Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимость химических реакций.
Химическое равновесие
Все химические реакции можно разделить на необратимые и
обратимые.
Например, при взаимодействии оксида магния с раствором серной
кислоты образуются соль сульфат магния и вода:
МgO + Н2SO4 = МgSO4 + Н2O
Однако в тех же самых условиях из продуктов реакции невозможно
получить серную кислоту и оксид металла. Подобные реакции протекают
только в одном направлении и называются необратимыми.

Необратимыми называют химические реакции, в результате •
которых исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты.
Необратимых реакций сравнительно немного. К ним относятся реакции
горения, большинство реакций, протекающих в растворах электролитов.
Значительно более распространены реакции обратимые. Например,
взаимодействие серы с водородом приводит к образованию сероводорода:
Н2 + S = Н2S
В тех же условиях сероводород может разлагаться на простые вещества:
Н2S = Н2 + S
Эти химические уравнения отражают два взаимно противоположных
процесса. Их часто объединяют в одно уравнение, заменяя знак равенства на
стрелки обратимости:
Н2 + S ⇄ Н2S

Обратимыми называют химические реакции, которые протекают
одновременно в двух противоположных направлениях — прямом
и обратном.
Большинство реакций, лежащих в основе промышленного получения
важнейших продуктов химического производства, являются обратимыми.
Таковой является реакция окисления оксида серы(IV) до оксида серы(VI) —
одна из стадий получения серной кислоты:
Синтез аммиака из азота и водорода также представляет собой
обратимую химическую реакцию:
В обратимом химическом процессе в момент смешения исходных
веществ скорость прямой реакции максимальная, так как максимальными
являются концентрации реагентов. С течением времени исходные вещества
расходуются, превращаясь в продукты, их концентрация падает,
следовательно, в соответствии с законом действующих масс уменьшается и
скорость прямой реакции. Концентрация же продуктов, напротив,
увеличивается, а значит, скорость обратной реакции возрастает.
В любой обратимой реакции рано или поздно наступает такой момент
времени, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.
При этом и прямая, и обратная реакции продолжаются, но концентрации
веществ не изменяются. Дело в том, что количество вещества,
образовавшегося в единицу времени в результате прямой реакции, равно
количеству того же вещества, израсходованного в обратном процессе. Такое
состояние обратимой реакции называют химическим равновесием.

Состояние обратимого химического процесса, при котором •
скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.
При определенных условиях реакции (температуре, давлении)
равновесие обратимой реакции может сохраняться сколь угодно долго.
Химическое равновесие является динамичным (подвижным), поскольку
существует возможность ускорить протекание прямой или обратной реакции
до состояния нового равновесия. Такое ускорение называют смещением
химического равновесия в сторону прямой (вправо) или обратной (влево)
реакции.
В промышленном производстве или лабораторной практике чаще всего
стремятся сместить химическое равновесие в сторону преимущественного
протекания прямой реакции.
Каким же образом можно вывести систему из состояния равновесия?
Как влияет на состояние равновесия изменение внешних условий, при
которых протекает тот или иной обратимый химический процесс?
Сместить химическое равновесие можно путем изменения условий его
протекания: повышением или понижением температуры, давления,
добавлением или удалением из сферы реакции тех или иных веществ.
В каком же направлении будет смещаться химическое равновесие при
изменении перечисленных выше условий? Впервые ответ на этот вопрос дал
в 1885 г. французский химик А. Ле Шателье. Его знаменитый закон смещения
химического равновесия известен под названием принципа Ле Шателье.
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают
внешнее воздействие (изменяют температуру, давление или
концентрацию веществ), то в системе происходит смещение равновесия
— возникает процесс, ослабляющий это воздействие.
Этот принцип можно было бы назвать «принципом вредности» или
«принципом наоборот». Рассмотрим, как нужно поступить, чтобы сместить
равновесие, если изменять каждое из условий реакции, на примере реакции
синтеза аммиака:
1. На состояние равновесия оказывает влияние температура.
Реакция взаимодействия водорода и азота сопровождается выделением
теплоты, т.е. является экзотермической. Естественно, что разложение
аммиака — эндотермический процесс:
2NН3 ⇄ 3Н2 + N2 - Q
Если в состоянии равновесия увеличить температуру реакционной
смеси, то это вызовет ускоренное разложение аммиака, т.е. смещение
равновесия влево. Это реакция эндотермическая, идет с поглощением
теплоты, и, следовательно, система препятствует повышению температуры.
Можно запомнить частное правило: увеличение температуры смещает
равновесие в сторону эндотермической реакции.
Анри Ле Шателье (1850 — 1936)
2. Если хотя бы один из участников обратимой реакции является газом,
на состояние равновесия оказывает влияние давление.
Синтез аммиака сопровождается понижением давления, так как из
четырех объемов исходных газов получается два объема газообразного
продукта (в соответствии с коэффициентами в уравнении реакции). Если в
состоянии равновесия увеличить давление в системе, то равновесие
сместится вправо: при этом объем смеси уменьшится, и давление также
станет меньше.
Получается, что увеличение давления смещает равновесие в сторону той
реакции, которая сопровождается уменьшением суммарного объема
газообразных веществ.
Обратите внимание, что при определении влияния давления на
состояние равновесия следует принимать во внимание тол ь-ко
г а з о о б р а з н ы е вещества.
Например, увеличение давления в равновесной системе:
С(тв.) + СO2(г.) ⇄ 2СО(г.)
приведет к смещению влево, поскольку в левой части уравнения только одно
газообразное вещество, коэффициент перед его формулой равен 1, а в правой
части коэффициент перед формулой газообразного вещества равен 2.
В случае если суммы коэффициентов перед формулами газообразных
веществ в правой и левой частях обратимой реакции равны, давление не
оказывает влияние на состояние равновесие; например:
Н2(г.) + I2(г.) ⇄ 2НI(г.)
Fе2O3(тв.) + 3Н2(г.) ⇄ 2Fе(тв.) + 3Н2O(г.)
3. На состояние равновесия можно повлиять, изменяя концентрации
веществ.
Допустим, в равновесную смесь азота, водорода и аммиака добавили
дополнительное количество азота, т.е. увеличили его концентрацию.
Равновесие в системе по «принципу наоборот» будет смещаться таким
образом, чтобы концентрация азота стала меньше. Это возможно при
смещении равновесия вправо.
Таким образом, добиться большего выхода продукта в реакции синтеза
аммиака, т.е. смещения равновесия вправо, можно уменьшая температуру,
повышая давление, увеличивая концентрацию азота или водорода и
уменьшая концентрацию аммиака.
Синтез аммиака — это каталитический процесс, и вам известно, что
катализатор увеличивает скорость химической реакции. Однако внесение
катализатора не изменяет положения равновесия в обратимом процессе, так
как он в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакцию. Зачем
же в таком случае его используют? Дело в том, что катализатор, ускоряя оба
направления обратимой реакции, в миллионы раз сокращает в р е м я установления равновесия.
С этой же целью синтез аммиака ведут при повышенной температуре
(450 °С) даже в ущерб смещению равновесия в нужном направлении. Иначе
равновесие будет устанавливаться так долго, что производство потеряет
всякий практический смысл.
Как можно убедиться на рассмотренных примерах, применение
принципа Ле Шателье к обратимым химическим процессам открывает путь к
управлению химическими реакциями.
Вопросы
Какие реакции называют необратимыми? Приведите примеры а таких
реакций и напишите их уравнения.
Какие реакции называют обратимыми? Охарактеризуйте понятие
«химическое равновесие». Каким образом можно сместить химическое
равновесие?
Сформулируйте принцип Ле Шателье. Рассмотрите влияние каждого
фактора (температуры, давления, концентрации веществ) на смещение
химического равновесия.
Дайте характеристику реакции синтеза оксида серы(VI) из оксида
серы(IV) и кислорода. Как нужно изменить концентрацию веществ, давление
и температуру, чтобы сместить равновесие вправо?
Как нужно изменить концентрацию веществ, температуру и давление
реакции конверсии метана, чтобы сместить равновесие вправо:
СН4(г.) + Н2O(г.) ⇄ СО(г.) + 3Н2(г.) - Q
Как влияет увеличение давления на положение равновесия в следующих
обратимых реакциях:
а)
SO2(г.) + Сl2 (г.) ⇄ SO2Сl2(г.)
б)
2NО(г.) + O2(г.) ⇄ 2NO2(г.)
в)
SO2(г.) + Н2O(ж.) ⇄ Н2SO3(раствор)
г)
3Fе2O3(тв.) + СО(г.) ⇄ 2Fе3O4(тв.) + СO2(г.)