Reversiibelit ja irreversiibelit kemialliset reaktiot. Kemiallinen tasapaino. Tasapainon muutos eri tekijöiden vaikutuksesta
Kemiallinen tasapaino
Yhteen suuntaan eteneviä kemiallisia reaktioita kutsutaan peruuttamaton.
Useimmat kemialliset prosessit ovat käännettävä. Tämä tarkoittaa, että samoissa olosuhteissa tapahtuu sekä eteenpäin että taaksepäin tapahtuvia reaktioita (varsinkin jos me puhumme suljetuista järjestelmistä).
Esimerkiksi:
a) reaktio
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
V avoin järjestelmä peruuttamaton;
b) sama reaktio
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
suljetussa järjestelmässä on palautuva.
Tarkastellaanpa yksityiskohtaisemmin palautuvien reaktioiden aikana tapahtuvia prosesseja, esimerkiksi ehdollisen reaktion yhteydessä:
Perustuu massatoiminnan lakiin, suoran reaktion nopeus
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Koska aineiden $A$ ja $B$ pitoisuudet pienenevät ajan myötä, myös suoran reaktion nopeus pienenee.
Reaktiotuotteiden ilmaantuminen tarkoittaa käänteisen reaktion mahdollisuutta, ja ajan myötä aineiden $C$ ja $D$ pitoisuudet kasvavat, mikä tarkoittaa, että myös käänteisreaktion nopeus kasvaa:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Ennemmin tai myöhemmin saavutetaan tila, jossa eteenpäin- ja taaksepäinreaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Järjestelmän tilaa, jossa eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus on yhtä suuri kuin käänteisen reaktion nopeus, kutsutaan kemialliseksi tasapainoksi.
Tässä tapauksessa lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden pitoisuudet pysyvät muuttumattomina. Niitä kutsutaan tasapainopitoisuudet. Makrotasolla näyttää siltä, että kaiken kaikkiaan mikään ei muutu. Mutta itse asiassa sekä eteenpäin että taaksepäin tapahtuvat prosessit jatkuvat, mutta samalla nopeudella. Siksi tällaista tasapainoa järjestelmässä kutsutaan mobiili Ja dynaaminen.
Tasapainovakio
Merkitään aineiden tasapainopitoisuudet $[A], [B], [C], [D]$.
Sitten koska $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, mistä
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(saa) $
missä $γ, δ, α, β$ ovat eksponenteja, jotka ovat yhtä suuria kuin reversiibelin reaktion kertoimet; $K_(equal)$ on kemiallinen tasapainovakio.
Tuloksena oleva lauseke kuvaa kvantitatiivisesti tasapainotilaa ja on matemaattinen ilmaus massatoiminnan laista tasapainojärjestelmille.
Vakiolämpötilassa tasapainovakio on vakioarvo tietylle palautuvalle reaktiolle. Se osoittaa reaktiotuotteiden pitoisuuksien (osoittaja) ja lähtöaineiden (nimittäjä) välisen suhteen, joka on saatu aikaan tasapainossa.
Tasapainovakiot lasketaan kokeellisista tiedoista määrittämällä lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden tasapainopitoisuudet tietyssä lämpötilassa.
Tasapainovakion arvo luonnehtii reaktiotuotteiden saantoa ja sen etenemisen täydellisyyttä. Jos saamme $K_(yhtä) >> 1$, tämä tarkoittaa, että tasapainossa $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, eli reaktiotuotteiden pitoisuudet hallitsevat lähtöaineiden pitoisuuksia ja reaktiotuotteiden saanto on korkea.
$K_(saa)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
tasapainovakio
$K_(yhtä)=(·)/(·)$
20°С$:ssa arvo on $0,28$ (eli alle $1$). Tämä tarkoittaa, että merkittävä osa esteristä ei hydrolysoitunut.
Heterogeenisten reaktioiden tapauksessa tasapainovakion ilmaisu sisältää vain niiden aineiden pitoisuudet, jotka ovat kaasu- tai nestefaasissa. Esimerkiksi reaktiolle
tasapainovakio ilmaistaan seuraavasti:
$K_(yhtä)=(^2)/()$
Tasapainovakion arvo riippuu lähtöaineiden laadusta ja lämpötilasta.
Vakio ei riipu katalyytin läsnäolosta, koska se muuttaa sekä myötä- että vastareaktion aktivointienergiaa saman verran. Katalyytti voi vain nopeuttaa tasapainon muodostumista vaikuttamatta tasapainovakion arvoon.
Tasapainon muutos eri tekijöiden vaikutuksesta
Tasapainotila säilyy loputtomiin vakioissa ulkoisissa olosuhteissa: lämpötila, lähtöaineiden pitoisuus, paine (jos kaasut osallistuvat reaktioon tai muodostuvat).
Näitä ehtoja muuttamalla on mahdollista siirtää järjestelmä tasapainotilasta toiseen, joka täyttää uudet ehdot. Tätä siirtymää kutsutaan siirtymä tai tasapainon muutos.
Harkitsemme eri tavoilla tasapaino muuttuu käyttämällä esimerkkiä typen ja vedyn välisestä reaktiosta ammoniakin muodostamiseksi:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(yhtä)=(^2)/(·^3)$
Aineiden pitoisuuden muuttamisen vaikutus
Kun reaktioseokseen lisätään typpeä $N_2$ ja vetyä $H_2$, näiden kaasujen pitoisuus kasvaa, mikä tarkoittaa, että suoran reaktion nopeus kasvaa. Tasapaino siirtyy oikealle, kohti reaktiotuotetta, ts. kohti ammoniakkia $NH_3$.
Sama johtopäätös voidaan tehdä analysoimalla tasapainovakion lauseke. Typen ja vedyn pitoisuuden kasvaessa nimittäjä kasvaa, ja koska $K_(equal)$ on vakioarvo, osoittajan täytyy kasvaa. Siten reaktiotuotteen $NH_3$ määrä reaktioseoksessa kasvaa.
Ammoniakin reaktiotuotteen $NH_3$ pitoisuuden kasvu johtaa tasapainon siirtymiseen vasemmalle, kohti lähtöaineiden muodostumista. Tämä johtopäätös voidaan tehdä samanlaisen päättelyn perusteella.
Paineenmuutoksen vaikutus
Painemuutos vaikuttaa vain niihin järjestelmiin, joissa vähintään yksi aineista on kaasumaisessa tilassa. Paineen kasvaessa kaasujen tilavuus pienenee, mikä tarkoittaa, että niiden pitoisuus kasvaa.
Oletetaan, että paine suljetussa järjestelmässä kasvaa esimerkiksi $2$ kertaa. Tämä tarkoittaa, että kaikkien kaasumaisten aineiden ($N_2, H_2, NH_3$) pitoisuudet harkitsemassamme reaktiossa kasvavat $2$ kertaa. Tässä tapauksessa lausekkeen $K_(equal)$ osoittaja kasvaa 4-kertaiseksi ja nimittäjä $16$-kertaiseksi, ts. tasapaino häiriintyy. Sen palauttamiseksi ammoniakin pitoisuuden on noustava ja typen ja vedyn pitoisuuksien tulee laskea. Tasapaino siirtyy oikealle. Paineen muutoksella ei ole käytännössä mitään vaikutusta nesteiden ja kiinteiden aineiden tilavuuteen, ts. ei muuta heidän keskittymiskykyään. Näin ollen sellaisten reaktioiden kemiallisen tasapainon tila, joihin ei liity kaasuja, ei riipu paineesta.
Lämpötilan muutoksen vaikutus
Kuten tiedät, lämpötilan noustessa kaikkien reaktioiden (ekso- ja endotermisten) nopeudet kasvavat. Lisäksi lämpötilan nousulla on suurempi vaikutus niiden reaktioiden nopeuteen, joilla on korkea aktivaatioenergia ja jotka ovat siksi endotermisiä.
Siten käänteisen reaktion nopeus (esimerkissämme endoterminen) kasvaa enemmän kuin eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus. Tasapaino siirtyy kohti prosessia, johon liittyy energian imeytyminen.
Tasapainon siirtymän suunta voidaan ennustaa Le Chatelierin periaatteella (1884):
Jos tasapainossa olevaan järjestelmään kohdistuu ulkoinen vaikutus (pitoisuus, paine, lämpötilan muutokset), tasapaino siirtyy sille puolelle, joka heikentää tätä vaikutusta.
Tehdään johtopäätökset:
- reagoivien aineiden pitoisuuden kasvaessa järjestelmän kemiallinen tasapaino siirtyy kohti reaktiotuotteiden muodostumista;
- reaktiotuotteiden pitoisuuden kasvaessa järjestelmän kemiallinen tasapaino siirtyy kohti lähtöaineiden muodostumista;
- paineen kasvaessa järjestelmän kemiallinen tasapaino siirtyy kohti reaktiota, jossa muodostuvien kaasumaisten aineiden tilavuus on pienempi;
- lämpötilan noustessa järjestelmän kemiallinen tasapaino siirtyy kohti endotermistä reaktiota;
- lämpötilan laskeessa - kohti eksotermistä prosessia.
Le Chatelier'n periaatetta voidaan soveltaa kemiallisten reaktioiden lisäksi moniin muihin prosesseihin: haihdutukseen, kondensaatioon, sulatukseen, kiteytymiseen jne. Tärkeimpien kemiallisten tuotteiden valmistuksessa Le Chatelierin periaate ja massatoiminnan laista johtuvat laskelmat mahdollistavat sellaiset olosuhteet kemiallisten prosessien suorittamiseksi, jotka tarjoavat halutun aineen maksimaalisen saannon.
Kaikki kemialliset reaktiot on jaettu kahteen tyyppiin: palautuva ja palautumaton.
Peruuttamaton Niitä kutsutaan reaktioksi, jotka etenevät vain yhteen suuntaan, eli näiden reaktioiden tuotteet eivät ole vuorovaikutuksessa keskenään muodostaen lähtöaineita.
Peruuttamaton reaktio päättyy, kun vähintään yksi lähtöaineista kuluu kokonaan. Palamisreaktiot ovat peruuttamattomia; monia lämpöhajoamisreaktioita monimutkaiset aineet; useimmat reaktiot, jotka johtavat saostumisen muodostumiseen tai kaasumaisten aineiden vapautumiseen jne. Esimerkiksi:
C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
BaCl 2 + H 2SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Käännettävä Reaktioita, jotka tapahtuvat samanaikaisesti eteen- ja taaksepäin, kutsutaan:
Reversiibelien reaktioiden yhtälöissä käytetään palautuvuusmerkkiä.
Esimerkki palautuvasta reaktiosta on jodidin synteesi seuraavista: 
Jonkin ajan kuluttua kemiallisen reaktion alkamisesta kaasuseoksesta voidaan havaita paitsi reaktion lopputuote HI, myös lähtöaineet -H 2 ja I 2 -. Riippumatta siitä, kuinka kauan reaktio kestää, reaktioseos 350 o C:ssa sisältää aina noin 80 % HI:tä, 10 % H2:ta ja 10 % I 2:ta. Jos otamme lähtöaineena HI:n ja kuumennamme sen samaan lämpötilaan, voimme havaita, että jonkin ajan kuluttua kaikkien kolmen aineen suhde on sama. Siten vedystä ja jodista muodostuvan vetyjodidin aikana suoria ja käänteisiä reaktioita tapahtuu samanaikaisesti.
Jos lähtöaineiksi otetaan vetyä ja jodia pitoisuuksina, niin suoran reaktion nopeus alkuhetkellä oli yhtä suuri: v pr = k pr ∙ . Käänteisen reaktion nopeus v arr = k arr 2 alkuhetkellä on nolla, koska reaktioseoksessa ei ole jodivetyä ( = 0). Vähitellen eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus pienenee, kun vety ja jodi reagoivat ja niiden pitoisuudet pienenevät. Tässä tapauksessa käänteisreaktion nopeus kasvaa, koska muodostuneen vetyjodidin pitoisuus kasvaa vähitellen. Kun myötä- ja käänteisten reaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret, syntyy kemiallinen tasapaino. Tasapainotilassa tietyn ajan kuluessa muodostuu sama määrä HI-molekyylejä, kun ne hajoavat H2:ksi ja I2:ksi.
Reversiibelin reaktion tilaa, jossa eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus on yhtä suuri kuin käänteisen reaktion nopeus, kutsutaan ns. kemiallinen tasapaino.
Kemiallinen tasapaino on dynaaminen tasapaino. Tasapainotilassa sekä myötä- että käänteisiä reaktioita esiintyy edelleen, mutta koska niiden nopeudet ovat samat, kaikkien reaktiojärjestelmän aineiden pitoisuudet eivät muutu. Näitä pitoisuuksia kutsutaan tasapainopitoisuuksiksi.
Kemiallisen tasapainon muutos
Le Chatelierin periaate
Kemiallinen tasapaino on liikkuva. Ulkoisten olosuhteiden muuttuessa myötä- ja vastareaktioiden nopeudet voivat muuttua epätasaiseksi, mikä aiheuttaa tasapainon siirtymisen.
Jos eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus tulee ulkoisen vaikutuksen seurauksena suurempi kuin käänteisen reaktion nopeus, niin puhutaan tasapainon siirtymisestä oikein(suoraan reaktioon). Jos käänteisen reaktion nopeus on suurempi kuin eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus, puhumme tasapainon siirtymisestä vasemmalle(päinvastaiseen reaktioon). Tasapainon siirtymisen tulos on järjestelmän siirtyminen uuteen tasapainotilaan, jossa reagoivien aineiden pitoisuuksien suhde on erilainen.
Tasapainon muutoksen suunta määräytyy ranskalaisen tiedemiehen Le Chatelier'n (1884) laatiman periaatteen mukaan:
Jos ulkoinen vaikutus kohdistuu tasapainojärjestelmään, tasapaino siirtyy kohti reaktiota (suora tai käänteinen), joka vastustaa tätä vaikutusta.
Tärkein ulkoiset tekijät jotka voivat johtaa kemiallisen tasapainon muuttumiseen, ovat:
a) reagoivien aineiden pitoisuudet;
b) lämpötila;
c) paine.
Reagenssien pitoisuuden vaikutus
Jos jokin reaktioon osallistuvista aineista viedään tasapainojärjestelmään, tasapaino siirtyy kohti reaktiota, jonka aikana tämä aine kuluu. Jos jokin aine poistetaan tasapainojärjestelmästä, tasapaino siirtyy kohti reaktiota, jonka aikana tämä aine muodostuu.
Mieti esimerkiksi, mitä aineita tulisi lisätä ja mitkä aineet pitäisi poistaa tasapainojärjestelmästä, jotta reversiibeli synteesireaktio siirtyisi oikealle:
Tasapainon siirtämiseksi oikealle (ammoniakin muodostumisen suoraa reaktiota kohti) on tarpeen lisätä vetyä tasapainoseokseen (eli lisätä niiden pitoisuuksia) ja poistaa ammoniakkia tasapainoseoksesta (eli vähentää sen pitoisuutta).
Lämpötilan vaikutus
Eteenpäin- ja käänteisreaktioilla on vastakkaiset lämpövaikutukset: jos eteenpäin suuntautuva reaktio on eksoterminen, niin käänteinen reaktio on endoterminen (ja päinvastoin). Kun järjestelmää kuumennetaan (eli sen lämpötila nousee), tasapaino siirtyy kohti endotermistä reaktiota; jäähdytettäessä (alempi lämpötila) tasapaino siirtyy kohti eksotermistä reaktiota.
Esimerkiksi ammoniakin synteesireaktio on eksoterminen: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, ja ammoniakin hajoamisreaktio (käänteisreaktio) on endoterminen: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3 H2 (g) - 92 kJ. Siksi lämpötilan nousu siirtää tasapainoa kohti ammoniakin hajoamisen käänteistä reaktiota.
Paineen vaikutus
Paine vaikuttaa niiden reaktioiden tasapainoon, joihin kaasumaiset aineet osallistuvat. Jos ulkoinen paine kasvaa, tasapaino siirtyy kohti reaktiota, jonka aikana kaasumolekyylien määrä vähenee. Toisaalta tasapaino siirtyy kohti koulutusta lisää kaasumaisia molekyylejä, kun ulkoinen paine laskee. Jos reaktio etenee muuttamatta kaasumaisten aineiden molekyylien lukumäärää, paine ei vaikuta tämän järjestelmän tasapainoon.
Esimerkiksi ammoniakin saannon lisäämiseksi (siirrä oikealle) on tarpeen lisätä painetta reversiibelissä reaktiojärjestelmässä, koska suoran reaktion aikana kaasumaisten molekyylien määrä vähenee (neljästä muodostuu kaksi ammoniakkikaasumolekyyliä typpi- ja vetykaasumolekyylit).
Lukuisten reaktiotyyppien luokittelujen joukossa, kuten ne, jotka ovat määrittäneet lämpövaikutus(eksoterminen ja endoterminen), aineiden hapetusasteiden muutoksen (redox), niihin osallistuvien komponenttien lukumäärän (hajoaminen, yhdisteet) ja niin edelleen, kahdessa keskinäisessä suunnassa tapahtuvat reaktiot, muuten ns. käännettävä . Vaihtoehto palautuville reaktioille ovat reaktiot peruuttamaton, jonka aikana lopputuote (sakka, kaasumainen aine, vesi) muodostuu. Näiden reaktioiden joukossa ovat seuraavat:
Vaihtoreaktiot suolaliuosten välillä, joiden aikana muodostuu joko liukenematon sakka - CaCO 3:
Ca(OH)2 + K2CO3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)
tai kaasumainen aine - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H 2O (2)
tai saadaan hieman dissosioituva aine - H 2 O:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H 2O(3)
Jos tarkastellaan palautuvaa reaktiota, se ei etene vain eteenpäin (reaktioissa 1,2,3 vasemmalta oikealle), vaan myös vastakkaiseen suuntaan. Esimerkki tällaisesta reaktiosta on ammoniakin synteesi kaasumaisista aineista - vedystä ja typestä:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
Siten, Kemiallista reaktiota kutsutaan reversiibeliksi, jos se ei etene vain eteenpäin (→), vaan myös vastakkaiseen suuntaan (←) ja se on merkitty symbolilla (↔).
Pääominaisuus Tämäntyyppinen reaktio on se, että lähtöaineista muodostuu reaktiotuotteita, mutta samaan aikaan samoista tuotteista, päinvastoin, muodostuu lähtöreagenssit. Jos tarkastelemme reaktiota (4), niin suhteellisessa aikayksikössä, samanaikaisesti kahden ammoniakkimoolin muodostumisen kanssa, niiden hajoaminen tapahtuu, kun muodostuu kolme moolia vetyä ja yksi mooli typpeä. Merkitään suoran reaktion nopeutta (4) symbolilla V 1, jolloin tämän nopeuden lauseke saa muotoa:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
jossa arvo "k" määritellään tietyn reaktion nopeusvakioksi, arvot [H 2 ] 3 ja vastaavat lähtöaineiden pitoisuuksia, jotka on nostettu potenssiin, joka vastaa reaktioyhtälön kertoimia. Käänteisyyden periaatteen mukaisesti käänteisreaktion nopeus saa lausekkeen:
V 2 = kˑ 2 (6)
Alkuhetkellä eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus saa suurimman arvon. Mutta vähitellen lähtöreagenssien pitoisuudet pienenevät ja reaktionopeus hidastuu. Samaan aikaan käänteisen reaktion nopeus alkaa nousta. Kun myötä- ja taaksepäinreaktioiden nopeudet ovat samat (V 1 = V 2), tasapainotila , jolloin alkuperäisen ja tuloksena olevan reagenssin pitoisuudet eivät enää muutu.
On huomattava, että jotkut peruuttamattomia reaktioita ei pidä ottaa kirjaimellisesti. Otetaan esimerkki useimmin mainitusta metallin vuorovaikutuksesta hapon, erityisesti sinkin ja suolahapon kanssa:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2 (7)
Itse asiassa sinkki liukenee happoon muodostaen suolaa: sinkkikloridia ja vetykaasua, mutta jonkin ajan kuluttua suoran reaktion nopeus hidastuu, kun suolapitoisuus liuoksessa kasvaa. Kun reaktio käytännössä pysähtyy, liuoksessa on tietty määrä sinkkikloridia. suolahappoa Siksi reaktio (7) on annettava seuraavassa muodossa:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)
Tai jos muodostuu liukenematon sakka, joka saadaan yhdistämällä Na 2 SO 4 - ja BaCl 2 -liuoksia:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
saostunut suola BaSO 4, vaikkakin pienessä määrin, dissosioituu ioneiksi:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Siksi peruuttamattomien ja peruuttamattomien reaktioiden käsitteet ovat suhteellisia. Mutta kuitenkin niin luonnossa kuin ihmisten käytännön toiminnassa näillä reaktioilla on suuri arvo. Esimerkiksi hiilivetyjen tai monimutkaisempien polttoprosessit orgaanista ainesta esimerkiksi alkoholi:
CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)
2C 2H 5OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)
ovat täysin peruuttamattomia prosesseja. Ihmiskunnan onnellisena unelmana pidettäisiin, jos reaktiot (11) ja (12) olisivat palautuvia! Sitten olisi mahdollista syntetisoida kaasua ja bensiiniä ja alkoholia uudelleen CO 2:sta ja H 2 O:sta! Toisaalta palautuvat reaktiot, kuten (4) tai rikkidioksidin hapettuminen:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
ovat tärkeimmät ammoniumsuolojen tuotannossa, typpihappo, rikkihappo jne., sekä epäorgaaninen että orgaaniset yhdisteet. Mutta nämä reaktiot ovat palautuvia! Ja lopputuotteiden: NH 3 tai SO 3 saamiseksi on käytettävä sellaisia teknisiä menetelmiä kuin: reagenssien pitoisuuksien muuttaminen, paineen muuttaminen, lämpötilan nostaminen tai laskeminen. Mutta tämä on jo seuraavan aiheen aihe: "Siirtymä kemiallisessa tasapainossa".
verkkosivuilla, kopioitaessa materiaalia kokonaan tai osittain, linkki lähteeseen vaaditaan.
KÄÄNTYVÄT JA PERUUTUMATTOMAT REAKTIOT.
Käännettävä Kemiallisessa kinetiikassa ne ovat reaktioita, jotka etenevät samanaikaisesti ja itsenäisesti kahteen suuntaan - eteenpäin ja taaksepäin, mutta eri nopeuksilla. Reversiibelille reaktiolle on ominaista, että jonkin ajan kuluttua niiden alkamisesta myötä- ja käänteisreaktioiden nopeudet muuttuvat yhtäläisiksi ja syntyy kemiallinen tasapainotila.
Kaikki kemialliset reaktiot ovat palautuvia, mutta tietyissä olosuhteissa osa niistä voi edetä vain yhteen suuntaan, kunnes alkuperäiset tuotteet häviävät lähes kokonaan. Tällaisia reaktioita kutsutaan peruuttamaton. Tyypillisesti irreversiibelit reaktiot ovat sellaisia, joissa vähintään yksi reaktiotuote poistetaan reaktioalueelta (liuoksissa tapahtuvassa reaktiossa se saostuu tai vapautuu kaasuna), tai reaktioita, joihin liittyy suuri positiivinen lämpövaikutus. . Ionireaktioiden tapauksessa reaktio on käytännössä peruuttamaton, jos se johtaa erittäin huonosti liukenevan tai hieman dissosioituneen aineen muodostumiseen.
Tässä tarkasteltu reaktion palautuvuuden käsite ei ole sama kuin termodynaamisen palautuvuuden käsite. Reaktio, joka on reversiibeli kineettisessä mielessä, voi edetä peruuttamattomasti termodynaamisessa mielessä. Jotta reaktiota voitaisiin kutsua termodynaamisessa mielessä reversiibeliksi, eteenpäin suuntautuvan prosessin nopeuden tulee poiketa äärettömästi käänteisen prosessin nopeudesta ja siksi prosessin kokonaisuutena on edettävä äärettömän hitaasti.
Ihanteellisissa kaasuseoksissa ja ihanteellisissa nestemäisissä liuoksissa yksinkertaisten (yksivaiheisten) reaktioiden nopeudet noudattavat massatoiminnan laki. Kemiallisen reaktion nopeutta (1.1) kuvaa yhtälö (1.2), ja suoran reaktion tapauksessa se voidaan esittää seuraavasti:
missä on eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeusvakio.
Vastaavasti käänteisen reaktion nopeus on:
(1.5)
Tasapainossa siis:
(1.6)
Tämä yhtälö ilmaisee massan vaikutuksen lain kemialliseen tasapainoon ihanteellisissa järjestelmissä; K - k o n s t a n t a r a v e n e w e s t .
Reaktiovakio mahdollistaa reaktioseoksen tasapainokoostumuksen löytämisen tietyissä olosuhteissa.
Reaktionopeuden massatoiminnan laki voidaan selittää seuraavasti.
Jotta reaktio tapahtuisi, lähtöaineiden molekyylien törmäys on välttämätön, ts. molekyylien tulee lähestyä toisiaan atomikoon suuruusluokan etäisyydellä. Todennäköisyys löytää jostain pienestä tilavuudesta tällä hetkellä l aineen L molekyylejä, m aineen M molekyylejä jne. suhteellinen ..... siksi törmäysten lukumäärä tilavuusyksikköä ja aikayksikköä kohti on verrannollinen tähän arvoon; tästä syystä yhtälö (1.4) on seuraava.
Hyvin usein kemialliset reaktiot etenevät siten, että ensisijaiset reagoivat aineet muuttuvat täysin reaktiotuotteiksi. Jos esimerkiksi laitat sinkkirakeen suolahappoon, reaktio etenee tietyllä (riittävällä) määrällä happoa, kunnes sinkki on täysin liuennut yhtälön mukaisesti: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Jos suoritat tämän reaktion vastakkaiseen suuntaan, toisin sanoen johdat vetyä sinkkikloridiliuoksen läpi, muodostuu metallista sinkkiä - tämä reaktio ei voi edetä vastakkaiseen suuntaan, joten se on peruuttamaton.
Kemiallista reaktiota, jonka seurauksena primaariaineet muuttuvat lähes kokonaan lopputuotteiksi, kutsutaan palautumattomaksi.
Tällaisia reaktioita ovat sekä heterogeeniset että homogeeniset reaktiot. Esimerkiksi yksinkertaisten aineiden palamisreaktiot - metaani CH4, hiilidisulfidi CS2. Kuten jo tiedämme, palamisreaktiot ovat eksotermisiä reaktioita. Useimmissa tapauksissa eksotermisiin reaktioihin kuuluvat yhdistereaktiot, esimerkiksi kalkin sammutusreaktio: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (lämpöä vapautuu).
Olisi loogista olettaa, että endotermiset reaktiot sisältävät käänteiset reaktiot, ts. hajoamisreaktio. Esimerkiksi kalkkikiven palamisen reaktio: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (lämpö imeytyy).
On muistettava, että peruuttamattomien reaktioiden määrä ei ole niin suuri.
Homogeeniset reaktiot (aineiden liuosten välillä) ovat peruuttamattomia, jos ne tapahtuvat liukenemattoman, kaasumaisen tuotteen tai veden muodostuessa. Tämä sääntö nimeltään "Berthollet'n sääntö". Tehdään kokeilu. Otetaan kolme koeputkea ja kaadetaan niihin 2 ml suolahappoliuosta. Lisää ensimmäiseen astiaan 1 ml fenoliftaleiinin väristä vadelman alkaliliuosta, se menettää värin reaktion seurauksena: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Lisää 1 ml natriumkarbonaattiliuosta toiseen koeputkeen - näemme raju kiehumisreaktion, joka johtuu hiilidioksidin vapautumisesta: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Lisätään kolmanteen koeputkeen muutama tippa hopeanitraattia ja katsotaan kuinka siihen on muodostunut valkeahko hopeakloridisakka: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
Useimmat reaktiot ovat palautuvia. Peruuttamattomia reaktioita ei ole kovin montaa.
Kemiallisia reaktioita, jotka voivat tapahtua samanaikaisesti kahdessa vastakkaisessa suunnassa - eteenpäin ja taaksepäin - kutsutaan palautuviksi.
Kaadetaan 3 ml vettä koeputkeen ja lisätään muutama pala lakmusia ja sitten aletaan kuljettaa sen läpi kaasunpoistoputkella toisesta astiasta ulos tuleva hiilidioksidi, joka muodostuu marmorin ja kloorivetyhapon vuorovaikutuksesta. happoa. Jonkin ajan kuluttua näemme violetin lakmuksen muuttuvan punaiseksi, mikä osoittaa hapon läsnäolon. Saimme herkkää hiilihappoa, joka muodostui yhdistämällä hiilidioksidia ja vettä: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Jätetään tämä ratkaisu kolmijalkaan. Jonkin ajan kuluttua huomaamme, että liuos on jälleen muuttunut violetiksi. Happo hajosi alkuperäisiksi aineosiksi: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Tämä prosessi tapahtuu paljon nopeammin, jos kuumennamme hiilihappoliuosta. Näin ollen olemme havainneet, että reaktio hiilihapon tuottamiseksi voi tapahtua sekä eteenpäin että taaksepäin, mikä tarkoittaa, että se on palautuva. Reaktion palautuvuus ilmaistaan kirjallisesti kahdella vastakkain suunnatulla nuolella: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Tärkeiden kemiallisten tuotteiden tuotannon taustalla olevista palautuvista reaktioista annamme esimerkkinä rikkioksidin (VI) synteesin reaktion rikkioksidista (IV) ja hapesta: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
verkkosivuilla, kopioitaessa materiaalia kokonaan tai osittain, linkki lähteeseen vaaditaan.