Необратимые химические реакции: Обратимые и необратимые химические реакции

Содержание

Обратимые и необратимые химические реакции

Реакции, идущие до конца и не изменяющие своего направления при изменении температуры и давления, называются необратимыми.

Химические реакции принято считать необратимыми, если:

Один из продуктов реакции выводится из сферы реакции в виде:

А) газа BaCO3 =t= BaO +CO2

Б) осадка Pb(NO3)2 + 2NaCl = PbCl2 ↓+ 2NaNO3

В) малодиссоциированного соединения – воды, слабой кислоты или основания, комплексной соли.

KOH +HCl = KCl + H2O

CH3COONa + HNO3 = NaNO3 + CH3COOH

Al(OH)3 NaOH = Na ⌈Al(OH)4

Г) выделяется большое количество тепла, например, реакция горения:

C +О2 = CO2 ΔH = + 393,5 кДж

Однако, большинство химических реакций являются обратимыми: при одних условиях (P, t, kat) они идут в одном направлении, при других – в обратном, а при некоторых промежуточных – протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях.

Примером обратимых реакций служат реакции термического разложения гидроксида кальция, синтез аммиака:

Ca(OH) ↔ CaO + H2O – Q

N2+3H2 ↔ 2NH3 + Q

Реакцию, идущую слева направо называют прямой, а справа налево – обратной.

Если прямая реакция экзотермическая, то обратная – эндотермическая. Причем, по закону сохранения энергии, количество теплоты, выделившееся в результате прямой реакции, равно количеству теплоты, поглощенному при обратном процессе, а наоборот.

Понятия «обратимая реакция» и «необратимая реакция» относительны: любая обратимая реакция может стать необратимой, если:

  • одно из веществ выводить из сферы реакции;
  • изменить условия протекания реакции;

С другой стороны, многие реакции, протекающие необратимо, можно сделать обратимыми, изменив условия их протекания.


 

Автор: Метельский А.В.
Источник: Метельский А.В., Химия в Экзаменационных вопросах и ответах, Минск, изд. «Беларуская энцыклапедыя», 1999 год
Дата в источнике: 1999 год

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие | ЕГЭ по химии

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия под действием различных факторов

Химическое равновесие

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми.

Большинство химических процессов являются обратимыми. Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

$CaCO_3{→}↖{t}CaO+CO_2↑$

в открытой системе необратима;

б) эта же реакция

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

в замкнутой системе обратима.

Рассмотрим более подробно процессы, протекающие при обратимых реакциях, например, для условной реакции:

На основании закона действующих масс скорость прямой реакции

${υ}↖{→}=k_{1}·C_{A}^{α}·C_{B}^{β}$

Так как со временем концентрации веществ $А$ и $В$ уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается. 3}$

Влияние изменения концентрации веществ

При добавлении в реакционную смесь азота $N_2$ и водорода $Н_2$ увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции. Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, т.е. в сторону аммиака $NH_3$.

Этот же вывод можно сделать, анализируя выражение для константы равновесия. При увеличении концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как $K_{равн.}$ — величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количество продукта реакции $NH_3$.

Увеличение же концентрации продукта реакции аммиака $NH_3$ приведет к смещению равновесия влево, в сторону образования исходных веществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.

Влияние изменения давления

Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ находится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, увеличивается их концентрация.

Предположим, что давление в замкнутой системе повысили, например, в $2$ раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ ($N_2, H_2, NH_3$) в рассматриваемой нами реакции возрастут в $2$ раза. В этом случае числитель в выражении для $K_{равн.}$ увеличится в 4 раза, а знаменатель — в $16$ раз, т.е. равновесие нарушится. Для его восстановления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления.

Влияние изменения температуры

При повышении температуры, как вы знаете, скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем повышение температуры больше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических.

Таким образом, скорость обратной реакции (в нашем примере эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторону процесса, сопровождающегося поглощением энергии.

Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (1884 г.):

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

Сделаем выводы:

  • при увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции;
  • при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;
  • при увеличении давления химическое равновесие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше;
  • при повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции;
  • при понижении температуры — в сторону экзотермического процесса.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химических процессов, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов / Справочник :: Бингоскул

В химии есть обратимые и необратимые химические реакции. Они протекают по разному принципу и имеют свои особенности. Равновесие в реакции способно смещаться под воздействием определенных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимые реакции – это процессы, которые протекают одинаково в обоих направлениях. Например:

  • А+В=С+D (прямая),
  • С+D=A+B (обратная).

Реакции протекают при одинаковых условиях, образуют продукты равных объемах.

Необратимые реакции характеризуются процессом, который протекает в одном направлении, практически до конца. В продуктах всегда образуется нерастворимое соединение или газ, либо слабый электролит. Например: С+О2=СО2. Поскольку углекислый газ является летучим веществом, то разложить его на кислород и углерод невозможно.

Важно! Горение и взрывы в химии являются необратимыми процессами.

Химическое равновесие

Химическое равновесие – это состояние химических веществ, при котором устанавливается одинаковая скорость протекания процессов прямой и обратной стороны. Смещать равновесие можно воздействием температуры, давления или увеличением концентрации одного из веществ.

Равновесными называются реакции, в которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. То есть, образование продуктов происходит со скоростью расходования реагентов. Состояние равновесия характерно для любой обратимой реакции.

Равновесные реакции имеют одинаковые концентрации веществ. Рассмотрим подробный пример:

А+В=С+D – обратимая реакция. При взаимодействии веществ правой стороны их концентрация снижается, что снижает и скорость. Соответственно концентрация веществ левой стороны увеличивается. Постепенно эти показатели выравниваются и становятся равновесными. Это и называется равновесием.

Константа равновесия

Исходя из равновесия химических реакций, находят, что концентрации действующих веществ и полученных веществ остаются равными. Это называется равновесными концентрациями.

Константа равновесия является химическим выражением, описывающим закон действующих масс для равновесных систем. Для каждого реагента и продукта реакции обозначают равновесную концентрацию: [A], [B], [C], [D]. Каждое значение возводят в степень равную коэффициенту, находящемуся перед веществом.

K равн= [C]x×[D]y/[A]a×[B]b

От наличия в реакции катализатора значение остается неизменным. Он способен ускорить уравновешивание скорости и концентраций.

Катализатор – вещество, которое ускоряет ход как прямой, так и обратной реакции и на смещение химического равновесия влияния не оказывает.

Важно! Для каждого химического процесса константа равновесия является постоянным неизменным значением. 

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

О подвижности равновесия говорили ученые еще в XIX веке. В то же время активно проводились исследования, чтобы доказать свои предположения. Анри Ле-Шателье был первым, кто попытался рассказать об этом в своих трудах. Позже его исследования обобщил Карл Браун. Принцип Ле-Шателье говорит о:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказывается влияние, то равновесие смещается в ту сторону, которое ослабляет это влияние

Влияние температуры

В обратимых реакциях прямая и обратная сторона процесса противоположны по температуре друг другу.  В зависимости от температурного коэффициента реакции подразделяются на экзотермические (температура в процессе реакции выделяется). При повышении температуры в такой системе равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции.

S +O2 = SO2 +Q

Эндотермические реакции (которые протекают при нагревании) наоборот, если нагревать такую реакцию, то будет протекать быстрее прямая реакция. 

CaCO3 = CO2 + CaO — Q

Это значит, если в прямой стороне наблюдается показатель +Q-экзотермический процесс, то в обратной будет –Q – эндотермический процесс. Если увеличить температуру исходных продуктов, то химическое равновесие сместиться в ту сторону, в которой наблюдается пониженная температура.

Влияние концентрации

По принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации реагентов вызывает смещение равновесие в сторону, где они расходуются, в прямом процессе. А если концентрация веществ понижается, то химическое равновесие снижается в сторону обратных процессов.

Такой же принцип действует и на увеличение концентрации продуктов реакции. Химическое равновесие смещает в ту сторону, где происходит расход реагентов, значит в сторону обратной реакции. Если концентрацию продуктов понизить, то равновесие сместиться в сторону прямого процесса.

Влияние давления

Давление меняет равновесие не во всех процессах. Это происходит в реакциях с газообразными продуктами. Сумма коэффициентов прямой и обратной реакции должны быть неравными.

Важно! На состояние равновесия процессов с твердыми веществами давление не влияет.

При разной концентрации газообразных веществ слева и справа реакции, повышение давления приведет к смещению химического равновесия. Смещается в ту сторону, где количество газообразных веществ уменьшается, а показатели давления повышаются.

Влияние катализатора

Большинство химических реакций происходит под действием катализаторов. Это специальные добавки, в виде соединений и комплексов, которые ускоряют процесс образования продуктов. Их добавление никак не влияет на химическое равновесие. В некоторых процесс способствует быстрому уравновешиванию сторон.

 

Таблица химического равновесия

Т

  • ↓- в сторону эндотермической реакции
  • ↓- в сторону экзотермической реакции

р

  • ↑- в сторону реакции с меньшей суммой коэффициентов перед газообразным веществом
  • ↓- в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразным веществом

с

  • ↑реагента — вправо
  • ↓реагента — влево
  • ↑продукта – влево
  • ↓продукта — вправо

катализатор

Не влияет

Обозначения:

  • Т-температура,
  • р-давление,
  • с-концентрация,
  • ↑-повышение,
  • ↓-понижение.

 

Смотри также:

ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ • Большая российская энциклопедия

  • В книжной версии

    Том 23. Москва, 2013, стр. 533

  • Скопировать библиографическую ссылку:


Авторы: Е. Т. Денисов

ОБРАТИ́МЫЕ И НЕОБРАТИ́МЫЕ РЕА́К­ЦИИ, ти­пы ре­ак­ций в хи­мич. ки­не­ти­ке. Ре­ак­ции, про­те­каю­щие при за­дан­ных ус­ло­ви­ях од­но­вре­мен­но как в пря­мом, так и об­рат­ном на­прав­ле­нии, на­зы­ва­ют об­ра­ти­мы­ми. 4$ при $1000 К$ (ре­ак­цию мож­но рас­смат­ри­вать как об­ра­ти­мую). Ре­ак­ции, в ко­то­рых про­дук­ты пре­вра­ще­ния всту­па­ют в по­сле­дую­щие бы­ст­рые ре­ак­ции, в си­лу че­го рав­но­ве­сие ста­новит­ся не­воз­мож­ным, так­же от­но­сят­ся к не­об­ра­ти­мым.

Реакция химическая необратимые, обратимые — Справочник химика 21





    Все известные реакции делятся на химически необратимые и обратимые. Необратимые являются односторонними. К ним относятся взрывные процессы, разложение различных веществ (например, хлоратов и азидов), процессы перехода системы из состояния, [c.103]

    Здесь ДЯ и AS — изменения энтальпии и энтропии, которые, согласно (52.2), соответствуют уравнению химической реакции. Таким образом измерением электродвижущей силы и ее температурной зависимости можно определить величины ДС, ДЯ и Д5 для реакции (52.2). Так как все три величины являются функциями состояния, то их значения ие зависят от того, протекает ли реакция (при постоянной температуре и постоянном давлении) необратимо (случай б». ) или обратимо (случай в».). Напротив, теплота, принятая системой (которая зависит от пути в пространстве состояния), при необратимом протекании равна ДЯ, при обратимом процессе равна ГД5, в то время как в последнем случае, согласно (52.31), ДЯ равна сумме подведенной теплоты и электрической работы, подведенной потенциометром к системе. Термодинамическое исследование гетерогенной реакции с помощью обратимых гальванических элементов играет также важную роль при экспериментальной проверке теплового закона Нернста ( 38). [c.270]








    Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесна [c.184]

    Химическое равновесие. Химические реакции делятся на обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают только в одном направлении. Так, разложение нитрата аммония идет по реакции КН МОз -> ЗНзО + КаО [c.172]

    Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие 116 [c. 381]

    Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Когда при химическом взаимодействии хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, реакцию считают необратимой, протекающей до конца. Примером необратимой реакции может быть разложение бертолетовой соли  [c.127]

    Многие реакции при соответствующих условиях протекают до фактического завершения, т. е. после реакции практически получаются только продукты реакции. Поэтому нередко употребляют выражения реакция химически мало обратима , трудно обратима или почти необратима . Однако даже в этих реакциях достигается состояние равновесия и обратные реакции имеют место, хотя и с весьма малой степенью превращения. [c.206]

    Первые процессы — к ним относится подавляющее большинство реакций — принято называть химически обратимыми, вторые — их меньше — химически необратимыми. [c.31]

    Химические процессы делятся на обратимые и необратимые. Необратимые процессы протекают лишь в одном направлении. Химические реакции, как правило, обратимы в том отношении, что в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Однако в типичных производственных условиях многие химические реакции практически необратимы. Так, например, реакция [c.39]

    Все химические реакции можно разбить на две группы необратимые и обратимые реакци и. Необратимые реакции протекают до конца — до полного израсходовании одного нз реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до концш при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расха дуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая [c.184]

    Изучение химических реакций приводит к следующему выводу наряду с процессами, которые, начиная протекать в одном направлении, затем идут в обоих направлениях (за счет взаимодействия продуктов реакции), т. е. являются двусторонними, встречаются и такие, которые протекают практически односторонне, до полного превращения исходных веществ. Первые процессы, к которым относится подавляющее большинство реакций, принято называть химически обратимыми, вторые — химически необратимыми. [c.174]

    Выражение для движущей силы процесса АС зависит от обратимости химической реакции. Для необратимых гомогенных реакций  [c.96]

    Если химическое равновесие обратимой реакции сильно смещается в одну сторону, то она при данных условиях представляется нам необратимой, т. е. протекающей в одном направлении. [c.26]

    НЕОБРАТИМЫЕ И ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ [c.109]

    Строго говоря, обратимыми являются любые химические реакции. Практически же обратная реакция может быть настолько медленной по сравнению с прямой, что с любой разумной точностью обратимостью реакции можно пренебречь и рассматривать реакцию как необратимую, или одностороннюю. Так, при той же температуре невозможно зарегистрировать превращение НС1 в Hj и lj, т. е. образование [c. 174]

    Термодинамическую обратимость процесса не следует смешивать с понятием обратимости или необратимости химических реакций, де термин обратимый часто применяется к любым реакциям, которые могут протекать как п прямом, так и обратном направлениях, если даже возвращение системы в исходное состояние было сопряжено с темн или иными изменениями в окружающей среде. [c.233]

    Существуют обратимые и необратимые химические реакции. Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях с сопоставимыми скоростями, называют обратимыми, например  [c.28]

    Термин обратимость нередко применяют для характеристики как химической реакции, так и термодинамического процесса, что может привести к недоразумениям и ошибкам. При рассмотрении этого вопроса К. А. Путилов четко разграничивает понятия химической и термодинамической необратимости. Любая химическая реакция является химически обратимой, т. е. путем изменения условий ее проведения можно изменить направление реакции с прямого на обратное, Встречающиеся в литературе характеристики какой-либо реакции как трудно обратимой или почти необратимой относятся по сути дела к трудностям реализации условий, прн которых можно изменить направление реакции.[c.38]

    Тепловые эффекты химических реакций 129 4.3. Скорость химических реакций. Катализ 136 4.4. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие 146 4.5. Классификация химических реакций 152 Тест № 5 по теме Химические реакции [c.723]

    Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции, называются необратимыми. Реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), называются обратимыми. [c.51]

    Многие химические реакции являются, как известно, обратимыми, т.е. не протекают до конца , до полного превращения исходных веществ в продукты реакции. Если даже реакция является необратимой, то при ее практическом осуществлении, как правило, происходят потери веществ. В результате практически получаемое количество продукта реакции обычно представляет собой определенную долю (часть) от теоретически рассчитанной массы (целого). [c. 55]

    Односторонние и двусторонние реакции. По кинетической обратимости химические реакции классифицируют как односторонние и двусторонние. Односторонними называют реакции термодинамически необратимые (горение пороха) или обратимые, но при рассматриваемых условиях далекие от состояния химического равновесия (окисление водорода кислородом принципиально обратимо, но равновесие практически полностью смещено в направлении образования воды вплоть до температур порядка 1500— 2000 К). Двусторонними называют реакции, заканчивающиеся достижением химического равновесия, т. е. протекающие в условиях, когда скорости прямой и обратной реакций становятся сравнимыми. [c.171]

    Существует классификация химических реакций по признаку их обратимости. Реакции, протекающие в одном направлении и приводящие к практически полному превращению исходных веществ в продукты, являются необратимыми. Обратимые реакции протекают в двух противоположных направлениях и не доходят до конца ни в одном из них. В уравнениях обратимых реакций часто вместо знака равенства ставят знак обратимости (5=). [c.20]

    В литературе по физической химии обычно рассматривают случаи химических превращений (необратимые, обратимые, параллельные и последовательные реакции) применительно к гомогенным процессам, протекающим во времени, т. е. периодически. [c.23]

    Реакции необратимые, реакции обратимые, реакции химические см. Необратимые реакции, Обратимые реакции, Химические реакции. [c.112]

    Многие из перечисленных реакций являются необратимыми и к ним не применим классический термодинамический подход. Однако такие важнейшие типы химических реакций, как протонирование и депротонирование (кислотная ионизация), этерификация карбоновых кислот, гидролиз сложных эфиров, водородный обмен, сульфирование, кето-енольная таутомерия являются обратимыми. Рассмотрим основные типы обратимых реакций органических соединений. [c.134]

    Химические реакции подразделяются на обратимые и необратимые. К обратимым относятся такие химические реакции, которые при изменении условий (давления, температуры, среды) могут протекать в прямом и обратном направлениях. Такие реакции протекают в соединениях со слабой связью  [c.44]

    Если система N3—Н2—ННз действительно находится в состоянии равновесия, для изменения относительных скоростей прямой и обратной реакций достаточно бесконечно малых изменений давления, температуры или кош1ентрации любого компонента системы. Подобно тому как самый легчайший груз способен изменить по.пожение весов при механическом равновесии, так и самое малое изменение условий влияет на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия. Вот почему к подобным реакциям применимо определение обратимые. Щелчком пальца нельзя остановить скатывающийся с горы валун, и бесконечно малое изменение давления, температуры, концентрации или любого другого изменяемого параметра состояния системы не позволяет остановить взрыв смеси Н2 и С1з или менее наглядной реакции между N3 и Н2 прежде, чем будет достигнуто равновесие. Такие химические системы не находятся в состоянии равновесия, и процесс их протекания является необратимым. [c.52]

    Физическая и химическая адсорбция различаются по следующим признакам. Физическая адсорбция вполне обратима и малоспецифична. Теплота физической адсорбции составляет обычно всего 2—8 ккал/моль и соизмерима с теплотой конденсации. Теплота химической адсорбции может достигать 200 ккал/моль, т. е, имеет порядок теплот химических реакций. Химическая адсорбция обычно необратима. [c.103]

    Строго говоря, обратимыми являются любые химические реакции. Практически же обратная реакция может быть настолько медленной по сравнению с прямой, что с любой разумной точностью обратимостью реакции можно пренебречь и рассматривать реакцию как необратимую, или одностороннюю. Так, при температуре 200°С невозможно зарегистрировать превращение НС1 в Н2 и I2, т. е. об разование хлороводорода нз водорода и хлора при этой температу ре можно рассматривать как практически необратимую реакцию Рассмотрим гомогенную реакцию, подчиняющуюся закону дей ствия масс, описываемую стехиометрическим уравнением (И. 1) Скорость такой реакции по мере ее протекания «будет уменьшаться, поскольку уменьшаются концентрации реагентов. Одновременно с этим скорость обратной реакции будет возрастать, так как по мере протекания реакции концентрация продуктов реакции увеличивается. В конечном итоге наступит такое состояние, при тсотором скорость прямой реакции [c.200]

    Химические реакции по признаку обратимости /,елят-ся на обратимые и необратимые  [c.154]

    Химически необратимые реакции при данных условит ях идут практически до конца, до полного расходования одного из реагирующих веществ. Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении  [c.109]

    Реакция (75) протекает обратимо в хроматографическом режиме только в случае, если Ка = Кв = Кс, в других случаях реакция становится необратимой. Таким образом, в условиях хроматографического режима возникает возможность необратимого проведения обратимых химических реакций. Широкие возможности появляются для устранения ингибиторного и ини-циаторного воздействия определенных веществ, для подавления положительного или отрицательного автокатализа продуктов реакции. При реакци- [c.470]

    Что такое электролитическая диссоциация 2) Какие реакции явли-» ются обратимыми, какие необратимыми 3) В каких случаях реакции» практичесгЬ идут до коица 4. Как выражается констаита равновесий химической реакции 5. Как производится сдвиг химического равио-« [c.11]


Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие

Гданская А.В. учитель химии высшей квалификационной категории МБОУ СОШ УИОП г.Зерноград Ростовской обл.

Методическая разработка урока по теме: «Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие» 11 кл. (профильный уровень)

Тип урока: практическая работа

Дидактические цели:

▪ сформировать понятия об обратимых и необратимых реакциях, химическом равновесии, условиях необратимого протекания реакции, условиях смещения равновесия.

▪ продолжить формирование таких логических приёмов, как наблюдение, анализ, сравнение, обобщение, исследовательских навыков у учащихся;

▪ формирование научной картины мира путем интеграции с физикой, математикой;

▪ показать прикладной аспект изучаемых вопросов;

▪ привитие аккуратности, внимательности при выполнении опытов;

▪ способствовать обучению специфическим умениям коллективной деятельности.

Оборудование:

▪ на столах учащихся: карточки-задания для самостоятельной работы, лотки с набором реактивов, карандаши, линейки.

Девиз урока: «Опыт – единственно верный путь спрашивать природу и слышать её ответ в лаборатории» Д.И. Менделеев

Ход урока

  1. Организационный момент

II. Проверка домашнего задания. Опрос:

  1. Какие реакции называются гомогенными, гетерогенными?

  2. Что называется скоростью гомогенной реакции?

  3. Что называют скоростью гетерогенной реакции?

  4. От каких факторов зависит скорость любой химической реакции? Какие дополнительные факторы влияют на скорость гетерогенных реакций?

  5. Как формулируется закон действующих масс?

  6. Как формулируется правило Вант-Гоффа?

  7. Что такое катализатор? Что называется катализом?

  8. Что такое ферменты?

III. Объяснение нового материала.

1.Обратимые и необратимые реакции.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в продукты называются необратимыми (демонстрационные опыты, с записью опорного конспекта)

выпадают в виде осадка:

BaCl2 + H2SO4BaSO4 ↓ +2HCl

выделяются в виде газа:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ + H2O

2

Образуется малодиссоциированное соединение, например вода

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O

(подкрашенный

фенолфталеином)

3

Реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния:

2Mg + O2 → 2MgO + 602.5 кДж/моль

Многие реакции обратимы – они протекают одновременно в противоположенных направлениях не до конца, при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямого процесса равна скорости обратного, а концентрации реагирующих веществ сохраняют определенные постоянные значения, называется химическим равновесием. Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884г)

Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.

Внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:

а) концентрация исходных веществ и продуктов;

б) температура;

в) давление.

При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле-Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества. Принцип Ле-Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: к испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др.

Подтвердим опытным путем смещение химического равновесия при изменении внешних условий.

Опыт 1. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

Оборудование и реактивы: штатив с 4-мя проборками, растворы хлорида железа (III), роданида калия, кристаллы хлорида калия

Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ рассмотрим на примере следующей обратимой химической реакции:

FeCl3 + 3KCNS ↔ Fe(CNS)3 + 3KCl

Растворы веществ в этой системе имеют различную окраску: роданида калия и хлорида калия – бесцветны, хлорида железа ((III) желто-коричневую, а роданида железа (III) – красную. По изменению интенсивности красной окраски системы можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)3, т.е. о смещении равновесия в сторону прямого или обратного процессов.

Налить в пробирку по 5 мл разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Полученный раствор перемешать и разлить поровну в 4 пробирки. Одну из пробирок оставить в качестве контрольной для сравнения результатов опыта. Во 2-ю пробирку добавить 1-2 капли концентрированного раствора роданида калия, в 3-ю – 1-2 капли концентрированного раствора хлорида железа (III), а в 4-ю – немного кристаллического хлорида калия. Встряхнуть содержимое пробирок и сравнить окраску растворов в трёх последних пробирках с окраской контрольного раствора в первой пробирке. По изменению интенсивности красной окраски раствора, т.е. по изменению концентрации Fe(CNS)3, сделать вывод о направлении смещения равновесия. Результаты опыта записать в таблицу.

2

3

4

——

FeCl3

KCNS

KCl

На основании опыта сделать вывод о неизменности химического равновесия при постоянных внешних условиях (пробирка 1) и смещении равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ (пробирки 2,3,4)

Как сместить химическое равновесие в сторону продуктов реакции? В сторону исходных веществ?

Как можно обратимую реакции довести практически до конца?

Опыт 2. Смещение химического равновесия при изменении температуры.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, спички, спиртовка, держатель для пробирок, растворы крахмала и иода.

При взаимодействии иода с крахмалом протекает обратимая химическая реакция и образуется синее вещество сложного состава (иодкрахмал) Прямой процесс является экзотермическим, а обратный – эндотермическим. Описанную обратимую реакцию можно представить в общем виде следующей схемой:

ИОД + КРАХМАЛ ↔ ИОДКРАХМАЛ + Q

(коричневый) (серовато-белый) (синий)

Налейте в пробирку 2 мл раствора крахмала и добавьте 1-2 капли разбавленного раствора иода до появления синей окраски. Осторожно нагрейте пробирку. Как изменилась окраска раствора и почему? В каком направлении сместилось химическое равновесие? Затем охладите пробирку с исследуемым раствором до появления синего окрашивания. В каком направлении сместится химическое равновесие в этом случае?

Сделайте вывод о влиянии изменения температуры на состояние химического равновесия, ответив на вопросы:

В сторону какого процесса (экзотермического или эндотермического) смещается равновесие при: а) понижении температуры? б) повышении температуры?

Влияние давления на сдвиг химического равновесия (опорный конспект)

3H2(газ) + N2 (газ) ↔ 2NH3(газ)

n = 3 моль n = 1 моль n = 2 моль

вступило в реакцию 4 моля веществ образовалось – 2 моля

При повышении давления равновесие смещается в сторону, где образуется меньшее количество молей газообразных веществ, т. е. вправо, при понижении давления – в сторону с большим числом молей газообразных веществ, т.е. влево.

Если число молекул в обеих частях уравнения реакции, в которой участвуют газы одинаково, то изменение давления не вызывает смещения химического равновесия. Например,

N2(газ) + O2(газ) ↔ 2NO (газ)

n = 1 моль n = 1 моль n = 2 моль

вступило в реакцию 2 моля образовалось – 2 моля

Катализатор на смещение равновесия влияния не оказывает.

IV. Закрепление

Работа с карточками-заданиями для самостоятельной работы (например)

а) перечислите факторы смещения равновесия вправо в реакциях:

CaCO3 ↔ CaO + CO2 — Q

2SO2 (газ) + O2 (газ) ↔ 2SO3( газ) + Q

б) куда сместиться равновесие в реакции H2 (газ) + Cl2 (газ) ↔ 2HCl (газ) при:

─ понижении давления;

─ повышении концентрации хлора.

В конце урока собираю тетради и выставляю 2 оценки за практическую работу и за самостоятельную.

Д/з – опорный конспект.

Литература

  1. О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова Химия 11 кл. Дрофа, 2018

  2. А.С. Егоров Химия Пособие для поступающих в вузы Ростов-на-Дону «Феникс», 2014 с.180

Что такое необратимые химические реакции. Обратимые и необратимые реакции — Гипермаркет знаний. Химическое равновесие. Принцип Ле–Шателье

Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций.

  • Обратимая реакция — химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях.
  • Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении. Условия необратимости реакции – образование осадка, газа или слабого электролита. Например:BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HClK 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 SHCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
  • Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции.

Принцип Ле-Шателье
— внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

>> Химия: Обратимые и необратимые реакции

СО2+ h3O = h3CO3

Оставим полученный раствор кислоты стоять в штативе. Через некоторое время мы увидим, что раствор снова стал фиолетовым, так как кислота разложилась на исходные вещества.

Это процесс можно провести гораздо быстрее, если подо треть раствор угольной кислоты. Следовательно, реакция получения угольной кислоты протекает как в прямом, так н в обратном направлении, то есть является обратимой. Обратимость реакции обозначается двумя противоположно направленными стрелками:

Среди обратимых реакций, лежащих в основе получения важнейших химических продуктов, в качестве примера назо вем реакцию синтеза (соединения) оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода.

1. Обратимые и необратимые реакции.

2. Правило Бертолле.

Запишите уравнения реакций горения, о которых говорилось в тексте параграфа, зияя, что в результате этих реакций образованы оксиды тех элементов, из которых построены исходные вещества.

Дайте характеристику трех последних реакций, проведенных а конце параграфа, по плану: а) характер и число реагентов и продуктов; б) агрегатное состояние; в) направление: г) наличие катализатора; д) выделение или поглощение теплоты

Какая неточность допущена в предложенной в тексте параграфа записи уравнения реакции обжига известняка?

Насколько справедливо утверждение, что реакции соединения будут, как правило, зкзотермическими реакциями? Обоснуйте свою точку зрения, пользуясь приведенными в тексте учебника фактами.

Содержание урока



конспект урока

опорный каркас
презентация урока
акселеративные методы
интерактивные технологии
Практика


задачи и упражнения
самопроверка
практикумы, тренинги, кейсы, квесты
домашние задания
дискуссионные вопросы
риторические вопросы от учеников
Иллюстрации



аудио-, видеоклипы и мультимедиа

фотографии, картинки
графики, таблицы, схемы
юмор, анекдоты, приколы, комиксы
притчи, поговорки, кроссворды, цитаты
Дополнения



рефераты

статьи
фишки для любознательных
шпаргалки
учебники основные и дополнительные
словарь терминов
прочие



Совершенствование учебников и уроков
исправление ошибок в учебнике

обновление фрагмента в учебнике
элементы новаторства на уроке
замена устаревших знаний новыми
Только для учителей



идеальные уроки

календарный план на год
методические рекомендации
программы
обсуждения
Интегрированные уроки


План изложения.


1.Реакции обратимые и необратимые. Признаки необратимости.


2. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.


3.Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент.


4. Применение Принципа Ле Шателье.


5. Решение заданий ЕГЭ.


Скачать:

Предварительный просмотр:

Ход урока

I. Организационный момент.

II
Актуализация знаний учащихся
(Слайд 4).

1
.
Определение скорости химической реакции.

2
.
Формулы выражения скорости и единицы измерения скорости: а) гомогенной реакции; б) гетерогенной реакции.

3
.
Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции
.

4.
Как зависит скорость химической реакции от концентрации?

5
. Какие вещества называются катализаторами? Ингибиторами? В чем отличие их действия на скорость химической реакции? Значение катализаторов и ингибиторов на производстве, в жизни живых организмов.

6.
Что нужно знать о химической реакции, чтобы определить ее скорость?

III. Изучение нового материала
(Слайд 5).

План изложения.

1.
Реакции обратимые и необратимые. Признаки необратимости.

2.
Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

3.
Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент.

4.
Применение Принципа Ле Шателье.

5.
Решение заданий ЕГЭ.

Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые.

(Слайд 6).

  1. Необратимые химические реакции – это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

Например:

Na
2
SO
4
+ BaCl
2
à
BaSO
4

+ 2NaCl

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. (Слайд
7).

CuCl
2
+ 2KOH=
Cu(OH)
2

+2KOH – выпал осадок

Na
2
CO
3
+ 2HCl=2NaCl + H
2
O +
CO
2
– образовался слабый электролит, который разлагается на воду и углекислый газ.

H
2
SO
4
+ 2KOH = K
2
SO
4
+
2H
2
O
– образовалась вода – очень слабый электролит.

  1. Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.

Например:

H
2
+ I
2
↔ 2HI (1)

CaCO
3
↔ CaO + CO
2
(2)

Рассмотрим уравнение реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода (Ур-е 1).

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечные продукты реакции
HI
, но и исходные вещества –
H
2
и
I
2
.
Как бы долго не продолжалась химическая реакция, в реакционной смеси при 350°C всегда будет содержаться приблизительно 80% HI, 10% H
2
и 10% I
2.
Если в качест — ве исходного вещества взять HI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осу — ществляются прямая и обратная реакции.

Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях и , то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна:

V
пр
=k
пр

.
Скорость обратной реакции

V
обр
=k
обр

²
в начальный момент времени равна ну- лю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутству-ет. Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, т.к. водород и йод вступают в реакцию и их концентра — ции понижаются.
При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакции станут одинаковыми, насту — пает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул HI ,
сколько их
распадается на
и .

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.
(Слайд 8, 9).

динамическим равнове —
сием
.
В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но т. к. скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются
равновесными
концентрациями.

Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной –
константой равновесия
.
Для нашего примера константа равновесия имеет вид:

Кравн =²/

  1. Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению
    произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции.
    Величина константы равновесия определяется приро — дой реагирующих веществ, и зависит от температуры. (Слайд 10).

Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Если Кравн1, исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо. (Слайд 11).

Химическое равновесие является
подвижным
и может сохраняться долго при неизменных внешних условиях:
температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления
(если в реакции участвуют газы).

Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.

Такой переход называется
смещением
или
сдвигом
равновесия
. (Слайд 12).

Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом
Ле Шателье, 1884г.

Историческая справка.

Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый — химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций.

Принцип смещения равновесий — самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.

Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.
(Слайд13)
.

  1. Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье. Он не был королем и принцем, Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен
    Для
    сдвигов всяких равновесий.
  1. Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию ве-ществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса, который ослабляет произведенное воздействие.

Принцип Ле Шателье — это принцип «вредности», принцип «наоборот». (Слайд 14) .

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются: а) концентрация реагирующих веществ;

б) температура;

в) давление.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Если в равновесную систему вводится какое – либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое – либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например
, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:

N
2(г)
+ H
2(г)
↔ 2 NH
3(г)

Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реак — ции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличить их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т.е. уменьшить его концентрацию).

Выводы:
(Слайд 15).

А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, равновесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.

Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преобладает прямая реакция.

В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.

Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция
.

(Эксперимент (видео опыт) «Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия») (Слайд 16)).

Влияние температуры.

Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермичес – кая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот).

При нагревании системы (т.е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотер — мической реакции; при охлаждении (понижении тем — пературы) равновесие смещается в сторону экзотерми — ческой реакции.

Например
, реакция синтеза аммиака является экзотерми-ческой:

N
2(г)
+ H
2(г)

2 NH
3(г)
+ 92
кДж,

а реакция разложения аммиака является
(обратная
реакция) является эндотермической:

2 NH
3(г)

N
2(г)
+ H
2(г)
— 92
кДж.
Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.

Выводы:
(Слайд 17).

А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

(Эксперимент (видео опыт) «Влияние температуры на смещение химического равновесия») (Слайд 19)).

Влияние давления.

Давление влияет на равновесие реакции, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Например
:
для
увеличения выхода аммиака
(смещение
вправо
)
необходимо повышать давление
в системе обратимой реакции

N
2(г)
+ H
2(г)
↔ 2 NH
3(г)
,
т.к.
при протекании прямой реакции
число
газообразных молекул

уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).
Выводы:
(Слайд 17).

  1. А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается.
  2. Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается.

Пример: 3H
2
+ N
2
↔ 2NH
3

  1. в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции — изменение давления не оказывает смещения равновесия.

Пример: Н
2
+ Cl
2
=2HCl

2V=2V

(Эксперимент (видео опыт) «Влияние давления на смещение химического равновесия») (Слайд 18)).

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: к испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.
(Слайд 20,21).

IV. Закрепление
(Слайд 22).

  1. Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину!» Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти: я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты — Повысит давление выход продукта! Еще концентрация…Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он?

V. Обобщение и выводы.

Таким образом, на данном уроке мы более углубленно изучили химическое равновесие — которое может возникнуть в обратимых химических реакциях, а также получили представление о факторах, вызывающих смещение химического равновесия в сторону прямой или обратной реакции, экспериментально убедились в этом.

V‌‌‌I
. Решение заданий ЕГЭ (часть А).
(Слайд 23,24).

1.
Условие необратимости химического превращения.

А) образование слабого электролита

Б) поглощение большого количества теплоты

В) взаимодействие слабого и сильного электролитов

Г) ослабление окраски раствора.

2.
Для смещения равновесия в системе

CaCO
3(т)
↔ CaO
(т)
+ CO
2(т)
– Q

В сторону продуктов реакции необходимо

А) увеличить давление б) увеличить температуру

В) ввести катализатор г) уменьшить температуру

3.
При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе

А) 2H
2
S
(г)
+ 3O
2(г)
= 2H
2
O
(г)
+ 2SO
2(г)

Б) 2H
2(г)
+ O
2(г)
= 2H
2
O
(г)

В) H
2(г)
+ I
2(г)
= 2HI
(г)

Г) SO
2(г)
+ CL
2(г)
= SO
2
CL
2(г)

4.
Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе

2CO
(г)
+ O
2(г)
↔ 2CO
2(г)
+ Q ?

А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции.

Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции.

а) верно только А в) верны оба суждения

б) верно только Б г) оба суждения неверны

5
. В системе

2SO
2(г)
+ O
2(г)
↔ 2SO
3(г)
+ Q

Смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способствовать

а) уменьшение давления

б) уменьшение температуры

в) увеличение концентрации SO
2

г) уменьшение концентрацииSO
3

6.
Химическое равновесие в системе

C
4
H
10
(г)
↔ C
4
H
6(г)
+ 2H
2(г)
-Q

сторону обратной реакции, если

А) повысить температуру

Б) уменьшить концентрацию H
2

В) добавить катализатор

Г) повысить давление

А теперь проверьте правильность своих ответов. (Слайд 25).

1 –
а

2 –
б

3 –
в

4 –
а

5 –
а

6 –
г

VII.
§ 14, упр. 1-8. (Слайд 26).

Обратимость химических реакций.
Химическое равновесие.

11 класс

(профильный уровень)

Учитель химии МБОУ СОШ с.Кадгарон
Хетагурова Ф.А.

2012-2013 уч. год.

Используемая литература.

1.
О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова «Химия» — М.: «Дрофа», 2009.

2.О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов «Общая химия» — Олма-учебник, 2008.

3.
О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова, А.Г.Введенская «Настольная книга учителя химии», ч.I, 11 кл. — М.: «Дрофа», 2009.

4.Т.П.Троегубов «Поурочные разработки по химии» — М.: «Вако», 2009.

5.А.С.Егоров «Репетитор по химии» — «Феникс», 2008.

6.С.А.Литвинова, Н.В.Манкевич «Неорганическая химия. Весь школьный курс в таблицах» — Минск: «Современная школа: Кузьма», 2009.

7.А.Н.Левкин, А.А.Карцова, С.Е.Домбровская, Е.Д.Крутецкая «Химия:ЕГЭ: Учебно-справочные материалы. (Серия «Итоговый контроль:ЕГЭ») – М.;СПб.:Просвещение, 2011.

8.Г.П.Хомченко «Пособие по химии для поступающих в ВУЗы» — М.: «Новая волна».,2004.

9.В.Н.Доронькин,А.Г.Бережная, Т.В.Сажнева, В.А.Февралева «Химия.Тематические тесты.Подготовка к ЕГЭ» — Ростов-на-Дону «Легион», 2010.

10.Д.М.Добротин,А.А.Каверина,М.Г.Снастина «ЕГЭ-2011 . Химия: типовые экзаменационные варианты: 30 вариантов.» — ФИПИ,М.; «Национальное образование». 2011.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

11 класс

Основные понятия: Обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, равновесные концентрации, константа равновесия, скорость реакции, принцип Ле Шателье. Оборудование: раствор F eCl 3; KNCS; KCl ; крахмальный клейстер; пробирки, вода, спиртовка,держатель.

Ход урока. Фронтальный опрос 1. Определение скорости химической реакции. 2. Формулы выражения скорости и единицы измерения скорости: а) гомогенной реакции; б)гетерогенной реакции. 3. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции. 4. Как зависит скорость химической реакции от концентрации? 5. Какие вещества называются катализаторами? Ингибиторами? В чем отличие их действия на скорость химической реакции? Значение катализаторов и ингибиторов на производстве, в жизни живых организмов. 6. Что нужно знать о химической реакции, чтобы определить ее скорость?

Изучение нового материала. План изложения. 1.Реакции обратимые и необра-тимые. Признаки необратимости 2. Химическое равновесие. Константа химического равнове-сия. 3.Факторы, вызывающие смеще-ние химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент. 4. Применение Принципа Ле Шателье. 5. Решение заданий ЕГЭ.

Обратимые и необратимые реакции. Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протека – ющие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях. Например: H 2 + I 2 ↔ 2HI CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции. Например: Na 2 SO 4 +BaCl 2  BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Признаки необратимости. CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – образовался слабый электролит, который разла– гается на воду и углекислый газ. H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.

Химическое равновесие. Вернемся к обратимой реакции водорода с парами йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид: V пр = k пр С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения: V обр = k обр [ HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

Константа химического равновесия. Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия. Для нашего примера константа равновесия имеет вид: К равн = ² / Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реаги- рующих веществ, и зависит от температуры.

Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обрати- мой реакции. Если К равн 1 , исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо.

Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Состояние химического равновесия может сохранять-ся долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы). Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечаю- щее новым условиям. Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия. Управление смещения можно предска- зать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.

Историческая справка. Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый- химик, занимался исследова-ниями процессов протекания химических реакций. Принцип смещения равнове-сий- самое известное, но далеко не единственное на-учное достижение Ле Ша- телье. Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.

Принцип Ле Шателье. Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье. Он не был королем и принцем, Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен Для сдвигов всяких равновесий. Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию ве-ществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие. Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».

Изменение концентрации: А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, рав- новесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция. Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преоб-ладает прямая реакция. В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция. Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.

Влияние изменения давления. А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается. Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается. Пример: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции- изменение давления не оказывает смещения равновесия. Пример: Н 2 + Cl 2 =2HCl 2V=2V

Влияние изменения температуры. А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Б) при понижении темпера- туры химическое равновесие смещается в сторону экзо- термической реакции. Пример: N 2(г) + H 2(г) →2 NH 3(г) +92 кДж, 2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(г) — 92 кДж.

Значение принципа Ле Шателье.

Производство аммиака и метанола.

Закрепление. Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину! » Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти: я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты — Повысит давление выход продукта! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он?

Задания ЕГЭ. 1. Условие необратимости химического превращения. а) образование слабого электролита б) поглощение большого количества теплоты в) взаимодействие слабого и сильного электролитов г) ослабление окраски раствора. 2. Для смещения равновесия в системе CaCO 3(т) ↔ CaO (т) + CO 2(т) – Q в сторону продуктов реакции необходимо а) увеличить давление б) увеличить температуру в) ввести катализатор г) уменьшить температуру 3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе а) 2H 2 S (г) + 3O 2 (г) = 2H 2 O (г) + 2SO 2 (г) б) 2H 2 (г) + O 2 (г) = 2H 2 O (г) в) H 2 (г) + I 2 (г) = 2HI (г) г) SO 2 (г) + CL 2 (г) = SO 2 CL 2 (г)

4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе 2CO (г) + O 2 (г) ↔ 2CO 2 (г) + Q ? А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции. Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции. а) верно только А в) верны оба суждения б) верно только Б г) оба суждения неверны 5. В системе 2 SO 2 (г) + O 2 (г) ↔ 2SO 3 (г) + Q смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать а) уменьшение давления в) увеличение концентрации SO 2 б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO 3 6. Химическое равновесие в системе C 4 H 10 (г) ↔ C 4 H 6 (г) + 2H 2 (г) -Q сторону обратной реакции, если а) повысить температуру в) добавить катализатор б) уменьшить концентрацию H 2 г) повысить давление

Проверь себя! 1 – а 2 – б 3 – в 4 – а 5 – а 6 – г

Домашнее задание. § 14 , упр. 1-8.


Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми
.

Большинство химических процессов являются обратимыми
. Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

в открытой системе необратима
;

б) эта же реакция

в замкнутой системе обратима
.

Химическое равновесие

Рассмотрим более подробно процессы, протека­ющие при обратимых реакциях, например, для ус­ловной реакции:

На основании закона действующих масс ско­рость прямой реакции
:

Так как со временем концентрации веществ А и В уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.

Появление продуктов реакции означает воз­можность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ С и D увеличиваются, а зна­чит, увеличивается и скорость обратной реакции
.

Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными = .

Состояние системы, при котором скорость прямой ре­акции равна скорости обрат­ной реакции, называют хи­мическим равновесием
.

При этом концентрации реагирующих веществ и про­дуктов реакции остаются без изменения. Их называют рав­новесными концентрациями. На макроуровне ка­жется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы про­должают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим.

Обозначим равновесные концентрации ве­ществ [A], [B], [C], [D]. Тогда так как = , k 1 [A] α
[B] β
= k 2 [C] γ
[D] δ
, откуда

где α, β, γ, δ — показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции
; К равн — констан­та химического равновесия
.

Полученное выражение количественно описы­вает состояние равновесия
и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.

При неизменной температуре константа равно­весия — величина постоянная для данной обрати­мой реакции
. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое уста­навливается при равновесии.

Константы равновесия рассчитывают из опыт­ных данных, определяя равновесные концентра­ции исходных веществ и продуктов реакции при определенной температуре.

Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают К » 1, это означает, что при равновесии [C] γ
[D] δ
» [A] α
[B] β
, т. е. концентра­ции продуктов реакции преобладают над концен­трациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.

При К равн « 1 соответственно выход продуктов реакции мал. Например, для реакции гидролиза этилового эфира уксусной кислоты

константа равновесия:

при 20 °C имеет значение 0,28 (то есть меньше 1).

Это означает, что значительная часть эфира не ги­дролизовалась.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации толь­ко тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

Константы равновесия выражается так:

Значение константы равновесия зависит от при­роды реагирующих веществ и температуры.

От присутствия катализатора константа не за­висит
, поскольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же ве­личину. Катализатор может лишь ускорить насту­пление равновесия, не влияя на значение констан­ты равновесия.

Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: темпе­ратуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).

Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвеча­ющее новым условиям. Такой переход называют смещением
или сдвигом равновесия
.

Рассмотрим разные способы смещения равно­весия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:

Влияние изменения концентрации веществ

При добавлении в реакционную смесь азота N 2 и водорода H 2 увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции
. Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, то есть в сторону аммиака NH 3 .

N 2 +3H 2 → 2NH 3

Этот же вывод можно сделать, анализируя вы­ражение для константы равновесия. При увеличе­нии концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как K равн. — величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количе­ство продукта реакции NH 3 .

Увеличение же концентрации продукта реак­ции аммиака NH 3 приведет к смещению равно­весия влево, в сторону образования исходных ве­ществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.

Влияние изменения давления

Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ нахо­дится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, уве­личивается их концентрация.

Предположим, что давление в замкнутой си­стеме повысили, например, в 2 раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ (N 2 , H 2 , NH 3) в рассматриваемой реакции возрастут в 2 раза. В этом случае числитель в выражении для К равн увеличится в 4 раза, а знаменатель — в 16 раз, т. е. равновесие нарушится. Для его вос­становления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т. е. не изме­няет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления
.

Влияние изменения температуры

При повышении темпера­туры скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем по­вышение температуры боль­ше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических
.

Таким образом, скорость обратной реакции (эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторо­ну процесса, сопровождающегося поглощением энергии.

Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье
:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая осла­бляет данное воздействие.

Таким образом:

При увеличении концентрации реагирующих ве­ществ химическое равновесие системы смещает­ся в сторону образования продуктов реакции;

При увеличении концентрации продуктов реак­ции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;

При увеличении давления химическое равнове­сие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше;

При повышении температуры химическое рав­новесие системы смещается в сторону эндотер­мической реакции;

При понижении температуры — в сторону экзо­термического процесса.

Принцип Ле Шателье применим не только к хи­мическим реакциям, но и ко многим другим про­цессам: к испарению, конденсации, плавлению, кри­сталлизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и рас­четы, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для про­ведения химических процессов, которые обеспечи­вают максимальный выход желаемого вещества.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца — до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция может протекать только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.

Рассмотрим два примера.

Пример 1. Взаимодействие между цинком и концентрированной азотной кислотой протекает согласно уравнению:

При достаточном количестве азотной кислоты реакция закончатся только тогда, когда весь цинк растворится. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении — пропускать диоксид азота через раствор нитрата цинка, то металлического цинка и азотной кислоты не получится — данная реакция не может протекать в обратном направлении. Таким образом, взаимодействие цинка с азотной кислотой — необратимая реакция.

Пример 2. Синтез аммиака протекает согласно уравнению:

Если смешать один моль азота с тремя молями водорода, осуществить в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении достаточного времени произвести анализ газовой смеси, то результаты анализа покажут, что в системе будет присутствовать не только продукт реакции (аммиак), но и исходные вещества (азот и водород). Если теперь в те же условия в качестве исходного вещества поместить не азото-водородную смесь, а аммиак, то можно будет обнаружить, что часть аммиака разложится на азот и водород, причем конечное соотношение между количествами всех трех веществ будет такое же, как в том случае, когда исходили из смеси азота с водородом. Таким образом, синтез аммиака — обратимая реакция.

В уравнениях обратимых реакций вместо знака равенства можно ставить стрелки; они символизируют протекание реакции как в прямом, так и обратном направлениях.

На рис. 68 показано изменение скоростей прямой и обратной реакций с течением времени. Вначале, при смешении исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а скорость обратной ракцни равна нулю, По мере протекания реакции исходные вещества расходуются и их концентрации падают.

Рис. 63. Изменение скорости прямой и обратной реакции с течением времени .

В результате этого уменьшается скорость прямой реакции. Одновременно появляются продукты реакции, и их концентрация возрастает. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Так, в последнем примере устанавливается равновесие между азотом, водородом и аммиаком.

Химическое равновесие называют динамическим равновесием. Этим подчеркивается, что при равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. Рассмотрим ее на примере реакции синтеза иодо-водорода:

Согласно закону действия масс, скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны друг другу, откуда

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции (К):

Отсюда окончательно

В левой части этого уравнения стоят те концентрации взаимодействующих веществ, которые устанавливаются при равновесии- равновесные концентрации. Правая же часть уравнения представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину.

Можно показать, что в общем случае обратимой реакции

константа равновесия выразится уравнением:

Здесь большие буквы обозначают формулы веществ, а маленькие — коэффициенты в уравнении реакции.

Таким образом, при постоянной температуре константа равновесия обратимой реакции представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собою. Изменение концентрации любого из этих веществ влечет за собою изменения концентраций всех остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия.

Численное значение константы равновесия в первом приближении характеризует выход данной реакции. Например, при выход реакции велик, потому что при этом

т. е. при равновесии концентрации продуктов реакции много больше концентраций исходных веществ, а это и означает, что выход реакции велик. При (по аналогичной причине) выход реакции мал.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия, так же как и в выражение закона действия масс (см. § 58), входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

константа равновесия имеет вид:

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. От присутствия катализаторов она не зависит. Как уже сказано, константа равновесия равна отношению констант скорости прямой и обратной реакции. Поскольку катализатор изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакций на одну и ту же величину (см. § 60), то на отношение констант их скорости он не оказывает влияния.

Поэтому катализатор не влияет на величину константы равновесия и, следовательно, не может ни увеличить, ни снизить выход реакции. Он может лишь ускорить или замедлить наступление равновесия.

Обратимые и необратимые реакции — Химия LibreTexts

Обратимые и необратимые реакции широко распространены в природе и ответственны за такие реакции, как разложение аммиака.

Введение

Считалось, что все химические реакции необратимы до 1803 года, когда французский химик Клод Луи Бертолле представил концепцию обратимых реакций. Сначала он заметил, что карбонат натрия и хлорид кальция реагируют с образованием карбоната кальция и хлорида натрия; однако, наблюдая за образованием карбоната натрия по краям соляных озер, он понял, что большое количество солей в испаряющейся воде реагирует с карбонатом кальция с образованием карбоната натрия, что указывает на то, что имеет место обратная реакция.

Химические реакции представлены химическими уравнениями. Эти уравнения обычно имеют однонаправленную стрелку (\ (\ rightarrow \)) для обозначения необратимых реакций. Другие химические уравнения могут иметь двунаправленные гарпуны (\ (\ rightleftharpoons \)), которые представляют обратимые реакции (не путать с двойными стрелками \ (\ leftrightarrow \), используемыми для обозначения резонансных структур). Чтобы ознакомиться с основами химических реакций, щелкните здесь: Химические реакции

Необратимые реакции

Фундаментальная концепция химии заключается в том, что химические реакции происходят, когда реагенты взаимодействуют друг с другом с образованием продуктов.Эти однонаправленные реакции известны как необратимые реакции, реакции, в которых реагенты превращаются в продукты, а продукты не могут, превращаться обратно в реагенты. Эти реакции по сути похожи на выпечку. Ингредиенты, действующие как реагенты, смешиваются и запекаются вместе, образуя лепешку, которая действует как продукт. Этот осадок нельзя превратить обратно в реагенты (яйца, муку и т. Д.), Так же как продукты необратимой реакции не могут снова превратиться в реагенты.

Пример необратимой реакции — горение. Горение включает сжигание органического соединения, такого как углеводород, и кислорода с образованием диоксида углерода и воды. Поскольку вода и диоксид углерода стабильны, они не вступают в реакцию друг с другом с образованием реагентов. Реакции горения имеют следующий вид:

\ [C_xH_y + O_2 \ rightarrow CO_2 + H_2O \]

Обратимые реакции

В обратимых реакциях реагенты и продукты никогда не расходуются полностью; каждый из них постоянно реагирует и производится.Обратимая реакция может иметь следующий обобщенный вид:

\ [A + B \ underset {k _ {- 1}} {\ overset {k_1} {\ rightleftharpoons}} C + D \]

Эту обратимую реакцию можно разделить на две реакции.

Реакция 1: \ [A + B \ xrightarrow {k_1} C + D \]

Реакция 2: \ [C + D \ xrightarrow {k _ {- 1}} A + B \]

Эти две реакции происходят одновременно , что означает, что реагенты реагируют с образованием продуктов, так как продукты реагируют с образованием реагентов.Столкновения реагирующих молекул вызывают химические реакции в замкнутой системе. После образования продуктов связи между этими продуктами разрываются, когда молекулы сталкиваются друг с другом, производя достаточную энергию, необходимую для разрыва связей продукта и молекул реагента.

Ниже приведен пример обобщенной формы обратимой реакции и разрыва обратимой реакции N 2 O 4 ↔ 2NO 2

Реакция 1 и Реакция 2 происходят одновременно, потому что они находятся в закрытой системе.

Синий: Азот Красный: Кислород

Реакция 1 Реакция 2

Представьте себе бальный зал. Пусть реагентом A будет 10 девочек, а реагентом B — 10 мальчиков. Когда каждая девочка и мальчик выходят на танцпол, они объединяются в пары, чтобы стать продуктом. Когда пять девочек и пять мальчиков выходят на танцпол, одна из пяти пар распадается и уходит в сторону, снова становясь реагентами.Когда эта пара покидает танцпол, другой мальчик и девочка в сторонке объединяются, чтобы снова сформировать продукт. Этот процесс продолжается снова и снова, представляя обратимую реакцию.

В отличие от необратимых реакций, обратимые реакции приводят к равновесию: в обратимых реакциях реакция протекает в обоих направлениях, тогда как в необратимых реакциях реакция протекает только в одном направлении. Чтобы узнать больше об этом явлении, щелкните здесь: Химическое равновесие

Если реагенты образуются с той же скоростью, что и продукты, существует динамическое равновесие.Например, если резервуар для воды наполняется водой с такой же скоростью, как вода выходит из резервуара (через гипотетическое отверстие), количество воды, остающейся в резервуаре, остается постоянным.

Связь с биологией

Белок гемоглобина имеет четыре сайта связывания. Молекулы гемоглобина могут связываться с углекислым газом или кислородом. Когда кровь проходит через альвеолы ​​легких, молекулы гемоглобина улавливают богатые кислородом молекулы и связываются с кислородом. По мере того, как гемоглобин проходит через остальную часть тела, он отдает кислород в капиллярах, чтобы система органов могла использовать кислород.Удалив кислород, он улавливает углекислый газ. Поскольку этот процесс постоянно происходит в организме, всегда есть молекулы гемоглобина, улавливающие или вытесняющие кислород, и другие молекулы гемоглобина, которые улавливают или вытесняют углекислый газ. Следовательно, молекулы гемоглобина, кислорода и углекислого газа являются реагентами, в то время как молекулы гемоглобина со связанным с ними кислородом или углекислым газом являются продуктами. В этой замкнутой системе некоторые реагенты превращаются в продукты, так как некоторые продукты превращаются в реагенты, что делает эту реакцию похожей на обратимую реакцию.

Авторы и авторство

  • Хизер Йи (UCD), Мандип Сохал (UCD)

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie.Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.
    Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г.,
    браузер автоматически забудет файл cookie.Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.
    Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie
потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт
не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к
остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.
    Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г.,
    браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.
    Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie
потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт
не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к
остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

необратимых реакций | Химия для неосновных

Цели обучения

  • Определите необратимую реакцию.
  • Перечислите общие продукты необратимых реакций.

Где огонь?

Пожары — это часть жизни. Некоторые пожары очищают землю и дают возможность новым росткам. Другие костры согревают холодную ночь. К сожалению, многие пожары имеют разрушительный характер, оставляя после себя разрушения.Все пожары оставляют окружающую среду измененной, чтобы никогда не вернуться к исходной ситуации. Углекислый газ и вода, образующиеся при пожаре, уходят в атмосферу и не возвращаются обратно. Изменение является постоянным и необратимым.

Завершается

Когда один из продуктов реакции удаляется из системы химического равновесия, как только он образуется, обратная реакция не может установиться, и равновесие никогда не достигается. Считается, что такие реакции завершаются.Эти процессы часто называют необратимыми реакциями . Завершающиеся реакции приводят к образованию одного из трех типов продуктов: (1) нерастворимый осадок, (2) газ, (3) молекулярное соединение, такое как вода. Примеры этих реакций показаны ниже.

  1. Образование осадка:
  2. Образование газа:
  3. Образование воды:

Если мы посмотрим на эти реакции более подробно, мы сможем увидеть некоторые вещи, которые не очевидны при написании уравнений.Глядя на первое уравнение, мы не видим двойной стрелки между реагентами и продуктами, потому что реакция считается по существу необратимой. Однако если мы рассмотрим чистое ионное уравнение, то обратная реакция будет. Для обратной реакции 1,8 × 10 -10 . Для всех практических целей реакция идет до завершения.

Образование газа в открытой системе по существу необратимо, поскольку газ улетучивается в атмосферу. Глядя на ряды активности, мы видим, что Mg намного выше в ряду, чем водород.Таким образом, можно ожидать, что реакция будет сильной в указанном направлении.

Третья реакция немного усложняется. В растворе реагенты HCl и NaOH будут полностью ионизированы, как и продукт NaCl. Вода находится в равновесии с H + и OH , при этом константа диссоциации воды составляет 1 × 10 -14 . Итак, в растворе, полученном в результате реакции, приведенной здесь, [H + ] составляет 1 × 10 -7 M, очень незначительное количество.С практической точки зрения можно сказать, что эта реакция завершилась.

Сводка

  • Необратимые реакции — это реакции, которые идут до завершения.

Практика

Прочтите материал по следующей ссылке и ответьте на следующие вопросы: http://onlinehomework.zohosites.com/Irreversible-Reactions.html

  1. Как мы представляем обратимую реакцию?
  2. Как мы представляем необратимую реакцию?
  3. Почему разложение хлората калия является необратимой реакцией?
  4. Почему реакция хлорида бария с серной кислотой необратима?

Обзор

  1. Перечислите три ситуации необратимых реакций.
  2. Нитрат серебра также образует осадок с NaI. Что бы это был за осадок?
  3. Можно ли считать реакцию между HBr и KOH необратимой?

Глоссарий

  • необратимая реакция: Реакция, которая никогда не достигает равновесия, потому что обратная реакция не может установиться сама собой.

Видеоурок: Обратимые и необратимые реакции

Стенограмма видео

Обычно мы думаем о реакциях
происходит в одном направлении, где реагенты объединяются с образованием продуктов.Но в этом видео мы увидим, как
некоторые реакции могут идти в обратном направлении, когда продукты могут реагировать с образованием
реагенты. В этом случае реакция
обратимый. В этом видео мы узнаем, как
определить обратимость химических реакций, выявить примеры обратимых и
необратимых процессов, и обсудите, как изменение условий реакции может
заставьте его двигаться в обратном направлении.

В начале 1800-х гг.
Ученые думали, что реакция идет только в одном направлении, что кажется разумным. Ведь для многих процессов
вы не можете заставить вещи реагировать в обратном направлении. Представьте, что вы пытаетесь разжечь
реакция горения, например, когда метан горит в кислороде с образованием диоксида углерода и
вода. Нам придется заставить углекислый газ
и вода, чтобы снова вступить в реакцию с образованием метана и кислорода.Невозможно! Но был французский химик
назвал Клода Луи Бертолле, который изучал реакцию, при которой карбонат натрия
реагирует с хлоридом кальция с образованием карбоната кальция и хлорида натрия.

Он совершил поездку к соленому озеру, где
он сделал интересное наблюдение. Образуется карбонат натрия.
на берегу озера. В конце концов он понял, что
большое количество соли в соленом озере или хлорид натрия реагировал с
карбонат кальция, который содержится в панцирях морских организмов.Другими словами, реакция была
идет в обратном направлении от того, что он изучал в лаборатории. Как оказалось, есть много
реакции, которые не просто идут в прямом направлении, где реагенты объединяются, чтобы
формировать изделия. Есть много реакций, которые могут пойти
в обратном направлении, где продукты могут объединяться, чтобы сформировать
реагенты.

Когда реакция может идти только в
прямое направление, подобное сгоранию метана, называется необратимым
реакция.Но когда реакция идет, оба в
прямое и обратное направление, мы называем это обратимым
реакция. Мы можем указать обратимый
реакция в нашем химическом уравнении с помощью двух односторонних стрелок. Так почему же реакция может
иногда идут в прямом направлении, а иногда в обратном
как Бертолле увидел его реакцию? Что ж, оказывается, что меняется
условия, в которых протекает реакция, могут иногда вызывать реакцию на
обеспечить регресс.Чтобы почувствовать это, давайте возьмем
взглянем на некоторые классические примеры обратимых реакций.

Безводный сульфат меди (II) представляет собой
белый порошок, но когда он подвергается воздействию воды, он образует гидратированную соль и превращается
синий. Это делает его чрезвычайно полезным в качестве
тест, чтобы определить, является ли это вещество водой. Когда вы нагреете эту синюю
сульфат меди (II), он вытесняет воду из соли, в результате чего реакция идет
в обратном направлении, что дает нам белый порошок, безводную медь (II)
сульфат, еще раз.

Nh5Cl или хлорид аммония
еще один белый порошок. Когда он нагревается, он разлагается,
образуя два бесцветных газа, аммиак и хлороводород. Если вы выполните эту реакцию в
закупорив пробирку, вы заметите, что по мере протекания реакции белый порошок будет
форма на холодном конце пробирки. Этот белый порошок, который образуется,
фактически хлорид аммония, то же самое вещество, с которого мы начали.Когда аммиак и водород
хлоридные газы достаточно остывают, они вступают в реакцию друг с другом, вызывая реакцию
пойти в обратном направлении и снова образовать хлорид аммония.

Это не значит, что все
реакции идут в прямом или обратном направлении, потому что мы добавляем или удаляем тепло. Есть много других
обратимые реакции, которые происходят из-за изменений в других условиях, таких как pH
индикаторы.Индикаторы pH чрезвычайно полезны в экспериментах с кислотно-щелочной реакцией.
вроде титрований. Можем добавить несколько капель индикатора
к нашему аналиту в нашем эксперименте по титрованию, чтобы мы могли приблизительно контролировать pH
решение. Когда мы впервые добавляем индикатор pH
в нашем решении это один цвет. Но по мере того, как мы проводим титрование
Поэкспериментируйте, в этом случае добавление основания к кислоте изменит pH. В определенный момент, когда мы добавили
Достаточно нашей базы, индикатор pH внезапно изменит цвет.

Как оказалось, эти pH
индикаторы — это большие органические молекулы, имеющие две формы. В одной форме индикатор имеет
водород, и это один цвет. В другой форме индикатор
потерял водород, и теперь он другого цвета. Цвет индикатора меняется
в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе. Когда больше ионов H + в
раствор, означающий, что раствор кислый, индикатор — одноцветный.Но поскольку мы добавляем базу во время этого
эксперимента, он будет реагировать с ионами H + в растворе, вызывая
концентрация ионов H + уменьшится, что сделает раствор более щелочным, и
индикатор изменит цвет.

Поскольку pH связан с
концентрация ионов водорода в растворе, мы можем использовать цвет pH
индикатор, чтобы дать нам приблизительную оценку pH раствора. Точный pH, при котором этот цвет меняет
бывает зависит от свойств индикатора.У нас много разных молекул
которые могут действовать как индикаторы, то есть у нас есть индикаторы, которые мы можем использовать для различных
значений pH.

Эти примеры не должны
предполагают, что для всех обратимых реакций у нас есть прямая реакция, происходящая в
одни условия и обратная реакция, протекающая в других условиях. Иногда и нападающий, и
при этом происходят обратные реакции. Это обычное явление для реакций, которые
вовлекают слабые кислоты и слабые основания.Например, когда мы вводим
слабокислая фтористоводородная кислота в воду, она будет диссоциировать и образовывать ионы H + и F−
ионы. Но тогда ионы F− способны
реагирует с ионами H + с образованием плавиковой кислоты. Затем эти новообразованные молекулы
плавиковой кислоты может диссоциировать с образованием ионов H + и F−. Что ж, некоторые из существующих ионов F−
снова будет реагировать с ионами водорода с образованием плавиковой кислоты.

Другими словами, нападающий и
при этом происходят обратные реакции.Когда это происходит, нападающий и
обратные реакции будут продолжаться до тех пор, пока система не достигнет равновесия.
где концентрация плавиковой кислоты, ионов водорода и ионов F− не равна
дольше меняется. Теперь это равновесие не статично.
равновесие, при котором скорость прямой реакции равна нулю, а скорость
обратная реакция равна нулю. Скорее, обе реакции все еще
происходит. Их ставки просто равны каждому
другое, поэтому чистых изменений в концентрациях наших химических веществ нет.Такое равновесие называется
динамическое равновесие.

Осталась последняя тема для
обсудите, прежде чем практиковать то, что мы узнали, и это роль энергии в
обратимые реакции. Во время химического
реакции, некоторые или все связи между атомами в наших реагентах разрываются, так что
что атомы могут перегруппироваться, чтобы сформировать продукты. Процесс разрыва связей
требует энергии.Процесс, который должен поглощать энергию
эндотермический. И наоборот, процесс изготовления
облигации экзотермичны. Это высвобождает энергию. Когда реакция высвобождает больше
энергии, чем она поглощает, эта реакция экзотермична, что соответствует отрицательному
изменение энтальпии. Но когда реакция поглощает больше
энергии, чем выделяется, реакция эндотермическая, что соответствует
положительное изменение энтальпии.

Что это значит для
обратимые реакции? Что ж, скажем так, наш нападающий
реакция эндотермическая, поэтому реакция будет иметь положительное изменение
энтальпия.Какая бы обратная реакция
быть? Когда мы смотрим на нашу диаграмму, мы можем
видим, что когда мы переходим от продуктов к реагентам, реакция эндотермична, потому что
у нас есть положительное изменение энтальпии. Но когда мы пойдем другим путем,
при образовании реагентов из продуктов изменение энтальпии отрицательное, что означает
что реакция будет экзотермической. Это всегда будет верно для
обратимые реакции. В одном направлении реакция будет
будет эндотермической, а в обратном направлении реакция будет экзотермической.

Однако, если мы посмотрим на
общее изменение энтальпии реакции, это будет то же самое, только знак
будет иначе. Другими словами, если в форварде
направление изменения энтальпии составляет 100 джоулей, изменение энтальпии будет равно
отрицательные 100 джоулей в обратном направлении. Итак, теперь мы обсудили все, что нам нужно
чтобы узнать об обратимых и необратимых реакциях, так что давайте попробуем немного попрактиковаться
проблемы.

Какое из следующих утверждений
про обратимые реакции верно? (A) Обратимая реакция часто
реакция горения. (B) Обратимая реакция
обозначается одинарной двунаправленной стрелкой в ​​химическом уравнении. (C) Обратимая реакция — это
химическая реакция, которая может протекать в обоих направлениях. (D) Обратимая реакция всегда
включает гидратированные и безводные соли. (E) Обратимая реакция
эндотермический в обоих направлениях.

Обратимая реакция — это реакция
это не только идет в прямом направлении, где реагенты объединяются, чтобы сформировать
продукты, но также и обратное направление, где продукты объединяются, чтобы сформировать
реагенты. Мы можем указать это в нашем
химическое уравнение с помощью двух односторонних стрелок. С этой информацией ответьте
выбор (C) явно правильный ответ. Обратимая реакция — это химическая
реакция, которая может происходить в обоих направлениях, прямом и обратном
направление.Но давайте бегло рассмотрим
другие варианты ответов, чтобы понять, почему они ложны.

Вариант ответа (A) говорит, что
Обратимая реакция часто является реакцией горения. Пример реакции горения
это горение метана, при котором метан сгорает в кислороде с образованием углерода
диоксид и вода. Если бы эта реакция была обратимой,
он должен пойти в обратном направлении, где углекислый газ вступает в реакцию с водой.
с образованием метана и кислорода.Трудно представить себе этот процесс
происходит. Поскольку реакции горения не
обычно идут в обратном направлении, они не всегда обратимы. Вариант ответа (B) говорит, что
обратимые реакции обозначены одинарной двунаправленной стрелкой. Но мы видели, насколько обратим
реакции обозначены двумя односторонними стрелками в химическом уравнении.

Вариант ответа (D) говорит, что
В обратимой реакции всегда участвуют гидратированные и безводные соли.Есть несколько примеров
обратимые реакции с участием гидратированных и безводных солей. Например, безводная медь (II)
сульфат может реагировать с водой с образованием гидратированного сульфата меди (II). Эту реакцию можно обратить, если
гидратированный сульфат меди (II) нагревают. Но есть масса примеров
обратимые реакции, в которых не участвуют эти гидратированные соли, например,
реакция любой слабой кислоты или основания с водой, такой как плавиковая кислота.Иногда обратимые реакции
включают гидратированные и безводные соли, но не всегда.

Наш окончательный вариант ответа гласит, что
обратимая реакция эндотермична в обоих направлениях. Напомним, эндотермический означает, что
изменение энтальпии реакции положительное. Это означает, что в целом
реакция забирает энергию. Глядя на набросок энергии
На диаграмме мы видим, что прямая реакция, когда A плюс B реагирует с образованием C плюс D
является эндотермическим, поскольку изменение энтальпии положительное.А как насчет обратного
направление, в котором C плюс D реагирует, образуя A плюс B? В этом случае мы получили бы
отрицательное изменение энтальпии, что означает, что обратная реакция экзотермическая, а не
эндотермический. Так обратимая реакция будет
эндотермический в одном направлении, но экзотермический в другом направлении.

Итак, из утверждений, которые мы рассмотрели,
единственное, что было правдой об обратимых реакциях, это то, что обратимая реакция
может двигаться в обоих направлениях.

Какова обратная реакция на
следующая обратимая реакция? CoCl2 плюс 6h3O в равновесии с
CoCl2 6h3O.

Обратимая реакция — это реакция
которые могут идти в обоих направлениях. Это означает, что не только это
реакция идет в прямом направлении, где безводный хлорид кобальта (II) реагирует
с водой с образованием гидратированного хлорида кобальта (II), но реакция также может идти
в обратном направлении, что и задает нам этот вопрос.В прямом направлении вроде
как мы только что видели, реагенты образуют продукты. Но в обратной реакции
продукты образуют реагенты. Итак, обратная реакция на это
реакции будут наши продукты, CoCl2 6h3O, вступающие в реакцию с образованием наших реагентов,
безводный хлорид кобальта (II) и вода.

А теперь подведем итог всему, что мы
изучил ключевые моменты этого урока. Когда реакция идет вперед
направлении, реагенты образуют продукты.И когда реакция идет в
в обратном направлении продукты образуют реагенты. Если реакция может идти как в
прямое и обратное направление, это обратимая реакция, которую мы обозначаем
две однонаправленные стрелки. Но если реакция может только войти
в прямом направлении, это необратимая реакция, которую мы можем указать в нашем
химическое уравнение с помощью одинарной двусторонней стрелки. Изменение условий, при которых
реакция может вызвать обратную реакцию.Обратимые реакции всегда
эндотермический в одном направлении и экзотермический в другом.

Объяснение урока: Обратимые и необратимые реакции

В этом объяснении мы узнаем, как определять обратимость химических реакций и выявлять примеры обратимых и необратимых процессов.

Все мы знакомы с процессами в нашей повседневной жизни, которые являются обратимыми и необратимыми, например, замерзание воды с образованием льда и таяние льда с образованием жидкой воды, которые являются противоположными и обратимыми процессами:

Однако выпечка торта связана с необратимыми процессы.Процессы и реакции, происходящие между ингредиентами смеси для выпечки при выпекании в духовке, необратимы.

Давайте посмотрим на химические реакции, которые являются обратимыми или необратимыми. Химическая реакция — это процесс, при котором одно или несколько веществ (называемых реагентами) превращаются в одно или несколько различных веществ (называемых продуктами).

Определение: химическая реакция

Химическая реакция — это процесс, при котором одно или несколько веществ превращаются в одно или несколько различных веществ.

Мы склонны думать о реакции, прогрессирующей только в одном направлении:

reactantsproducts⟶

Когда реакция идет только в одном направлении, мы говорим, что она необратима.

Определение: необратимая реакция

Необратимая реакция — это реакция, которая протекает только в одном направлении; продукты не реагируют вместе, чтобы преобразовать реагенты.

Примером этого является сжигание топлива в горелке Бунзена. Топливо часто представляет собой смесь пропана и бутана.Эти углеводороды вступают в реакцию с кислородом воздуха при воспламенении.

Реакция горения пропана

CH () + 5O () 4HO () + 3CO () 38222gggg

Это необратимая реакция.

Реакция завершена, это означает, что все частицы реагента прореагировали и были преобразованы в продукт. Продукты, вода и углекислый газ стабильны, поэтому в нормальных условиях они не будут спонтанно реагировать с образованием пропана и кислорода. Реакция необратима.

Мы можем написать общее уравнение необратимой реакции:

ABCD + ⟶ +

Пример 1: Идентификация необратимой реакции по данным наблюдений

Спирт воспламеняется и собирается смесь двух разных газов. Какой вывод можно сделать из этого наблюдения?

  1. Реакция необратима.
  2. В уравнении реакции будет использоваться символ.
  3. Реакция эндотермическая.
  4. Органический спирт содержит кристаллизационную воду.
  5. Реакция обратимая.

Ответ

Нам говорят, что исходным веществом в этой реакции является спирт и что он воспламеняется. Когда вещество воспламеняется, мы предполагаем, что оно горит на воздухе. Другими словами, мы предполагаем, что он вступает в реакцию сгорания с кислородом воздуха. Нам говорят, что после возгорания спирта улавливаются два разных газа. Поскольку два газа отличаются друг от друга и отличаются от двух исходных веществ (спирта и кислорода), мы можем сделать вывод, что реакция действительно произошла.Поскольку исходное вещество, спирт, не было собрано в конце реакции, мы также можем предположить, что все реагенты были преобразованы в продукты и что эти продукты не рекомбинировали с образованием спирта. Можно сделать вывод, что реакция необратима. Итак, правильный ответ — А, реакция необратима.

Однако в действительности многие реакции могут протекать и в обратном направлении. Продукты могут взаимодействовать, чтобы преобразовать реагенты, подвергаясь обратной реакции:

продуктыреагенты⟶

или же

CDAB + ⟶ +

Итак, мы можем написать уравнение с двумя полустрелками, каждая из которых указывает в противоположном направлении.Эти стрелки показывают, что реакция может идти как в прямом, так и в обратном направлении:

продукты

или же

A + BC + D

Мы называем это обратимой реакцией. В такой реакции одновременно протекают как прямая, так и обратная реакции. A и B реагируют с образованием C и D, в то же время, когда C и D взаимодействуют вместе с образованием A и B.

Определение: обратимая реакция

Обратимая реакция — это реакция, которая протекает в обоих направлениях; реагенты реагируют с образованием продуктов, а продукты реагируют с преобразованием реагентов.

Однако важно отметить, что в принципе все реакции обратимы. Однако условия, необходимые для возникновения обратной реакции, зачастую очень трудно достичь. Например, для протекания обратной реакции горения пропана потребуются очень специфические условия. Эти условия не могут быть легко достижимы в стандартной лаборатории, и поэтому мы говорим, что при сгорании происходит только прямая реакция.

Пример 2: Определение утверждения, которое правильно описывает обратимую реакцию

Какое из следующих утверждений об обратимых реакциях верно?

  1. Обратимая реакция обозначается символом в химическом уравнении.
  2. Обратимая реакция эндотермична в обоих направлениях.
  3. В обратимой реакции всегда участвуют гидратированные и безводные соли.
  4. Обратимой реакцией часто является реакция горения.
  5. Обратимая реакция — это химическая реакция, которая может протекать в обоих направлениях.

Ответ

При обратимой реакции реагенты могут реагировать с образованием продуктов, а продукты могут реагировать с преобразованием реагентов. Это общее уравнение обратимой реакции:
A + BC + D

Итак, A и B могут реагировать в прямой реакции с образованием C и D, и в то же время C и D могут реагировать в обратной реакции с образованием A и B.Правильный ответ — Е, обратимая реакция — это химическая реакция, которая может протекать в обоих направлениях.

Обратимые реакции более заметны для нас, когда они неполные, другими словами, когда не все реагенты превращаются в продукты.

Пример обратимой реакции — когда хлорид аммония, белое твердое вещество, нагревается и разлагается на два разных продукта: газообразный аммиак и газообразный хлористый водород. Эти два продукта могут легко реагировать друг с другом при охлаждении с образованием исходного реагента, хлорида аммония:

NHCl () NH () + HCl () (обратимая реакция) 43sgg

Иногда отверстие пробирки закупоривают ватой, чтобы предотвратить выход охлаждающих паров, но позволяя выходить более легким газам в воздухе.Таким образом, компоненты реакции удерживаются внутри пробирки, и газообразные продукты могут реагировать друг с другом.

Эта реакция показывает нам, что тепловая энергия (ввод или отвод) является одним из условий, которые могут влиять на направление обратимой реакции. Если прямая реакция является эндотермической, как в следующем случае, то подвод тепловой энергии (путем нагревания химикатов) будет стимулировать прямую реакцию:

NHCl () NH () + HCl () 43sgg

Обратная реакция

NH () + HCl () NHCl () 34 г / г

тогда экзотермический.Удаление тепловой энергии (путем охлаждения химикатов) вызовет обратную реакцию.

Однако важно помнить, что не все прямые реакции являются эндотермическими и не все обратные реакции являются экзотермическими.

Обратимая реакция
2NO () NO () 224ggexothermicendothermic

показывает, что прямая реакция является экзотермической, а обратная — эндотермической. Количество энергии, высвобождаемой при прямой реакции — другими словами, изменение энтальпии, Δ𝐻 — такое же, как количество энергии, поглощаемой обратной реакцией.

Следующая диаграмма путей реакции показывает, что количество энергии, поглощенной эндотермической реакцией обратимой реакции (Δ𝐻endo) или высвобождаемой экзотермической реакцией обратимой реакции (Δ𝐻exo), одинаково.

Пример 3: Понимание того, как прямая и обратная реакции связаны с точки зрения передачи энергии

В следующей химической реакции прямая реакция является эндотермической:
CuSO · 5HO () CuSO () + 5HO () 4242ssl

Что должно быть правдой в отношении обратной реакции?

  1. Обратная реакция имеет меньшее общее изменение энергии.
  2. Обратная реакция имеет большее общее изменение энергии.
  3. Обратная реакция также эндотермическая.
  4. Обратная реакция экзотермическая.
  5. Обратная реакция поглощает тепло из окружающей среды.

Ответ

Нам говорят, что прямая реакция
CuSO · 5HO () CuSO () + 5HO () 4242ssl

эндотермический. Это означает, что эта реакция поглощает тепловую энергию из окружающей среды. Количество тепловой энергии, передаваемой из окружающей среды реагенту во время этого процесса дегидратации (прямая реакция), такое же, как количество энергии, переданное от продукта окружающей среде во время реакции гидратации безводного продукта CuSO () 4s.Реакция гидратации (обратная) имеет вид
CuSO () + 5HO () CuSO · 5HO () 4242sls

Следовательно, эта обратная реакция является экзотермической, и поэтому правильный ответ — D, обратная реакция экзотермическая.

Разрыв связи обычно является эндотермическим процессом, поскольку для разрыва связей в реагентах требуется энергия. Затем атомы реагента перегруппировываются с образованием продуктов. Образование связей — это обычно экзотермический процесс, при котором выделяется энергия. Мы называем общую реакцию эндотермической, если общее количество поглощенной энергии превышает общее количество выделенной энергии.И наоборот, при экзотермической реакции общее количество выделенной энергии больше, чем общее количество поглощенной энергии.

Рассмотрим еще несколько примеров обратимых реакций.

CuSO · 5HO () 42s, гидратированный сульфат меди (II), представляет собой голубое кристаллическое твердое вещество. Он содержит кристаллизационную воду, поэтому мы называем его гидратированной солью.

Определение: гидратированная соль

Гидратированная соль — это соль, содержащая кристаллизационную воду.

Если мы нагреем некоторые из этих кристаллов гидратированного сульфата меди, мы заметим, что выделяется белый пар, и кристаллы превращаются в белый порошок.Пар — это пар или газообразная вода. Оставшийся белый порошок представляет собой безводный или дегидратированный сульфат меди (II), CuSO () 4s.

Определение: безводная (дегидратированная) соль

Безводная или дегидратированная соль — это соль, не содержащая кристаллизационной воды.

Это реакция, которая происходит:
CuSO · 5HO () CuSO () 5HO () Гидратированный сульфат меди (II) Безводный сульфат меди (II) BlueWhite4242ssg +

Мы можем наблюдать и обратную реакцию, добавив несколько капель воды в белый безводный порошок.Белый порошок снова станет синим, как показано на фотографии ниже. Безводный сульфат меди (II) снова становится синим по мере того, как он становится гидратированным, и из-за этих ярких различий в цвете мы можем использовать сульфат меди (II) для проверки наличия воды.

Прямая реакция эндотермическая и протекает при нагревании. И наоборот, когда добавляется вода, обратная реакция выделяет тепловую энергию, потому что она экзотермична. Это часто бывает с гидратированными солями.

Пример 4: Определение неверного утверждения из данного списка утверждений, описывающих обратимую реакцию

Выберите утверждение, которое не не точно описывает следующую химическую реакцию:
NaCO · 10HO () NaCO () + 10HO () 232232ssg

  1. Реакция обратима.
  2. Образуются синие кристаллы.
  3. Производится карбонат натрия безводный.
  4. Прямая реакция эндотермическая.
  5. HO () 2g образуется.

Ответ

В данной химической реакции есть две полустрелки, указывающие в противоположных направлениях, поэтому мы знаем, что реакция обратима. Реагент может распадаться с образованием продуктов, а продукты объединяться с образованием реагента. Утверждение A, реакция обратима , правильно описывает реакцию.

Реагент содержит кристаллизационную воду, поэтому это гидратированное соединение. При нагревании образуется продукт NaCO () 23s, не содержащий кристаллизационной воды. Продукт представляет собой безводный карбонат натрия, где «безводный» означает «без кристаллизационной воды». Заявление C, безводный карбонат натрия получается , правильно описывает реакцию.

Чтобы запустить прямую реакцию — другими словами, чтобы удалить кристаллизационную воду из гидратированного соединения — тепловая энергия должна поглощаться реагентом, NaCO · 10HO () 232s.Таким образом, прямая реакция эндотермична. Заявление D, прямая реакция эндотермическая , точно описывает реакцию.

Уравнение реакции показывает нам, что газообразная вода является одним из продуктов. Таким образом, оператор E, HO () 2g образует , является точным утверждением для этой реакции.

До сих пор мы видели, что утверждения A, C, D и E являются правильными утверждениями. Путем исключения мы можем сделать вывод, что утверждение B, образуются синих кристаллов, , не является точным описанием продукта NaCO () 23s.NaCO () 23s — белое вещество. (Общеизвестным кристаллическим веществом синего цвета является CuSO · 5HO () 42s, хотя есть много других голубых кристаллических соединений.)

Если в замкнутой системе протекают как прямая, так и обратная реакции, то через некоторое время реакция достигнет равновесия. Например, это происходит со слабыми кислотами и основаниями в растворе. Слабые кислоты и слабые основания обратимо диссоциируют в воде. Примером этого является этановая кислота, CHCOOH () 3aq, которая не вся превращается в ионы в воде, но некоторые ионы повторно связываются с образованием CHCOOh4 одновременно с диссоциацией других молекул CHCOOh4.Возникающая обратимая реакция или процесс:

CHCOOH () CHCOO () + H () 33– + aqaqaq

Как прямой, так и обратный процессы происходят одновременно и будут продолжаться одновременно до тех пор, пока система не достигнет равновесия. В состоянии равновесия концентрации всех видов в системе останутся постоянными, но не обязательно одинаковыми. Концентрация CHCOOh4 в левой части уравнения и концентрации ионов в правой части уравнения зависят от условий, например температуры.Если условия изменятся, то равновесие «сместится» либо в левую, либо в правую часть уравнения, изменяя концентрацию каждого вида. Однако как прямая, так и обратная реакции будут продолжаться. Они будут происходить с одинаковой скоростью, и мы называем это динамическим равновесием.

Определение: динамическое равновесие

Динамическое равновесие — это равновесие между прямой и обратной реакциями, при котором обе реакции протекают с одинаковой ненулевой скоростью.

Существует еще один тип равновесия, называемый статическим равновесием.В статическом равновесии скорости прямой и обратной реакции равны нулю.

Определение: Статическое равновесие

Статическое равновесие — это равновесие, при котором скорости прямой и обратной реакции равны нулю.

Динамическое и статическое равновесие более подробно рассматриваются в другом объяснении.

Ключевые моменты

  • Необратимая реакция идет только в одном направлении; продукты не вступают в реакцию вместе, чтобы преобразовать реагенты:
    реагенты продукты ABCD⟶ + ⟶ +
  • Обратимая реакция протекает в обоих направлениях; реагенты реагируют с образованием продуктов, а продукты реагируют с преобразованием реагентов:

    реагенты продукты ABCD ++

  • Такие условия, как температура, влияют на реакции обратимой реакции.
  • Если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая.
  • Если прямая реакция эндотермическая, то обратная реакция экзотермическая.
  • При обратимой реакции количество энергии, передаваемой между системой и окружающей средой, одинаково для прямой и обратной реакции.
  • В динамическом равновесии скорость прямой реакции и скорость обратной реакции одинаковы и не равны нулю.
  • В статическом равновесии скорости прямой и обратной реакции равны нулю.

Необратимые изменения: вот и химия! | Ресурс

Глава «Необратимые изменения — химические реакции» из журнала That’s Chemistry! В этой главе рассматриваются ключевые идеи и упражнения, которые можно использовать, чтобы помочь студентам узнать, как необратимые изменения приводят к образованию новых материалов.

Эти PDF-файлы взяты из популярной книги «Это химия!» составлено Яном Рисом.

В этой книге рассматриваются ключевые идеи физической науки, которые изучают учащиеся начальных классов, а также даются многочисленные предложения по упражнениям, демонстрациям и исследованиям, которые можно использовать для улучшения обучения учащихся.

Если вы преподаете начальные науки, см. Заголовки ниже, чтобы узнать, как использовать этот ресурс:

Развитие навыков

Дети будут развивать свои научные рабочие навыки по:

  • Задавать собственные вопросы о научных явлениях.
  • Выбор и планирование наиболее подходящих способов ответа на вопросы, в том числе:
    • Исследования с использованием широкого спектра вторичных источников информации.
    • Группировка и классификация объекта.
    • Проведение сравнительных и объективных испытаний.
  • Запись данных и результатов с использованием научных диаграмм и меток, ключей классификации, таблиц, точечных диаграмм, столбчатых и линейных диаграмм.
  • Делает выводы и поднимает дополнительные вопросы, требующие исследования, на основе их данных и наблюдений.
  • Использование соответствующего научного языка и идей для объяснения, оценки и передачи своих методов и результатов.

Результаты обучения

Детей будет:

  • Объясните, что некоторые изменения приводят к образованию новых материалов, и что такого рода изменения обычно необратимы, включая изменения, связанные с горением и действием кислоты на бикарбонат соды.

Поддерживаемые концепции

Детей выучат:

  • Что подразумевается под терминами «обратимое и необратимое изменение», а также примеры того и другого.
  • Удаление ржавчины соскабливанием не является примером обратимого процесса.

Предлагаемое использование деятельности

Этот ресурс можно использовать в качестве инструмента долгосрочного планирования, в котором вы намечаете различные виды деятельности, чтобы помочь детям лучше понять обратимые и необратимые изменения.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.