Какво е най-напред и назад реакции
63. необратими и обратими реакции. Химическа равновесие.
Всички химични реакции могат да бъдат разделени на две групи: необратими и обратими реакции. Необратими реакции протичат до края - до изчерпване на един от реагентите. Обратими реакции, които не са напълно: обратимата реакция никой от реагентите не са напълно консумира. Тази разлика се дължи на факта, че необратим реакция може да се осъществи само в една посока. Обратимото Реакцията може да се появи и в двете посоки напред и назад.
Да вземем два примера.
Пример 1. Взаимодействието между цинк и концентрирана азотна киселина се среща съгласно уравнението:
Когато достатъчно количество от реакционната азотна киселина ще приключи само когато всички цинкови разтвори. Освен това, ако един опит за извършване на тази реакция в обратната посока - да премине азотен двуокис през разтвор на цинков нитрат, цинков метал и азотна киселина няма да работи - реакцията не може да се осъществи в обратна посока. По този начин, взаимодействието на цинк с азотна киселина - необратима реакция.
Пример 2 за синтез на амоняк възниква съгласно уравнението:
Ако микс един мол от азот с три водородни мола, за прилагане на условията на система, водещи към реакцията и след достатъчно време за анализ на газовата смес, резултатите от анализа показват, че системата ще включва не само продукта реакция на (амоняк), но се изхожда вещество (азот и водород). Ако сега същите условия като изходен материал, поставени не азот водород смес и амонякът, ще бъде възможно да се установи, че част от амоняка се разлага на азот и водород, където крайното съотношение между размерите на трите средства е същото, както в случая когато започва от смес на азот с водород. Така синтеза на амоняк - обратима реакция.
В уравненията на обратими реакции, вместо знака за равенство могат да бъдат поставени стрелки; Те символизират реакцията както в права и обратна посока.
Фиг. 68 показва процента на промяна на директен и обратен реакции във времето. Първоначално, при смесване на изходните материали, скоростта на реакцията е висока напред и raktsni скорост обратна връзка е нула, като потокът от реакционни изходни материали се консумират и тяхната концентрация пада.
Фиг. 63. Промяна на скоростта на движение напред и назад реакции във времето.
В резултат на това намалява скоростта на реакцията напред. Едновременно има реакционните продукти и техните увеличава концентрацията. Следователно, обратно реакцията започва да отиде, и скоростта му постепенно се увеличава. Когато скоростта на предна и задна реакции са идентични, химичното равновесие се случи. Така в последния пример равновесие е установено между азот, водород и амоняк.
Химическа равновесие се нарича динамично равновесие. Това подчертава, че при равновесие, и продължете напред и назад реакции, но скорости им са едни и същи, така че промените в системата не се забелязва.
Количественият характеристика на равновесие стойност химически се нарича химически константа на равновесие. Да разгледаме пример на неговите реакции йодо-водородни синтез:
Съгласно закона за действието на масите, скоростта на линията и обратни реакции са изразени от уравненията:
В равновесие ускори напред и обратни реакции са равни една на друга, където
Съотношението на скоростните константи на предна и задна реакции, също е постоянна. Това се нарича равновесно константа на реакцията (К):
В лявата част на това уравнение са тези концентрации на реагентите, които са монтирани в ravnovesii- равновесна концентрация. Дясната страна на уравнението представлява константа (при постоянна температура) стойност.
Може да се покаже, че по принцип, обратима реакция
константата на равновесие, изразена чрез уравнението:
Тук главни букви означават формулата вещества и малки - коефициентите в уравнението на реакцията.
По този начин, при постоянна температура, равновесната константа на обратима реакция е постоянна показва съотношението между концентрациите на реакционните продукти (числител) и изходните материали (знаменател) се определя на равновесие.
постоянна уравнението на равновесие показва, че равновесната концентрация на всички вещества, участващи в реакцията, са свързани един с друг. Промяна на концентрацията на всяко от тези вещества води до промени в концентрациите на всички други вещества; в съответствие с новата структура резултат концентрация, но връзката между тях отново се среща с константа равновесие.
Цифровата стойност на константата на равновесие в първо приближение, изходната характеристика на реакцията. Например, ако изходът е чудесна реакция, защото в същото време
т. е. концентрацията при равновесие на реакционните продукти е много по-голяма от концентрацията на изходните материали, а това означава, че голям добив реакция. Ако (за други причини) Добивът на реакцията е ниска.
В случай на хетерогенни реакции в експресията на равновесната константа, както и в експресията на маса право действие (вж. § 58) включва само концентрация на тези вещества, които са в газообразна или течна фаза. Например, за реакцията
константата на равновесие се получава от:
Стойността на константата на равновесието зависи от естеството на реагентите и температурата. От присъствието на катализатор, тя е независима. Както вече беше посочено, равновесната константа е съотношението на скоростните константи на предни и обратни реакции. Тъй като катализатор променя активиране енергия и директен и обратен реакции в същия размер (вж. § 60), тогава съотношението на постоянен тяхната скорост това няма ефект.
Следователно, катализаторът не засяга стойността на константата на равновесие и, следователно, не може нито увеличаване, нито намаляване на добива на реакцията. Той може само да ускори или забави появата на равновесие.