Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Обратимо большинство реакций. Реакции же, протекающие до конца, когда реагенты полностью превращаются в продукты реакции, называются необратимыми. Примером необратимых реакций могут служить реакции разложения известняка, реакции в растворах с образованием газообразного или труднорастворимого продукта.
Вообще, необратимых реакций нет и любой из необратимых процессов может быть превращен в обратимый. Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой, а справа налево — обратной.
Разберем следующую реакцию:
2SO2 + O2 « 2SO3.
Ее можно записать в общем виде:
aA + bB ↔ cC + dD,
где a, b, c, d — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции перед соответствующими реагентами.
По мере химического превращения концентрации SO2 и SO3 уменьшаются и, следовательно, скорость прямой реакции снижается. Однако появление в системе продуктов вызывает обратную реакцию, скорость которой постоянно возрастает. Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций сравняются. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Концентрации реагентов и продуктов, отвечающие состоянию равновесия, называются равновесными и обозначаются символами: [А], [В], [С] и [D].
Тогда нашу реакцию можно записать в виде:
a[A] + b[B] ↔ c[C] + d[D],
где [А], [В], [С], [D] — равновесные концентрации веществ;
Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций является постоянной величиной, называющейся константой химического равновесия. Константа химического равновесия зависит от температуры среды реакции. Уравнение ниже является математическим выражением закона действующих масс при химическом равновесии:
Kравн = ([C]c *[D]d / [A] a *[B]b),
где Kравн – это константа равновесия.
Отношение произведений равновесных концентраций веществ правой и левой частей уравнения, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, представляет постоянную величину независимо от тех условий, при которых осуществляется реакция, если только температура остается постоянной.
Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом Ле Шателье:
Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется
Принцип Ле Шателье универсален, так как применим не только к чисто химическим процессам, но и к физико-химическим явлениям, таким, как кристаллизация, растворение, кипение. Рассмотрим применение принципа Ле Шателье к различным типам воздействия. Заметим, что введение катализатора в систему не приводит к сдвигу равновесия, так как при этом в равной степени изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций.
Влияние температуры. При повышении температуры ускоряются прямая и обратная реакции, но в разной степени. Эндотермический процесс ускоряется больше, чем экзотермический. При понижении температуры в системе из двух реакций быстрее протекает экзотермическая реакция. Чтобы выяснить влияние температуры на химическое равновесие, необходимо знать знак и значение теплового эффекта реакции.
Влияние давления. При повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, происходящему с увеличением объема.
Влияние концентрации. Если к системе, находящейся в состоянии равновесия, добавлять одно из веществ, участвующих в реакции, то скорости прямого и обратного процессов изменятся таким образом, что система снова придет в состояние равновесия. В этом новом состоянии концентрации всех веществ будут отличаться от первоначальных, но соотношение между ними (определяемое константой равновесия) не изменится. Будет ускоряться реакция, ведущая к уменьшению концентрации дополнительно вводимого вещества.
Примеры решения задач на равновесие:
Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:
И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь