Обратимые и необратимые химические реакции

Реакции, идущие до конца и не изменяющие своего направления при изменении температуры и давления, называются необратимыми.

Химические реакции принято считать необратимыми, если:

Один из продуктов реакции выводится из сферы реакции в виде:

А) газа BaCO₃ =t= BaO +CO₂↑

Б) осадка Pb(NO₃)₂ + 2NaCl = PbCl₂ ↓+ 2NaNO₃

В) малодиссоциированного соединения – воды, слабой кислоты или основания, комплексной соли.

KOH +HCl = KCl + H₂O

CH₃COONa + HNO₃ = NaNO₃ + CH₃COOH

Al(OH)₃ NaOH = Na ⌈Al(OH)₄⌉

Г) выделяется большое количество тепла, например, реакция горения:

C +О₂ = CO₂ ΔH = + 393,5 кДж

Однако, большинство химических реакций являются обратимыми: при одних условиях (P, t, kat) они идут в одном направлении, при других – в обратном, а при некоторых промежуточных – протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях.

Примером обратимых реакций служат реакции термического разложения гидроксида кальция, синтез аммиака:

Ca(OH) ↔ CaO + H₂O – Q

N₂+3H₂ ↔ 2NH₃ + Q

Реакцию, идущую слева направо называют прямой, а справа налево – обратной.

Если прямая реакция экзотермическая, то обратная – эндотермическая. Причем, по закону сохранения энергии, количество теплоты, выделившееся в результате прямой реакции, равно количеству теплоты, поглощенному при обратном процессе, а наоборот.

Понятия «обратимая реакция» и «необратимая реакция» относительны: любая обратимая реакция может стать необратимой, если:

• одно из веществ выводить из сферы реакции;
• изменить условия протекания реакции;

С другой стороны, многие реакции, протекающие необратимо, можно сделать обратимыми, изменив условия их протекания.

Автор: Метельский А.В.
Источник: Метельский А.В., Химия в Экзаменационных вопросах и ответах, Минск, изд. «Беларуская энцыклапедыя», 1999 год
Дата в источнике: 1999 год

Химическое равновесие. Смещение химического равновесия.

Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):

т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).

По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.

Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия.

Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается  химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:

Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия

При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т. е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.

Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:

Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.

И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).

Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.

Влияние давления на химическое равновесие

В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.

Т.е. из двух реакций:

изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).

Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:

Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.

Влияние катализатора на химическое равновесие

Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.

Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.

Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия. Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение

Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, раз

Пользователи также искали:

дать определение обратимых и необратимых реакций приведите примеры реакций,

когда ионообменные реакции обратимы,

необратимые реакции органика,

необратимые реакции примеры,

обратимые и необратимые реакции химическое равновесие тест,

обратимые и необратимые реакции,

обратимые реакции примеры органика,

признаки необратимой реакции,

реакции,

Необратимые,

необратимые,

примеры,

обратимые,

Необратимые реакции,

обратимых,

органика,

обратимые и необратимые реакции,

необратимые реакции органика,

признаки необратимой реакции,

признаки,

дать,

определение,

необратимых,

приведите,

реакций,

когда,

ионообменные,

обратимы,

химическое,

равновесие,

тест,

необратимой,

необратимые реакции примеры,

обратимые реакции примеры органика,

дать определение обратимых и необратимых приведите примеры реакций,

когда ионообменные реакции обратимы,

обратимые и необратимые реакции химическое равновесие тест,

необратимые реакции,

Обратимость химических реакций.

Химическое равновесие

Все химические
реакции делятся на обратимые и необратимые. Необратимые
реакции – это реакции, которые идут только в одном направлении.
Необратимыми являются реакции горения (например, реакция горения метана),
большинство реакций тэрмического разложения сложных веществ (например, реакция
разложения перманганата калия), необратимыми являются большинство реакций, в
результате которых образуется газ (например, реакция карбоната калия с серной
кислотой), образуется осадок (например, в реакции соляной кислоты с нитратом
серебра один), или если образуется малодиссоциирующее вещество (например, в
реакции азотной кислоты и гидроксида натрия).

Обратимыми называются
реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлении.
В уравнениях обратимых реакций используют знак обратимости.

Реакция
образования веществ Цэ и Дэ является прямой, а реакция образования А и Бэ
является обратной.

Обратимыми являются также
реакции этэрификации – это реакции взаимодействия карбоновых
кислот со спиртами.

Одни и те же
реакции при различных условиях могут быть обратимыми и необратимыми. Например,
реакция разложения карбоната кальция. В открытой системе эта
реакция является необратимой, так как углекислый газ выходит из зоны реакции, а
в замкнутой системе эта реакция является обратимой, так как
углекислый газ не уходит из зоны реакции.

Обратимой
является реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода.

После некоторого
времени после начала реакции в газовой смеси можно обнаружить не только
йодоводород, но и исходные вещества – водород и йод. Если взять в качестве
исходного вещества йодоводород, то через некоторое время также наряду с
образовавшимися водородом и йодом в смеси будет содержаться йодоровород.

Если в качестве
исходных веществ взять водород и йод, то скорость прямой реакции будет равна
произведению концентраций водорода и йода.

Скорость
обратной реакции будет равна концентрации йодоводорода взятой в квадрате.

Постепенно
скорость прямой реакции уменьшается, потому что водород и йод начинают
реагировать и их концентрации уменьшаются.

Скорость же
обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося
йодоводорода увеличивается. Как только скорость прямой реакции окажется равной
скорости обратной реакции, наступит химическое равновесие.  Это равновесие считается
динамическим, так как идут и прямая, и обратная реакции, скорости их
также равны, а значит и концентрации веществ не изменяются. То есть их
концентрации являются равновесными.

Если рассмотреть
реакцию образования веществ Цэ и Дэ из А и Бэ, то скорость прямой реакции будет
равна произведению равновесных концентраций А и Бэ с учётом их стехиометрических
коэффициентов. 

Скорость
обратной реакции будет равна произведению равновесных концентраций Цэ и Дэ с
учётом их стереохимических коэффициентов.

Так как в состоянии
химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции,
то предыдущие выражения можно приравнять.

Константа скорости
прямой и обратной реакции является величиной постоянной. А отношение
констант скоростей прямой и обратной реакции является величиной постоянной,
которая называется константой равновесия.

Константа
равновесия зависит от температуры и давления, но не зависит от концентрации
реагирующих веществ.
Катализатор также не влияет на константу равновесия, но уменьшает время
достижения равновесия.

Химическое
равновесие является подвижным. То есть изменения внешних условий
ведёт к смещению или сдвигу химического равновесия. Состояние же химического
равновесия при неизменных внешних условиях может сохраняться бесконечно долго.
Для многих химических производств состояние равновесия является нежелательным,
так как не приводит к нужному выходу продукции. И поэтому для таких химических
реакций нужно создавать условия, когда равновесие будет смещаться в нужную
сторону.

Направление
смещения равновесия определяется принципом, который сформулировал французский
учёный Ле Шатэлье в 1884 году.

А. Ле Шателье

(1850–1936)

Согласно этому
принципу, если на систему, находящуюся в состоянии химического
равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той
реакции, которая противодействует этому воздействию.

На смещение
химического равновесия влияют такие факторы, как концентрация реагирующих
веществ, температура и давление.

Рассмотрим
влияние концентрации на смещение химического равновесия. Как правило, при увеличении
концентрации исходных веществ, равновесие смещается в сторону прямой
реакции, при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие
смещается в сторону обратной реакции.

Так, в реакции
получения оксида серы шесть из оксида серы четыре и кислорода, при увеличении
концентрации оксида серы четыре равновесие смещается вправо, то есть в сторону
прямой реакции.

Аналогично, при
увеличении концентрации кислорода, равновесие смещается в сторону прямой
реакции, то есть в сторону образования оксида серы шесть. При увеличении
концентрации оксида серы шесть равновесие смещается в сторону обратной реакции,
то есть влево.

Следовательно,
при уменьшении концентрации оксида серы четыре и кислорода равновесие смещается
влево, то есть в сторону обратной реакции, при уменьшении концентрации оксида
серы шесть равновесие смещается в сторону образования оксида серы шесть, то
есть в сторону прямой реакции.

Рассмотрим
пример реакции взаимодействия хлорида железа три и роданида калия. В результате
реакции образуется роданид железа три и хлорид калия. Эта реакция является обратимой.
Если к хлориду железа три добавить роданид калия, то образуется раствор
кроваво-красного цвета.

Разделим этот
раствор на три равные части. В первую пробирку добавим роданид калия и раствор
приобретает ещё более насыщенный кроваво-красный цвет, так как равновесие
сместилось в сторону продуктов реакции. К третьей пробирки добавим твёрдый
хлорид калия, раствор стал более светлым, то есть равновесие сместилось, в
данном случае, в сторону исходных веществ.

Из этого опыта
понятно, что при увеличении концентрации исходных веществ равновесие
смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов
реакции, равновесие смещается в сторону исходных веществ.

Рассмотрим, как
влияет изменение температуры на смещение химического равновесия. Для начала
большинства химических реакций необходимо нагреть исходные вещества, чтобы
частицы получили необходимую энергию. Однако скорость прямой и обратной реакции
зависит от того, являются ли эти реакции экзотэрмическими или эндотэрмическими.

Как правило,
увеличение температуры ведёт к увеличению скорости реакции. Для того, чтобы
узнать как температура повлияет на смещение равновесия нужно знать тепловой
эффект реакции. Так реакция превращения оксида азота четыре в его димер,
является экзотэрмической.

При увеличении
температуры равновесие смещается в сторону эндотэрмической реакции, а при
уменьшении температуры равновесие смещается в сторону экзотэрмической реакции.

Для
подтверждения этого проведём следующий эксперимент. В одну ёмкость нальём
горячую воду, в другую – холодную. Опустим в две ёмкости колбы с бурым газом –
оксидом азота четыре. Во второй колбе, которая опущена в холодную воду, газ
бледнеет, так как оксид азота четыре переходит в его димер, который является
бесцветным.

Как же влияет
давление на смещение химического равновесия? Давление газов в системе при
постоянной температуре определяется числом молекул газообразных веществ, или
химическим количеством этих веществ. Поэтому для оценки влияния изменения
давления необходимо подсчитать число молей газообразных веществ в левой и
правой частях уравнения. При увеличении давления увеличивается концентрация
газообразных веществ.

Например, в
реакции синтеза аммиака из азота и водорода образуется 2 моль аммиака из
исходных четырёх моль азота и водорода. Следовательно, было 4 объёма исходных
веществ и образовалось 2 объёма аммиака. При увеличении давления объём
уменьшается, поэтому идёт реакция образования аммиака. При уменьшении давления,
объём увеличивается, что способствует реакции разложения аммиака на исходные
вещества.

Таким образом, при
увеличении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой
объём образующихся газообразных веществ уменьшается, и, наоборот, при
уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая
приводит к увеличению объёма. То есть, при увеличении давления равновесие
смещается в сторону образования аммиака (вправо), а при уменьшении давления
равновесие смещается в сторону исходных веществ (влево).

Катализаторы не
влияют на смещение химического равновесия, так как они одинаково ускоряют
как прямую, так и обратную реакцию. То есть катализаторы только ускоряют
наступление химического равновесия. Например, дрова быстрее загораются, если их
порубить (то есть увеличить площадь поверхности соприкосновения реагирующих
веществ; на сильном огне быстрее закипит вода (потому то увеличивается
температура), смазанные маслом детали автомобилей не ржавеют, так как не будет
доступа кислорода.

Применение обратимых и необратимых реакций в быту

1. Применение обратимых и необратимых реакций в быту

Обратимыми называются химические реакции, которые
протекают одновременно в двух противоположных
направлениях – прямом и обратном.
Среди обратимых реакций, лежащих в основе получения
важнейших химических продуктов, можно назвать реакцию
синтеза аммиака
Реакции, которые протекают только в одном направлении и
завершаются полным превращением исходных
реагирующих веществ в конечные вещества,
называются необратимыми.
В обратимых процессах скорость прямой реакции вначале
максимальна, а затем уменьшается из-за того, что уменьшаются
концентрации исходных веществ, расходуемых на образование
продуктов реакции. Наоборот, скорость обратной реакции,
минимальная вначале, увеличивается по мере увеличения
концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой момент,
когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.
Состояние обратимого процесса, при котором скорость прямой
реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим
равновесием.
Химическое равновесие является динамичным (подвижным), т.к.
при его наступлении реакция не прекращается, неизменными остаются
лишь концентрации компонентов, т.е. за единицу времени образуется
такое же количество продуктов реакции, какое превращается в
исходные вещества. При постоянных температуре и давлении
равновесие обратимой реакции может сохраняться неопределенно
долгое время.

3. Примеры

Реакция № 2 – Пищеварение
Тысячи химических реакций происходят в
процессе пищеварения. Как только Вы положили
еду в рот, фермент в слюне, амилаз, начинает
разрушать сахар и другие углеводороды в более
простые формы, чтобы Вы могли поглотить
пищу. Соляная кислота в желудке вступает в
реакцию с пищей, чтобы разбить ее, в то время как
ферменты расщепляют белки и жиры, чтобы те
могли пройти по крови через стенки кишечника.

4. Примеры в природе

Реакция № 2 – Анаэробное дыхание
В отличие от аэробного клеточного дыхания, анаэробное
дыхание описывает набор химических реакций, которые
позволяют клеткам получать энергию от сложных молекул
без кислорода. Ваши клетки в мышцах выполняют
анаэробное дыхание, когда Вы исчерпаете кислород,
поставляемый им, например, во время интенсивных или
продолжительных физических упражнений. Анаэробное
дыхание дрожжей и бактерий используется для брожения,
производства этанола, диоксида углерода и других
химических веществ, которые производят сыр, вино, пиво,
хлеб и многие другие продукты питания.
Реакция № 3 – Аэробное клеточное дыхание
Аэробное клеточное дыхание — это
противоположный процесс фотосинтеза в том,
что энергия молекул в сочетании с кислородом,
которым мы дышим, с целью высвобождения
энергии, необходимым нашим клеткам, плюс
углекислый газ и вода. Энергия, используемая
клетками, является химической реакцией в
формате АТФ.

6. Примеры в быту

Растворение соли в воде
Если говорить о том, растворяется ли
соль в воде, то для большинства солей
это справедливое утверждение.
Существует специальная таблица, в
соответствии с которой можно точно
определить величину растворимости.
Так как вода – универсальный
растворитель, она хорошо смешивается
с другими жидкостями, газами,
кислотами и солями.
молекулы воды и соли являются
полярными. Это означает, что их
электрические полюса
противоположны, что
обусловливает высокую
диэлектрическую проницаемость.
Молекулы воды окружают ионы
другого вещества, водеобразуется
жидкость, являющаяся однородной
по своей консистенции
Заваривание чая

Необратимые и обратимые реакции

Среди многочисленных классификаций типов реакций, например таких, которые определяются по тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические), по изменению степеней окисления веществ (окислительно-восстановительные), по количеству участвующих в них компонентов (разложения, соединения) и так далее,  рассматриваются реакции, протекающие в двух взаимных направлениях, иначе, называемых обратимыми. Альтернативой обратимых реакций являются реакции необратимые, в процессе которых образуется конечный продукт (осадок, газообразное вещество,  вода). Среди таких реакций можно указать следующие: 

Реакции обмена между растворами солей, в процессе которых образуются либо нерастворимый осадок – СаСО₃:

                                                             Са(ОН)₂  +  К₂СО₃  →  СаСО₃↓ +  2КОН   (1)                             

либо  газообразное  вещество – СО₂:             

                                                               3 К₂СО₃  +  2Н₃РО₄  →2К₃РО₄  +  3СО₂↑ +  3Н₂О (2)

или получается малодиссоциируемое вещество – Н₂О:

                                                         2NaOH  +  H₂SO₄  →  Na₂SO₄  +  2H₂O  (3)

Если рассматривать обратимую реакцию, то она протекает не только в прямом (в реакциях 1,2,3 слева направо), но и в обратном направлении. Примером такой реакции является синтез аммиака из газообразных веществ — водорода и азота:

                                                               3H₂  +  N₂  ↔  2NH₃   (4)

Таким образом, химическая реакция называется обратимой, если она протекает не только в прямом(→) , но и в обратном направлении (←) и обозначается символом (↔).

Главной особенностью данного типа реакций является то, что  из исходных веществ образуются продукты реакции, но и одновременно из этих же продуктов, обратно, образуются исходные реагенты. Если рассматривать реакцию (4), то в относительную единицу времени одновременно с образованием двух молей аммиака будет происходить их распад с образованием трёх молей водорода и одного моля азота. Обозначим скорость прямой реакции (4) символом V₁  тогда выражение этой скорости примет вид:

                                                                    V₁   =  kˑ  [Н₂]³ˑ [N₂] ,             (5)

где величина «k» определяется как константа скорости данной реакции, величины [Н₂]³ и [N₂] соответствуют концентрациям исходных веществ, возведённых в степени, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В соответствии с принципом обратимости,  скорость обратной реакции примет выражение:

                                                              V₂  =  kˑ  [NН₃]²                                 (6)

В начальный момент времени скорость прямой реакции принимает наибольшее значение. Но постепенно концентрации исходных реагентов уменьшаются и скорость реакции замедляется. Одновременно скорость обратной реакции начинает возрастать. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми  (V₁ = V₂)  , наступает состояние равновесия, при котором уже не происходит изменения концентраций как исходных, так и образующихся реагентов.

                                    Следует отметить, что некоторые необратимые реакции не следует понимать в буквальном смысле слова. Приведём пример наиболее часто приводимой реакции взаимодействия металла с кислотой, в частности, цинка с соляной кислотой:

                                                                   Zn  +   2HCl   =  ZnCl₂  +  H₂ ↑     (7)

В действительности, цинк, растворяясь в кислоте, образует соль: хлорид цинка и газообразный водород, но по истечении некоторого времени скорость прямой реакции замедляется, поскольку увеличивается концентрация соли в растворе. Когда реакция практически прекращается, в растворе наряду с хлоридом цинка будет присутствовать некоторое количество соляной кислоты, поэтому реакцию (7) следует приводить в следующем виде:

                                                                   2Zn  +   2HCl   =  2ZnНCl  +  H₂ ↑ (8)

Или в случае образования нерастворимого осадка, получаемого при сливании растворов Na₂SO₄  и  BaCl₂:

                                                                     Na₂SO₄  +  BaCl₂   = BaSO₄↓   +  2NaCl   (9) 

осажденная соль BaSO₄  пусть и в малой степени, но будет диссоциировать на ионы:

                                                                     BaSO₄      ↔      Ba²⁺  +  SO₄^2-    (10)

Поэтому понятия необратимой и необратимой реакций является относительным. Но тем не менее, и в природе и в практической деятельности людей данные реакции имеют большое значение. К примеру, процессы горения углеводородов или более сложных органических веществ, например спирта:

                                                                СН₄  +  О₂  =  СО₂  +  Н₂О        (11)

                                                                      2С₂Н₅ОН +   5О₂  =  4СО₂  +  6Н₂О    (12)

являются   процессами абсолютно необратимыми.  Было бы считать счастливой мечтой человечества, если бы реакции (11) и (12) были бы обратимыми! Тогда бы можно было из   СО₂  и  Н₂О опять синтезировать и газ и бензин и спирт! С другой стороны, обратимые реакции, такие как (4) или окисление сернистого газа:

                                                                      SO₂  +  O₂  ↔   SO₃    (13)

являются основными в производстве солей аммония, азотной кислоты, серной кислоты и др. как неорганических, так и органических соединений. Но данные реакции являются обратимыми!  И чтобы получать конечные продукты: NH₃  или SO₃ необходимо использовать такие технологические приёмы, как: изменение концентраций реагентов, изменение давления, повышение или понижение температуры. Но это уже будет являться предметом следующей темы: «Смещение химического равновесия».

Если вы хотите записаться на урок к автору этой статьи, переходите в его профиль:https://www.tutoronline.ru/profile?id=46923

© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Обратимые и необратимые реакции

Лабораторная работа № 3(1)

Обратимые и необратимые реакции.

Химическое равновесие

Некоторые химические реакции могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции называются обратимыми. Обратимость химических реакций записывается следующим образом:

А + В    В

При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются в соответствии с законом действия масс. Это приводит к уменьшению скорости прямой реакции. Если реакция обратима, т.е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции.

Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия, и дальнейшего изменения концентрации участвующих в реакции веществ не происходит.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия.

В случае обратимой химической реакции, например:

N2 + 3h3     2Nh4

зависимость скоростей прямой (пр) и обратной (обр) реакций от концентраций реагирующих веществ выражаются отношениями:

пр = Кпр  [N2]  [Н2]3;

обр =Кобр  [Nh4]2.

В состоянии химического равновесия: пр = обр, т.е.

Кпр * [N2] * [Н2]3 = Кобр * [Nh4]2 

Или

где Кс — константа равновесия реакции.

Константа равновесия (Кс)при данной температуре — величина, показывающая то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которые устанавливаются при равновесии. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, а от катализаторов и изменения концентрации веществ не зависит.

Смещение химического равновесия

При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается.

Направление смещения химического равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье:

если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком напрвлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону реакции идущей с поглощением тепла — эндотермической.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо.

При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону образования исходных веществ , т.е. влево.

Если реакция протекает с участием газообразных веществ, то повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей. Понижение давления смещает равновесие в сторону увеличения общего числа молей газообразных веществ.

Например, равновесие системы:

N2 + 3h3            2Nh4;

H = -46,25 кДж/моль

а) при увеличении температуры сместится влево;

б) при увеличении давления сместится вправо;

в) при увеличении концентрации азота сместится вправо.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ

на состояние химического равновесия

В результате обратимой реакции

FeCl3 + 3KSCN  Fe(SCN)3 + 3KCl

образуется интенсивно окрашенное в красный цвет вещество роданид железа(III) Fe(SCN)3. Поскольку интенсивность окраски раствора зависит от концентрации окрашенного вещества, то судить о смещении равно-весия в данной системе можно по изменению интенсивности окраски раствора.

а) Налить почти полную пробирку дистиллированной воды и добавить в нее по 1-2 капли концентрированных растворов  хлорида железа(III) FeCl3 и роданида калия KSCN. Раствор перемешать и затем разлить содержимое в четыре пробирки. Первую пробирку оставить для сравнения, во вторую прибавить 2-3 капли  хлорида железа (III) FeCl3, в третью 2-3 капли роданида калия KSCN, а в четвертую — несколько кристалликов хлорида калия KСl. Пробирки встряхнуть несколько раз. Сравнить интенсивность окрасок раствора во 2-й, 3-й и 4-й пробирках с окраской первой (контрольной) пробирки. Определить, в какой пробирке и в каком направлении прошло смещение химического равновесия. Как изменится в каждом отдельном случае концентрация компонентов равновесной системы:

1) роданида железа Fe(SCN)3

2) хлорида железа (III)  FeCl3

3) роданида калия  КSCN, по сравнению с их концентрациями при установлении первоначального равновесия?

Результаты наблюдения занести в таблицу 6.1.

Таблица 6.1

Результаты опыта №1

Написать выражение константы равновесия. Объяснить влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

б) Налить половину пробирки дистиллированной воды, добавить 2-3 капли  гидроксида аммония Nh5OH и 2 капли фенолфталеина. Раствор перемешать. Отметить цвет раствора. Наличие, каких ионов придает раствору окрашивание?

Написать выражение константы диссоциации слабого электролита Nh5OH.

Разлить содержимое на две части. Первую пробирку оставить в качестве эталона, а к содержимому второй пробирки добавить несколько кристалликов хлорида  аммония Nh5Cl. Отметить изменение цвета раствора. Написать уравнение диссоциации Nh5Cl. За счет каких ионов происходит смещение равновесия в данной системе, в каком направлении?

Опыт 2. Влияние температуры на состояние

химического равновесия

При взаимодействии йода с крахмалом образуется йод-крахмальное соединение сложного состава, имеющее синюю окраску. Реакция сопровождается выделением тепла. Равновесие данной системы можно условно представить схемой:

йод + крахмал  [йод – крахмал], Н0<0

В пробирку налейте 10 капель дистиллированной воды, 2-3 капли раствора йода и добавьте 2-3 капли крахмала. Отметьте появление синей окраски. Пробирку нагрейте до кипения. Наблюдайте изменение окраски раствора. Затем пробирку охладите водой из-под крана. Наблюдайте вновь появление синей окраски.

В каком направлении смещается равновесие этой системы при нагревании и при охлаждении?

Лабораторная работа №3(2)

Скорость химических реакций

Химические реакции протекают с различными скоростями. Скорость и механизм химических превращений изучает особый раздел химии — химическая кинетика. Знание законов химической кинетики имеет большое научное и практическое значение.

Химические реакции могут протекать в однородных системах, состоящих из одной фазы, и неоднородных, состоящих из нескольких фаз.

Системой в химии принято называть вещество или совокупность веществ, физически ограниченных от внешней среды.

Фаза — однородная часть системы, обладающая на всем протяжении одинаковыми свойствами и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Система, состоящая из одной фазы, называется гомогенной (газовая смесь — воздух, смесь воды и спирта).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гомогенной.

Система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной (вода со льдом).

Реакция, протекающая в такой системе, называется гетерогенной.

В гомогенной системе реакция идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании растворов серной кислоты и гидроксида натрия реакция идет во всем объеме раствора:

h3SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2h3O.

В гетерогенных системах реакция протекает только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте протекает на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом реагирующие вещества:

Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2.

В связи с этим скорость гомогенной и гетерогенной реакции определяются различно.

Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз.  

Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Если реакции в гомогенной системе протекают при постоянном объеме, то ее скорость может быть определена через изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени.

Для вещества, вступающего в реакцию, это определение может быть выражено уравнением:

n = C /  , моль/л * сек

а для образующегося вещества

n = C /  , моль/л * сек

где C — изменение концентрации вещества за время , моль/л.

Знаки в правой части этих уравнений различны, так как в ходе реакции концентрации исходных веществ убывают (C < 0), а для образующихся продуктов – возрастают (C > 0).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализатора.

В тех случаях, когда при протекании реакции необходимо столкновение двух реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс:

при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов.

Например, если реакция протекает по уравнению:

2NOгаз + O2 газ = 2NO2 газ .

то выражение закона действия масс запишется следующим образом:

V= К [NO]2 * [О2],

где V — скорость реакции,

К — константа скорости.

Величина константы скорости К зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ.

В случае гетерогенных реакций в уравнении закона действия масс входит концентрация только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости.

Например, для реакции горения угля

C тв + O2 газ = CO2 газ,

закон действия масс пишется так:

V = К * [O2].

Зависимость скорости химической реакции от температуры подчиняется эмпирическому закону Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10С скорость химических реакции, увеличивается примерно в 2-4 раза

,

где  — температурный коэффициент скорости реакции, значение которого лежит в пределах 2-4;  — скорость реакции при температуре t2 0C;  — cкорость реакции при температуре t1 0C.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Реакция взаимодействия тиосульфата натрия Na2S2O3 с серной кислотой h3SO4 протекает по уравнению:

Na2S2O3 + h3SO4 = Na2SO4+ S +SO2 + h3O.

Проделать качественный опыт, для этого внести в пробирку 3-5 капель  1н раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 и 2-3 капли  2н раствора  серной кислоты h3SO4. Отметить появления опалесценции (слабого свечения) и дальнейшее помутнение раствора от выпадающей в осадок свободной серы.

После данного и последующего опыта следует немедленно мыть пробирки!

Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие конические пробирки внести:

в первую: 4 капли  раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды;

во вторую: 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капель воды;

в третью: 12 капель раствора тиосульфата натрия.

Содержимое пробирок перемешать стеклянными палочками.

Таким образом, в одинаковых объемах полученных растворов будет содержаться различное число молей тиосульфата натрия:

1С моль — количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №1,

2С моль-количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №2,

3С моль- количество молей тиосульфата натрия Na2S2O3 в пробирке №3

В пробирку №1 добавить одну каплю раствора серной кислоты, раствор перемешать стеклянной палочкой, чтобы реакция шла по всему объему раствора. По секундомеру или секундной стрелке наручных часов измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе первоначального помутнения. Аналогичный опыт проделать в пробирке №2, затем в пробирке №3.

Данные опытов занести в таблицу  5.1:

Таблица 5.1

Результаты опыта №1

На миллиметровой бумаге начертить график зависимости скорости (V) реакции от концентрации реагирующих веществ (C): на оси абсцисс в произвольном масштабе отложить значения условных концентрации тиосульфата натрия, на оси ординат — значения скорости реакции в условных единицах.

Сделать вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Опыт 2. Влияние температуры

на скорость химической реакции

Взять 2 пробирки. В одну из них поместить 5 капель тиосульфата натрия Na2S2O3, а в другую — 5 капель серной кислоты h3SO4. Обе пробирки поместить в стакан с водой при комнатной температуре.

Спустя 5 минут раствор серной кислоты прилить к раствору тиосульфата натрия. Определить время до начала помутнения.

Повторить опыт, но пробирки выдержать 5 минут в стакане с горячей водой (45-50C), предварительно измерив ее температуру. Определить время до начала помутнения.

Понизив температуру горячей воды (25-30C), проделать аналогичные действия с растворами в третьей паре пробирок.

Результаты наблюдений занести в таблицу 5.2.

Таблица 5.2

Результаты опыта №2

По результатам опыта начертить график зависимости скорости реакции (V) от температуры. По оси абсцисс отложить температуру в оС, а по оси ординат — соответствующие им скорости (в усл.ед.)

Сформулировать зависимость скорости реакции от температуры.

Опыт 3. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Взять 2 небольших и по возможности одинаковых кусочка мела CaCO3. Один из них положить на  фильтровальную бумагу и стеклянной палочкой измельчить его в порошок. Полученный порошок поместить в пробирку. Второй кусочек мела целиком опустить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить 15 капель хлорводородной кислоты HCl. Отметить время полного растворения мела в каждом случае.

Написать уравнение соответствующей реакции.

Почему скорость растворения мела в этих случаях различна?

PAGE  7

Обратимые и необратимые реакции — Chemistry LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

1. Авторы и авторства

Обычно наблюдается, что большинство реакций, проводимых в закрытых сосудах, не доходит до завершения при заданном наборе условий температуры и давления.Фактически во всех таких случаях в исходном состоянии присутствуют только реагенты, но по мере протекания реакции концентрация реагентов уменьшается, а концентрация продуктов увеличивается. Наконец, достигается стадия, когда не наблюдается дальнейшего изменения концентрации реагентов и продуктов.

Что такое обратимые реакции? — Обратимые реакции — Eduqas — Редакция GCSE Chemistry (Single Science) — Eduqas

В принципе, все химические реакции являются обратимыми. Это означает, что продукты можно вернуть в исходные реагенты. Это не очевидно, когда реакция «доходит до завершения», оставляя очень мало реагента или вообще не оставляя его. Примеры реакций, которые идут до завершения:

В реакциях, которые не идут до завершения, более очевидно, что реакция является обратимой.Это тот случай, когда реакционная смесь содержит как реагенты, так и продукты.

Примеры обратимых реакций

Хлорид аммония

Хлорид аммония представляет собой белое твердое вещество. Он разрушается при нагревании с образованием аммиака и хлороводорода. Когда эти два газа достаточно остынут, они взаимодействуют вместе, снова образуя хлорид аммония. Эту обратимую реакцию можно смоделировать как:

Хлорид аммония ⇌ аммиак + хлористый водород

NH ₄ Cl (s) ⇌ NH ₃ (г) + HCl (г)

Символ ⇌ имеет две половинки стрелки, по одному в каждом направлении.Он используется в уравнениях, моделирующих обратимые реакции:

• прямая реакция — это та, которая идет вправо
• обратная реакция — та, которая идет влево

Вопрос

Напишите сбалансированное уравнение для прямая реакция разложения хлорида аммония.

Выявить ответ

NH ₄ Cl (s) → NH ₃ (г) + HCl (г)

Сульфат меди (II)

Синий сульфат меди (II) описывается как гидратированный .Ионы меди (II) в структуре кристаллической решетки окружены молекулами воды. Эта вода уносится при нагревании синего гидратированного сульфата меди (II), в результате чего остается белый безводный сульфат меди (II). Эта реакция обратима:

Гидратированный сульфат меди (II) ⇌ безводный сульфат меди (II) + вода

CuSO ₄ . 5H ₂ O (s) ⇌ CuSO ₄ (s) + 5H ₂ O (l)

Обратимая реакция

1. Горелка Бунзена нагревает емкость с гидратированным сульфатом меди (II)

2.Вода удаляется, оставляя безводный сульфат меди (II)

3. Горелку выключают и добавляют воду с помощью пипетки

4. В чаше снова находится гидратированный сульфат меди (II)

Динамическое равновесие

Когда обратимая реакция происходит в закрытом контейнере, она позволяет достичь динамического равновесия. В состоянии равновесия:

• прямая и обратная реакции все еще происходят
• скорости прямой и обратной реакций одинаковы
• концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными (они не меняются)

Вопрос

Азот реагирует с водородом с образованием аммиака: N ₂ (г) + 3H ₂ (г) ⇌ 2NH ₃ (г)

Напишите уравнение обратной реакции.

Показать ответ

2NH ₃ (г) → N ₂ (г) + 3H ₂ (г)

Вопрос

Азот реагирует с водородом с образованием аммиака: N ₂ (г) + 3H ₂ (г) 2NH ₃ (г)

Как соотносятся скорости прямой и обратной реакции, когда реакция находится в равновесии?

Показать ответ

В состоянии равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной.

термодинамика — Может ли быть достигнуто равновесие в необратимой химической реакции?

В любой химической реакции обычно существует потенциальный энергетический барьер между реагентами и продуктами. Насколько легко это передается от реагентов к продуктам или наоборот зависит в первую очередь от температуры. Это связано с тем, что для реакции молекулы должны набирать энергию, превышающую среднюю, чтобы они могли пересечь барьер. (Это называется энергией активации).

Энергия накапливается случайным образом из растворителя в растворе и за счет столкновений в газовой фазе, поэтому некоторые химические реакции могут быть медленными. Барьеры часто бывают высокими по сравнению с тепловой энергией, поэтому может потребоваться много времени, чтобы случайно получить достаточно энергии, чтобы преодолеть барьер. Вероятность наличия определенной энергии E определяется распределением Больцмана $ exp (-E / k_bT) $, где $ k_B $ — постоянная Больцмана, температура T .

Поскольку распределение Больцмана также зависит от температуры, реакции обычно протекают быстрее при более высоких температурах.Если реакция называется «обратимой», то ожидается одновременное присутствие в смеси реагентов и продуктов в количествах, зависящих от константы равновесия. Продукт превращается в реагент, а реагент в продукт, при условии, что весь продукт не удаляется непрерывно, скажем, путем осаждения или иным образом.

В «необратимой» реакции барьер между продуктами и реагентами настолько высок, что при нормальном опыте достаточное количество продукта никогда не возвращается в реагент, чтобы его можно было измерить.Эффект может быть очень драматичным (на порядки величины) с относительно небольшим изменением энергии активации из-за экспоненциальной зависимости распределения Больцмана.

Все это означает, что нет принципиальной разницы в «обратимых» и «необратимых» реакциях, только вопрос шкалы времени. Тем не менее, очевидно, что на практике полезно различать эти случаи, и поэтому мы можем посмотреть на константы равновесия, которые помогут нам.

Примечание. (А) Термодинамика не сообщает нам о временных масштабах, а только об относительной свободной энергии реагентов и продуктов.(b) Слова «обратимый», когда они используются как «обратимый процесс», имеют особое значение в термодинамике и должны использоваться с осторожностью. (c) Я исключил особый случай «безбарьерных» реакций.

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно.Ниже приведены наиболее частые причины:

• В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
• Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.
  Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
• Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
• Дата на вашем компьютере в прошлом.Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г.,
  браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
• Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.
  Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с вашим системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу.Чтобы предоставить доступ без файлов cookie
потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файлах cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта.Например, сайт
не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к
остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

необратимых реакций | Химия для неосновных

Цели обучения

• Определите необратимую реакцию.
• Перечислите общие продукты необратимых реакций.

Где огонь?

Пожары — это часть жизни. Некоторые пожары очищают землю и дают возможность новым росткам. Другие костры согревают холодной ночью. К сожалению, многие пожары имеют разрушительный характер, оставляя после себя разрушения. Все пожары оставляют окружающую среду измененной, чтобы никогда не вернуться к исходной ситуации. Углекислый газ и вода, образующиеся при пожаре, уходят в атмосферу и не возвращаются. Изменение является постоянным и необратимым.

Завершается

Когда один из продуктов реакции удаляется из системы химического равновесия, как только он образуется, обратная реакция не может установиться, и равновесие никогда не достигается.Считается, что такие реакции завершаются. Эти процессы часто называют необратимыми реакциями . Завершающиеся реакции приводят к образованию одного из трех типов продуктов: (1) нерастворимый осадок, (2) газ, (3) молекулярное соединение, такое как вода. Примеры этих реакций показаны ниже.

1. Образование осадка:
2. Образование газа:
3. Образование воды:

Если мы посмотрим на эти реакции более подробно, мы сможем увидеть некоторые вещи, которые не очевидны при написании уравнений.Глядя на первое уравнение, мы не видим двойной стрелки между реагентами и продуктами, потому что реакция считается по существу необратимой. Однако если мы рассмотрим чистое ионное уравнение, то обратная реакция будет. Для обратной реакции 1,8 × 10 ^-10 . Для всех практических целей реакция идет до завершения.

Образование газа в открытой системе по существу необратимо, поскольку газ улетучивается в атмосферу. Глядя на ряды активности, мы видим, что Mg намного выше в ряду, чем водород.Таким образом, можно ожидать, что реакция будет сильной в указанном направлении.

Третья реакция немного усложняется. В растворе реагенты HCl и NaOH будут полностью ионизированы, как и продукт NaCl. Вода находится в равновесии с H ⁺ и OH ^— , при этом константа диссоциации воды составляет 1 × 10 ^-14 . Итак, в растворе, полученном в результате реакции, приведенной здесь, [H ⁺ ] составляет 1 × 10 ^-7 M, очень незначительное количество.С практической точки зрения можно сказать, что эта реакция завершилась.

Сводка

• Необратимые реакции — это реакции, которые идут до завершения.

Практика

Прочтите материал по следующей ссылке и ответьте на следующие вопросы: http://onlinehomework.zohosites.com/Irreversible-Reactions.html

1. Как представить обратимую реакцию?
2. Как мы представляем необратимую реакцию?
3. Почему разложение хлората калия является необратимой реакцией?
4. Почему реакция хлорида бария с серной кислотой необратима?

Обзор

1. Перечислите три ситуации необратимых реакций.
2. Нитрат серебра также образует осадок с NaI. Что бы это был за осадок?
3. Можно ли считать реакцию между HBr и KOH необратимой?

Глоссарий

• необратимая реакция: Реакция, которая никогда не достигает равновесия, потому что обратная реакция не может установиться сама собой.

Что такое обратимая реакция?

Обратимая реакция — это химическая реакция, при которой реагенты образуют продукты, которые, в свою очередь, взаимодействуют вместе, возвращая реагенты.Обратимые реакции достигнут точки равновесия, при которой концентрации реагентов и продуктов больше не будут изменяться.

Обратимая реакция обозначается двойной стрелкой, указывающей в обоих направлениях в химическом уравнении. Например, уравнение для двух реагентов и двух продуктов может быть записано как

А + В ⇆ С + D

Обозначение

Двунаправленные гарпуны или двойные стрелки (⇆) следует использовать для обозначения обратимых реакций, а двусторонняя стрелка (↔) зарезервирована для резонансных структур, но в Интернете вы, скорее всего, встретите стрелки в уравнениях просто потому, что их легче кодировать.Когда вы пишете на бумаге, правильной формой является использование гарпуна или двойной стрелки.

Пример обратимой реакции

Слабые кислоты и основания могут вступать в обратимые реакции. Например, угольная кислота и вода реагируют следующим образом:

H ₂ CO _{3 (л)} + H ₂ O _(л) ⇌ HCO ^— _{3 (водн.)} + H ₃ O ⁺ _(водн.)

Другой пример обратимой реакции:

N ₂ O ₄ ⇆ 2 NO ₂

Одновременно происходят две химические реакции:

N ₂ O ₄ → 2 NO ₂

2 НЕТ ₂ → N ₂ O ₄

Обратимые реакции не обязательно протекают с одинаковой скоростью в обоих направлениях, но они приводят к состоянию равновесия.Если происходит динамическое равновесие, продукт одной реакции образуется с той же скоростью, с какой он расходуется на обратную реакцию. Константы равновесия рассчитываются или предоставляются, чтобы помочь определить, сколько реагента и продукта образуется.

Равновесие обратимой реакции зависит от начальных концентраций реагентов и продуктов и константы равновесия K.

Как работает обратимая реакция

Большинство реакций, встречающихся в химии, являются необратимыми реакциями (или обратимыми, но с очень небольшим количеством продукта, превращающимся обратно в реагент).Например, если вы сожжете кусок дерева, используя реакцию горения, вы никогда не увидите, что из пепла спонтанно образовалась новая древесина, не так ли? Тем не менее, некоторые реакции действительно меняются. Как это работает?

Ответ касается количества энергии, выделяемой каждой реакцией, и количества энергии, необходимого для ее возникновения. В обратимой реакции реагирующие молекулы в замкнутой системе сталкиваются друг с другом и используют энергию для разрыва химических связей и образования новых продуктов. В системе присутствует достаточно энергии для того же процесса с продуктами.Связи разрываются и образуются новые, что приводит к появлению исходных реагентов.

Интересный факт

Когда-то ученые считали все химические реакции необратимыми. В 1803 году Бертолле предложил идею обратимой реакции после наблюдения за образованием кристаллов карбоната натрия на берегу соляного озера в Египте. Бертолле считал, что избыток соли в озере способствует образованию карбоната натрия, который затем может снова вступить в реакцию с образованием хлорида натрия и карбоната кальция:

2NaCl + CaCO ₃ ⇆ Na ₂ CO ₃ + CaCl ₂

Вааге и Гульдберг количественно оценили наблюдение Бертолле с помощью закона действия масс, предложенного ими в 1864 году.

Обратимые и необратимые процессы — University Physics Volume 2

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• Определить обратимые и необратимые процессы
• Изложите второй закон термодинамики через необратимый процесс

Рассмотрим идеальный газ, который удерживается в половине теплоизолированного контейнера стенкой в ​​середине контейнера. Другая половина контейнера находится под вакуумом, внутри нет молекул.Теперь, если мы быстро удалим стену посередине, газ расширится и немедленно заполнит весь контейнер, как показано на (Рисунок).

Газ, расширяющийся от половины контейнера ко всему контейнеру (a) до и (b) после удаления стенки в середине.

Поскольку половина контейнера находится под вакуумом до того, как газ там расширится, мы не ожидаем, что система будет выполнять какую-либо работу, то есть, поскольку во время расширения на газ не действует сила вакуума.Если контейнер теплоизолирован от остальной окружающей среды, мы не ожидаем передачи тепла в систему, поэтому. Тогда первый закон термодинамики приводит к изменению внутренней энергии системы

Для идеального газа, если внутренняя энергия не меняется, температура остается прежней. Таким образом, уравнение состояния идеального газа дает нам конечное давление газа, где — давление газа перед расширением. Объем увеличился вдвое, а давление уменьшилось вдвое, но, похоже, во время расширения ничего не изменилось.

Все это обсуждение основано на том, что мы уже узнали, и имеет смысл. Вот что нас озадачивает: могут ли все молекулы вернуться в исходную половину контейнера в будущем? Наша интуиция подсказывает нам, что это будет очень маловероятно, хотя ничто из того, что мы узнали до сих пор, не предотвращает такое событие, независимо от того, насколько мала вероятность. На самом деле мы спрашиваем, является ли расширение в вакуумную половину контейнера обратимым .

Обратимый процесс — это процесс, в котором система и среда могут быть восстановлены до точно таких же начальных состояний, в которых они находились до того, как процесс произошел, если мы вернемся назад по пути процесса. Таким образом, необходимым условием обратимого процесса является квазистатическое требование. Обратите внимание, что восстановить систему в исходное состояние довольно просто; труднее всего одновременно восстановить окружающую среду в исходное состояние. Например, в примере идеального газа, расширяющегося в вакуум до двойного первоначального объема, мы можем легко толкнуть его назад с помощью поршня и восстановить его температуру и давление, отводя некоторое количество тепла от газа.Проблема в том, что мы не можем сделать это, не изменив что-то в его окружении, например, сбросив туда немного тепла.

Обратимый процесс — действительно идеальный процесс, который случается редко. Мы можем сделать определенные процессы близкими к обратимым и, следовательно, использовать последствия соответствующих обратимых процессов в качестве отправной точки или ориентира. В действительности почти все процессы необратимы, и некоторые свойства окружающей среды изменяются при восстановлении свойств системы.Расширение идеального газа, как мы только что обрисовали, необратимо, потому что процесс не является даже квазистатическим, то есть не находится в состоянии равновесия в любой момент расширения.

С микроскопической точки зрения частица, описываемая вторым законом Ньютона, может двигаться назад, если мы изменим направление времени. Но с практической точки зрения это не так в макроскопической системе, состоящей не только из частиц или молекул, где многочисленные столкновения между этими молекулами имеют тенденцию стирать любые следы памяти о начальной траектории каждой из частиц.Например, мы действительно можем оценить вероятность того, что все частицы в расширенном газе вернутся в исходную половину контейнера, но нынешний возраст Вселенной все еще недостаточен для того, чтобы это произошло хотя бы один раз.

Необратимый процесс — это то, с чем мы сталкиваемся в реальности почти все время. Систему и ее окружение нельзя восстановить в исходное состояние одновременно. Так как это происходит в природе, это также называют естественным процессом. Признак необратимого процесса исходит из конечного градиента между состояниями, возникающими в реальном процессе.Например, когда тепло перетекает от одного объекта к другому, между двумя объектами существует конечная разница температур (градиент). Что еще более важно, в любой данный момент процесса система, скорее всего, не находится в равновесии или в четко определенном состоянии. Это явление называется необратимостью.

Рассмотрим еще один пример необратимости тепловых процессов. Рассмотрим два объекта, находящихся в тепловом контакте: один с температурой, а другой с температурой, как показано на (Рисунок).

Самопроизвольный тепловой поток от объекта с более высокой температурой к другому с более низкой температурой

Мы знаем из личного опыта, что тепло течет от более горячего объекта к более холодному.Например, когда мы держим в руках несколько кусочков льда, мы чувствуем холод, потому что тепло оставило наши руки во льду. Обратное верно, когда мы держим один конец металлического стержня, а другой конец держим над огнем. На основе всех экспериментов, которые были проведены по самопроизвольной теплопередаче, следующее утверждение резюмирует основной принцип:

Второй закон термодинамики (заявление Клаузиуса)

Тепло никогда не перетекает самопроизвольно от более холодного объекта к более горячему.

Это утверждение оказывается одним из нескольких различных способов формулирования второго закона термодинамики. Форма этого утверждения приписывается немецкому физику Рудольфу Клаузиусу (1822–1888) и упоминается как утверждение Клаузиуса о втором законе термодинамики. Слово «спонтанно» здесь означает, что третья сторона не предприняла никаких других усилий или не является ни более горячим, ни более холодным объектом. Мы представим некоторые другие основные положения второго закона и покажем, что они подразумевают друг друга.Фактически, можно показать, что все различные утверждения второго закона термодинамики эквивалентны, и все они приводят к необратимости спонтанного теплового потока между макроскопическими объектами, состоящими из очень большого числа молекул или частиц.

И изотермические, и адиабатические процессы, изображенные на графике pV (обсуждаемые в Первом законе термодинамики), в принципе обратимы, потому что система всегда находится в состоянии равновесия в любой точке процесса и может двигаться вперед или назад в заданном направлении. кривые.Другие идеализированные процессы могут быть представлены кривыми pV ; (Рисунок) суммирует наиболее распространенные обратимые процессы.

Сводка

• Обратимый процесс — это процесс, при котором и система, и ее среда могут вернуться в то состояние, в котором они находились, следуя обратному пути.
• Необратимый процесс — это процесс, при котором система и ее среда не могут вместе вернуться в то состояние, в котором они находились.
• Необратимость любого естественного процесса вытекает из второго закона термодинамики.

Концептуальные вопросы

Приведите пример происходящего в природе процесса, который настолько близок к обратимому, насколько это возможно.

Возможные решения: движение без трения; сдержанное сжатие или расширение; передача энергии в виде тепла из-за бесконечно малой неоднородности температуры; электрический ток протекает через нулевое сопротивление; сдержанная химическая реакция; и смешивание двух образцов одного и того же вещества в одном и том же состоянии.

Проблемы

Моль идеального одноатомного газа при давлении 1,00 атм нагревается до изобарического расширения, увеличивая его объем в три раза. Сколько тепла передается во время процесса?

Моль идеального газа при давлении 4,00 атм и температуре 298 К изотермически расширяется, удваивая свой объем. Какую работу выполняет газ?

После свободного расширения, увеличивающего свой объем в четыре раза, моль идеального двухатомного газа изобарически сжимается до исходного объема, а затем охлаждается до исходной температуры.Каков минимум тепла, отводимого от газа на последнем этапе восстановления его состояния?

Глоссарий

Утверждение Клаузиуса второго начала термодинамики

тепло никогда не перетекает самопроизвольно от более холодного объекта к более горячему

необратимость

Явление, связанное с естественным процессом

необратимый процесс

процесс, в котором ни система, ни ее среда не могут быть восстановлены в исходное состояние одновременно

обратимый процесс

процесс, в котором и система, и внешняя среда теоретически могут быть возвращены в исходное состояние

.