Tarp daugybės reakcijų tipų klasifikacijų, pavyzdžiui, tos, kurias lemia šiluminis efektas (egzoterminis ir endoterminis), medžiagų oksidacijos būsenų kitimas (redoksas), jose dalyvaujančių komponentų skaičius (skilimas, junginiai) ir pan., reakcijos, vykstančios dviem tarpusavio kryptimis, kitaip vadinamos grįžtamasis . Alternatyva grįžtamoms reakcijoms yra reakcijos negrįžtamas, kurio metu susidaro galutinis produktas (nuosėdos, dujinė medžiaga, vanduo). Šios reakcijos apima šias reakcijas:

Mainų reakcijos tarp druskų tirpalų, kurių metu susidaro netirpios nuosėdos - CaCO 3:

Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KOH (1)

arba dujinė medžiaga – CO 2:

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

arba gaunama silpnai disocijuota medžiaga - H 2 O:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H2O(3)

Jei svarstysime grįžtamąją reakciją, tai ji vyksta ne tik į priekį (1,2,3 reakcijose iš kairės į dešinę), bet ir priešinga kryptimi. Tokios reakcijos pavyzdys yra amoniako sintezė iš dujinių medžiagų - vandenilio ir azoto:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH3 (4)

Šiuo būdu, Cheminė reakcija vadinama grįžtama, jei ji vyksta ne tik į priekį (→), bet ir priešinga (←) ir yra pažymėtas simboliu (↔).

Pagrindinis šio tipo reakcijos bruožas yra tai, kad reakcijos produktai susidaro iš pradinių medžiagų, tačiau tuo pačiu metu iš tų pačių produktų susidaro pradiniai reagentai, atvirkščiai. Jei atsižvelgsime į reakciją (4), tai per santykinį laiko vienetą, tuo pačiu metu, kai susidaro du moliai amoniako, jie suskaidys, susidarant trims moliams vandenilio ir vienam moliui azoto. Tiesioginės reakcijos greitį (4) pažymime simboliu V 1, tada šio greičio išraiška bus tokia:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

kur „k“ reikšmė apibrėžiama kaip tam tikros reakcijos greičio konstanta, [H 2 ] 3 reikšmės atitinka pradinių medžiagų koncentracijas, padidintas iki galių, atitinkančių reakcijos lygties koeficientus. Pagal grįžtamumo principą atvirkštinės reakcijos greitis bus išreikštas:

V 2 = kˑ 2 (6)

Pradiniu laiko momentu tiesioginės reakcijos greitis įgauna didžiausią reikšmę. Tačiau palaipsniui mažėja pradinių reagentų koncentracijos, o reakcijos greitis lėtėja. Tuo pačiu metu pradeda didėti atvirkštinės reakcijos greitis. Kai tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos greitis tampa vienodas (V 1 \u003d V 2), atsiranda pusiausvyros būsena , kuriai esant nekeičiama tiek pradinių, tiek susidariusių reagentų koncentracijos.

Reikėtų pažymėti, kad kai kurios negrįžtamos reakcijos neturėtų būti suprantamos pažodžiui. Pateiksime dažniausiai cituojamos metalo sąveikos su rūgštimi, ypač cinko ir druskos rūgštimi, reakcijos pavyzdį:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)

Tiesą sakant, cinkas, ištirpęs rūgštyje, sudaro druską: cinko chloridą ir vandenilio dujas, tačiau po kurio laiko tiesioginės reakcijos greitis sulėtėja, nes tirpale didėja druskos koncentracija. Reakcijai praktiškai pasibaigus, tirpale kartu su cinko chloridu bus ir tam tikras kiekis druskos rūgšties, todėl reakcija (7) turi būti pateikta tokia forma:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Arba, kai susidaro netirpios nuosėdos, gautos pilant Na 2 SO 4 ir BaCl 2 tirpalus:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

nusodinta BaSO 4 druska, nors ir nedideliu mastu, disocijuos į jonus:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Todėl negrįžtamų ir negrįžtamų reakcijų sąvokos yra santykinės. Nepaisant to, tiek gamtoje, tiek praktinėje žmonių veikloje šios reakcijos turi didelę reikšmę. Pavyzdžiui, angliavandenilių arba sudėtingesnių organinių medžiagų, tokių kaip alkoholis, degimo procesai:

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

2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)

yra visiškai negrįžtami procesai. Jei reakcijos (11) ir (12) būtų grįžtamos, būtų laikoma laiminga žmonijos svajone! Tada vėl būtų galima iš CO 2 ir H 2 O sintetinti dujas ir benziną bei alkoholį! Kita vertus, grįžtamosios reakcijos, tokios kaip (4) arba sieros dioksido oksidacija:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

yra pagrindiniai gaminant amonio druskas, azoto rūgštį, sieros rūgštį ir kt., tiek neorganinius, tiek organinius junginius. Tačiau šios reakcijos yra grįžtamos! O norint gauti galutinius produktus: NH 3 ar SO 3, reikia naudoti tokius technologinius metodus kaip: keisti reagentų koncentracijas, keisti slėgį, didinti ar mažinti temperatūrą. Bet tai jau bus kitos temos tema: „Cheminės pusiausvyros poslinkis“.

svetainę, visiškai ar iš dalies nukopijavus medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.

2 vaizdo pamoka: Cheminės pusiausvyros poslinkis

Paskaita: Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos. cheminis balansas. Cheminės pusiausvyros poslinkis veikiant įvairiems veiksniams

Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos

Ankstesnėje pamokoje sužinojote, koks yra cheminės reakcijos greitis ir kokie veiksniai ją veikia. Šioje pamokoje apžvelgsime, kaip vyksta šios reakcijos. Tai priklauso nuo pradinių reakcijoje dalyvaujančių medžiagų – reagentų – elgesio. Jei jie visiškai paverčiami galutinėmis medžiagomis – produktais, tai reakcija yra negrįžtama. Na, o jei galutiniai produktai vėl virsta pradinėmis medžiagomis, tada reakcija yra grįžtama. Atsižvelgdami į tai, formuluojame apibrėžimus:

grįžtama reakcija yra tam tikra reakcija, kuri vyksta tomis pačiomis sąlygomis pirmyn ir atgal.

Atminkite, kad chemijos pamokose jums buvo parodytas aiškus grįžtamosios anglies rūgšties gamybos reakcijos pavyzdys:

CO 2 + H 2 O<->H2CO3

negrįžtama reakcija yra tam tikra cheminė reakcija, kuri baigiasi viena konkrečia kryptimi.

Pavyzdys yra fosforo degimo reakcija: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Vienas iš reakcijos negrįžtamumo įrodymų yra nusodinimas arba dujų išsiskyrimas.

Cheminė pusiausvyra

Kai tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai yra vienodi, cheminė pusiausvyra.

Tai yra, grįžtamose reakcijose susidaro pusiausvyriniai reagentų ir produktų mišiniai. Pažiūrėkime, kaip susidaro cheminė pusiausvyra. Paimkite vandenilio jodo susidarymo reakciją:

H2 (g) + I 2 (g)<->2HI (g)

Galime kaitinti dujinio vandenilio ir jodo mišinį arba jau paruoštą jodą, rezultatas abiem atvejais bus vienodas: susidaro pusiausvyrinis trijų medžiagų mišinys H 2 , I 2 , HI.

Pačioje reakcijos pradžioje, prieš susidarant vandenilio jodui, tiesioginė reakcija vyksta greičiu ( v ir tt). Ją išreiškiame kinetine lygtimi v pr \u003d k 1, kur k 1 yra tiesioginės reakcijos greičio konstanta. Palaipsniui susidaro produktas HI, kuris tomis pačiomis sąlygomis pradeda irti į H 2 ir I 2 . Šio proceso lygtis yra tokia: v arr \u003d k 2 2, kur v arr – atvirkštinės reakcijos greitis, k 2 – atvirkštinės reakcijos greičio konstanta. Akimirka, kai užtenka HI išlyginti v adresu v pasiekiama cheminė pusiausvyra. Pusiausvyros medžiagų skaičius, mūsų atveju, yra H 2 , I 2 ir HI, laikui bėgant nesikeičia, bet tik tuo atveju, jei nėra išorinių poveikių. Iš to, kas pasakyta, išplaukia, kad cheminė pusiausvyra yra dinamiška. Mūsų reakcijoje vandenilio jodas arba susidaro, arba suvartojamas.

Atminkite, kad reakcijos sąlygų pakeitimas leidžia pakeisti pusiausvyrą teisinga kryptimi. Jei padidinsime jodo arba vandenilio koncentraciją, tada v pr, bus poslinkis į dešinę, susidarys daugiau vandenilio jodido. Jei padidinsime vandenilio jodo koncentraciją, v arr, o pamaina bus į kairę. Galime gauti daugiau/mažiau reagentų ir produktų.

Taigi cheminė pusiausvyra yra linkusi atsispirti išoriniams poveikiams. Pridėjus H 2 arba I 2 galiausiai padidėja jų suvartojimas ir padidėja HI. Ir atvirkščiai. Šis procesas moksliškai vadinamas Le Chatelier principas. Tai sako:

Jei sistema, kuri yra stabilioje pusiausvyroje, veikiama iš išorės (keičiant temperatūrą, slėgį ar koncentraciją), įvyks poslinkis proceso kryptimi, kuri susilpnina šį poveikį.

Atminkite, kad katalizatorius negali pakeisti pusiausvyros. Jis gali tik paspartinti jos pažangą.

Cheminės pusiausvyros poslinkis veikiant įvairiems veiksniams

Koncentracijos pokytis . Aukščiau mes svarstėme, kaip šis veiksnys perkelia pusiausvyrą į priekį arba priešinga kryptimi. Padidinus reagentų koncentraciją, pusiausvyra pasislenka į tą pusę, kur ši medžiaga suvartojama. Jei koncentracija sumažėja, ji pasislenka į tą pusę, kur susidaro ši medžiaga. Atminkite, kad reakcija yra grįžtama, o reagentai gali būti medžiagos dešinėje arba kairėje, priklausomai nuo to, kokią reakciją svarstome (tiesioginę ar atvirkštinę).

Įtakat . Jo augimas išprovokuoja pusiausvyros poslinkį link endoterminės reakcijos (- Q), o mažėjimą link egzoterminės reakcijos (+ Q). Reakcijų lygtys rodo tiesioginės reakcijos šiluminį poveikį. Atvirkštinės reakcijos šiluminis efektas yra priešingas. Ši taisyklė taikoma tik reakcijoms, turinčioms terminį poveikį. Jei jo nėra, tada t nepajėgi perkelti pusiausvyros, tačiau jos padidėjimas paspartins pusiausvyros atsiradimo procesą.

Slėgio įtaka . Šis veiksnys gali būti naudojamas reakcijose, kuriose dalyvauja dujinės medžiagos. Jei dujų moliai lygūs nuliui, pokyčių nebus. Didėjant slėgiui, pusiausvyra pasislenka į mažesnius tūrius. Slėgiui mažėjant, pusiausvyra pasislinks didesnių tūrių link. Tūriai – pažiūrėkite į koeficientus prieš dujines medžiagas reakcijos lygtyje.

Grįžtamos ir negrįžtamos cheminės reakcijos. cheminis balansas. Pusiausvyros pokytis veikiant įvairiems veiksniams

Cheminė pusiausvyra

Cheminės reakcijos, vykstančios ta pačia kryptimi, vadinamos negrįžtamas.

Dauguma cheminių procesų yra grįžtamasis. Tai reiškia, kad tomis pačiomis sąlygomis vyksta ir pirmyn, ir atgalinės reakcijos (ypač kai kalbama apie uždaras sistemas).

Pavyzdžiui:

a) reakcija

$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$

atviroje sistemoje yra negrįžtamas;

b) ta pati reakcija

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

uždaroje sistemoje yra grįžtamasis.

Išsamiau apsvarstykime procesus, vykstančius grįžtamųjų reakcijų metu, pavyzdžiui, sąlyginei reakcijai:

Remiantis masės veikimo dėsniu, tiesioginės reakcijos greitis

$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$

Kadangi medžiagų $A$ ir $B$ koncentracijos laikui bėgant mažėja, mažėja ir tiesioginės reakcijos greitis.

Reakcijos produktų atsiradimas reiškia atvirkštinės reakcijos galimybę, o laikui bėgant didėja medžiagų $C$ ir $D$ koncentracijos, o tai reiškia, kad didėja ir atvirkštinės reakcijos greitis:

$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$

Anksčiau ar vėliau bus pasiekta būsena, kai pirmyn ir atgal vykstančių reakcijų greičiai taps vienodi

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Sistemos būsena, kurioje tiesioginės reakcijos greitis yra lygus atvirkštinės reakcijos greičiui, vadinama chemine pusiausvyra.

Šiuo atveju reagentų ir reakcijos produktų koncentracijos išlieka nepakitusios. Jie vadinami pusiausvyros koncentracijos. Makro lygmeniu atrodo, kad apskritai niekas nesikeičia. Tačiau iš tikrųjų ir tiesioginiai, ir atvirkštiniai procesai ir toliau vyksta, bet tuo pačiu greičiu. Todėl ši pusiausvyra sistemoje vadinama mobilusis ir dinamiškas.

Pusiausvyros konstanta

Pažymime medžiagų $[A], [B], [C], [D]$ pusiausvyrines koncentracijas.

Tada nuo $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1) [A]^(α) [B]^(β)=k_(2) [C]^ (γ) [ D]^(δ)$, iš kur

$([C]^(γ) [D]^(δ))/([A]^(α) [B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(lygus) $

kur $γ, δ, α, β$ yra rodikliai, lygūs grįžtamosios reakcijos koeficientams; $K_(lygus)$ yra cheminės pusiausvyros konstanta.

Gauta išraiška kiekybiškai apibūdina pusiausvyros būseną ir yra pusiausvyros sistemų masės veikimo dėsnio matematinė išraiška.

Esant pastoviai temperatūrai, pusiausvyros konstanta yra pastovi tam tikros grįžtamosios reakcijos vertė. Rodo santykį tarp reakcijos produktų koncentracijų (skaitiklis) ir pradinių medžiagų (vardiklis), kuris nustatomas esant pusiausvyrai.

Pusiausvyros konstantos apskaičiuojamos iš eksperimentinių duomenų, nustatant pradinių medžiagų ir reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijas tam tikroje temperatūroje.

Pusiausvyros konstantos reikšmė apibūdina reakcijos produktų išeigą, jos eigos užbaigtumą. Jei gaunamas $K_(lygus) >> 1$, tai reiškia, kad esant pusiausvyrai $[C]^(γ) [D]^(δ) >> [A]^(α) [B]^( β)$ ty reakcijos produktų koncentracijos vyrauja prieš pradinių medžiagų koncentracijas, o reakcijos produktų išeiga yra didelė.

Už $K_ (lygus)

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

pusiausvyros konstanta

$K_(lygus)=( )/( )$

esant 20 °С$, jo vertė yra 0,28 USD (t. y. mažesnė nei 1 USD). Tai reiškia, kad didelė esterio dalis nebuvo hidrolizuota.

Esant nevienalytėms reakcijoms, pusiausvyros konstantos išraiška apima tik tų medžiagų koncentracijas, kurios yra dujų arba skystoje fazėje. Pavyzdžiui, dėl reakcijos

pusiausvyros konstanta išreiškiama taip:

$K_(lygus)=(^2)/()$

Pusiausvyros konstantos reikšmė priklauso nuo reagentų pobūdžio ir temperatūros.

Konstanta nepriklauso nuo katalizatoriaus buvimo, nes ji vienodai pakeičia tiek tiesioginės, tiek atvirkštinės reakcijos aktyvavimo energiją. Katalizatorius gali tik paspartinti pusiausvyros atsiradimą, nepaveikdamas pusiausvyros konstantos vertės.

Pusiausvyros pokytis veikiant įvairiems veiksniams

Pusiausvyros būsena išlaikoma savavališkai ilgą laiką esant pastovioms išorės sąlygoms: temperatūrai, pradinių medžiagų koncentracijai, slėgiui (jei reakcijoje dalyvauja arba susidaro dujos).

Pakeitus šias sąlygas, galima perkelti sistemą iš vienos pusiausvyros būsenos į kitą, atitinkančią naujas sąlygas. Toks perėjimas vadinamas poslinkis arba balanso poslinkis.

Apsvarstykite įvairius būdus, kaip pakeisti pusiausvyrą, naudodamiesi azoto ir vandenilio sąveikos su amoniako susidarymu reakcijos pavyzdžiu:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_(lygus)=(^2)/(^3)$

Medžiagų koncentracijos keitimo poveikis

Į reakcijos mišinį įdėjus azoto $N_2$ ir vandenilio $H_2$ šių dujų koncentracija didėja, vadinasi, didėja tiesioginės reakcijos greitis. Pusiausvyra pasislenka į dešinę, link reakcijos produkto, t.y. link amoniako $NH_3$.

Tą pačią išvadą galima padaryti ir analizuojant pusiausvyros konstantos išraišką. Didėjant azoto ir vandenilio koncentracijai, vardiklis didėja, o kadangi $K_(lygus)$ yra pastovi reikšmė, skaitiklis turi didėti. Taigi reakcijos produkto $NH_3$ kiekis reakcijos mišinyje padidės.

Padidėjus amoniako reakcijos produkto $NH_3$ koncentracijai, pusiausvyra pasislinks į kairę, link pradinių medžiagų susidarymo. Šią išvadą galima padaryti remiantis panašiais samprotavimais.

Slėgio kitimo poveikis

Slėgio pokytis turi įtakos tik toms sistemoms, kuriose bent viena iš medžiagų yra dujinės būsenos. Didėjant slėgiui, mažėja dujų tūris, vadinasi, didėja jų koncentracija.

Tarkime, kad slėgis uždaroje sistemoje padidėja, pavyzdžiui, $2$ kartų. Tai reiškia, kad visų dujinių medžiagų ($N_2, H_2, NH_3$) koncentracijos reakcijoje, kurią svarstome, padidės $2$ kartų. Tokiu atveju skaitiklis reiškinyje $K_(equal)$ padidės 4 kartus, o vardiklis - $16$ kartų, t.y. pusiausvyra bus sutrikdyta. Norint ją atkurti, turi padidėti amoniako koncentracija, mažėti azoto ir vandenilio koncentracijos. Pusiausvyra pasislinks į dešinę. Slėgio pokytis praktiškai neturi įtakos skystų ir kietų kūnų tūriui, t.y. nekeičia jų koncentracijos. Todėl reakcijų, kuriose nedalyvauja dujos, cheminės pusiausvyros būsena nepriklauso nuo slėgio.

Temperatūros kaitos poveikis

Kylant temperatūrai, kaip žinote, didėja visų reakcijų (egzoterminių ir endoterminių) greitis. Be to, temperatūros padidėjimas turi didesnį poveikį tų reakcijų, kurios turi didelę aktyvacijos energiją, taigi ir endoterminių, greičiui.

Taigi atvirkštinės reakcijos greitis (mūsų pavyzdyje endoterminė) padidėja daugiau nei tiesioginės reakcijos greitis. Pusiausvyra pasislinks proceso link, kartu su energijos absorbcija.

Pusiausvyros poslinkio kryptį galima numatyti naudojant Le Chatelier principą (1884):

Jei pusiausvyros sistemai daromas išorinis poveikis (koncentracijos, slėgio, temperatūros pokyčiai), tai pusiausvyra pasislenka ta kryptimi, kuri silpnina šią įtaką.

Padarykime išvadas:

• didėjant reagentų koncentracijai, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka reakcijos produktų susidarymo link;
• didėjant reakcijos produktų koncentracijai, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka pradinių medžiagų susidarymo link;
• didėjant slėgiui, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka link reakcijos, kurios metu susidarančių dujinių medžiagų tūris yra mažesnis;
• kylant temperatūrai, sistemos cheminė pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos;
• temperatūrai nukritus – egzoterminio proceso kryptimi.

Le Chatelier principas taikomas ne tik cheminėms reakcijoms, bet ir daugeliui kitų procesų: garavimas, kondensacija, lydymasis, kristalizacija ir kt. Gaminant svarbiausius cheminius produktus, Le Chatelier principas ir skaičiavimai, kylantys iš dėsnio masinis veiksmas leidžia rasti tokias sąlygas cheminiams procesams atlikti, kurios užtikrina didžiausią norimos medžiagos išeigą.

Tarp daugybės reakcijų tipų klasifikacijų, pavyzdžiui, tos, kurias lemia šiluminis efektas (egzoterminis ir endoterminis), medžiagų oksidacijos būsenų kitimas (redoksas), jose dalyvaujančių komponentų skaičius (skilimas, junginiai) ir pan., reakcijos, vykstančios dviem tarpusavio kryptimis, kitaip vadinamos grįžtamasis . Alternatyva grįžtamoms reakcijoms yra reakcijos negrįžtamas, kurio metu susidaro galutinis produktas (nuosėdos, dujinė medžiaga, vanduo). Šios reakcijos apima šias reakcijas:

Mainų reakcijos tarp druskų tirpalų, kurių metu susidaro netirpios nuosėdos - CaCO 3:

Ca (OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KOH (1)

arba dujinė medžiaga – CO 2:

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

arba gaunama silpnai disocijuota medžiaga - H 2 O:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H2O(3)

Jei svarstysime grįžtamąją reakciją, tai ji vyksta ne tik į priekį (1,2,3 reakcijose iš kairės į dešinę), bet ir priešinga kryptimi. Tokios reakcijos pavyzdys yra amoniako sintezė iš dujinių medžiagų - vandenilio ir azoto:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH3 (4)

Šiuo būdu, Cheminė reakcija vadinama grįžtama, jei ji vyksta ne tik į priekį (→), bet ir priešinga (←) ir yra pažymėtas simboliu (↔).

Pagrindinis šio tipo reakcijos bruožas yra tai, kad reakcijos produktai susidaro iš pradinių medžiagų, tačiau tuo pačiu metu iš tų pačių produktų susidaro pradiniai reagentai, atvirkščiai. Jei atsižvelgsime į reakciją (4), tai per santykinį laiko vienetą, tuo pačiu metu, kai susidaro du moliai amoniako, jie suskaidys, susidarant trims moliams vandenilio ir vienam moliui azoto. Tiesioginės reakcijos greitį (4) pažymime simboliu V 1, tada šio greičio išraiška bus tokia:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

kur „k“ reikšmė apibrėžiama kaip tam tikros reakcijos greičio konstanta, [H 2 ] 3 reikšmės atitinka pradinių medžiagų koncentracijas, padidintas iki galių, atitinkančių reakcijos lygties koeficientus. Pagal grįžtamumo principą atvirkštinės reakcijos greitis bus išreikštas:

V 2 = kˑ 2 (6)

Pradiniu laiko momentu tiesioginės reakcijos greitis įgauna didžiausią reikšmę. Tačiau palaipsniui mažėja pradinių reagentų koncentracijos, o reakcijos greitis lėtėja. Tuo pačiu metu pradeda didėti atvirkštinės reakcijos greitis. Kai tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos greitis tampa vienodas (V 1 \u003d V 2), atsiranda pusiausvyros būsena , kuriai esant nekeičiama tiek pradinių, tiek susidariusių reagentų koncentracijos.

Reikėtų pažymėti, kad kai kurios negrįžtamos reakcijos neturėtų būti suprantamos pažodžiui. Pateiksime dažniausiai cituojamos metalo sąveikos su rūgštimi, ypač cinko ir druskos rūgštimi, reakcijos pavyzdį:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)

Tiesą sakant, cinkas, ištirpęs rūgštyje, sudaro druską: cinko chloridą ir vandenilio dujas, tačiau po kurio laiko tiesioginės reakcijos greitis sulėtėja, nes tirpale didėja druskos koncentracija. Reakcijai praktiškai pasibaigus, tirpale kartu su cinko chloridu bus ir tam tikras kiekis druskos rūgšties, todėl reakcija (7) turi būti pateikta tokia forma:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Arba, kai susidaro netirpios nuosėdos, gautos pilant Na 2 SO 4 ir BaCl 2 tirpalus:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

nusodinta BaSO 4 druska, nors ir nedideliu mastu, disocijuos į jonus:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Todėl negrįžtamų ir negrįžtamų reakcijų sąvokos yra santykinės. Nepaisant to, tiek gamtoje, tiek praktinėje žmonių veikloje šios reakcijos turi didelę reikšmę. Pavyzdžiui, angliavandenilių arba sudėtingesnių organinių medžiagų, tokių kaip alkoholis, degimo procesai:

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

2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)

yra visiškai negrįžtami procesai. Jei reakcijos (11) ir (12) būtų grįžtamos, būtų laikoma laiminga žmonijos svajone! Tada vėl būtų galima iš CO 2 ir H 2 O sintetinti dujas ir benziną bei alkoholį! Kita vertus, grįžtamosios reakcijos, tokios kaip (4) arba sieros dioksido oksidacija:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

yra pagrindiniai gaminant amonio druskas, azoto rūgštį, sieros rūgštį ir kt., tiek neorganinius, tiek organinius junginius. Tačiau šios reakcijos yra grįžtamos! O norint gauti galutinius produktus: NH 3 ar SO 3, reikia naudoti tokius technologinius metodus kaip: keisti reagentų koncentracijas, keisti slėgį, didinti ar mažinti temperatūrą. Bet tai jau bus kitos temos tema: „Cheminės pusiausvyros poslinkis“.

blog.site, visiškai arba iš dalies nukopijavus medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.

Viena iš svarbiausių cheminės reakcijos charakteristikų yra konversijos gylis (laipsnis), kuris parodo, kiek pradinių medžiagų virsta reakcijos produktais. Kuo jis didesnis, tuo ekonomiškiau galima atlikti procesą. Konversijos gylis, be kitų veiksnių, priklauso nuo reakcijos grįžtamumo.

grįžtamasis reakcijos , Skirtingai nei negrįžtamas, neikite iki galo: nė viena iš reagentų nėra visiškai sunaudota. Tuo pačiu metu reakcijos produktai sąveikauja su pradinių medžiagų susidarymu.

Apsvarstykite pavyzdžius:

1) į uždarą indą tam tikroje temperatūroje įleidžiami vienodi tūriai dujinio jodo ir vandenilio. Jei šių medžiagų molekulių susidūrimai įvyksta esant norimai orientacijai ir turint pakankamai energijos, tuomet cheminiai ryšiai gali persitvarkyti susidarant tarpiniam junginiui (aktyvuotam kompleksui, žr. 1.3.1 skyrių). Tolesnis ryšių pertvarkymas gali sukelti tarpinio junginio skilimą į dvi vandenilio jodido molekules. Reakcijos lygtis:

H 2 + I 2 ® 2HI

Tačiau vandenilio jodido molekulės taip pat atsitiktinai susidurs su vandenilio, jodo molekulėmis ir tarpusavyje. Kai HI molekulės susiduria, niekas netrukdys susidaryti tarpiniam junginiui, kuris vėliau gali suskaidyti į jodą ir vandenilį. Šis procesas išreiškiamas lygtimi:

2HI ® H 2 + I 2

Taigi šioje sistemoje vienu metu vyks dvi reakcijos – vandenilio jodido susidarymas ir jo skilimas. Juos galima išreikšti viena bendra lygtimi

H 2 + I 2 "2HI

Proceso grįžtamumą rodo ženklas “.

Reakcija, nukreipta šiuo atveju į vandenilio jodido susidarymą, vadinama tiesiogine, o priešinga – atvirkštine.

2) jei sumaišysime du molius sieros dioksido su vienu moliu deguonies, sukursime sistemoje palankias reakcijai vykti sąlygas ir praėjus tam laikui analizuosime dujų mišinį, rezultatai parodys, kad sistema veiks. yra ir SO 3 – reakcijos produktas, ir pradinės medžiagos – SO 2 ir O 2. Jei sieros oksidas (+6) bus patalpintas tomis pačiomis sąlygomis kaip ir pradinė medžiaga, tada bus galima nustatyti, kad dalis jo suskaidys į deguonį ir sieros oksidą (+4), o galutinis santykis tarp visų kiekių. trys medžiagos bus tokios pat kaip ir pradedant nuo sieros dioksido ir deguonies mišinio.

Taigi sieros dioksido sąveika su deguonimi taip pat yra vienas iš grįžtamosios cheminės reakcijos pavyzdžių ir išreiškiamas lygtimi

2SO 2 + O 2 "2SO 3

3) geležies sąveika su druskos rūgštimi vyksta pagal lygtį:

Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2

Esant pakankamai druskos rūgšties, reakcija baigsis, kai

visa geležis sunaudota. Be to, jei bandysite šią reakciją atlikti priešinga kryptimi - praleisti vandenilį per geležies chlorido tirpalą, tada metalinė geležis ir druskos rūgštis neveiks - ši reakcija negali vykti priešinga kryptimi. Taigi geležies sąveika su druskos rūgštimi yra negrįžtama reakcija.

Tačiau reikia turėti omenyje, kad teoriškai bet koks negrįžtamas procesas tam tikromis sąlygomis gali būti vaizduojamas kaip grįžtamasis, t.y. Iš esmės visos reakcijos gali būti laikomos grįžtamomis. Tačiau labai dažnai viena iš reakcijų aiškiai nugali. Taip atsitinka tais atvejais, kai iš reakcijos sferos pašalinami sąveikos produktai: nusėda nuosėdos, išsiskiria dujos, vykstant jonų mainų reakcijoms susidaro praktiškai nesiskiriantys produktai; arba kai dėl aiškaus pradinių medžiagų pertekliaus priešingas procesas praktiškai nuslopinamas. Taigi natūralus ar dirbtinis atvirkštinės reakcijos galimybės atmetimas leidžia procesą beveik baigti.

Tokių reakcijų pavyzdžiai yra natrio chlorido sąveika su sidabro nitratu tirpale

NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,

vario bromidas su amoniaku

CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2,

druskos rūgšties neutralizavimas natrio hidroksido tirpalu

HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.

Visa tai tik pavyzdžiai praktiškai negrįžtamus procesus, nes sidabro chloridas šiek tiek tirpsta, o kompleksinis katijonas 2+ nėra absoliučiai stabilus, o vanduo disocijuoja, nors ir labai mažai.