Podmínky nevratné chemické reakce. Reverzibilní a nevratné chemické reakce
Jedním z nejdůležitějších charakteristik chemické reakce je hloubka (stupeň) transformace, což ukazuje, kolik výchozích materiálů jsou převedeny na reakční produkty. Co je víc, tímto ekonomičtější je proces provádět. Hloubka transformace, kromě jiných faktorů, závisí na reverzibilitě reverzibility.
Reverzibilní Reakce , na rozdíl od nevratný, Ne do koncového průtoku: Žádný z reakčních látek není plně spotřebováno. Současně probíhá reakce reakčních produktů s tvorbou výchozích materiálů.
Zvážit příklady:
1) V uzavřené nádobě při určité teplotě byly zavedeny stejné objemy plynného jódu a vodíku. Pokud se kolize molekul těchto látek vyskytují s požadovanou orientací a dostatečnou energií, potom chemické vazby Mohou být přestavěny tvorbou mezilehlé sloučeniny (aktivovaný komplex, viz bod 1.3.1). Další restrukturalizace dluhopisů může vést k rozpadu mezilehlé sloučeniny na dvě molekuly jodidu vodíku. Reakční rovnice:
H 2 + I 2 ® 2HI
Jodidové vodíkové molekuly také náhodně čelí molekul vodíku, jod a mezi sebou. V kolizi hi molekul, nic nebolí tvořit mezilehlé spojení, které pak může rozložit na jódu a vodík. Tento proces je vyjádřen rovnicí:
2HI ® H 2 + I 2
Tak, v tomto systému budou dvě reakce umístěny současně - tvorba jodidu vodíku a jeho rozkladu. Mohou být vyjádřeny jedním obecná rovnice
H 2 + I 2 "2HI
Reverzibilita procesu ukazuje znamení ".
Reakce směřující v tomto případě směrem k tvorbě jodidu vodíku se nazývá přímka a opak je opačný.
2) Pokud smícháte dva mol oxidu siřičitého s jedním molem kyslíku, vytvářet podmínky vedoucí k reakci v systému a po uplynutí směsi plynu, výsledky budou výsledky ukazují, že systém bude přítomen jako 3 - Reakční produkt a zdrojové látky - SO 2 a O 2. Pokud ve stejných podmínkách jako výchozí materiál, umisťování oxidu siřičitého (+6), bude možné zjistit, že část bude se rozkládat o oxidu kyslíku a síry (+4) a konečný poměr mezi množstvími všech Tři látky budou stejné jako v případě, kdy pochází ze směsi oxidu siřičitého a kyslíku.
Interakce oxidu siřičitého s kyslíkem je tedy také jeden příklad reverzibilní chemické reakce a je vyjádřena rovnicí
2SO 2 + O 2 "2SO 3
3) železné interakce s kyselina chlorovodíková toky podle rovnice:
Fe + 2HCL ® FECL 2 + H 2
S dostatečným množstvím kyseliny chlorovodíkové se reakce ukončí, kdy
všechny železo je vynaloženo. Kromě toho, pokud se pokusíte provést tuto reakci v opačném směru - projít vodíkem roztokem chloridu železa, pak kovový železo a kyselina chlorovodíková nebude fungovat - tato reakce nemůže jít v opačném směru. Interakce železa s kyselinou chlorovodíkovou je tedy nevratnou reakcí.
Je však třeba mít na paměti, že teoreticky může být jakýkoliv nevratný proces reprezentován za určitých podmínek reverzibilních, tj. V zásadě mohou být všechny reakce považovány za reverzibilní. Ale velmi často převažuje jeden z reakcí. To se děje, když jsou interakční produkty odstraněny z reakční oblasti: vypouští se sraženina, plyn se uvolňuje, s reakcemi iontového výměny, jsou tvořeny téměř nerovnoměrné výrobky; Nebo když v důsledku explicitního přebytku výchozích materiálů je opačný proces prakticky potlačen. Přirozená nebo umělá eliminace možnosti netěsností reverzních reakcí umožňuje způsobit proces téměř úplně.
Příklady takových reakcí mohou být interakce chloridu sodného se stříbrným dusičnanem v roztoku
NaCl + Agno 3 ® AGCL + Nano 3,
měď bromid s amoniakem
Cubr 2 + 4NH 3 ® Br 2,
neutralizace roztoku hydrochloridu kyseliny žíravého satelitu
HCL + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Jedná se pouze o všechny příklady prakticky nevratné procesyVzhledem k tomu, že chlorid stříbrný je poněkud rozpustný, a komplexní kationtová 2+ není absolutně stabilní a disociátory vody, i když v extrémně menším stupni.
Reverzibilní a nevratné chemické reakce. Chemická rovnováha. Úspora rovnováhy pod působením různých faktorů
Chemická rovnováha
Chemické reakce teče v jednom směru se nazývají nevratný.
Většina chemických procesů je reverzibilní. To znamená, že se stejnými podmínkami, přímým a reverzní reakcí (zejména pokud mluvíme o uzavřených systémech).
Například:
a) reakce
$ Caco_3 (→) ↖ (t) cao + co_2 $
v otevřený systém nevratný;
b) stejná reakce
$ Caco_3⇄cao + co_2 $
v uzavřeném systému reverzibilního systému.
Zvažte podrobněji, procesy vyskytující se během reverzibilních reakcí, například pro podmíněnou reakci:
Na základě zákona aktivních hmotností, rychlost přímé reakce
$ (υ) ↖ (→) \u003d k_ (1) · c_ (a) ^ (α) · c_ (b) ^ (β) $
Vzhledem k tomu, že s časem koncentrace látek $ A $ a $ za $ snížení, je také snížena rychlost přímé reakce.
Vzhled reakčních produktů znamená možnost reverzní reakce a s dobou koncentrace látek $ C $ a $ D $ se zvyšuje, což znamená, že rychlost reverzní reakce se zvyšuje:
$ (υ) ↖ (→) \u003d k_ (2) · c_ (c) ^ (γ) · c_ (d) ^ (Δ) $ (Δ)
Dříve nebo později bude dosaženo podmínky, ve kterém budou rychlosti přímých a reverzních reakcí
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
Stav systému, ve kterém míra přímé reakce se rovná rychlosti reverzní reakce, se nazývá chemická rovnováha.
Současně se koncentrace reakčních látek a reakčních produktů zůstávají nezměněny. Se nazývají rovnovážné koncentrace. Na úrovni makro se zdá, že obecně nic nezmění. Ale vlastně přímé a reverzní procesy pokračují, ale ve stejné rychlosti. Taková rovnováha v systému se tedy nazývá pohyblivý a dynamický.
Rovnovážná konstanta
Označte rovnovážné koncentrace látek $ [A], [B], [C], [D] $.
Pak od $ (υ) ↖ (→) \u003d (υ) ↖ (←), k_ (1) · [a] ^ (α) · [b] ^ (β) \u003d k_ (2) · [c] ^ ( Γ) · [d] ^ (δ) $, odkud
$ ([C] ^ (γ) · [d] ^ (Δ)) / ([a] ^ (α) · [b] ^ (β)) \u003d (k_1) / (k_2) \u003d k_ (rovnocen) $
kde $ γ, δ, α, β $ jsou indikátory stupňů rovné koeficienty v reverzibilní reakci; $ K_ (stejně.) $ - chemická ekvilibrická konstanta.
Výsledný exprese kvantitativně popisuje stav rovnováhy a je matematickou expresí zákona aktivních hmot pro rovnovážné systémy.
S konstantní rovnovážnou konstantní teplotou je hodnota trvalá pro reverzibilní reakci. Ukazuje vztah mezi koncentracemi reakčních produktů (numerátor) a výchozím materiálem (jmenovatelem), který je instalován v rovnováze.
Rovnovážné konstanty se vypočítávají ze zkušených dat, což stanoví rovnovážné koncentrace výchozích látek a reakčních produktů při určité teplotě.
Hodnota rovnovážné konstanty charakterizuje výtěžek reakčních produktů, úplnost jeho průtoku. Pokud se získá $ k_ (stejně) \u003e\u003e $ 1, to znamená, že s rovnováhou $ [c] ^ (γ) · [d] ^ (Δ) \u003e\u003e [a] ^ (α) · [b] ^ (β ) $, tj. Koncentrace reakčních produktů převažují nad koncentracemi zdrojových látek a výtěžek reakčních produktů je velký.
S $ k_ (rovné)
$ CH_3COOOC_2H_5 + H_2O⇄CH_3COOH + C_2H_5OH $
rovnovážná konstanta
$ K_ (rovný) \u003d (·) / (·) $
na 20 ° C $ je $ 0,28 $ (tj. Méně než $ 1 $). To znamená, že významná část etheru není hydrolyzována.
V případě heterogenních reakcí na expresi se rovnovážná konstanta zahrnuje koncentrace pouze těch látek, které jsou v plynné nebo kapalné fázi. Například pro reakci
equilibrium konstanta je vyjádřena jako:
$ K_ (rovný) \u003d (^ 2) / () $
Hodnota rovnovážné konstanty závisí na povaze reaktantních látek a teploty výletů.
Konstanta nezávisí na přítomnosti katalyzátoru, nezmění aktivaci a přímou energii a reverzní reakci na stejnou hodnotu. Katalyzátor může pouze urychlit rovnovážnou ofenzívu bez ovlivnění hodnoty rovnovážné konstanty.
Úspora rovnováhy pod působením různých faktorů
Stav rovnováhy je zachován libovolně po dlouhou dobu s konstantními vnějšími podmínkami: teplota, koncentrace výchozích látek, tlak (pokud je reakce zapojena nebo vytvořena).
Změnou těchto podmínek můžete systém přeložit z jednoho rovnovážného stavu do jiného, \u200b\u200bkterý splňuje nové podmínky. Takový přechod se nazývá přemístění nebo rovnovážný posun.
Zvážit různé metody Odchylky rovnováhy na příklad reakce interakce dusíku a vodíku s tvorbou amoniaku:
$ N_2 + 3H_2⇄2hn_3 + Q $
$ K_ (rovný) \u003d (^ 2) / (· ^ 3) $
Vliv změn v koncentraci látek
Když se koncentrace těchto plynů zvýší na reakční směs dusíku $ N_2 $ a vodík a koncentrace těchto plynů se zvyšuje, což znamená, že rychlost přímé reakce se zvyšuje. Rovnovážné posuny doprava, směrem k produktu reakce, tj ve směru amoniaku $ nh_3 $.
Stejný závěr lze provést analýzou exprese pro rovnovážnou konstantu. S nárůstem koncentrace dusíku a vodíku se označení jmenovatele zvyšuje, a protože $ k_ (rovný) $ je trvalou hodnotou, měl by se numerátor zvýšit. Množství reakčního produktu $ NH_3 se tak zvýší v reakční směsi.
Zvýšení koncentrace reakce amoniaku produktu $ NH_3 $ bude vést k posunutí rovnováhy vlevo, směrem k tvorbě zdrojových látek. Tento závěr lze provést na základě podobných úvah.
Vliv změny tlaku
Změna tlaku je ovlivněna pouze na těchto systémech, kde alespoň jeden z látek je v plynném stavu. S nárůstem tlaku se sníží objem plynů, což znamená, že jejich koncentrace se zvyšuje.
Předpokládejme, že tlak v uzavřeném systému se například zvýšil, například na 2 USD. To znamená, že koncentrace všech plynných látek ($ N_2, H_2, NH_3 $) v úvahách reakce se zvýší o 2 $. V tomto případě se numerátor ve výrazu pro $ K_ (EQUAL) zvýší 4krát a denominátor je na $ 16 $ jednou, tj. Rovnováha se zlomí. Pro jeho využití by se měla koncentrace amoniaku zvýšit a koncentrace dusíku a vodíku by se měly snížit. Rovnováha se posune doprava. Změna tlaku není prakticky ovlivněna objemem kapaliny a pevný tel. Nezmění jejich koncentraci. V důsledku toho je stav chemické rovnováhy reakcí, ve kterých se nezúčastní plyny, nezávisí na tlaku.
Účinek změny teploty
Při zvyšování teploty, jak víte, zvýšení rychlosti všech reakcí (exo-endotermických) zvýšení. Kromě toho se teplota zvyšuje více ovlivňuje rychlost těchto reakcí, které mají větší aktivační energii, a proto endotermní.
Tak, rychlost reverzní reakce (v našem příkladu endotermické) se zvyšuje silnější než rychlost přímého. Rovnováha se posune směrem k procesu doprovázené absorpci energie.
Směr přemístění rovnováhy lze předpovědět pomocí principu Le Chateel (1884):
Pokud dojde k vnějšímu účinku na systém v rovnováze, změní se koncentrace, tlak, teplota), pak se rovnováha je posunuta na druhou stranu, která tento náraz oslabuje.
Závěry:
- s nárůstem koncentrace reaktančních látek se chemická rovnováha systému posouvá směrem k tvorbě reakčních produktů;
- s nárůstem koncentrace reakčních produktů se chemická rovnováha systému posune směrem k tvorbě výchozích materiálů;
- s nárůstem tlaku se chemická rovnováha systému posuňuje směrem k reakci, ve které je objem výsledných plynných látek menší;
- s rostoucí teplotou se chemická rovnováha systému posouvá směrem k endotermní reakci;
- s poklesem teploty - směrem k exotermickému procesu.
Princip Le Chateel je použitelný nejen pro chemické reakce, ale také mnoha dalších procesů: odpařování, kondenzace, tání, krystalizace atd. Při výrobě nejdůležitějších chemických výrobků, principu Le Chaateel a výpočty vyplývající z Právo aktivních hmot je možné najít takové podmínky pro provádění chemických procesů, které poskytují maximální výtěžek požadované látky.
V lekci, téma "reverzibilní a nevratné chemické reakce. Chemická rovnováha, "faktory ovlivňující chemickou rovnováhu budou zvažovány. Seznámíte se s principem Le Chatel. Je zaveden koncept reverzibilních a nevratných reakcí.
Téma: Reakční klasifikace, termochemie, rychlost
Lekce: reverzibilní a nevratné chemické reakce. Chemická rovnováha a způsoby, jak vytáhnout
Zvažte určitou abstraktní reakci, kterou píšeme ve formě:
A + B → AB, přímá reakce. Mnoho chemických reakcí může jít v opačném směru.
Au.A + v; Reverzní reakce.
Pro stručnost je tato reakce zaznamenána za použití dvou šipek, jeden-dopředný, jiný - zpět.
A + B.Au.
S zvýšením teploty se zvyšuje rychlost většiny chemických reakcí. Ukazuje se však, že v případě některých reakcí reakčního produktu při teplotě, když je dodáván s dobrou rychlostí, to již začíná rozkládat. Tato situace je zejména realizována v interakci vodíku jodem po přijetí jodorodoru.
H 2 +I. I. 2 (1)
Rychlost chemické reakce se zvyšuje se zvýšením koncentrace výchozích látek a tím se snižuje s poklesem koncentrace výchozích materiálů. Ukazuje se, že jako průchod reakcí se míra přímé reakce sníží, protože počáteční látky budou vynakládány. A rychlost reverzní reakce se zvýší, protože koncentrace látky AV zdroj pro reverzní reakci se postupně zvýší. Jak dlouho bude rychlost přímé reakce snížena a vrátí se ke zvýšení? Bude to až do okamžiku, kdy se míra přímé a reverzní reakce budou rovnat. Přijde chemická rovnováha. Obr. jeden.
Obr. jeden
Chemická rovnováha je stav reakčního systému, ve kterém jsou rychlost přímé a reverzní reakce stejné.
Rovnovážná koncentrace látek - Jedná se o koncentraci látek v reakční směsi ve stavu chemické rovnováhy. Rovnovážná koncentrace je indikována chemickým vzorcem látky uzavřené v hranatých závorkách.
Následující záznam například označuje, že rovnovážná koncentrace vodíku v rovnovážném systému je 1 mol / l.
Obr. 2.
Chemická rovnováha(Obr. 2) se liší od konceptu "rovnováhy" známých nám. Chemická rovnováha je dynamická. V systému ve stavu chemické rovnováhy, přímé a reverzní reakce se vyskytují, ale jejich rychlost jsou stejné, a proto se koncentrace zúčastněných látek nemění. Chemická rovnováha se vyznačuje konstantní rovnováhou, rovný přístupu Přímé a zpětné rychlosti reakce.
Rychlostní konstanty přímé a reverzní reakce jsou rychlosti této reakce v koncentracích počátečních látek pro každou z nich ve stejných jednotkách. Rovnovážná konstanta se rovná poměru rovnovážných koncentrací přímých reakčních produktů ve stupních stechiometrických koeficientů do produktu rovnovážných koncentrací činidel.
Pokud 
, pak v systému existují více zdrojových látek. Pokud 
Systém má více reakčních produktů.
Pokud je rovnovážná konstanta významně vyšší než 1, taková reakce se nazývá nevratná.
Nevratné jsou chemické reakce, které se vyskytují pouze v jednom směru, dokud není jeden z činidel plné.
Jedná se například o reakci:
4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5(2)
Reverzibilní jsou chemické reakce, které jsou prováděny ve vzájemně opačné směry Se stejnými podmínkami.
Pokud změníte vnější podmínky, bude porušovat stav chemické rovnováhy. Posunutí rovnováhy v závislosti na změně vnějších podmínek všeobecné Odhodlaný
· Princip Le Chateel: Je-li systém, který je v rovnováze, je vystaven externě změnou jakéhokoliv z podmínek určujících rovnovážnou polohu, pak se posouvá ve směru procesu, který oslabuje účinek dopadu.
Zvýšení teploty tedy způsobuje rovnovážné posunutí směrem k procesu způsobů, jehož proud je doprovázen absorpcí tepla a pokles teploty v opačném směru.
Rovnováha se posune do doprava, pokud se zvýšily rovnovážné koncentrace produktů přímých reakcí. Pokud se rovnovážné koncentrace zdrojových látek přímého reakce zvýší, rovnováha se posune doleva. Jaké faktory mohou být změněny tak, aby zobrazovaly zůstatek? to
· Teplota
· Tlak
· Koncentrace látek
· Přidání katalyzátoru
· Změny v oblasti reakčního povrchu heterogenních reakcí
Přidání katalyzátoru a změny v oblasti reakčního povrchu heterogenních reakcínemají vliv na posunutí chemické rovnováhy.
Zbývající faktory jsou podrobněji považovány za podrobněji.
Teplota
Reakce syntézy amoniaku (obr. 3)
odkazuje na exotermníreakce. Když je přímá odezva tepla přidělena, a když je absorbován zpětný průchod. Pokud zvýšíte teplotu, podle pravidla LE Chatela se vyvážejí v tomto směru snížit tento dopad. V tomto případě vlevo, odjet Vzhledem k tomu, že teplo je absorbováno. Reakce syntézy amoniaku se provádí při teplotě asi 500 ° C
Je-li reakce endotermní, Potom zvýšení teploty povede k rovnovážnému posunutí Že jo.
Změny koncentrace látky
Se zvýšením koncentrace některého z látek zapojených do rovnovážné reakce se reakční rovnováha posune směrem k jeho výdajích, a proto se snížením koncentrace některého z látek - směrem k reakci jeho tvorby. Například se zvýšením koncentrace dusíku v reakci syntézy amoniaku, rovnováha se posune doprava, to je ve směru výdajů dusíku. Pokud se v této reakci odstraní z reakční směsi amoniaku, pak zůstatek se posune směrem k jeho tvorbě. To lze provést například při rozpuštění amoniaku ve vodě.
Změnit tlak
Změna tlaku může ovlivnit pouze reakce zahrnující plynné látky. Pokud v reakci syntézy amoniaku zvýší tlak, rovnováha se posune směrem k poklesu počtu mol plynu. Pokud je počet molárního plynu větší než vpravo, rovnováha se posune směrem k formě amoniaku.
Pokud je počet mol plynu stejně vlevo a vpravo, například v reakci oxidu dusíku (II),
N. 2 + Ó. 2 (3)
změna tlaku nebude mít vliv na polohu chemické rovnováhy v takových reakcích. Studium chemické rovnováhy má velká důležitost, jako pro teoretické studiea vyřešit praktické úkoly. Stanovení rovnovážné polohy pro různé teploty a tlaky, můžete zvolit nejvhodnější podmínky pro chemický proces. Konečná volba podmínek vyžaduje účetnictví jejich vlivu a rychlost procesu.
Sčítání lekce
V lekci bylo studováno téma "Chemická rovnováha", byly zvažovány podmínky rovnovážného vysídlení v případě reverzibilních reakcí.
Bibliografie
1. Rudzitis G.e. Chemie. Základy obecná chemie. Stupeň 11: Učebnice pro instituce všeobecných vzdělávání: základní úroveň / G. Rudzitida, F.G. Feldman. - 14. ed. - M.: Enlightenment, 2012.
2. Popel P.P. Chemie: 8 Cl.: Učebnice pro všeobecné vzdělávání vzdělávací instituce / P.p. Popel, HP Skill. - K.: IC "Academy", 2008. - 240 s.: IL.
3. Gabrielyan O.S. Chemie. Stupeň 11. Základní úroveň. 2. ed., CHED. - M.: Drop, 2007. - 220 s.
1. Elektřina. Rozdíl mezi polárními kovalentními a iontovými spoji ().
3. Elektrická monitance atomů Paulingem ().
Domácí práce
1. №7-9 (str. 63) Rudzitis G.e. Chemie. Základy obecné chemie. Stupeň 11: Výukový program pro instituce všeobecných vzdělávání: základní úroveň / g.e. Rudzitida, F.G. Feldman. - 14. ed. - M.: Enlightenment, 2012.
2. Jaké faktory nemají vliv na chemický rovnovážný posunutí?
3. Pojmenujte podmínky pro chemickou rovnováhu.
\u003e\u003e Chemie: reverzibilní a nevratné reakce
CO2 + H2O \u003d H2CO3
Nechte si výsledný kyselý roztok, aby se stál v stativu. Po nějaké době uvidíme, že řešení se opět stalo fialovým, protože kyselina byla rozložena na výchozí materiály.
Tento proces může být proveden mnohem rychleji, pokud třetí řešení kyselina sauná. V důsledku toho reakce výroby kyseliny saučně probíhá jako v přímém, takže n v opačném směru, to znamená, je reverzibilní. Reverzibilita reakce je označena dvěma protilehlými řízenými šipkami:
Mezi reverzibilní reakce, které jsou základem získání nejdůležitějších chemických výrobků, syntéza (sloučenina) oxidu siřičitého (VI) z oxidu siřičitého (IV) a kyslíku se nazývá příklad.
1. Reverzibilní a nevratné reakce.
2. pravidlo Barroll.
Zaznamenejte rovnice spalovacích reakcí uvedených v textu odstavce, stírání, že v důsledku těchto reakcí byly vytvořeny oxidy těchto prvků, ze kterých byly výchozí materiály konstruovány.
Dát charakteristiku tří nedávných reakcí prováděných do konce odstavce, podle plánu: a) povaha a počet činidel a produktů; b) souhrnný stav; c) směr: d) přítomnost katalyzátoru; e) Volba nebo absorpce tepla
Jaká je nepřesnost vápencové rovnice navrhované v textu odstavce?
Jak platný je tvrzení, že souvisící reakce budou zpravidla Zkzotermické reakce? Zdůvodněte svůj názor, pomocí faktů v textové učebnici.
Design lekce Abstraktní lekce Referenční rámec Prezentace Lekce Acelerativní metody Interaktivní technologie Praxe Úkoly a cvičení Self-test workshop, školení, pouzdra, úkoly domácí úkoly diskuse vydává rétorické otázky od studentů Ilustrace Audio, videoklipy a multimédia Fotografie, obrázky, stoly, schémata humoru, vtipy, vtipy, komiksové přísloví, výroky, křížovky, citace Doplňky Abstraktní Články čipy pro zvědavé podváděcí listy Učebnice Základní a další koule jiné termíny Zlepšení učebnic a lekcí Upravení chyb v učebnici Aktualizace fragmentu v učebnici. Inovační prvky v lekci nahrazují zastaralé znalosti nové Pouze pro učitele Dokonalé lekce Plán kalendáře pro rok metodická doporučení diskusního programu Integrované lekceVšechny chemické reakce lze rozdělit do dvou skupin: nevratné a reverzibilní reakce. Přiměřené reakce pokračují až do konce - až do úplné konsolidace jednoho z reaktantů. Reverzibilní reakce Pokračujte do konce: s reverzibilní reakcí, žádný z reakčních látek neztrácel. Tento rozdíl je způsoben tím, že nevratná reakce může proudit pouze v jednom směru. Reverzibilní reakce může proudit jak v přímém, tak v opačných směrech.
Zvažte dva příklady.
Příklad 1. Interakce mezi zinkem a koncentrovanou kyselina dusičná toky podle rovnice:
S dostatečným množstvím kyseliny dusičné se reakce ukončí pouze tehdy, když se celý zinek rozpustí. Kromě toho, pokud se pokusíte provést tuto reakci v opačném směru - projít oxidem dusičnanem přes roztok dusičnanu zinečnatého, pak kovový zinek a kyselina dusičná nebude fungovat - tato reakce nemůže proudit v opačném směru. Interakce zinku s kyselinou dusičnou je tedy nevratnou reakcí.
Příklad 2. Syntéza amoniaku teče podle rovnice:
Pokud se jedná o jeden mol dusíku se třemi moly vodíku, aby se prováděly podmínky vedoucí k reakčnímu toku v systému a po skončení dostatečné doby vypršela analýza směsi plynu, výsledky analýzy bude Ukažte, že systém představí nejen reakční produkt (amoniak), ale také zdrojové látky (dusík a vodík). Pokud nyní ve stejných podmínkách jako výchozí materiál, není to směs dusík-vodíku jako výchozí materiál a amoniak, pak bude možné zjistit, že část amoniaku se rozkládá na dusíku a vodíku a konečný poměr Mezi množstvím všech tří látek budou stejné jako v případě, že směs dusíku s vodíkem. Syntéza amoniaku je tedy reverzibilní reakce.
V rovnicích reverzibilních reakcí namísto znamení rovnosti mohou být šipky vloženy; Symbolizují únik reakce jak v přímých a opačných směrech.
Na Obr. 68 ukazuje změnu rychlostí přímých a reverzních reakcí v čase. Zpočátku při míchání výchozích materiálů je rychlost přímé reakce velká, a rychlost zpětné vazby je nulová, protože se reakce probíhá, počáteční látky jsou spotřebovány a jejich koncentrace klesají.
Obr. 63. Změna rychlosti přímé a reverzní reakce v průběhu času.
Výsledkem je, že míra přímé reakce se snižuje. Zároveň se objevují reakční produkty a jejich koncentrace se zvyšuje. V důsledku toho začíná reverzní reakce jít a jeho rychlost se postupně zvyšuje. Když se sazby přímých a reverzních reakcí stávají stejné, dochází k chemické rovnováhy. Vzlyk. poslední příklad Mezi dusíkem, vodíkem a amoniakem je stanovena rovnováha.
Chemická rovnováha se nazývá dynamická rovnováha. To zdůrazňuje, že v rovnovážném tokům a přímém směru a reverzní reakci, ale jejich rychlost jsou stejné, v důsledku toho změny v systému nejsou patrné.
Kvantitativní charakteristika chemické rovnováhy je hodnota zvaná chemická rovnováha konstanta. Zvažte ji na příkladu syntézy reakce jod vodíku:
Podle zákona je hmotnost, rychlost přímých a reverzních reakcí vyjádřeno rovnicemi:
Je-li rovnováha, rychlost přímých a reverzních reakcí se rovná navzájem, odkud
Rychlost deformace přímých a reverzních reakcí je také konstantní. Nazývá se rovnovážná konstanta této reakce (K):
Tedy konečně
Na levé straně této rovnice existují koncentrace interakčních látek, které jsou stanoveny s koncentracemi rovnovážných prostředků. Pravá strana rovnice je hodnota trvalá (při konstantní teplotě).
Může být ukázáno, že v obecném případě reverzibilní reakce
rovnovážná konstanta bude vyjádřena rovnicí:
Tady velká písmena Označte látky vzorců a malé - koeficienty v reakční rovnici.
Tak, při konstantní teplotě rovnovážné konstanty, reverzibilní reakce je konstantní hodnota, která indikuje, že vztah mezi koncentracemi reakčních produktů (numerátor) a výchozím materiálem (jmenovatelem), který je nastaven v rovnováze.
Rovnovážná konstantní rovnice ukazuje, že za podmínek rovnováhy jsou koncentrace všech látek zapojených do reakce spojena mezi sebou. Změna koncentrace některého z těchto látek znamená změny v koncentracích všech ostatních látek; V důsledku toho jsou stanoveny nové koncentrace, ale poměr mezi nimi opět odpovídá rovnovážné konstantě.
Numerická hodnota rovnovážné konstanty v první aproximaci charakterizuje výtěžek této reakce. Například, když je reakce velká, protože současně
i.e., s rovnováhou, koncentrace reakčních produktů má mnohem více koncentrací zdrojových látek, což znamená, že reakční výtěžek je skvělý. Kdy (podle podobného důvodu) je výtěžek reakce malý.
V případě heterogenních reakcí na expresi rovnovážné konstanty, jakož i v expresi zákona působení hmotních hmot (viz § 58), existují koncentrace pouze těch látek, které jsou v plynné nebo kapalné fázi. Například pro reakci
equilibrium konstanta má formu:
Velikost rovnovážné konstanty závisí na povaze reaktantních látek a na teplotě. Nezáleží na přítomnosti katalyzátorů. Jak již bylo zmíněno, rovnovážná konstanta se rovná poměru deformační rychlosti přímé a reverzní reakce. Vzhledem k tomu, že katalyzátor změní aktivaci a přímou energii a reverzní reakce na stejnou hodnotu (viz § 60), pak nemá vliv na poměr konstant jejich rychlosti.
Proto katalyzátor nemá vliv na hodnotu rovnovážné konstanty, a proto nemůže zvýšit ani snížit výtěžek reakce. Může jen urychlit nebo zpomalit rovnováhu.
