Тема 8. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье. Роль энергетического и энтропийного факторов при протекании химических реакций

Химические реакции подразделяются на обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают только в одном направлении. Примеры необратимых реакций – реакции горения, реакции, приводящие к образованию очень плохо растворимых веществ (например, сульфида ртути HgS) и др. Известны также и обратимые реакции, в которых продукты прямой реакции вступают между собой во взаимодействие, в результате которого могут образовываться исходные вещества. Так, пары иода и газ иодоводорода. Но молекулы иодоводорода также могут реагировать друг с другом, и в результате вновь образуются исходные вещества.

Для обозначения обратимых реакций используют знак ⇄. Он показывает, что данная реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Так, обратимость указанной выше реакции передают следующим образом

H₂ + I₂ ⇄ 2HI

Протекание обратимой реакции в закрытой системе при постоянной температуре может привести к состоянию равновесия. Строго говоря, состояние равновесия – это такое состояние закрытых систем, находящихся при постоянной температуре, при котором макроскопические свойства каждой части системы не изменяются с течением времени, как бы долго ни велось наблюдение за системой.

Макроскопические свойства – это свойства, обусловленные действием сразу большого числа атомов, молекул, ионов (вязкость, цвет, плотность и др.). Микросвойства – это свойства отдельных атомов, молекул, ионов (скорость и направление движения, частота колебаний). При равновесии микросвойства отдельных частиц могут сильно различаться друг от друга.

Доказательство достижения равновесия – это достижение одного и того же конечного состояния при разных исходных состояниях. Например, обратимую реакцию

2Н₂О ⇄ 2Н₂ +О₂

изучают при 2000^оС. Первое исходное состояние в этой системе: содержание паров воды 1 моль, водорода и кислорода нет. Через некоторое время оказалось, что содержание паров воды 0,994 моль, водорода – 0,006 моль, кислорода 0,003 моль (конечное состояние в первом случае).

Второе исходное состояние: паров воды нет, водорода 1 моль, кислорода 0,5 моль. Спустя какое-то время оказалось, что в системе содержится 0,994 моль паров воды, 0,006 моль водорода и 0,003 моль кислорода. Видно, что при двух разных исходных система пришла к одному и тому же конечному состоянию. Это совпадение означает, что в системе установилось равновесие.

В химии часто считают, что состояние равновесия наступает, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными, т.е. v_пр = v

Введение в систему катализатора не вызывает смещения равновесия, так как ускоряет в равной степени и прямую и обратную реакции. Катализатор способствует более быстрому достижению в системе равновесия.

Если система находится в состоянии равновесия, то при любом воздействии на эту систему, вызывающем нарушение достигнутого равновесия (изменение температуры, концентрации или давление) система переходит в такое новое состояние, при котором эффект внешнего воздействия ослабевает. Этот принцип сформулировал в 1875 г французский физико-химик А.Л. Ле Шателье и теоретически обосновал несколькими годами позднее немецкий ученый Ф.Браун.

Химическое равновесие характеризуют константой равновесия К. Для реакции, записанной как

аА + bB ⇄ cC + dD

константа равновесия равна:

[C]^c[D]^d

K = --------------

[А]^a [B]^b