Обратими и необратими реакции
Теми codifier. обратими и необратими реакции. Химическа равновесие. Отместване химически равновесие под действието на различни фактори.
Ако е възможно, обратната реакция на химическата реакция е разделена на обратим и необратим.
Обратимите химични реакции - е реакционни продукти, които при дадените условия могат да взаимодействат един с друг.
Необратими реакции - Тази реакционни продукти, които не могат да реагират помежду си при тези условия.
Повече подробности за класификацията на химични реакции могат да бъдат прочетени тук.
Трябва да се отбележи, че вероятността от продуктите на реакцията зависи от условията на процеса.
Така че, ако една отворена система, т.е. Той се свързва с околната среда и веществото, и енергетиката, химическата реакция, в която, например, образуват газове са необратими. Например, твърдото вещество по време на калцинирането на натриев хидрогенкарбонат: 2NaHCO3 → Na2 CO3 + CO2 ↑ + Н 2О се освобождава газообразен въглероден диоксид и се изпарява от реакционната зона. Ето защо, тази реакция е необратима при тези условия. Ако разгледаме затворена система, които не могат да обменят материал с околната среда (например, затворена кутия при който реакцията се извършва), въглероден двуокис няма да се отклони от зоната на реакцията, и ще взаимодействат с вода и натриев карбонат, реакцията е обратима при следните условия:
Да разгледаме обратима реакция в детайли. Нека обратими протича реакция, съгласно схема: AA + BB = CC + DD. напред скорост на реакцията от закона за действието на масите се изчислява по формулата: v1 = k1 · CA с · CB б. скорост на обратната реакция: v2 = k2 · CC с · CD г. Ако началната момент в реакционната система има № С и D вещества, се сблъскват и взаимодействат предимно частици А и В, и е за предпочитане директна реакция. Постепенно концентрация на частиците С и D също ще започне да се покачва, следователно, скоростта на обратна реакция ще се увеличи. В един момент, скоростта на реакция напред е равна на степента обратна реакция. Това състояние се нарича химичен равновесие.
По този начин, химичното равновесие - е състояние на системата, в която напред и скоростта на обратната реакция са равни.
защото ускоряване напред и обратни реакции са равни, скоростта на образуване на веществата е тяхната скорост на потребление и текущата концентрацията на вещества, които не се променя. Тези концентрации са посочени като равновесие.
Моля забележете, при равновесие е и директен и обратен реакция, т.е. реагенти реагират един с друг, но също така да взаимодействат с продуктите при същата скорост. Външните фактори могат да повлияят и изместват химически баланс в една или друга посока. Ето защо, химически равновесие се нарича мобилния, или динамичен.
Изследвания в областта на мобилната равновесие започва през XIX век. В писанията на Анри Льо Шателие полага основите на теорията, която по-късно са били съставени учен Карл Браун. динамичен принцип равновесие, или на принципа на Льо Шателие-Браун, се казва:
Ако една система в равновесие, да повлияе на външен фактор, който променя някое от условията на равновесие в системата са подобрени процеси, за да се компенсира външни влияния.
С други думи, разликата ще се измести по такъв начин да се компенсира това външно влияние от външни влияния върху системата.
Този принцип, което е много важно да се работи за всички равновесни явления (не само химични реакции). Въпреки това, ние сега го разгледа във връзка с химически взаимодействия. В случай на химични реакции води външната дейност в промяна на равновесните концентрации.
В равновесието на химическа реакция може да бъде повлияна от три основни фактори - температура, налягане и концентрация на реагенти или продукти.
1. Както е известно, химични реакции, придружени от термичен ефект. Ако съществува пряка реакция на освобождаване на топлина (екзотермична или + Q), след обратното - с абсорбцията на топлина (ендотермичен или -Q), и обратно. Ако се подобри системата, равновесието ще се измести на температурата, така че да се компенсира това увеличение. Логично е, че повишаването на температурата няма да се компенсира за екзотермична реакция. По този начин, тъй като температурата се увеличава равновесието в системата се измества в посока на топлина абсорбция, т.е. към ендотермични реакции (-Q); температурата се понижава - страна на екзотермичната реакция (+ Q).
2. В случай на равновесни реакции, когато поне едно от веществата, съхранявани в газова фаза, равновесието е значително повлиян от промени в налягането в системата. С увеличаване на химически налягане система се опитва да компенсира тези ефекти и увеличава скоростта на реакцията, при което количеството на газообразните вещества се намалява. Чрез понижаване на налягането на системата се увеличава скоростта на реакцията, която произвежда повече молекули на газообразни вещества. По този начин: когато равновесие на налягане е изместен към намаляване на броя на газови молекули, с понижаване на налягането - в посока на увеличаване на броя на газови молекули.
Обърнете внимание! В системи, където броят на молекули на реагенти газове и продукти еднакво, налягането не засяга! Също така, промяната в налягането не влияе на равновесието в разтвора, т.е. на реакцията, когато не газове.
3. Също така в равновесие в химически системи, засегнати от промяната в концентрацията на реагентите и продуктите. Когато концентрацията на реагентите система се опитва да прекарат и увеличава скоростта на реакцията напред. Чрез намаляване на концентрацията на реагент система се опитва да ги натрупват и обратната реакция процент се увеличава. С увеличаване на система концентрация продукт също така се опитва да прекарат и увеличава скоростта на обратна реакция. Чрез намаляване на концентрацията на скорост система химически продукти puvelichivaet на образуването им, т.е. скорост на реакцията напред.
Ако химичната системата увеличава скоростта на реакцията напред, ние казваме, че балансът е изместен в дясно, в образователни продукти торонова и консумацията на реагенти. Ако повишаването на обратната проценти реакция, да кажем, че равновесието измести наляво, по посока на консумация продукт, или образуване на реагентите.
Например. в реакция амоняк синтез: N2 + 3H2 = увеличение 2NH3 + Q налягане води до увеличаване на скоростта на реакцията, която произвежда минимален брой на молекулите на газа, т.е. напред реакция (броят на молекули на реагенти газове е 4, броят на газови молекули в продуктите е равно на 2). С увеличаване на налягането, равновесието се измества надясно, към продуктите. Тъй като температурата увеличава равновесие ще се измести изглед бор ендотермична реакция, т.е. наляво, към реагентите. Увеличаването на концентрацията на азот или водород измести равновесието в полза на разходите си, т.е. надясно, към продуктите.
Катализаторът не влияе на баланса, защото Той ускорява преки и обратни реакции.