit tlak reakční směsi.

Vzhledem k tomu, že reakce je exotermická, teplota se sníží za vzniku oxidu uhličitého.

Rovnováha procesu se posune směrem k tvorbě reakčního produktu se zvýšením koncentrace jedné z výchozích látek: kyslíku nebo oxidu uhelnatého.

Závěr

V životě člověka hrají důležitou roli vratné a nevratné reakce. Metabolické procesy probíhající v našem těle jsou spojeny se systematickým posunem chemické rovnováhy. V chemické výrobě se využívají optimální podmínky pro nasměrování reakce správným směrem.

Mezi četnými klasifikacemi typů reakcí, například těch, které jsou určeny tepelným účinkem (exotermické a endotermické), změnami oxidačních stavů látek (redox), počtem složek, které se jich účastní (rozklad, sloučeniny) a tak dále, reakce probíhající ve dvou vzájemných směrech, jinak nazývaných reverzibilní . Alternativou k reverzibilním reakcím jsou reakce nevratný, při níž vzniká konečný produkt (sraženina, plynná látka, voda). Mezi těmito reakcemi jsou následující:

Výměnné reakce mezi roztoky solí, při kterých se tvoří buď nerozpustná sraženina - CaCO 3:

Ca(OH)2 + K2C03 -> CaCO 3↓ + 2KON (1)

nebo plynná látka - CO 2:

3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 →2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H20 (2)

nebo se získá mírně disociovatelná látka - H 2 O:

2NaOH + H2SO4 → Na2S04 + 2 H 2Ó(3)

Uvažujeme-li vratnou reakci, pak probíhá nejen v dopředném směru (v reakcích 1,2,3 zleva doprava), ale i v opačném směru. Příkladem takové reakce je syntéza amoniaku z plynných látek - vodíku a dusíku:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Tím pádem, chemická reakce se nazývá vratná, pokud probíhá nejen v dopředném směru (→), ale i ve směru zpětném (←) a je označeno symbolem (↔).

Hlavním rysem tohoto typu reakce je, že reakční produkty se tvoří z výchozích látek, ale současně se ze stejných produktů tvoří výchozí činidla. Uvažujeme-li reakci (4), pak v relativní jednotce času dojde současně se vznikem dvou molů amoniaku k jejich rozkladu za vzniku tří molů vodíku a jednoho molu dusíku. Označme rychlost přímé reakce (4) symbolem V 1, pak výraz pro tuto rychlost bude mít tvar:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

kde hodnota „k“ je definována jako rychlostní konstanta dané reakce, hodnoty [H 2 ] 3 a odpovídají koncentracím výchozích látek umocněným na mocniny odpovídající koeficientům v reakční rovnici. V souladu s principem reverzibility bude mít rychlost zpětné reakce výraz:

V 2 = kˑ 2 (6)

V počátečním okamžiku nabývá rychlost dopředné reakce nejvyšší hodnoty. Postupně však koncentrace výchozích činidel klesají a reakční rychlost se zpomaluje. Současně se rychlost zpětné reakce začíná zvyšovat. Když se rychlosti dopředných a zpětných reakcí stanou stejnými (V 1 = V 2), stav rovnováhy , při kterém již nedochází ke změně koncentrací jak výchozích, tak výsledných činidel.

Je třeba poznamenat, že některé nevratné reakce bychom neměli brát doslova. Uveďme příklad nejčastěji uváděné reakce kovu s kyselinou, zejména zinku s kyselinou chlorovodíkovou:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (7)

Ve skutečnosti zinek, když je rozpuštěn v kyselině, tvoří sůl: chlorid zinečnatý a plynný vodík, ale po nějaké době se rychlost přímé reakce zpomaluje, jak se zvyšuje koncentrace soli v roztoku. Když se reakce prakticky zastaví, bude v roztoku přítomno určité množství kyseliny chlorovodíkové spolu s chloridem zinečnatým, takže reakce (7) by měla být uvedena v následující formě:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

Nebo v případě tvorby nerozpustné sraženiny získané sloučením roztoků Na 2 SO 4 a BaCl 2:

Na2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2NaCl (9)

vysrážená sůl BaSO 4, i když v malé míře, bude disociovat na ionty:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Proto jsou pojmy nevratné a nevratné reakce relativní. Ale přesto, jak v přírodě, tak v praktických činnostech lidí, mají tyto reakce velký význam. Například procesy spalování uhlovodíků nebo složitějších organických látek, jako je alkohol:

CH 4 + O 2 = CO 2 + H20 (11)

2C2H5OH + 5O2 = 4C02 + 6H20 (12)

jsou zcela nevratné procesy. Bylo by považováno za šťastný sen lidstva, kdyby reakce (11) a (12) byly vratné! Pak by bylo možné syntetizovat plyn a benzin a alkohol opět z CO 2 a H 2 O! Na druhé straně, vratné reakce, jako je (4) nebo oxidace oxidu siřičitého:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

jsou základní při výrobě amonných solí, kyseliny dusičné, kyseliny sírové a dalších anorganických a organických sloučenin. Ale tyto reakce jsou reverzibilní! A pro získání finálních produktů: NH 3 nebo SO 3 je nutné použít takové technologické metody jako: změna koncentrací činidel, změna tlaku, zvýšení nebo snížení teploty. Ale to již bude předmětem dalšího tématu: „Posun v chemické rovnováze“.

webové stránky, při kopírování celého materiálu nebo jeho části je vyžadován odkaz na zdroj.