reverzibilita chemických reakcií. Reverzibilné a nezvratné reakcie. chemická bilancia. Rovnovážny posun

>> Chémia: Reverzibilné a ireverzibilné reakcie

CO2 + H2O = H2C03

Výsledný roztok kyseliny nechajte stáť na statíve. Po chvíli uvidíme, že roztok opäť sfialovel, keďže kyselina sa rozložila na pôvodné látky.

Tento proces sa môže uskutočniť oveľa rýchlejšie, ak tretinu tvorí roztok kyseliny uhličitej. V dôsledku toho reakcia získania kyseliny uhličitej prebieha tak v doprednom, ako aj v opačnom smere, to znamená, že je reverzibilná. Reverzibilita reakcie je označená dvoma protiľahlými šípkami:

Spomedzi reverzibilných reakcií, ktoré sú základom prípravy najdôležitejších chemických produktov, uvádzame ako príklad reakciu syntézy (zlučovania) oxidu sírového (VI) z oxidu sírového (IV) a kyslíka.

1. Reverzibilné a nezvratné reakcie.

2. Bertholletovo pravidlo.

Napíšte rovnice pre spaľovacie reakcie, ktoré boli spomenuté v texte odseku a odhaľte, že v dôsledku týchto reakcií vznikajú oxidy tých prvkov, z ktorých sú vybudované východiskové látky.

Opíšte posledné tri reakcie uskutočnené na konci odseku podľa plánu: a) druh a počet činidiel a produktov; b) stav agregácie; c) smer: d) prítomnosť katalyzátora; e) uvoľňovanie alebo absorpcia tepla

Aká nepresnosť je uvedená v rovnici reakcie praženia vápenca navrhovanej v texte odseku?

Nakoľko pravdivé je tvrdenie, že reakcie zlúčeniny budú spravidla exotermické reakcie? Svoj názor zdôvodnite faktami uvedenými v texte učebnice.

Obsah lekcie zhrnutie lekcie podpora rámcová lekcia prezentácia akceleračné metódy interaktívne technológie Prax úlohy a cvičenia samoskúšobné workshopy, školenia, prípady, questy domáce úlohy diskusia otázky rečnícke otázky študentov Ilustrácie audio, videoklipy a multimédiá fotografie, obrázky, grafika, tabuľky, schémy humor, anekdoty, vtipy, komiksové podobenstvá, výroky, krížovky, citáty Doplnky abstraktyčlánky čipy pre zvedavých cheat sheets učebnice základný a doplnkový slovník pojmov iné Zdokonaľovanie učebníc a vyučovacích hodínoprava chýb v učebnici aktualizácia fragmentu v učebnici prvky inovácie v lekcii nahradenie zastaraných vedomostí novými Len pre učiteľov perfektné lekcie kalendárny plán na rok metodické odporúčania programu diskusie Integrované lekcie

Témy kodifikátora: vratné a nezvratné reakcie. chemická bilancia. Posun chemickej rovnováhy pod vplyvom rôznych faktorov.

Podľa možnosti reverznej reakcie sa chemické reakcie delia na vratné a nevratné.

Reverzibilné chemické reakcie sú reakcie, ktorých produkty sa môžu za daných podmienok vzájomne ovplyvňovať.

nezvratné reakcie Ide o reakcie, ktorých produkty za daných podmienok nemôžu navzájom interagovať.

Viac podrobností o klasifikácia chemických reakcií sa dá čítať.

Pravdepodobnosť interakcie produktov závisí od podmienok procesu.

Ak teda systém OTVORENÉ, t.j. vymieňa hmotu aj energiu s okolím, potom budú chemické reakcie, pri ktorých vznikajú napríklad plyny, nevratné. Napríklad , pri kalcinácii tuhého hydrogénuhličitanu sodného:

2NaHC03 → Na2C03 + CO2 + H20

z reakčnej zóny sa bude uvoľňovať a prchať plynný oxid uhličitý. Preto takáto reakcia bude nezvratné za týchto podmienok. Ak uvažujeme uzavretý systém , ktorý nemôže výmena látky s prostredím (napríklad uzavretý box, v ktorom prebieha reakcia), potom oxid uhličitý nebude môcť uniknúť z reakčnej zóny a bude interagovať s vodou a uhličitanom sodným, potom bude reakcia reverzibilná pri tieto podmienky:

2NaHC03 ⇔ Na2C03 + C02 + H20

Zvážte reverzibilné reakcie. Nechajte reverzibilnú reakciu prebiehať podľa schémy:

aA + bB = cC + dD

Rýchlosť doprednej reakcie podľa zákona o pôsobení hmoty je určená výrazom: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , rýchlosť spätnej reakcie: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Ak v počiatočnom momente reakcie nie sú v systéme žiadne látky C a D, potom sa častice A a B hlavne zrážajú a interagujú a nastáva prevažne priama reakcia. Postupne sa začne zvyšovať aj koncentrácia častíc C a D, preto sa zvýši rýchlosť spätnej reakcie. V určitom okamihu rýchlosť doprednej reakcie sa rovná rýchlosti spätnej reakcie. Tento stav sa nazýva chemická rovnováha .

teda chemická rovnováha je stav systému, v ktorom rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké .

Pretože rýchlosť priamych a spätných reakcií je rovnaká, rýchlosť tvorby látok sa rovná rýchlosti ich spotreby a prúd koncentrácie látok sa nemenia . Takéto koncentrácie sa nazývajú vyvážený .

Všimnite si, že v rovnováhe dopredné aj spätné reakcie, to znamená, že reaktanty interagujú navzájom, ale produkty tiež interagujú rovnakou rýchlosťou. Zároveň môžu ovplyvniť vonkajšie faktory posun chemická rovnováha v jednom alebo druhom smere. Preto sa chemická rovnováha nazýva mobilná alebo dynamická.

Výskum v oblasti pohyblivej rovnováhy sa začal v 19. storočí. V spisoch Henriho Le Chateliera boli položené základy teórie, ktoré neskôr zovšeobecnil vedec Karl Brown. Princíp pohyblivej rovnováhy alebo princíp Le Chatelier-Brown hovorí:

Ak je systém v rovnovážnom stave ovplyvnený vonkajším faktorom, ktorý mení niektorú z podmienok rovnováhy, potom sa v systéme posilňujú procesy zamerané na kompenzáciu vonkajších vplyvov.

Inými slovami: pod vonkajším vplyvom na systém sa rovnováha posunie tak, aby kompenzovala tento vonkajší vplyv.

Tento princíp, ktorý je veľmi dôležitý, funguje pri akýchkoľvek rovnovážnych javoch (nielen pri chemických reakciách). Teraz to však zvážime vo vzťahu k chemickým interakciám. V prípade chemických reakcií vedie vonkajšie pôsobenie k zmene rovnovážnych koncentrácií látok.

Chemické reakcie v rovnováhe môžu ovplyvniť tri hlavné faktory: teplota, tlak a koncentrácie reaktantov alebo produktov.

1. Ako viete, chemické reakcie sú sprevádzané tepelným účinkom. Ak priama reakcia prebieha s uvoľňovaním tepla (exotermická alebo + Q), potom reverzná reakcia prebieha s absorpciou tepla (endotermická alebo -Q) a naopak. Ak zvýšiš teplota v systéme sa rovnováha posunie tak, aby sa toto zvýšenie kompenzovalo. Je logické, že pri exotermickej reakcii sa zvýšenie teploty nedá kompenzovať. So stúpajúcou teplotou sa teda rovnováha v systéme posúva smerom k absorpcii tepla, t.j. smerom k endotermickým reakciám (-Q); s klesajúcou teplotou - v smere exotermickej reakcie (+ Q).

2. V prípade rovnovážnych reakcií, keď je aspoň jedna z látok v plynnej fáze, je rovnováha výrazne ovplyvnená aj zmenou tlak v systéme. Pri zvýšení tlaku sa chemický systém snaží kompenzovať tento efekt a zvyšuje rýchlosť reakcie, pri ktorej klesá množstvo plynných látok. Pri znížení tlaku systém zvyšuje rýchlosť reakcie, pri ktorej vzniká viac molekúl plynných látok. Takže: so zvýšením tlaku sa rovnováha posunie smerom k zníženiu počtu molekúl plynu, s poklesom tlaku - k zvýšeniu počtu molekúl plynu.

Poznámka! Systémy, kde je počet molekúl reakčných plynov a produktov rovnaký, nie sú ovplyvnené tlakom! Taktiež zmena tlaku prakticky neovplyvňuje rovnováhu v roztokoch, t.j. pri reakciách, kde nie sú žiadne plyny.

3. Zmena je ovplyvnená aj rovnováhou v chemických systémoch koncentrácie reaktanty a produkty. Keď sa koncentrácia reaktantov zvyšuje, systém sa ich snaží spotrebovať a zvyšuje rýchlosť priamej reakcie. S poklesom koncentrácie činidiel sa ich systém snaží akumulovať a rýchlosť reverznej reakcie sa zvyšuje. So zvyšujúcou sa koncentráciou produktov sa ich systém tiež snaží spotrebovať a zvyšuje rýchlosť spätnej reakcie. S poklesom koncentrácie produktov chemický systém zvyšuje rýchlosť ich tvorby, t.j. rýchlosť doprednej reakcie.

Ak v chemickom systéme rýchlosť doprednej reakcie sa zvyšuje správny , smerom k tvorbe produktov A spotreba činidla . Ak rýchlosť reverznej reakcie sa zvyšuje, hovoríme, že rovnováha sa posunula doľava , smerom k spotrebe potravín A zvýšenie koncentrácie činidiel .

Napríklad v reakcii syntézy amoniaku:

N2 + 3H2 \u003d 2NH3 + Q

zvýšenie tlaku vedie k zvýšeniu reakčnej rýchlosti, pri ktorej vzniká menší počet molekúl plynu, t.j. priama reakcia (počet molekúl reaktantu plynu je 4, počet molekúl plynu v produktoch je 2). So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva doprava, smerom k produktom. O zvýšenie teploty rovnováha sa posunie smerom k endotermickej reakcii, t.j. doľava smerom k činidlám. Zvýšenie koncentrácie dusíka alebo vodíka posunie rovnováhu smerom k ich spotrebe, t.j. doprava smerom k produktom.

Katalyzátor neovplyvňuje rovnováhu, pretože urýchľuje reakcie vpred aj vzad.

Všetky chemické reakcie sú rozdelené do dvoch typov: reverzibilné a nevratné.

nezvratné nazývané reakcie, ktoré prebiehajú len jedným smerom, t.j. produkty týchto reakcií navzájom neinteragujú za vzniku východiskových látok.

Ireverzibilná reakcia končí, keď je aspoň jedna z východiskových látok úplne spotrebovaná. Nevratné sú spaľovacie reakcie; mnohé reakcie tepelného rozkladu zložitých látok; väčšina reakcií vedie k tvorbe zrazenín alebo uvoľňovaniu plynných látok atď.

C2H5OH + 302 -> 2C02 + 3H20

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HCl

reverzibilné Reakcie, ktoré prebiehajú súčasne v smere dopredu a dozadu, sa nazývajú:

Reverzibilné reakčné rovnice používajú znak reverzibilnosti.

Príkladom reverzibilnej reakcie je syntéza jódu z a:

Po určitom čase po začiatku chemickej reakcie v plynnej zmesi je možné detegovať nielen konečný reakčný produkt HI, ale aj východiskové látky -H2 a I2. Bez ohľadu na to, ako dlho reakcia pokračuje, reakčná zmes pri 350 °C bude vždy obsahovať približne 80 % HI, 10 % H2 a 10 % I2. Ak vezmeme HI ako východiskovú látku a zahrejeme ju na rovnakú teplotu, zistíme, že po chvíli bude pomer medzi množstvami všetkých troch látok rovnaký. Pri tvorbe jódovodíka z vodíka a jódu teda prebiehajú súčasne priame aj spätné reakcie.

Ak boli vodík a jód brané ako východiskové látky v koncentráciách a , potom rýchlosť priamej reakcie v počiatočnom časovom okamihu bola rovná: v pr = k pr ∙ . Reverzná reakčná rýchlosť v arr = k arr 2 v počiatočnom časovom okamihu je rovná nule, pretože v reakčnej zmesi nie je žiadny jód ( = 0). Postupne sa rýchlosť priamej reakcie znižuje, pretože vodík a jód reagujú a ich koncentrácie sa znižujú. V tomto prípade sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje, pretože koncentrácia výsledného jódu sa postupne zvyšuje. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zhoduje, nastáva chemická rovnováha. V rovnovážnom stave sa za určitý čas vytvorí toľko molekúl HI, koľko sa rozloží na H2 a I2.

Nazýva sa stav reverzibilnej reakcie, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie chemická rovnováha.

Chemická rovnováha je dynamická rovnováha. V rovnovážnom stave pokračujú priame aj spätné reakcie, ale keďže ich rýchlosti sú rovnaké, koncentrácie všetkých látok v reakčnom systéme sa nemenia. Tieto koncentrácie sa nazývajú rovnovážne koncentrácie.

Posun v chemickej rovnováhe

Le Chatelierov princíp

Chemická rovnováha je pohyblivá. Keď sa zmenia vonkajšie podmienky, rýchlosť priamych a spätných reakcií sa môže líšiť, čo spôsobí posun (posun) rovnováhy.

Ak sa v dôsledku vonkajšieho vplyvu rýchlosť priamej reakcie stane väčšou ako rýchlosť spätnej reakcie, potom hovoríme o posune rovnováhy. správny(smerom k priamej reakcii). Ak sa rýchlosť spätnej reakcie stane väčšou ako rýchlosť priamej reakcie, potom hovoríme o posune rovnováhy. doľava(v smere reverznej reakcie). Výsledkom posunu rovnováhy je prechod systému do nového rovnovážneho stavu s iným pomerom koncentrácií reaktantov.

Smer posunu rovnováhy určuje princíp, ktorý sformuloval francúzsky vedec Le Chatelier (1884):

Ak na rovnovážny systém pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posunie v smere reakcie (priamej alebo spätnej), ktorá je proti tomuto vplyvu.

Najdôležitejšie vonkajšie faktory, ktoré môžu viesť k posunu chemickej rovnováhy, sú:

a) koncentrácia reaktantov;

b) teplota;

c) tlak.

Vplyv koncentrácie reaktantov

Ak sa niektorá z látok zúčastňujúcich sa reakcie zavedie do rovnovážneho systému, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii, pri ktorej sa táto látka spotrebuje. Ak sa z rovnovážneho systému odstráni nejaká látka, potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, počas ktorej táto látka vzniká.

Zvážte napríklad, ktoré látky by sa mali zaviesť a ktoré látky by sa mali odstrániť z rovnovážneho systému, aby sa reakcia reverzibilnej fúzie posunula doprava:

Na posunutie rovnováhy doprava (smerom k priamej reakcii tvorby amoniaku) je potrebné zaviesť do rovnovážnej zmesi vodík (t.j. zvýšiť ich koncentráciu) a odstrániť z rovnovážnej zmesi amoniak (t.j. znížiť jeho koncentráciu).

Vplyv teploty

Dopredné a spätné reakcie majú opačné tepelné účinky: ak je dopredná reakcia exotermická, potom spätná reakcia je endotermická (a naopak). Keď sa systém zahrieva (t.j. jeho teplota stúpa), rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii; po ochladení (znížení teploty) sa rovnováha posunie smerom k exotermickej reakcii.

Napríklad reakcia syntézy amoniaku je exotermická: N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) + 92 kJ a reakcia rozkladu amoniaku (spätná reakcia) je endotermická: 2NH3 (g) → N2 (g) + 3H2 (g) - 92 kJ. Preto zvýšenie teploty posúva rovnováhu v smere reverznej reakcie rozkladu amoniaku.

Vplyv tlaku

Tlak ovplyvňuje rovnováhu reakcií, na ktorých sa zúčastňujú plynné látky. Ak vonkajší tlak stúpa, potom sa rovnováha posúva v smere reakcie, počas ktorej klesá počet molekúl plynu. Naopak, rovnováha sa posúva smerom k vzniku väčšieho počtu molekúl plynu s poklesom vonkajšieho tlaku. Ak reakcia prebieha bez zmeny počtu molekúl plynných látok, potom tlak neovplyvňuje rovnováhu v tomto systéme.

Napríklad na zvýšenie výťažku amoniaku (posun doprava) je potrebné zvýšiť tlak v reverzibilnom reakčnom systéme, pretože počas priamej reakcie klesá počet molekúl plynu (zo štyroch molekúl dusíka a vodíka, vznikajú dve molekuly plynného amoniaku).

Medzi početné klasifikácie typov reakcií patria napríklad tie, ktoré sú určené tepelným účinkom (exotermické a endotermické), zmenou oxidačných stavov látok (redox), počtom zložiek, ktoré sa na nich podieľajú (rozklad, zlúčeniny) a tak ďalej, reakcie prebiehajúce v dvoch vzájomných smeroch, inak nazývaných reverzibilné . Alternatívou k reverzibilným reakciám sú reakcie nezvratný, pri ktorej vzniká konečný produkt (zrazenina, plynná látka, voda). Tieto reakcie zahŕňajú nasledujúce:

Výmenné reakcie medzi soľnými roztokmi, počas ktorých vzniká buď nerozpustná zrazenina - CaCO 3:

Ca (OH)2 + K2C03 -> CaCO3↓ + 2 KOH (1)

alebo plynná látka - CO 2:

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

alebo sa získa slabo disociovaná látka - H 2 O:

2NaOH + H2S04 -> Na2S04 + 2 H2O(3)

Ak uvažujeme o reverzibilnej reakcii, tak tá prebieha nielen v smere dopredu (v reakciách 1,2,3 zľava doprava), ale aj v opačnom smere. Príkladom takejto reakcie je syntéza amoniaku z plynných látok - vodíka a dusíka:

3H2 + N2 ↔ 2NH3 (4)

teda Chemická reakcia sa nazýva reverzibilná, ak prebieha nielen v smere dopredu (→), ale aj v opačnom smere (←). a je označené symbolom (↔).

Hlavnou črtou tohto typu reakcie je, že reakčné produkty sa tvoria z východiskových materiálov, ale súčasne sa východiskové činidlá tvoria z rovnakých produktov, inverzne. Ak zoberieme do úvahy reakciu (4), tak za relatívnu jednotku času sa súčasne s tvorbou dvoch mólov amoniaku rozložia za vzniku troch mólov vodíka a jedného mólu dusíka. Označme rýchlosť priamej reakcie (4) symbolom V 1, potom výraz pre túto rýchlosť bude mať tvar:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

kde hodnota "k" je definovaná ako rýchlostná konštanta danej reakcie, hodnoty [H 2 ] 3 a zodpovedajú koncentráciám východiskových látok zvýšeným na mocninu zodpovedajúcu koeficientom v reakčnej rovnici. V súlade s princípom reverzibility bude mať rýchlosť reverznej reakcie výraz:

V 2 = kˑ 2 (6)

V počiatočnom okamihu rýchlosť priamej reakcie nadobudne maximálnu hodnotu. Postupne však klesajú koncentrácie počiatočných činidiel a rýchlosť reakcie sa spomaľuje. Súčasne sa rýchlosť spätnej reakcie začína zvyšovať. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zhoduje (V 1 \u003d V 2), príde rovnovážny stav , pri ktorej nedochádza k žiadnej zmene koncentrácií východiskových ani vytvorených činidiel.

Treba si uvedomiť, že niektoré nezvratné reakcie netreba brať doslovne. Uveďme príklad najčastejšie citovanej reakcie interakcie kovu s kyselinou, najmä zinku s kyselinou chlorovodíkovou:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (7)

V skutočnosti zinok, keď sa rozpustí v kyseline, tvorí soľ: chlorid zinočnatý a plynný vodík, ale po určitom čase sa rýchlosť priamej reakcie spomaľuje, pretože sa zvyšuje koncentrácia soli v roztoku. Keď sa reakcia prakticky zastaví, určité množstvo kyseliny chlorovodíkovej bude prítomné v roztoku spolu s chloridom zinočnatým, takže reakcia (7) by mala byť uvedená v nasledujúcej forme:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

Alebo v prípade tvorby nerozpustnej zrazeniny získanej naliatím roztokov Na2S04 a BaCl2:

Na2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2NaCl (9)

vyzrážaná soľ BaSO 4, aj keď v malom rozsahu, bude disociovať na ióny:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Preto sú pojmy nezvratných a nezvratných reakcií relatívne. Napriek tomu ako v prírode, tak aj v praktickej činnosti ľudí majú tieto reakcie veľký význam. Napríklad procesy spaľovania uhľovodíkov alebo zložitejších organických látok, ako je alkohol:

CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H20 (11)

2C2H5OH + 5O2 \u003d 4CO2 + 6H20 (12)

sú úplne nezvratné procesy. Ak by reakcie (11) a (12) boli reverzibilné, považovalo by sa to za šťastný sen ľudstva! Potom by bolo možné opäť syntetizovať plyn a benzín a alkohol z CO 2 a H 2 O! Na druhej strane reverzibilné reakcie, ako je (4) alebo oxidácia oxidu siričitého:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

sú hlavné pri výrobe amónnych solí, kyseliny dusičnej, sírovej atď., a to anorganických aj organických zlúčenín. Ale tieto reakcie sú reverzibilné! A na získanie konečných produktov: NH 3 alebo SO 3 je potrebné použiť také technologické metódy ako: zmena koncentrácií činidiel, zmena tlaku, zvýšenie alebo zníženie teploty. Ale to už bude predmetom ďalšej témy: "Vytesnenie chemickej rovnováhy."

blog.site, pri úplnom alebo čiastočnom skopírovaní materiálu je potrebný odkaz na zdroj.

Reverzibilné reakcie- chemické reakcie, ktoré za daných podmienok prebiehajú súčasne v dvoch opačných smeroch (vpred a vzad), východiskové látky sa úplne nepremenia na produkty. napríklad: 3H2 + N2⇆2NH3

Smer reverzibilných reakcií závisí od koncentrácií látok - účastníkov reakcie. Po dokončení reverzibilnej reakcie, t.j. pri dosiahnutí chemická rovnováha systém obsahuje východiskové materiály aj reakčné produkty.

Jednoduchá (jednostupňová) reverzibilná reakcia pozostáva z dvoch elementárnych reakcií prebiehajúcich súčasne, ktoré sa od seba líšia iba smerom chemickej premeny. Smer konečnej reakcie prístupnej priamemu pozorovaniu je určený tým, ktorá z týchto recipročných reakcií má väčšiu rýchlosť. Napríklad jednoduchá reakcia

N204 ⇆ 2NO 2

tvorené elementárnymi reakciami

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 a 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Pre reverzibilitu komplexnej (viacstupňovej) reakcie je potrebné, aby všetky jej jednotlivé stupne boli reverzibilné.

Pre reverzibilné reakcie rovnica sa zvyčajne píše takto A + B AB.

Dve opačne smerujúce šípky označujú, že za rovnakých podmienok prebiehajú súčasne reakcie vpred aj vzad.

nezvratné nazývané také chemické procesy, ktorých produkty nie sú schopné vzájomne reagovať za vzniku východiskových látok. Z pohľadu Termodynamika - pôvodné veci, ktoré sú úplne prevedené na produkty. Príkladmi nevratných reakcií sú rozklad Bertholletovej soli pri zahrievaní 2KClO3 > 2KCl + 3O2,

Nezvratné sú také reakcie, v priebehu ktorých:

1) vytvorené produkty opúšťajú reakčnú guľu - vyzrážajú sa ako zrazenina, uvoľňujú sa ako plyn, napríklad ВаСl 2 + Н 2 SO 4 \u003d ВаSO 4 ↓ + 2НCl Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2↓ + H20

2) vznikne mierne disociovaná zlúčenina, napríklad voda: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) reakcia je sprevádzaná veľkým uvoľňovaním energie, napríklad spaľovaním horčíka

Mg + 1/2 O2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol

Chemická rovnováha je stav reakčného systému, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké.

Rovnovážna koncentrácia látok sú koncentrácie látok v reakčnej zmesi, ktoré sú v stave chemickej rovnováhy. Rovnovážna koncentrácia je označená chemickým vzorcom látky uzavretým v hranatých zátvorkách.

Napríklad nasledujúci záznam znamená, že rovnovážna koncentrácia vodíka v rovnovážnom systéme je 1 mol/l.

Chemická rovnováha odlišný od nášho bežného konceptu „rovnováhy“. Chemická rovnováha je dynamická. V systéme, ktorý je v stave chemickej rovnováhy, dochádza k priamym aj spätným reakciám, ale ich rýchlosti sú rovnaké, a preto sa koncentrácie príslušných látok nemenia. Chemická rovnováha je charakterizovaná rovnovážnou konštantou rovnajúcou sa pomeru rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií.

Rýchlostné konštanty priamych a spätných reakcií sú rýchlosti danej reakcie pri koncentráciách počiatočných látok pre každú z nich v rovnakých jednotkách. Rovnovážna konštanta sa tiež rovná pomeru rovnovážnych koncentrácií produktov priamych reakcií v mocninách stechiometrických koeficientov k súčinu rovnovážnych koncentrácií reaktantov.

H2 + I2 \u003d 2HI

Ak , potom je v systéme viac počiatočných látok. Ak , potom je v systéme viac reakčných produktov. Ak je rovnovážna konštanta výrazne väčšia ako 1, takáto reakcia sa nazýva ireverzibilná.

Poloha chemickej rovnováhy závisí od nasledujúcich parametrov reakcie: teploty, tlaku a koncentrácie látok. Vplyv, ktorý majú tieto faktory na chemickú reakciu, sa riadi zákonmi, ktoré všeobecne vyjadril v roku 1884 francúzsky fyzikálny chemik Le Chatelier a v tom istom roku potvrdil holandský fyzikálny chemik Van't Hoff. Moderná formulácia Le Chatelierovho princípu je nasledovná : ak je systém v rovnovážnom stave, potom akýkoľvek vplyv, ktorý je vyjadrený v zmene jedného z faktorov, ktoré determinujú rovnováhu, v ňom spôsobí zmenu, ktorá má tendenciu tento vplyv oslabovať.

V Le Chatelierovom princípe hovoríme o posunutí stavu dynamickej chemickej rovnováhy, tento princíp sa nazýva aj princíp pohyblivej rovnováhy, alebo princíp posunutia rovnováhy.

Zvážte použitie tohto princípu v rôznych prípadoch:

Vplyv teploty. Pri zmene teploty je posun chemickej rovnováhy určený znakom tepelného účinku chemickej reakcie. Pri endotermickej reakcii, t.j. reakcii, ktorá prebieha s absorpciou tepla, k jej vzniku prispieva zvýšenie teploty, pretože teplota v priebehu reakcie klesá. V dôsledku toho sa rovnováha posunie doprava, koncentrácie produktov sa zvýšia a ich výťažok sa zvýši. Ak teplota klesá, potom sa pozoruje opačný obraz: rovnováha sa posúva doľava (smerom k reverznej reakcii s uvoľňovaním tepla), koncentrácia a výťažok produktov sa znižuje.

Pri exotermickej reakcii naopak zvýšenie teploty vedie k posunu rovnováhy doľava a zníženie teploty k posunu rovnováhy doprava.

Zmeny v koncentrácii produktov a reaktantov sú spôsobené tým, že pri zmene teploty sa mení rovnovážna konštanta reakcie. Zvýšenie rovnovážnej konštanty vedie k zvýšeniu výťažku produktov, zníženie k zníženiu.

Napríklad zvýšenie teploty v prípade endotermického procesu rozkladu uhličitanu vápenatého CaCO 3 (t) Û CaO (t) + CO 2 (g) − Q spôsobuje posun rovnováhy doprava a v prípade exotermickej reakcie rozklad oxidu dusnatého na jednoduché látky
2NO Û N2 + O2 + Q zvýšenie teploty posúva rovnováhu doľava, t.j. podporuje tvorbu NO.

Vplyv tlaku. Tlak má citeľný vplyv na stav chemickej rovnováhy iba v prípadoch, keď je aspoň jedným z účastníkov chemickej reakcie plyn. Zvýšenie tlaku v takýchto systémoch je sprevádzané znížením objemu a zvýšením koncentrácie všetkých plynných účastníkov reakcie.

Ak sa počas priamej reakcie zvyšuje množstvo plynných látok, potom zvýšenie tlaku vedie k posunu rovnováhy doľava (množstvo plynov sa pri spätnej reakcii znižuje). Ak počas reakcie množstvo plynných látok klesá, so zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva doprava. Ak sú množstvá plynných reaktantov a produktov rovnaké, zmena tlaku nevedie k posunu chemickej rovnováhy.

Treba poznamenať, že zmena tlaku neovplyvňuje rovnovážnu konštantu.

Vplyv koncentrácie. Podľa princípu Le Chatelier by zvýšenie koncentrácie jedného z účastníkov reakcie malo viesť k jeho konzumácii. Ak sa teda do systému pridá činidlo pri V = konštanta, rovnováha sa posunie doprava a ak produkt reakcie, doľava. Odstránenie jednej alebo druhej látky zo systému (zníženie jej koncentrácie) má opačný účinok.

Všetko uvedené platí pre kvapalné aj plynné roztoky (zmesi plynov)