Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и принципы его регулирования

Обрати́мые реа́кции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:

3H₂ + N₂ ⇌ 2NH_3,

N₂O₄ ⇌ 2NO_2.

Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.

Ba(ClO₂)₂ + H₂SO₄ → 2HClO₂ + BaSO₄↓,

NaHCO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + H₂O + CO₂↑.

Однако надо понимать, что при изменении условий протекания реакции, теоретически возможно сместить равновесие любой реакции^[1].

Химическое равновесие — состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Смещение химического равновесия

Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским учёным Ле Шателье^[2].

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции.

• ${\displaystyle {{\ce {CaCO3 <=> CaO + CO2 - Q}}}}$.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону оксида кальция, при понижении — в сторону карбоната.

• ${\displaystyle {{\ce {N2 + 3 H2 <=> 2 NH3 + Q}}}}$.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону простых веществ, при понижении — в сторону аммиака.

При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, то есть если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.

${\displaystyle {{\ce {CaCO3 <=> CaO + CO2 ^}}}}$.

При повышении давления равновесие смещается в сторону карбоната кальция, а при понижении — в сторону оксидов.

При увеличении концентрации одного из исходных веществ или удаления из реакционной смеси продуктов, химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, и наоборот.

${\displaystyle {{\ce {HF <=> H+ + F-}}}}$.

При подкислении раствора (увеличении концентрации H⁺) или введении соли, содержащей одноименный ион, будет увеличиваться концентрация недиссоциированной кислоты, а добавление щёлочи свяжет H⁺ в молекулы воды и увеличит концентрацию фторид-ионов.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия, так как ускоряют одновременно и прямую и обратную реакцию^[3].

Одни и те же реакции при различных условиях могут быть как обратимыми, так и необратимыми. Изучение химического равновесия, обратимых и необратимых химических реакции важно для теоретических и практических задач. Определение химического равновесия и его возможные смещения позволяет выбрать наиболее благоприятные условия для проведения химического процесса.