Підготовка до ЗНО з хімії

Як зазначалось вище, всі хімічні реакції можна поділити на оборотні та необоротні.

Необоротні реакції відбуваються до кінця – поки не буде повністю використаний один з реагентів.

Оборотні реакції ніколи не відбуваються до кінця, тому що жоден з реагентів не витрачається повністю в ході реакції і продукти реакції за певних умов можуть перетворюватись у реагенти.

Розглянемо два приклади.

Взаємодія металічного магнію з хлоридною кислотою відбувається за схемою:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂­

Якщо взяти достатню кількість кислоти, то реакція припиниться, коли розчиниться весь магній. Спроба провести зворотну реакцію шляхом пропускання водню Н₂ через розчин магній хлориду MgCl₂ очікуваного результату не дасть. Таким чином, наведена реакція необоротна.

Хімічні реакції, що відбуваються винятково в одному напрямку називають необоротними.

При нагріванні парів молекулярного йоду І₂ з Н₂ при 200 ⁰С відбувається реакція:

І₂ + Н₂  2НІ,                   v₁ = k₁[Н₂][І₂]

При утворенні газової суміші із вмістом НІ 80%, ця реакція припиняється.

При подальшому нагріванні цієї суміші до 350 ⁰С відбувається розклад утвореного НІ:

2НІ  І₂ + Н₂          v₂ = k₂[НІ] ²

Коли розкладеться 80% йодоводню, реакція припиниться.

Як бачимо, кількісний склад утворених за обома реакціями газових сумішей однаковий.

Очевидно, що у даних умовах не утвориться 100% НІ за першою реакцією і не розкладеться 100% його за другою схемою, оскільки реагенти і продукти можуть перетворюватись одні в одних. Тому ця реакція оборотна.

Хімічні реакції, що при певних умовах можуть відбуватись у протилежних напрямках називають оборотними.

Розглянуті процеси, що відбуваються у випадку НІ можна записати сумарною схемою:

Н₂ + І₂  2НІ

Реакція, що відбувається з ліва на право називається прямою, а справа на ліво – зворотною.

Для реакції І₂ + Н₂ = 2НІ у початковий момент часу швидкість утворення НІ (прямої реакції) v₁ буде максимальною, а швидкість v₂ реакції 2НІ = І₂ + Н₂ (зворотної) буде нульовою, оскільки НІ ще не утворився. З плином часу в реакційній системі буде зростати концентрація НІ і зменшуватись кількість Н₂ і І₂, тому відповідно буде зростати швидкість v₂ і зменшуватись v₁ (рис. 8.1).

Рис. 8.1. Зміна швидкості прямої (v₁) та зворотної (v₁) реакцій з плином часу (t).

 Коли v₁ = v₂ настає момент хімічної рівноваги. У стані хімічної рівноваги за певний час утворюється стільки ж молекул продуктів, скільки їх розкладається до регентів.

Стан системи, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної називають станом хімічної рівноваги.

Хімічну рівновагу називають динамічною, підкреслюючи цим, що у системі одночасно відбуваються пряма і зворотна реакції з однаковою швидкістю, через що зміни в реакційному середовищі непомітні.

Кількісно стан хімічної рівноваги характеризує константа хімічної рівноваги – відношення констант швидкості прямої k₁ і зворотної реакції k₂.

У розглянутому прикладі оборотної реакції Н₂ + І₂ D 2НІ, v₁ = v₂ і тому k₁[Н₂][І₂] = k₂[НІ] ², і .

У загальному випадку для оборотної реакції

aA + bB + … ↔ pP + qQ + …

Константа хімічної рівноваги залежить від температури і не залежить від концентрацій компонентів реакції.

Знаючи значення К можна говорити про повноту проходження тієї чи іншої реакції.

При K > 1 рівновага зміщена вправо і в системі переважають продукти реакції.

При К < 1 рівновага зміщена вліво і в системі переважають реагенти.

При К = 0 реакція не відбувається.

Зміщення хімічної рівноваги.

При сталих зовнішніх умовах (тиск, температура, концентрації реагентів) стан рівноваги оборотної реакції може зберігатись нескінченно довго. Насправді, при зміні хоча б одного з вказаних параметрів, швидкості прямої і зворотної реакції змінюються і рівновага зміщується в бік того чи іншого процесу. Через певний час швидкості прямої і зворотної реакцій знову вирівняються і встановиться новий стан хімічної рівноваги з іншими концентраціями компонентів системи.

Закономірності впливу зовнішніх змін на стан хімічної рівноваги в оборотних системах вивчав фр. вчений Ле-Шатель’є і у 1884 р. встановив:

Якщо на систему, що перебуває у стані динамічної рівноваги подіяти ззовні, то у системі відбуватимуться реакції, що зменшують зовнішній вплив.

Ця закономірність названа принципом Ле-Шатель’є.

Розглянемо зміщення хімічної рівноваги за умов зміни концентрацій реагентів і продуктів, температури і тиску на прикладі оборотної реакції синтезу аміаку NH₃ з молекулярних водню H₂ та азоту N₂:

N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г), ΔН = 92 кДж

Зміна концентрації реагентів у бік її збільшення веде до зростання швидкості прямої реакції утворення аміаку і зв’язування реагентів. Зменшення концентрації реагентів викликає проходження зворотної реакції. Аналогічно (але в протилежному напрямку) впливає зміна концентрації продуктів реакції.

Зміна температури. Оскільки пряма реакція є екзотермічна, то зворотна – ендотермічна. При підвищенні температури рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції (розклад аміаку), а при зниженні – екзотермічної (утворення NH₃).

Зміна тиску впливає на стан хімічної рівноваги реакцій, що відбуваються у газовій фазі, оскільки зумовлює зміну об’єму системи і відповідно концентрації компонентів. У розглянутому прикладі пряма реакція веде до зменшення об’єму системи (з 2 об’ємів азоту та 3 об’ємів водню утворюється 2 об’єми аміаку) і відповідно до зменшення тиску в реакторі, а зворотна – до збільшення об’єму і тиску.

Отже, при зростанні тиску хімічна рівновага зміщується у бік менших об’ємів, а при зменшенні – у бік більших.

Якщо реакція відбувається у газовій фазі без зміни об’єму, то зміна тиску в системі на стан хімічної рівноваги не впливає (Н₂ + І₂ ↔ 2НІ).

Як зазначалось вище, каталізатори однаково змінюють швидкість прямої і зворотної реакції, тому на стан хімічної рівноваги вони не впливають, а лише прискорюють момент її настання.