Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые. К обратимым относятся такие реакции, которые при определенной температуре с заметной скоростью протекают в двух противоположных направлениях - прямом и обратном. Обратимые реакции протекают не до конца, ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Примером может служить реакция

В определенной области температуры данная реакция обратима. Знак « » является знаком обратимости.

Необратимые реакции - это такие реакции, которые протекают только в одном направлении до конца, т.е. до полного расходования одного из реагирующих веществ. Примером необратимой реакции может служить реакция разложения хлората калия:

Образование хлората калия из хлорида калия и кислорода в обычных условиях невозможно.

Состояние химического равновесия. Константа химического равновесия

Запишем уравнение некоторой обратимой реакции в общем виде:

К моменту начала реакции концентрации исходных веществ А и В были максимальными. В ходе реакции они расходуются, и их концентрация уменьшается. При этом в соответствии с законом действующих масс скорость прямой реакции

будет уменьшаться. (Здесь и далее стрелка наверху обозначает направление процесса.) В начальный момент концентрации продуктов реакции D и Е были равны нулю. В ходе реакции они увеличиваются, скорость обратной реакции возрастает от нуля согласно уравнению:

На рис. 4.5 представлено изменение скоростей прямой и обратной

реакции во времени. По истечении времени т эти скорости сравня- -»

Рис. 4.5. Изменение скорости прямой (1) и обратной (2) реакции во времени: - в отсутствие катализатора: ..........- при наличии катализатора

Такое состояние называется химическим равновесием. Химическое равновесие является наиболее устойчивым, предельным состоянием самопроизвольного протекания процессов. Оно может продолжаться сколь угодно долго, если не изменять внешних условий. В изолированных системах в состоянии равновесия энтропия системы достигает максимума и остается постоянной, т.е. dS = 0. В изобарно-изотермических условиях движущая сила процесса, энергия Гиббса, при равновесии принимает минимальное значение и далее не изменяется, т.е. dG = 0.

Концентрации участников реакции в состоянии равновесия называются равновесными. Как правило, их обозначают формулами соответствующих веществ, заключенных в квадратные скобки, например равновесная концентрация аммиака обозначается в отличие от исходной, неравновесной концентрации C^ NH ^.

Поскольку скорости прямого и обратного процессов в состоянии равновесия равны, приравняем и правые части уравнений (4.44) и

• -^ i -
• (4.45), заменив обозначение концентраций: А: [А]"”[В]" = ?[D] /; c [D] d K = ———————— [A] a [B] b

  Квадратные скобки показывают, что в формуле участвуют молярные концентрации веществ.

  О чем говорит константа равновесия?

  Для синтеза аммиака при комнатной температуре К=3,5·10 8 . Это довольно большое число, свидетельствующее о том, что химическое равновесие наступит когда концентрация аммиака будет намного больше оставшихся исходных веществ.

  При реальном производстве аммиака задача технолога состоит в том, чтобы получить как можно бОльший коэффициент равновесия, т.е., чтобы прямая реакция прошла до конца. Каким образом этого можно добиться?

  Принцип Ле Шателье

  Принцип Ле Шателье гласит:

  Как это понять? Все очень просто. Нарушить равновесие можно тремя способами:

  • изменив концентрацию вещества;
  • изменив температуру;
  • изменив давление.

  Когда реакция синтеза аммиака находится в равновесии, то это можно изобразить так (реакция экзотермическая):

  N 2 (г) + 3H 2 (г) → 2NH 3 (г) + Теплота

  Меняем концентрацию

  Введем дополнительное количество азота в сбалансированную систему. При этом баланс нарушится:

  
  

  Прямая реакция начнет протекать быстрее, поскольку количество азота увеличилось и он вступает в реакцию в большем количестве. Через некоторое время снова наступит химическое равновесие, но при этом концентрация азота будет больше, чем концентрация водрода:

  
  

  Но, осуществить "перекос" системы в левую часть можно и другим способом - "облегчив" правую часть, например, отводить аммиак из системы по мере его образования. Т.о., снова будет преобладать прямая реакция образования аммиака.

  Меняем температуру

  Правую сторону наших "весов" можно изменять путем изменения температуры. Для того, чтобы левая часть "перевесила", необходимо "облегчить" правую часть - уменьшить температуру:

  
  

  Меняем давление

  Нарушить равновесие в системе при помощи давления можно только в реакциях с газами. Увеличить давление можно двумя способами:

  • уменьшением объема системы;
  • введением инертного газа.

  При увеличении давления количество столкновений молекул возрастает. При этом повышается концентрация газов в системе и изменяются скорости прямой и обратной реакций - равновесие нарушается. Чтобы восстановить равновесие система "пытается" уменьшить давление.

  Во время синтеза аммиака из 4-х молекул азота и водорода образуется две молекулы аммиака. В итоге количество молекул газов уменьшается - давление падает. Как следствие, чтобы придти к равновесию после увеличения давления, скорость прямой реакции возрастает.

  Подведем итог. Согласно принципу Ле Шателье увеличить производство аммиака можно:

  • увеличивая концентрацию реагентов;
  • уменьшая концентрацию продуктов реакции;
  • уменьшая температуру реакции;
  • увеличивая давление при котором происходит реакция.