Умови незворотною хімічної реакції. Оборотні та необоротні хімічні реакції

Однією з найважливіших характеристик хімічної реакції є глибина (ступінь) перетворення, що показує, наскільки вихідні речовини перетворюються в продукти реакції. Чим вона більше, тим економічніше можна проводити процес. Глибина перетворення, крім інших факторів, залежить від оборотності реакції.

оборотні реакції , на відміну від необоротних, Протікають не до кінця: жодне з реагуючих речовин не витрачається повністю. Одночасно йде взаємодія продуктів реакції з утворенням вихідних речовин.

Розглянемо приклади:

1) в замкнутий посудину при певній температурі введені рівні обсяги газоподібного йоду і водню. Якщо зіткнення молекул цих речовин відбуваються з потрібною орієнтацією і достатньою енергією, то хімічні зв'язки можуть перебудуватися з утворенням проміжного з'єднання (активоване комплекс, см. п.1.3.1). Подальша перебудова зв'язків може привести до розпаду проміжного з'єднання на дві молекули йодистого водню. Рівняння реакції:

H 2 + I 2 ® 2HI

Але молекули йодистого водню також будуть безладно стикатися з молекулами водню, йоду і між собою. При зіткненні молекул HI ніщо не завадить утворитися проміжного з'єднання, яке потім може розкластися на йод і водень. Цей процес виражається рівнянням:

2HI ® H 2 + I 2

Таким чином, в цій системі одночасно будуть протікати дві реакції - утворення йодистого водню і його розкладання. Їх можна висловити одним загальним рівнянням

H 2 + I 2 «2HI

Оборотність процесу показує знак «.

Реакція, спрямована в даному випадку в бік утворення йодистого водню, називається прямою, а протилежна - зворотною.

2) якщо змішати два моль діоксиду сірки з одним моль кисню, створити в системі умови, що сприяють протіканню реакції, і після закінчення часу провести аналіз газової суміші, то результати покажуть, що в системі будуть присутні як SO 3 - продукт реакції, так і вихідні речовини - SO 2 і O 2. Якщо в ті ж умови як вихідної речовини помістити оксид сірки (+6), то можна буде виявити, що частина його розкладеться на кисень і оксид сірки (+4), причому кінцеве співвідношення між кількостями всіх трьох речовин буде таке ж, як і в тому випадку, коли виходили з суміші діоксиду сірки і кисню.

Таким чином, взаємодія діоксиду сірки з киснем також є одним із прикладів оборотної хімічної реакції і виражається рівнянням

2SO 2 + O 2 «2SO 3

3) взаємодія заліза з соляною кислотою протікає відповідно до рівняння:

Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2

При достатній кількості соляної кислоти реакція закінчиться, коли

все залізо витратиться. Крім того, якщо спробувати провести цю реакцію в зворотному напрямку - пропускати водень через розчин хлориду заліза, то металевого заліза і соляної кислоти не вийде - ця реакція не може йти в зворотному напрямку. Таким чином, взаємодія заліза з соляною кислотою - необоротна реакція.

Однак, слід мати на увазі, що теоретично будь-який необоротний процес можна уявити протікає в певних умовах можна зупинити, тобто в принципі все реакції можна вважати оборотними. Але дуже часто одна з реакцій явно переважає. Це буває в тих випадках, коли продукти взаємодії видаляються зі сфери реакції: випадає осад, виділяється газ, при іонообмінних реакціях утворюються практично недіссоціірующіе продукти; або ж коли за рахунок явного надлишку вихідних речовин протилежний процес практично пригнічується. Таким чином, природне або штучне виключення можливості протікання зворотної реакції дозволяє довести процес практично до кінця.

Прикладами таких реакцій можуть служити взаємодія хлориду натрію з нітратом срібла в розчині

NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3,

бромида міді з аміаком

CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,

нейтралізація соляної кислоти розчином їдкого натру

HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.

Це все приклади лише практично необоротних процесів, Так як і хлорид срібла кілька розчинний, і комплексний катіон 2+ не абсолютно стійкий, і вода дисоціює, хоча і в дуже незначній мірі.

Оборотні та необоротні хімічні реакції. Хімічна рівновага. Зсув рівноваги під дією різних факторів

хімічна рівновага

Хімічні реакції, що протікають в одному напрямку, називають незворотними.

Більшість хімічних процесів є оборотними. Це означає, що при одних і тих же умовах протікають і пряма, і зворотна реакції (особливо якщо мова йде про замкнутих системах).

наприклад:

а) реакція

$ CaCO_3 (→) ↖ (t) CaO + CO_2 $

в відкритій системі необоротна;

б) ця ж реакція

$ CaCO_3⇄CaO + CO_2 $

в замкнутій системі оборотна.

Розглянемо більш докладно процеси, що протікають при оборотних реакціях, наприклад, для умовної реакції:

На підставі закону діючих мас швидкість прямої реакції

$ (Υ) ↖ (→) \u003d k_ (1) · C_ (A) ^ (α) · C_ (B) ^ (β) $

Так як з часом концентрації речовин $ А $ і $ В $ зменшуються, то і швидкість прямої реакції теж зменшується.

Поява продуктів реакції означає можливість зворотної реакції, причому з часом концентрації речовин $ З $ і $ D $ збільшуються, а значить, збільшується і швидкість зворотної реакції:

$ (Υ) ↖ (→) \u003d k_ (2) · C_ (C) ^ (γ) · C_ (D) ^ (δ) $

Рано чи пізно буде досягнуто стан, при якому швидкості прямої і зворотної реакцій стануть рівними

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Стан системи, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, називають хімічним рівновагою.

При цьому концентрації реагуючих речовин і продуктів реакції залишаються без зміни. Їх називають рівноважними концентраціями. На макрорівні здається, що в цілому нічого не змінюється. Але насправді і прямий, і зворотний процеси продовжують йти, але з однаковою швидкістю. Тому така рівновага в системі називають рухомим і динамічним.

Константа рівноваги

Позначимо рівноважні концентрації речовин $ [A], [B], [C], [D] $.

Тоді так як $ (υ) ↖ (→) \u003d (υ) ↖ (←), k_ (1) · [A] ^ (α) · [B] ^ (β) \u003d k_ (2) · [C] ^ (γ) · [D] ^ (δ) $, звідки

$ ([C] ^ (γ) · [D] ^ (δ)) / ([A] ^ (α) · [B] ^ (β)) \u003d (k_1) / (k_2) \u003d K_ (дорівнює.) $

де $ γ, δ, α, β $ - показники ступенів, рівні коефіцієнтам в оборотної реакції; $ K_ (дорівнює.) $ - константа хімічної рівноваги.

Отриманий вираз кількісно описує стан рівноваги і являє собою математичний вираз закону діючих мас для рівноважних систем.

При незмінній температурі константа рівноваги - величина постійна для даної оборотної реакції. Вона показує співвідношення між концентраціями продуктів реакції (чисельник) і вихідних речовин (знаменник), яке встановлюється при рівновазі.

Константи рівноваги розраховують з досвідчених даних, визначаючи рівноважні концентрації вихідних речовин і продуктів реакції при певній темпера турі.

Значення константи рівноваги характеризує вихід продуктів реакції, повноту її протікання. Якщо отримують $ K_ (дорівнює.) \u003e\u003e 1 $, це означає, що при рівновазі $ [C] ^ (γ) · [D] ^ (δ) \u003e\u003e [A] ^ (α) · [B] ^ ( β) $, т. е. концентрації продуктів реакції переважають над концентраціями вихідних речовин, а вихід продуктів реакції великий.

При $ K_ (дорівнює.)

$ CH_3COOC_2H_5 + H_2O⇄CH_3COOH + C_2H_5OH $

константа рівноваги

$ K_ (дорівнює.) \u003d (·) / (·) $

при $ 20 ° С $ має значення $ 0.28 $ (тобто менше $ 1 $). Це означає, що значна частина ефіру не Гідролізований.

У разі гетерогенних реакцій у вираз константи рівноваги входять концентрації тільки тих речовин, які знаходяться в газовій або рідкій фазі. Наприклад, для реакції

константа рівноваги виражається так:

$ K_ (дорівнює.) \u003d (^ 2) / () $

Значення константи рівноваги залежить від природи реагуючих речовин і темпера тури.

Від присутності каталізатора константа не залежить, по скільки він змінює енергію активації і прямий, і зворотної реакції на одну і ту ж величину. Каталізатор може лише прискорити настання рівноваги, не впливаючи на значення константи рівноваги.

Зсув рівноваги під дією різних факторів

Стан рівноваги зберігається як завгодно довго при незмінних зовнішніх умовах: температурі, концентрації вихідних речовин, тиску (якщо в реакції беруть участь або утворюються гази).

Змінюючи ці умови, можна перевести систему з одного рівноважного стану в інший, що відповідає новим умовам. Такий перехід називають зміщенням або зрушенням рівноваги.

Розглянемо різні способи зміщення рівноваги на прикладі реакції взаємодії азоту і водню з утворенням аміаку:

$ N_2 + 3H_2⇄2HN_3 + Q $

$ K_ (дорівнює.) \u003d (^ 2) / (· ^ 3) $

Вплив зміни концентрації речовин

При додаванні в реакційну суміш азоту $ N_2 $ і водню $ Н_2 $ збільшується концентрація цих газів, а значить, збільшується швидкість прямої реакції. Рівновага зміщується вправо, в бік продукту реакції, тобто в сторону аміаку $ NH_3 $.

Цей же висновок можна зробити, аналізуючи вираз для константи рівноваги. При збільшенні концентрації азоту і водню знаменник збільшується, а так як $ K_ (дорівнює.) $ - величина постійна, повинен збільшуватися чисельник. Таким чином, в реакційній суміші збільшиться кількість продукту реакції $ NH_3 $.

Збільшення ж концентрації продукту реакції аміаку $ NH_3 $ призведе до зміщення рівноваги вліво, в сторону утворення вихідних речовин. Цей висновок можна зробити на підставі аналогічних міркувань.

Вплив зміни тиску

Зміна тиску впливає тільки на ті системи, де хоча б одне з речовин знаходиться в газоподібному стані. При збільшенні тиску зменшується обсяг газів, а значить, збільшується їх концентрація.

Припустимо, що тиск в замкнутій системі підвищили, наприклад, в $ 2 $ рази. Це означає, що концентрації всіх газоподібних речовин ($ N_2, H_2, NH_3 $) в розглянутій нами реакції зростуть в $ 2 $ рази. В цьому випадку чисельник в вираженні для $ K_ (дорівнює.) $ Збільшиться в 4 рази, а знаменник - в $ 16 $ раз, тобто рівновагу порушиться. Для його відновлення повинна збільшитися концентрація аміаку і повинні зменшитися концентрації азоту і водню. Рівновага зміститься вправо. Зміна тиску практично не позначається на обсязі рідких і твердих тіл, Тобто не змінює їх концентрацію. Отже, стан хімічної рівноваги реакцій, в яких не беруть участь гази, не залежить від тиску.

Вплив зміни температури

При підвищенні температури, як ви знаєте, швидкості всіх реакцій (екзо- і ендотермічних) збільшуються. Причому підвищення температури більше позначається на швидкості тих реакцій, які мають велику енергію активації, а значить, ендотермічних.

Таким чином, швидкість зворотної реакції (в нашому прикладі ендотермічної) збільшується сильніше, ніж швидкість прямої. Рівновага зміститься в бік процесу, що супроводжується поглинанням енергії.

Напрямок зміщення рівноваги можна передбачити, користуючись принципом Ле Шательє (1884 г.):

Якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, виявляється зовнішній вплив (змінюється концентрація, тиск, температура), то рівновага зміщується в ту сторону, яка послаблює дане вплив.

Зробимо висновки:

• при збільшенні концентрації реагуючих речовин хімічну рівновагу системи зміщується в бік утворення продуктів реакції;
• при збільшенні концентрації продуктів реакції хімічну рівновагу системи зміщується в бік утворення вихідних речовин;
• при збільшенні тиску хімічне рівновагу системи зміщується в бік тієї реакції, при якій обсяг утворюються газоподібних речовин менше;
• при підвищенні температури хімічна рівновага системи зміщується в бік ендотермічної реакції;
• при зниженні температури - в сторону екзотермічної процесу.

Принцип Ле Шательє можна застосувати не тільки до хімічних реакцій, а й до багатьох інших процесів: випаровування, конденсації, плавлення, кристалізації та ін. При виробництві найважливіших хімічних продуктів принцип Ле Шательє і розрахунки, що випливають із закону діючих мас, дають можливість знаходити такі умови для проведення хімічних процесів, які забезпечують максимальний вихід бажаного речовини.

На уроці буде розглянута тема «Зворотні і незворотні хімічні реакції. Хімічна рівновага », будуть розглядатися фактори, що впливають на зміщення хімічної рівноваги. Ви познайомитеся з принципом Ле Шательє. Вводиться поняття оборотних і необоротних реакцій.

Тема: Класифікація реакцій, термохімія, швидкість

Урок: Оборотні і необоротні хімічні реакції. Хімічна рівновага та способи його усунення

Розглянемо деяку абстрактну реакцію, яку запишемо у вигляді:

А + В → АВ, Пряма реакція. Але багато хімічних реакцій можуть йти у зворотний бік.

АВА + В; Зворотна реакція.

Для стислості таку реакцію записують, тримаючи його обома стрілки, одну - вперед, іншу - назад.

А + ВАВ

При підвищенні температури швидкість більшості хімічних реакцій збільшується. Але виявляється, що в разі деяких реакцій продукт реакції при температурі, коли вона йде з хорошою швидкістю, вже починає розкладатися. Зокрема, така ситуація реалізується при взаємодії водню з йодом при отриманні йодоводорода.

Н 2 +I 2 (1)

Швидкість хімічної реакції збільшується зі збільшенням концентрації вихідних речовин і відповідно зменшується зі зменшенням концентрації вихідних речовин. Виходить, що, у міру проходження реакцій, швидкість прямої реакції буде зменшуватися, т. К. Вихідні речовини будуть витрачатися. А швидкість зворотної реакції буде зростати, тому що концентрація речовини АВ вихідного для зворотної реакції буде поступово збільшуватися. Доки швидкість прямої реакції буде зменшуватися, а зворотної збільшуватися? Це буде до того моменту, коли швидкості прямої і зворотної реакції стануть рівними. Настане хімічну рівновагу. Мал. 1.

Мал. 1

Хімічна рівновага - це стан реакційної системи, в якому швидкості прямої і зворотної реакції рівні.

Рівноважна концентрація речовин - це концентрації речовин в реакційній суміші, що знаходяться в стані хімічної рівноваги. Рівноважна концентрація позначається хімічною формулою речовини, що містяться в квадратні дужки.

Наприклад, такий запис означає, що рівноважна концентрація водню в рівноважної системі становить 1 моль / л.

Мал. 2

хімічна рівновага(Рис. 2) відрізняється від звичного для нас поняття «рівновага». Хімічна рівновага - динамічний. В системі, що знаходиться в стані хімічної рівноваги, відбуваються і пряма, і зворотна реакції, але їх швидкості рівні, і тому концентрації беруть участь речовин не змінюються. Хімічна рівновага характеризується константою рівноваги, рівній відношенню констант швидкостей прямої і зворотної реакцій.

Константи швидкості прямої і зворотної реакції - це швидкості даної реакції при концентраціях вихідних для кожної з них речовин в рівних одиницях. Також константа рівноваги дорівнює відношенню рівноважних концентрацій продуктів прямої реакції в ступенях стехиометрических коефіцієнтів до твору рівноважних концентрацій реагентів.

якщо , То в системі більше вихідних речовин. якщо , То в системі більше продуктів реакції.

Якщо константа рівноваги значно більше 1, таку реакцію називають незворотною.

Незворотними називаються хімічні реакції, які відбуваються тільки в одному напрямку до повного витрачання одного з реагентів.

Наприклад, це реакція:

4Р + 5О 2 \u003d 2Р 2 О 5(2)

Оборотними називаються хімічні реакції, які здійснюються у взаємно протилежних напрямках при одних і тих же умовах.

Якщо змінити зовнішні умови, то стан хімічної рівноваги порушиться. Зсув рівноваги в залежності від зміни зовнішніх умов в загалом вигляді визначається

· Принципом Лешательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, впливають ззовні шляхом зміни будь-якого з умов, що визначають положення рівноваги, то воно зміщується в напрямку того процесу, перебіг якого послаблює ефект виробленого впливу.

Так, підвищення температури викликає зміщення рівноваги в напрямку того з процесів, протягом якого супроводжується поглинанням тепла, а зниження температури діє в протилежному напрямку.

Рівновага зміщується вправо, якщо підвищилися рівноважні концентрації продуктів прямої реакції. Якщо підвищуються рівноважні концентрації вихідних речовин прямої реакції, то рівновага зміщується вліво. Які фактори можна змінювати, щоб змістити рівновагу? це

· Температура

· Тиск

· Концентрації речовин

· Додавання каталізатора

· Зміна площі реакційної поверхні гетерогенних реакцій

Додавання каталізатора і зміна площі реакційної поверхні гетерогенних реакційне роблять вплив на зміщення хімічної рівноваги.

Інші фактори розглядаємо більш детально.

температура

Реакція синтезу аміаку (Рис. 3)

відноситься до екзотермічнимреакцій. При проходженні прямої реакції теплота виділяється, а при проходженні зворотного - поглинається. Якщо збільшити температуру, то, згідно з правилом Лешательє, рівновага зміститься в такому напрямку, щоб зменшити цей вплив. В даному випадку вліво, так як теплота поглинається. Реакція синтезу аміаку проводиться при температурі близько 500

якщо реакція ендотермічна, то підвищення температури призведе до зміщення рівноваги вправо.

Зміна концентрації речовин

При збільшенні концентрації будь-якого з речовин, що беруть участь в рівноважної реакції, рівновагу реакції зміститься в бік його витрачання, а відповідно, при зменшенні концентрації будь-якого з речовин - в бік реакції його утворення. Наприклад, при збільшенні концентрації азоту в реакції синтезу аміаку, рівновага зміститься вправо, т. Е. В сторону витрачання азоту. Якщо ж в цій реакції видаляти з реакційної суміші аміак, то рівновага зміститься у бік його освіти. Зробити це можна, наприклад, при розчиненні аміаку в воді.

зміна тиску

Зміна тиску може впливати тільки на реакції з участю газоподібних речовин. Якщо в реакції синтезу аміаку збільшити тиск, рівновага зміститься у бік зменшення числа моль газу. Якщо зліва число моль газу більше, ніж справа, рівновага зміститься у бік утворення аміаку.

Якщо число моль газу однаково і зліва і справа, наприклад, в реакції отримання оксиду азоту (II),

N 2 + O 2 (3)

то зміна тиску не буде впливати на стан хімічної рівноваги в таких реакціях. Вивчення хімічної рівноваги має велике значення, як для теоретичних досліджень, Так і для вирішення практичних завдань. Визначаючи положення рівноваги для різних температур і тисків, можна вибрати найбільш сприятливі умови проведення хімічного процесу. Остаточний вибір умов вимагає врахування впливу їх і на швидкість процесу.

Підбиття підсумку уроку

На уроці була вивчена тема «Хімічна рівновага», розглянуті умови зміщення рівноваги в разі оборотних реакцій.

Список літератури

1. Рудзитис Г.Є. Хімія. основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г.Є. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М .: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Хімія: 8 кл .: Підручник для загальноосвітніх учбових закладів / П.П. Попель, Л.С.Крівля. - К .: ВЦ «Академія», 2008. - 240 с .: іл.

3. Габрієлян О.С. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. 2-е изд., Стер. - М .: Дрофа, 2007. - 220 с.

1. Електронегативність. Різниця між полярним ковалентним і іонним зв'язками ().

3. Електронегативність атомів по Полингу ().

Домашнє завдання

1. №№7-9 (с. 63) Рудзитис Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень / Г.Є. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М .: Просвещение, 2012.

2. Які фактори не впливають на зміщення хімічної рівноваги?

3. Назвіть умови настання хімічної рівноваги.

\u003e\u003e Хімія: Оборотні і необоротні реакції

СО2 + H2O \u003d H2CO3

Залишимо отриманий розчин кислоти стояти в штативі. Через деякий час ми побачимо, що розчин знову став фіолетовим, так як кислота розклалася на вихідні речовини.

Це процес можна провести набагато швидше, якщо під третина розчин вугільної кислоти. Отже, реакція отримання вугільної кислоти протікає як в прямому, так н в зворотному напрямку, тобто є оборотною. Оборотність реакції позначається двома протилежно спрямованими стрілками:

Серед оборотних реакцій, що лежать в основі отримання найважливіших хімічних продуктів, як приклад назо вем реакцію синтезу (з'єднання) оксиду сірки (VI) з оксиду сірки (IV) і кисню.

1. Оборотні і необоротні реакції.

2. Правило Бертолле.

Запишіть рівняння реакцій горіння, про які йшлося в тексті параграфа, зяючи, що в результаті цих реакцій утворені оксиди тих елементів, з яких побудовані вихідні речовини.

Дайте характеристику трьох останніх реакцій, проведених а наприкінці параграфа, за планом: а) характер і число реагентів і продуктів; б) агрегатний стан; в) напрямок: г) наявність каталізатора; д) виділення або поглинання теплоти

Яка неточність допущена в запропонованій в тексті параграфа записи рівняння реакції випалу вапняку?

Наскільки справедливим є твердження, що реакції з'єднання будуть, як правило, зкзотерміческімі реакціями? Обгрунтуйте свою точку зору, користуючись наведеними в тексті підручника фактами.

зміст уроку конспект уроку опорний каркас презентація уроку акселеративного методи інтерактивні технології Практика завдання і вправи самоперевірка практикуми, тренінги, кейси, квести домашні завдання дискусійні питання риторичні питання від учнів ілюстрації аудіо-, відео- та мультимедіа фотографії, картинки графіки, таблиці, схеми гумор, анекдоти, приколи, комікси притчі, приказки, кросворди, цитати додатки реферати статті фішки для допитливих шпаргалки підручники основні і додаткові словник термінів інші Удосконалення підручників та уроків виправлення помилок в підручнику оновлення фрагмента в підручнику елементи новаторства на уроці заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів ідеальні уроки календарний план на рік методичні рекомендації програми обговорення інтегровані уроки

Всі хімічні реакції можна розбити на дві групи: необоротні та оборотні реакції. Необоротні реакції протікають до кінця - до повного витрачання одного з реагуючих речовин. Оборотні реакції протікають не до кінця: при оборотної реакції жодне з реагуючих речовин не витрачається повністю. Це відмінність пов'язана з тим, що необоротна реакція може протікати тільки в одному напрямку. Оборотна ж реакція може протікати як в прямому, так і в зворотному напрямках.

Розглянемо два приклади.

Приклад 1. Взаємодія між цинком і концентрованої азотною кислотою протікає відповідно до рівняння:

При достатній кількості азотної кислоти реакція закінчаться тільки тоді, коли весь цинк розчиниться. Крім того, якщо спробувати провести цю реакцію в зворотному напрямку - пропускати діоксид азоту через розчин нітрату цинку, то металевого цинку і азотної кислоти не вийде - дана реакція не може протікати в зворотному напрямку. Таким чином, взаємодія цинку з азотною кислотою - необоротна реакція.

Приклад 2. Синтез аміаку протікає відповідно до рівняння:

Якщо змішати один моль азоту з трьома молями водню, здійснити в системі умови, що сприяють протіканню реакції, і після закінчення достатнього часу провести аналіз газової суміші, то результати аналізу покажуть, що в системі буде присутній не тільки продукт реакції (аміак), а й вихідні речовини (азот і водень). Якщо тепер в ті ж умови як вихідної речовини маєтку не азото-водневу суміш, а аміак, то можна буде виявити, що частина аміаку розкладеться на азот і водень, причому кінцеве співвідношення між кількостями всіх трьох речовин буде таке ж, як в тому випадку , коли виходили з суміші азоту з воднем. Таким чином, синтез аміаку - оборотна реакція.

У рівняннях оборотних реакцій замість знака рівності можна ставити стрілки; вони символізують протікання реакції як в прямому, так і зворотному напрямках.

На рис. 68 показано зміна швидкостей прямої і зворотної реакцій з плином часу. Спочатку, при змішуванні вихідних речовин, швидкість прямої реакції велика, а швидкість зворотної ракцні дорівнює нулю, У міру протікання реакції вихідні речовини витрачаються і їх концентрації падають.

Мал. 63. Зміна швидкості прямої і зворотної реакції з плином часу.

В результаті цього зменшується швидкість прямої реакції. Одночасно з'являються продукти реакції, і їх концентрація зростає. Внаслідок цього починає йти зворотна реакція, причому її швидкість поступово збільшується. Коли швидкості прямої і зворотної реакцій стають однаковими, настає хімічну рівновагу. Так, в останньому прикладі встановлюється рівновага між азотом, воднем і аміаком.

Хімічна рівновага називають динамічною рівновагою. Цим підкреслюється, що при рівновазі протікають і пряма, і зворотна реакції, але їх швидкості однакові, внаслідок чого змін в системі не помітно.

Кількісною характеристикою хімічного рівноваги служить величина, яка називається константою хімічної рівноваги. Розглянемо її на прикладі реакції синтезу иодо-водню:

Відповідно до закону дії мас, швидкості прямої і зворотної реакцій виражаються рівняннями:

При рівновазі швидкості прямої і зворотної реакцій рівні один одному, звідки

Ставлення констант швидкості прямої і зворотної реакцій теж є константою. Вона називається константою рівноваги даної реакції (К):

Звідси остаточно

У лівій частині цього рівняння стоять ті концентрації взаємодіючих речовин, які встановлюються при равновесіі- рівноважні концентрації. Права ж частина рівняння являє собою постійну (при постійній температурі) величину.

Можна показати, що в загальному випадку оборотної реакції

константа рівноваги виразиться рівнянням:

тут великі літери позначають формули речовин, а маленькі - коефіцієнти в рівнянні реакції.

Таким чином, при постійній температурі константа рівноваги оборотної реакції являє собою постійну величину, яка показує те співвідношення між концентраціями продуктів реакції (чисельник) і вихідних речовин (знаменник), яке встановлюється при рівновазі.

Рівняння константи рівноваги показує, що в умовах рівноваги концентрації всіх речовин, що беруть участь в реакції, пов'язані між собою. Зміна концентрації будь-якого з цих речовин тягне за собою зміни концентрацій всіх інших речовин; в результаті встановлюються нові концентрації, але співвідношення між ними знову відповідає константі рівноваги.

Чисельне значення константи рівноваги в першому наближенні характеризує вихід даної реакції. Наприклад, при вихід реакції великий, тому що при цьому

т. е. при рівновазі концентрації продуктів реакції багато більше концентрацій вихідних речовин, а це і означає, що вихід реакції великий. При (з аналогічної причини) вихід реакції малий.

У разі гетерогенних реакцій у вираз константи рівноваги, так само як і в вираз закону дії мас (див. § 58), входять концентрації тільки тих речовин, які знаходяться в газовій або рідкій фазі. Наприклад, для реакції

константа рівноваги має вигляд:

Величина константи рівноваги залежить від природи реагуючих речовин і від температури. Від присутності каталізаторів вона не залежить. Як уже сказано, константа рівноваги дорівнює відношенню констант швидкості прямої і зворотної реакції. Оскільки каталізатор змінює енергію активації і прямий, і зворотної реакцій на одну і ту ж величину (див. § 60), то на ставлення констант їх швидкості він не впливає.

Тому каталізатор не впливає на величину константи рівноваги і, отже, не може ні збільшити, ні зменшити вихід реакції. Він може лише прискорити або уповільнити настання рівноваги.