ХІМІЧНА РІВНОВАГА

Вивчивши зміст глави 10, студенти повинні:

знати

• • сутність оборотності хімічних реакцій;
• • властивості хімічної рівноваги;
• • закон діючих мас для хімічної рівноваги;
• • принцип зміщення хімічної рівноваги Ле Шательє;

вміти

• • застосовувати таблиці констант рівноваги для визначення напрямку реакції в конкретних умовах;
• • обчислювати константи рівноваги складних процесів;
• • визначати напрямок зміщення хімічної рівноваги при зміні умов;

володіти

• навичками виявлення оборотних реакцій і розрахунку характеристик стану рівноваги конкретних реакцій.

Оборотність хімічних реакцій

Одним з принципово важливих властивостей хімічних реакцій є оборотність, тобто здатність протікати одночасно в прямому (зліва направо) і зворотному (справа наліво) напрямках. Суміш речовин, в якій йде хімічна реакція, містить як вихідні речовини, так і продукти реакції. Тому можна припустити, що перетворенню піддаються не тільки частинки (молекули і іони) взятих реагентів. З'явилися в суміші частки продуктів, стикаючись між собою, знову можуть утворити вихідні речовини. Так воно і відбувається в багатьох типах хімічних реакцій. Для того щоб підкреслити оборотний характер реакції, між правою і лівою частинами рівняння замість знака рівності ставлять спеціальний знак оборотності:

Реакції, що протікають відповідно до рівняння одночасно в прямому і зворотному напрямках, називаються оборотними.

Говорячи про направлення оборотної реакції, мають на увазі спостережуваний результат: кількості яких речовин збільшуються і будь зменшуються.

При сталості всіх кількостей речовини в оборотної реакції досягнуто стан рівноваги.

Поняття «оборотна реакція» не збігається з поняттям «оборотний процес». Оборотність тієї чи іншої хімічної реакції є істотною характеристику реакції, не залежну від конкретної системи, в якій вона йде. Оборотний процес протікає в спеціальних умовах, про які говорилося вище (с. 185). Тому оборотна реакція може протікати в одних умовах як оборотний процес, в інших - як незворотний.

Оборотність хімічних реакцій - дуже поширене явище. Труднощі може представляти доказ того, що реакція дійсно є незворотною , так як визначення дуже малої кількості вихідних речовин після закінчення реакції виявляється складним завданням. До необоротних реакцій відноситься, зокрема, горіння більшості речовин. Наприклад, реакція горіння пропану

незворотна, так як освіта пропану і кисню з вуглекислого газу і води вкрай малоймовірно.

Можна уявити собі такий дослід (рис. 10.1). Змішують розчин 3 г (0,05 моль) оцтової кислоти СН ₃ СООН з доданим до нього лакмусом з розчином 2 г (0,05 моль) NaOH. Нехай загальний обсяг розчину становить 50 мл. Індикатор забарвлюється в ньому в синій колір. Це означає, що розчин після нейтралізації виявився лужним, в той час як можна було очікувати, що він стане нейтральним, оскільки взяті стехиометрические кількості речовин для реакції

Мал. 10.1. Нейтралізація оцтової кислоти

Результат досвіду означає, що реакція нейтралізації не дійшла до кінця, в розчині залишилися не вступили в реакцію речовини. В даному випадку їх кількість дорівнює 0,0015% від початкового. Настав стан хімічної рівноваги. Гідроксид натрію визначає характер середовища, так як це серйозна причина, а оцтова кислота слабка. Якщо ж провести аналогічний досвід, замінивши СН ₃ СООН на сильну кислоту НС1, то виходить нейтральний розчин з рожево-фіолетовим забарвленням лакмусу. Однак встановлено, що і ця реакція оборотна, але тільки рівні залишкові кількості сильних підстави і кислоти не викликають відхилення реакції середовища від нейтральної.

Реакція вважається практично оборотної, якщо після її закінчення концентрація реагентів становить понад 0,001 (0,1%) від вихідної величини.

Нейтралізація сильної кислоти сильною основою відноситься до практично незворотнім реакцій, але в принципі вона оборотна.

Чому хімічна реакція може зупинитися, не дійшовши до кінця, і які кількості прореагировавших речовин можуть залишатися в різних випадках - ось головні питання, що стосуються хімічної рівноваги. Відповідь на них дає хімічна термодинаміка.