Признаки необратимости химических реакций: Обратимые и необратимые химические реакции

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 +О

2 = 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

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.

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 химические реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия под действием различных факторов » HimEge.ru

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.

  • Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.
  • Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.
  • Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в сторону прямой реакции.
  • Катализаторы не влияют на положение равновесия, а только ускоряет его достижение.
    Задания А 21 ЕГЭ по химии тест онлайн

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]


Обратимость химических реакций. Химическое равновесие. | Методическая разработка по химии (11 класс) по теме:


                               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 :            

    Na2SO4 + BaCl2 à BaSO4↓ +  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).

        CuCl2 + 2KOH= Cu(OH)2↓ +2KOH – выпал осадок

      Na2CO3 + 2HCl=2NaCl + h3O + CO2↑ – образовался слабый  электролит, который разлагается на воду и углекислый газ.

    h3SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2h3O – 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:                                                                                   

                 h3 + I2 ↔ 2HI (1)                            

             CaCO3 ↔ CaO + CO2 (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 – h3 и  I2.  Как бы долго не продолжалась химическая реакция, в реакционной смеси при 350°C  всегда будет содержаться     приблизительно 80% HI, 10% h3  и 10% I2. 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  [h3] и [I2], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна:

Vпр =kпр [h3] [I2].  Скорость обратной реакции                                                                                                                    

Vобр=kобр [HI] 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  [h3] и [I2].                                                       

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

Химическое равновесие является 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 =[HI]²/[h3] [I2]

  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 Кравн>1, 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:

                       N2(г) + h3(г)↔ 2 Nh4(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:

                       N2(г) + h3(г)→ 2 Nh4(г)  + 92  кДж ,      

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

                     2 Nh4(г) → N2(г) + h3(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                                                                  

                       N2(г) + h3(г)↔ 2 Nh4(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:       3h3 + N2 ↔ 2Nh4 

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

     Пример:       Н2 + Cl2=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                                          

                          CaCO3(т) ↔ CaO(т) + CO2(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) 2h3S(г) + 3O2(г) = 2h3O(г) + 2SO2(г) 

 б) 2h3(г) + O2(г) = 2h3O (г) 

 в) h3(г) + I2(г) = 2HI (г) 

 г) SO2(г) + CL2(г) = SO2CL2(г)

                                   

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

   2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(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    

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

     смещению химического равновесия  в сторону исходных веществ будет  способствовать  

а) уменьшение давления      

б) уменьшение температуры    

в) увеличение концентрации SO2 

г) уменьшение концентрацииSO3

6. Химическое равновесие в  системе  

                           C4h20 (г) ↔ C4H6(г) + 2h3(г) -Q

сторону обратной реакции, если

      а) повысить  температуру            

      б) уменьшить концентрацию  h3                                                      

      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

(профильный уровень)

[Год]

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

                      2012-2013 уч. год.

]

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

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 разлагается 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 [H 2 ] [I 2 ] 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 = [HI] ² /[H 2 ] [I 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 реагирующих веществ, и зависит от температуры.
1 , исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо «
  • Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Если К равн 1 , исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо

Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.

  • Состояние химического равновесия 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 . Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884 г.

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

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 температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической 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

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

Неорганические химические реакции. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

При протекании химических реакций происходит разрыв одних и возникновение других связей. Химические реакции условно делят на органические и неорганические. Органическими реакциям принято считать реакции, в которых, по крайней мере, одно из реагирующих веществ является органическим соединением, изменяющим свою молекулярную структуру в процессе реакции. Отличием органических реакций от неорганических является то, что, как правило, в них участвуют молекулы. Скорость таких реакции низка, а выход продукта обычно составляет всего лишь 50-80 %. Для повышения скорости реакции применяют катализаторы, повышают температуру или давление. Далее рассмотрим типы химических реакций в органической химии.

Классификация по характеру химических превращений

  • Реакции замещения
  • Реакции присоединения
  • Реакция изомеризации и перегруппировка
  • Реакции окисления
  • Реакции разложения

Реакции замещения

В ходе реакций замещения один атом или группа атомов в начальной молекуле замещается на иные атомы или группы атомов, образуя новую молекулу. Как правило, такие реакции характерны для насыщенных и ароматических углеводородов, например:

Реакции присоединения

При протекании реакций присоединения из двух или более молекул веществ образуется одна молекула нового соединения. Такие реакции характерны для ненасыщенных соединений. Различают реакции гидрирования (восстановления), галогенирования, гидрогалогенирования, гидратации, полимеризации и т.п:

  1. Гидрирование – присоединение молекулы водорода:

Реакция элиминирования (отщепления)

В результате реакций отщепления органические молекулы теряют атомы или группы атомов, и образуется новое вещество, содержащее одну или несколько кратных связей. К реакциям элиминирования относятся реакции дегидрирования , дегидратации , дегидрогалогенирования и т.п.:

Реакции изомеризации и перегруппировка

В ходе таких реакций происходит внутримолекулярная перестройка, т.е. переход атомов или групп атомов с одного участка молекулы в другое без изменения молекулярной формулы вещества, участвующего в реакции, например:

Реакции окисления

В результате воздействия окисляющего реагента происходит повышение степени окисления углерода в органическом атоме, молекуле или ионе процесс за счет отдачи электронов, вследствие чего образуется новое соединение:

Реакции конденсации и поликонденсации

Заключаются во взаимодействии нескольких (двух и более) органических соединений с образованием новых С-С связей и низкомолекулярного соединения:

Поликонденсация – образование молекулы полимера из мономеров, содержащих функциональные группы с выделением низкомолекулярного соединения. В отличие от реакции полимеризации, в результате которых образуется полимер, имеющий состав, аналогичный мономеру, в результате реакций поликонденсации состав образованного полимера отличается от его мономера:

Реакции разложения

Это процесс расщепления сложного органического соединения на менее сложные или простые вещества:

С 18 H 38 → С 9 H 18 + С 9 H 20

Классификация химических реакций по механизмам

Протекание реакций с разрывом ковалентных связей в органических соединениях возможно по двум механизмам (т.е. пути, приводящему к разрыву старой связи и образованию новой) – гетеролитическому (ионному) и гомолитическому (радикальному).

Гетеролитический (ионный) механизм

В реакциях, протекающих по гетеролитическому механизму образуются промежуточные частицы ионного типа с заряженным атомом углерода. Частицы, несущие положительный заряд называются карбкатионы, отрицательный – карбанионы. При этом происходит не разрыв общей электронной пары, а ее переход к одному из атомов, с образованием иона:

Склонность к гетеролитическому разрыву проявляют сильно полярные, например Н–O, С–О и легко поляризуемые, например С–Вr, С–I связи.

Реакции, протекающие по гетеролитическому механизму делят на нуклеофильные и электрофильные реакции. Реагент, располагающий электронной парой для образования связи называют нуклеофильным или электронодонорным. Например, HO — ,RO — , Cl — , RCOO — , CN — , R — , NH 2 , H 2 O, NH 3 , C 2 H 5 OH, алкены, арены.

Реагент, имеющий незаполненную электронную оболочку и способные присоединить пару электронов в процессе образования новой связи.называют электрофильным реагентам относятся следующие катионы: Н + , R 3 C + , AlCl 3 , ZnCl 2 , SO 3 , BF 3 , R-Cl, R 2 C=O

Реакции нуклеофильного замещения

Характерны для алкил- и арилгалогенидов:

Реакции нуклеофильного присоединения

Реакции электрофильного замещения


Реакции электрофильного присоединения

Гомолитический (радикальный механизм)

В реакциях, протекающих по гомолитическому (радикальному) механизму на первой стадии происходит разрыв ковалентной связи с образованием радикалов. Далее образовавшийся свободный радикал выступает в качестве атакующего реагента. Разрыв связи по радикальному механизму свойственен для неполярных или малополярных ковалентных связей (С–С, N–N, С–Н).

Различают реакции радикального замещения и радикального присоединения

Реакции радикального замещения

Характерны для алканов

Реакции радикального присоединения

Характерны для алкенов и алкинов

Таким образом, мы рассмотрели основные типы химических реакций в органической химии

Категории ,

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.

Наиболее часто под химическими реакциями понимают процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. Согласно закону сохранения массы, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения одинаково. Обычно формулы исходных веществ записывают в левой части уравнения, а формулы продуктов – в правой. Равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения достигается расстановкой перед формулами веществ целочисленных стехиометрических коэффициентов.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: температура, давление, излучение и т.д., что указывается соответствующим символом над (или «под») знаком равенства.

Все химические реакции могут быть сгруппированы в несколько классов, которым присущи определенные признаки.

Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ

Согласно этой классификации, химические реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.

В результате реакций соединения из двух или более (сложных или простых) веществ образуется одно новое вещество. В общем виде уравнение такой химической реакции будет выглядеть следующим образом:

Например:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3

Реакции соединения в большинстве случаев экзотермические, т.е. протекают с выделением тепла. Если в реакции участвуют простые вещества, то такие реакции чаще всего являются окислительно-восстановительными (ОВР), т.е. протекают с изменением степеней окисления элементов. Однозначно сказать будет ли реакция соединения между сложными веществами относиться к ОВР нельзя.

Реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько других новых веществ (сложных или простых) относят к реакциям разложения . В общем виде уравнение химической реакции разложения будет выглядеть следующим образом:

Например:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O =2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)

Большинство реакций разложения протекает при нагревании (1,4,5). Возможно разложение под действием электрического тока (2). Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований и солей кислородсодержащих кислот (1, 3, 4, 5, 7) протекает без изменения степеней окисления элементов, т.е. эти реакции не относятся к ОВР. К ОВР реакциям разложения относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления (6).

Реакции разложения встречаются и в органической химии, но под другими названиями — крекинг (8), дегидрирование (9):

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

При реакциях замещения простое вещество взаимодействует со сложным, образуя новое простое и новое сложное вещество. В общем виде уравнение химической реакции замещения будет выглядеть следующим образом:

Например:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (2)

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 (3)

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 (5)

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 (6)

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl (7)

Реакции замещения в своем большинстве являются окислительно-восстановительными (1 – 4, 7). Примеры реакций разложения, в которых не происходит изменения степеней окисления немногочисленны (5, 6).

Реакциями обмена называют реакции, протекающие между сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями. Обычно этот термин применяют для реакций с участием ионов, находящихся в водном растворе. В общем виде уравнение химической реакции обмена будет выглядеть следующим образом:

АВ + СD = АD + СВ

Например:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 (3)

AgNО 3 + КВr = АgВr ↓ + КNО 3 (4)

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 ↓+ ЗNаСl (5)

Реакции обмена не являются окислительно-восстановительными. Частный случай этих реакций обмена -реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислот со щелочами) (2). Реакции обмена протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного вещества (3), осадка (4, 5) или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды (1, 2).

Классификация химических реакций по изменениям степеней окисления

В зависимости от изменения степеней окисления элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции все химические реакции подразделяются на окислительно-восстановительные (1, 2) и, протекающие без изменения степени окисления (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (восстановитель)

С 4+ + 4e = C 0 (окислитель)

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (восстановитель)

N 5+ +3e = N 2+ (окислитель)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Классификация химических реакций по тепловому эффекту

В зависимости от того, выделяется ли или поглощается тепло (энергия) в ходе реакции, все химические реакции условно разделяют на экзо – (1, 2) и эндотермические (3), соответственно. Количество тепла (энергии), выделившееся или поглотившееся в ходе реакции называют тепловым эффектом реакции. Если в уравнении указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, то такие уравнения называются термохимическими.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 кДж (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602, 5 кДж (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 кДж (3)

Классификация химических реакций по направлению протекания реакции

По направлению протекания реакции различают обратимые (химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ) и необратимые (химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ).

Для обратимых реакций уравнение в общем виде принято записывать следующим образом:

А + В ↔ АВ

Например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН↔ Н 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О

Примерами необратимых реакций может служить следующие реакции:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О

Свидетельством необратимости реакции может служить выделение в качестве продуктов реакции газообразного вещества, осадка или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды.

Классификация химических реакций по наличию катализатора

С этой точи зрения выделяют каталитические и некаталитические реакции.

Катализатором называют вещество, ускоряющее ход химической реакции. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Протекание некоторых реакций вообще невозможно без присутствия катализатора:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию (автокаталитические реакции):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, где Ме – металл.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Классификация химических реакций

Реферат по химии ученика 11 класса средней шк.№ 653 Николаева Алексея

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Тепловой эффект.

7. Явление катализа.

Классификация по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции.

Реакции соединения.

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

A + B + C = D

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Неорганическая химия.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .

Органическая химия.

В органической химии такие реакции часто называют реакциями присоединения. В них обычно участвуют соединения, содержащие двойную или тройную связь. Разновидности реакций присоединения: гидрирование, гидратация, гидрогалогенирование, полимеризация. Примеры данных реакций:

T o

Н 2 С = СН 2 + Н 2 → CН 3 – СН 3

этилен этан

T o

HC=CH + HCl → H 2 C=CHCl

ацетилен хлорвинил

T o

n СН 2 =СН 2 → (-СН 2 -СН 2 -)n

Этилен полиэтилен

Реакции разложения.

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Неорганическая химия.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

t o

CuSO 4 5H 2 O

CuSO 4 + 5H 2 O

t o

4HNO 3

2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,

(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Органическая химия.

В органической химии к реакциям разложения относятся: дегидратация, дегидрирование» крекинг, дегидрогалогенирование, а также реакции деполимеризации, когда из полимера образуется исходный мономер. Соответствующие уравнения реакций:

T o

С 2 Н 5 ОН → C 2 H 4 + Н 2 O

T o

С 6 Н 14 → С 6 Н 6 + 4Н 2

гексан бензол

C 8 H 18 → C 4 H 10 + C 4 H 8

Октан бутан бутен

C 2 H5Br → C 2 H 4 + НВг

бромэтан этилен

(-СН 2 – СН = С — СН 2 -)n → n СН 2 = СН – С = СН 2

\СНз \ СНз

природный каучук 2-метилбутадиен-1,3

Реакции замещения.

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Неорганическая химия.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2

2 КС lO 3 + l 2 = 2KlO 3 + С l 2 .

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5

Органическая химия.

В органической химии реакции замещения понимаются шире, то есть замещать может не один атом, а группа атомов или замещается не атом, а группа атомов. К разновидности реакции замещения можно отнести нитрование и галогенирование предельных углеводородов, ароматических соединений и спиртов:

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

бензол бромбензол

C 2 H 5 OH + HCl → C 2 H 5 Cl + H 2 O

Этанол хлорэтан

Реакции обмена.

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Неорганическая химия

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О

AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации:

НСl + КОН = КСl + Н 2 О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2

Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О

Органическая химия

НСООН + NaOH → HCOONa + Н 2 O

муравьиная кислота формиат натрия

реакции гидролиза:

Na 2 CO3 + Н 2 О
NaHCO 3 + NaOH

карбонат натрия гидрокарбонат натрия

СО 3 + Н 2 О
НСО 3 + ОН

реакции этерификации:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH
CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

уксусная этанол этиловый эфир уксусной кислоты

Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

Газовые реакции

Реакции в растворах

NaОН(рр) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)

Реакции между твердыми веществами

t o

СаО (тв ) +SiO 2 (тв )

СаSiO 3 (тв)

Число фаз, в которых находятся участники реакции.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Гомогенные (однофазные) реакции.

К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

Гетерогенные (многофазные) реакции.

К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).

газотвердофазные реакции

СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).

жидкотвердофазные реакции

Na 2 SO 4 (рр) + ВаСl 3 (рр) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО 3) 2 (рр) + Н 2 SО 4 (рр) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.

Природа переносимых частиц.

Протолитические реакции.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.

В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

Окислительно-восстановительные реакции.

Все химические реакции подразделяются на такие, в которых степени окисления не изменяются (например, реакция обмена) и на такие, в которых происходит изменение степеней окисления. Их называют окислительно-восстановительными реакциями. Ими могут быть реакции разложения, соединения, замещения и другие более сложные реакции. Например:

Zn + 2 H + → Zn 2 + + H 2

FeS 2 + 8HNO 3 (конц ) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

Лиганднообменные реакции.

К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорноакцепторному механизму. Например :

Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2

Fe + 5CO =

Al(OH) 3 + NaOH =

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

Необратимые реакции.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О

Обратимые реакции.

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

А + В
АВ.

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН
СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.

2SO 2 +O 2
2SO 3 + Q

Следовательно, данные реакции не идут до конца, потому, что одновременно происходят две реакции — прямая (между исходными веществами) и обратная (разложение продукта реакции).

Классификация по тепловому эффекту.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакции, называется тепловым эффектом данной реакции. По тепловому эффекту реакции делят:

Экзотермические.

Протекают с выделением тепла

СН 4 + 2O 2 → СО 2 + 2Н 2 O + Q

Н 2 + Cl 2 → 2HC l + Q

Эндотермические.

Протекают с поглощением тепла

N 2 + О 2 → 2NO-Q

2Н 2 O → 2Н 2 + O 2 — Q

Классификация с учетом явления катализа.

Каталитические.

К ним относятся все процессы с участием катализаторов.

Кат .

2SO 2 + O 2
2SO 3

Некаталитические.

К ним относятся любые мгновенно протекающие реакции в растворах

BaCl 2 + H 2 SO 4 = 2HCl + BaSO 4 ↓

Список литературы

Ресурсы Интернет:

http://chem.km.ru – «Мир Химии»

http :// chemi . org . ru – «Пособие для абитуриентов. Химия»

http :// hemi . wallst . ru – «Альтернативный учебник по химии для 8-11 классов»

«Руководство по химии. Поступающим в ВУЗы» — Э.Т. Оганесян, М. 1991г.

Большой Энциклопедический Словарь. Химия» — М. 1998г.

Каждый учитель сталкивается с проблемой нехватки учебного времени. Точнее даже не сталкивается, а постоянно работает в условиях его хронического недостатка. Причем с годами последний неуклонно увеличивается вследствие уплотнения учебного материала, сокращения числа часов, отводимых на изучение химии, и усложнения задач обучения, призванного обеспечивать разностороннее развивающее воздействие на личность учащегося.

Для разрешения этого постоянно усиливающегося противоречия важно, с одной стороны, убедительно раскрыть перед учеником значимость образования, необходимость личностной заинтересованности в нем и перспективности самодвижения в его приобретении. С другой стороны – интенсифицировать осуществляемый в школе учебно – воспитательный процесс (УВП). Первого можно достигнуть в том случае, если обучение будет построено так, что ученик ЗАХОЧЕТ и СМОЖЕТ осознать себя СУБЪЕКТОМ УЧЕНИЯ, то есть таким участником УВП, который понимает и принимает его цели, владеет способами их достижения и стремится к расширению спектра этих способов. Таким образом, ведущими условиями превращения учащегося в субъект учения (в рамках предметного обучения химии) является его компетентность в содержании рассматриваемых учебных вопросов и способах овладения им и ориентация на достижение целостных знаний по предмету.

Скачать:


Предварительный просмотр:

Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.

/в помощь молодому учителю/

Цель: систематизировать знания учащихся о подходах к классификации химических реакций. Образовательные задачи: · повторить и обобщить сведения о классификации химических реакций по признаку – числу исходных и полученных веществ; рассмотреть законы сохранения массы веществ и энергии при химических реакциях как частный случай проявления всеобщего закона природы.

Воспитательные задачи: · доказать ведущую роль теории в познании практики; · показать учащимся взаимосвязь противоположных процессов; · доказать материальность изучаемых процессов;

Развивающие задачи: · развитие логического мышления путем сравнения, обобщения, анализа, систематизации.

Тип урока: урок комплексного применения знаний.

Методы и приемы: беседа, письменная работа, фронтальный опрос.

Ход урока I. Организационный момент

II. Мотивация учебной деятельности учащихся, сообщение темы, цели, задач урока.

III. Проверка знаний учащимися фактического материала.

Фронтальная беседа: 1. Какие типы химических реакций вам известны? (реакции разложения, соединения, замещения и обмена). 2. Дайте определение реакции разложения? (Реакции разложения – реакции, при которых из одного сложного вещества образуются два и более новых простых или менее сложных веществ). 3. Дайте определение реакции соединения? (Реакции соединения – реакции, при которых два или несколько веществ образуют одно более сложное вещество). 4. Дайте определение реакции замещения? (Реакции замещения – реакции, при которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе). 5 Дайте определение реакции обмена? (Реакции обмена – реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями). 6. Какова основа этой классификации? (основой классификации является число исходных и образовавшихся веществ)

IV. Проверка знаний учащимися основных понятий, законов, теорий, умений объяснять их сущность.

  1. Объясните сущность протекания химических реакций. (Сущность химических реакций сводится к разрыву связей в исходных веществах и возникновению новых химических связей в продуктах реакции. При этом общее число атомов каждого элемента остается постоянным, следовательно, масса веществ в результате химических реакций не изменяется.)
  2. Кем и когда была установлена эта закономерность? (В 1748 году русским ученым М.В.Ломоносовым – закон сохранения массы веществ).

V. Проверка глубины осмысления знаний, степени обобщения.

Задание: определите тип химической реакции (соединения, разложения, замещения, обмена). Дайте объяснения сделанным вами заключения. Расставьте коэффициенты. (ИКТ)

1 ВАРИАНТ

2 ВАРИАНТ

3 ВАРИАНТ

Mg + O 2 =MgO

Fe + CuCl 2 =

Cu + FeCl 2

Cu + O 2 = CuO

K + H 2 O =

KOH + H 2

P + O 2 = P 2 O 5

Fe 2 O 3 + HCl = FeCl 3 + H 2 O

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 +H 2

Mg + HCl =

MgCl 2 + H 2

Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2

Zn + Cu(NO 3 ) 2 =Cu+Zn(NO 3 ) 2

Al 2 O 3 + HCl =

AlCl 3 +H 2 O

SO 2 + h3O ↔ H 2 SO 3

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

P 2 O 5 + H 2 O = H 3 PO 4

CuCl 2 + KOH= Cu(OH) 2 +KCl

CaO + H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O

Ba(OH) 2 + HNO 3 = Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O

Ca(OH) 2 + HNO 3 = Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O

NaOH + H 2 S =

Na 2 S + H 2 O

Ca + H 2 O =

Ca(OH) 2 +H 2

AgNO 3 + NaBr = AgBr↓ + NaNO 3

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ NaCl

AgNO 3 + KCl = AgCl +KNO 3

Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Cu(NO 3 ) 2 + Hg

CO 2 + h3O ↔ H 2 CO 3

Fe(OH) 3 =

Fe 2 O 3 + H 2 O

Mg + HCl =

MgCl 2 + H 2

VI Классификация химических реакций в органической химии.

А: В неорганической химии реакции соединения, а в органической химии такие реакции часто называют реакциями присоединения (Реакции, в результате которых две и более молекул реагирующих веществ соединяются в одну) В них обычно участвуют соединения, содержащие двойную или тройную связь. Разновидности реакций присоединения: гидрирование, гидратация, гидрогалогенирование, галогенирование, полимеризация. Примеры данных реакций:

1.Гидрирование – реакция присоединения молекулы водорода по кратной связи:

Н 2 С = СН 2 + Н 2 → CН 3 – СН 3

этилен этан

НС ≡ СН + Н 2 → CН 2 = СН 2

ацетилен этилен

2.Гидрогалогенирование – реакция присоединения галогеноводорода по кратной связи

Н 2 С = СН 2 + НCl→ CН 3 ─CH 2 Cl

этилен хлорэтан

(по правилу В.В.Марковникова)

Н 2 С = СН─СН 3 + НCl→ CН 3 ─CHCl─СН 3

пропилен 2 — хлорпропан

HC≡CH + HCl → H 2 C=CHCl

ацетилен хлорвинил

HC≡C─СН 3 + HCl → H 2 C=CCl─СН 3

пропин 2-хлорпропен

3.Гидратация – реакция присоединения воды по кратной связи

Н 2 С = СН 2 + Н 2 О→ CН 3 ─CH 2 ОН (первичный спирт)

этен этанол

(при гидратации пропена и других алкенов образуются вторичные спирты)

HC≡CH + H 2 О → H 3 C─CНО

ацетилен альдегид – этаналь (реакция Кучерова)

4.Галогенирование – реакция присоединения молекулы галогена по кратной связи

Н 2 С = СН─СН 3 + Cl 2 → CН 2 Cl─CHCl─СН3

пропилен 1,2 – дихлорпропан

HC≡C─СН 3 + Cl 2 → HCCl=CCl─СН 3

пропин 1,2-дихлорпропен

5.Полимеризация – реакции, в ходе которых молекулы веществ с небольшой молекулярной массой соединяются друг с другом с образованием молекул веществ с высокой молекулярной массой.

n СН 2 =СН 2 → (-СН 2 -СН 2 -)n

Этилен полиэтилен

Б: В органической химии к реакциям разложения (отщепления) относятся: дегидратация, дегидрирование, крекинг, дегидрогалогенирование.

Соответствующие уравнения реакций:

1.Дегидратация (отщепление воды)

С 2 Н 5 ОН → C 2 H 4 + Н 2 O (H 2 SO 4 )

2.Дегидрирование (отщепление водорода)

С 6 Н 14 → С 6 Н 6 + 4Н 2

гексан бензол

3.Крекинг

C 8 H 18 → C 4 H 10 + C 4 H 8

октан бутан бутен

4. Дегидрогалогенирование (отщепление галогеноводорода)

C 2 H 5 Br → C 2 H 4 + НВг (NaOH,спирт)

Бромэтан этилен

В: В органической химии реакции замещения понимаются шире, то есть замещать может не один атом, а группа атомов или замещается не атом, а группа атомов. К разновидности реакции замещения можно отнести нитрование и галогенирование предельных углеводородов, ароматических соединений, спиртов и фенола:

С 2 Н 6 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl +HCl

этан хлорэтан

С 2 Н 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 +H 2 O (реакция Коновалова)

этан нитроэтан

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

бензол бромбензол

С 6 Н 6 + HNO 3 → C 6 H 5 NO 2 +H 2 O

бензол нитробензол

C 2 H 5 OH + HCl → C 2 H 5 Cl + H 2 O

Этанол хлорэтан

C 6 H 5 ОН + 3Br 2 → C 6 H 2 Br 3 + 3HBr

фенол 2,4,6 — трибромфенол

Г: Реакции обмена в органической химии характерны для спиртов и карбоновых кислот

НСООН + NaOH → HCOONa + Н 2 O

муравьиная кислота формиат натрия

(реакция нейтрализации)

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH↔ CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

уксусная этанол этиловый эфир уксусной кислоты

(реакция этерификации ↔ гидролиз)

VII Закрепление ЗУН

  1. При нагревании гидроксида железа (3) происходит реакция
  2. Взаимодействие алюминия с серной кислотой относится к реакции
  3. Взаимодействие уксусной кислоты с магнием относится к реакции
  4. Определите тип химических реакций в цепочке превращений:

(использование ИКТ)

А) Si→SiO 2 →Na 2 SiO 3 →H 2 SiO 3 →SiO 2 →Si

Б) СН 4 →С 2 Н 2 →С 2 Н 4 →С 2 Н 5 ОН→С 2 Н

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 ввел понятие обратимых реакций. Первоначально он заметил, что карбонат натрия и хлорид кальция реагируют с образованием карбоната кальция и хлорида натрия; однако, наблюдая за образованием карбоната натрия по краям соленых озер, он понял, что большое количество солей в испаряющейся воде реагировало с карбонатом кальция с образованием карбоната натрия, что указывает на то, что происходила обратная реакция.

Химические реакции представлены химическими уравнениями. Эти уравнения обычно имеют однонаправленную стрелку (\(\стрелка вправо\)) 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 реагируют 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 существу аналогичны выпечке. Ингредиенты, выступающие в качестве реагентов, смешиваются и выпекаются вместе, чтобы сформировать пирог, который действует как продукт. Этот пирог нельзя превратить обратно в реагенты (яйца, муку и т. д.), так же как продукты необратимой реакции не могут снова превратиться в реагенты.

Примером необратимой реакции является горение. Горение включает сжигание органического соединения, такого как углеводород, и кислорода с образованием углекислого газа и воды. Поскольку вода и углекислый газ стабильны, они не реагируют 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 следующую обобщенную форму:

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

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 протекают одновременно , что означает, что реагенты реагируют с образованием продуктов, а 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 достаточно энергии, необходимой для разрыва связей продукта и молекул реагентов.

Ниже приведен пример обобщенной формы обратимой реакции и разбивка 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 реагент А — 10 девочек, а реагент В — 10 мальчиков. Когда каждая девочка и мальчик выходят на танцпол, они объединяются в пары, чтобы стать продуктом. Как только пять девочек и пять мальчиков оказываются на танцполе, одна из пяти пар распадается и уходит в сторонку, снова становясь реагентами.Когда эта пара покидает танцпол, другие мальчик и девочка в сторонке объединяются в пару, чтобы снова сформировать продукт. Этот процесс продолжается снова и снова, представляя собой 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, нажмите здесь: Химическое равновесие

.

Если реагенты образуются с той же скоростью, что и продукты, то существует динамическое равновесие.Например, если резервуар для воды наполняется водой с той же скоростью, с которой вода покидает резервуар (через гипотетическое отверстие), количество воды, оставшейся в резервуаре, остается постоянным.

Связь с биологией

Белок гемоглобина имеет четыре сайта связывания. Молекулы гемоглобина могут связываться либо с углекислым газом, либо с кислородом. Когда кровь проходит через альвеолы ​​легких, молекулы гемоглобина захватывают молекулы, богатые кислородом, и связываются с кислородом. По мере того, как гемоглобин проходит через остальную часть тела, он высвобождает кислород в капиллярах, чтобы система органов могла использовать кислород.Выделив кислород, он поглощает углекислый газ. Поскольку этот процесс постоянно осуществляется в организме, всегда есть молекулы гемоглобина, которые захватывают или выделяют кислород, и другие молекулы гемоглобина, которые захватывают или выделяют углекислый газ. Таким образом, молекулы гемоглобина, кислород и углекислый газ являются реагентами, а молекулы гемоглобина со связанными с ними кислородом или углекислым газом являются продуктами. В этой закрытой системе некоторые реагенты превращаются в продукты, а некоторые продукты превращаются в реагенты, что делает ее похожей на обратимую реакцию.

Участники и ссылки

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

Объяснение урока: обратимые и необратимые реакции

В этом объяснении мы научимся определять обратимость химических реакций и приведем 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 включает необратимые процессы. процессы.Процессы и реакции, происходящие между ингредиентами смеси для выпечки при выпечке 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, что реакции развиваются только в одном направлении: реагентыпродукты⟶

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 сгорание топлива в горелке Бунзена. Топливом часто является смесь пропана и бутана.Эти углеводороды реагируют 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 превратились в продукт. Продукты, вода и углекислый газ, стабильны, поэтому при нормальных условиях они не будут самопроизвольно реагировать с образованием пропана и кислорода. Реакция необратима.

Мы можем написать общее уравнение необратимой реакции: ABCD+⟶+

Пример 1. Идентификация необратимой реакции на основе данных наблюдений

Спирт поджигают и собирают 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 обратима.

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 подвергается реакции горения с кислородом воздуха. Нам говорят, что после воспламенения спирта собираются два разных газа. Поскольку эти два газа отличаются друг от друга и отличаются от двух исходных веществ (спирта и кислорода), мы можем сделать вывод, что реакция действительно имела место.Поскольку исходное вещество, спирт, в конце реакции не собиралось, можно также предположить, что все реагенты превратились в продукты и 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: продуктыреактивы⟶ или CDAB+⟶+

Итак, вместо этого мы можем написать уравнение с двумя полустрелками, каждая из которых указывает в противоположном направлении.Эти стрелки показывают, что реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении: реагентпродукты или A+BC+D

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

Определение: Обратимая реакция

Обратимая реакция – это реакция, которая протекает в обоих направлениях; реагенты реагируют, образуя продукты, а продукты реагируют, чтобы преобразовать реагенты.

Однако важно отметить, что в принципе все реакции обратимы. Однако условия, необходимые для протекания обратной реакции, часто очень трудно достижимы. Например, для обратной реакции горения пропана потребуются очень специфические условия. Эти условия не могут быть легко достигнуты в стандартной лаборатории, и поэтому мы говорим, что при горении 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 является эндотермической 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

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

Итак, А и В могут реагировать в прямой реакции с образованием С и D, и в то же время С и D могут реагировать в обратной реакции с образованием А и В.Правильный ответ Е, обратимая реакция – это химическая реакция, которая может протекать в обоих направлениях.

Обратимые реакции более заметны для нас, когда они не завершены, другими словами, когда не все реагирующие вещества превращаются в продукты.

Пример обратимой реакции: 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()(необратимая реакция)43sgg

Иногда горловину пробирки затыкают ватой, чтобы предотвратить выход охлаждающих паров, но позволяя выйти более легким газам в воздухе.Таким образом, компоненты реакции находятся внутри пробирки, а 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 ввод тепловой энергии (путем нагревания химических веществ) будет запускать прямую реакцию: NHCl()NH()+HCl()43sgg

Обратная реакция NH()+HCl()NHCl()34ggs тогда экзотермический.Удаление тепловой энергии (путем охлаждения химических веществ) вызовет обратную реакцию.

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

Обратимая реакция 2NO()NO()224ggexothermicendothermic

показывает, что прямая реакция является экзотермической, а обратная — эндотермической. Количество энергии, выделяемой прямой реакцией, другими словами, изменение энтальпии Δ𝐻, равно количеству энергии, поглощаемой обратной реакцией.

Следующая диаграмма пути реакции показывает, что количество энергии, поглощаемой эндотермической реакцией обратимой реакции (Δ𝐻эндо) или высвобождаемой экзотермической реакцией обратимой реакции (Δ𝐻экзо), 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 верно в отношении обратной реакции?

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

Ответ

Нам говорят, что прямая реакция CuSO·5HO()CuSO()+5HO()4242ssl является эндотермическим. Это означает, что эта реакция поглощает тепловую энергию из окружающей среды. Количество тепловой энергии, переданной из окружающей среды реагенту во время этого процесса дегидратации (прямая реакция), такое же, как количество энергии, переданной от продукта в окружающую среду во время реакции гидратации безводного продукта CuSO()4s.Реакция гидратации (обратная) CuSO()+5HO()CuSO·5HO()4242sls

Таким образом, эта обратная реакция экзотермическая, поэтому правильный ответ D, обратная реакция экзотермическая.

Разрыв связей обычно является эндотермическим процессом, поскольку для разрыва связей в реагентах требуется энергия. Затем атомы реагентов перестраиваются с образованием продуктов. Формирование связей обычно представляет собой экзотермический процесс, при котором высвобождается энергия. Мы называем общую реакцию эндотермической, если общее количество поглощенной энергии больше, чем общее количество высвобожденной энергии.И наоборот, при экзотермической реакции общее количество выделяемой энергии больше, чем общее количество поглощаемой энергии.

Рассмотрим еще несколько примеров обратимых реакций.

CuSO·5HO()42s, гидратированный сульфат меди(II), представляет собой синее кристаллическое твердое вещество. Он содержит кристаллизационные воды, 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 выделение белого пара и превращение кристаллов в белый порошок.Пар – это пар или газообразная вода. Остающийся белый порошок представляет собой безводный или обезвоженный сульфат меди (II), CuSO (4s).

Определение: Безводная (дегидратированная) соль

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

Происходит следующая реакция: CuSO·5HO()CuSO()5HO()Гидратированныймедь(II)сульфатБезводныймедь(II)сульфатСинийБелый4242ssg+

Мы можем наблюдать и обратную реакцию, добавляя несколько капель воды к белому безводному порошку.Белый порошок снова станет синим, как показано на фотографии ниже. Безводный сульфат меди (II) снова становится синим по мере гидратации, и из-за этих ярких различий в цвете мы можем использовать сульфат меди (II) для проверки присутствия воды.

Прямая реакция является эндотермической, и ей способствует нагревание. И наоборот, когда добавляется вода, обратная реакция выделяет тепловую энергию, потому что она экзотермическая. Это часто имеет место для гидратированных солей.

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

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

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

Ответ

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

Реагент содержит кристаллизационную воду, поэтому представляет собой 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, получен безводный карбонат натрия , правильно описывает реакцию.

Для запуска прямой реакции, другими словами, для удаления кристаллизационной воды из гидратированного соединения, тепловая энергия должна быть поглощена реагентом NaCO·10HO()232s.Таким образом, прямая реакция является эндотермической. Заявление D, прямая реакция является эндотермической , точно описывает реакцию.

Уравнение реакции показывает нам, что газообразная вода является одним из продуктов. Таким образом, утверждение E, HO()2g формируется , 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 синие кристаллы , не является точным описанием продукта NaCO()23s.NaCO()23s — белое вещество. (Общеизвестным веществом, которое является кристаллическим и синим, является CuSO·5HO()42s, хотя существует много других синих кристаллических соединений.)

Если в замкнутой системе протекают и прямая, 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 диссоциируют в воде обратимым образом. Примером этого является этановая кислота CHCOOH()3aq, которая не вся превращается в ионы в воде, но некоторые ионы повторно ассоциируют с образованием CHCOOH4 в то же время, когда другие молекулы CHCOOH4 диссоциируют.Происходит обратимая реакция или процесс. CHCOOH()CHCOO()+H()33–+aqaqaq

И прямой, и обратный процессы происходят одновременно и будут продолжаться одновременно, пока система не достигнет равновесия. При равновесии концентрации всех веществ в системе будут оставаться постоянными, но не обязательно одинаковыми. Концентрация CHCOOH4 в левой части уравнения и концентрации ионов в правой части уравнения зависят от условий, таких как температура.Если условия изменятся, то равновесие «сместится» либо в левую, либо в правую часть уравнения, изменяя концентрацию каждого вида. Однако и прямая, 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, отличной от нуля 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 протекает только в одном направлении; продукты не реагируют вместе, чтобы преобразовать реагенты: реагентыпродуктыABCD⟶+⟶+
  • Обратимая реакция протекает в обоих направлениях; реагенты реагируют с образованием продуктов, а продукты реагируют с образованием реагентов: реагентыпродуктыABCD++
  • Условия, такие как температура, влияют на реакции обратимой реакции.
  • Если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая.
  • Если прямая реакция эндотермическая, то обратная реакция экзотермическая.
  • В обратимой реакции количество энергии, передаваемой между системой и окружающей средой, одинаково для прямой и обратной реакции.
  • В динамических равновесиях скорость прямой реакции и скорость обратной реакции одинаковы и отличны от нуля.
  • В условиях статического равновесия скорости прямой и обратной реакции равны нулю.

Видео-урок: 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 противоположном направлении, где продукты могут реагировать с образованием реагенты. В этом случае реакция обратимый.В этом видео мы научимся определить обратимость в химических реакциях, привести примеры обратимых и необратимые процессы и обсудить, как изменение условий реакции может заставить его двигаться в обратном направлении.

В начале 1800-х гг. ученые думали, что реакции шли только в одном направлении, что кажется разумным. Ведь для многих процессов вы не можете заставить вещи реагировать в противоположном направлении.Представьте, что вы пытаетесь разжечь реакция горения, например, когда метан сгорает в кислороде с образованием углекислого газа и вода. Нам пришлось бы форсировать углекислый газ и вода, чтобы снова вступить в реакцию с образованием метана и кислорода. Невозможный! Но был французский химик по имени Клод Луи Бертолле, который изучал реакцию, в которой карбонат натрия реагирует с хлоридом кальция с образованием карбоната кальция и хлорида натрия.

Он отправился на соленое озеро, где он сделал интересное наблюдение.Образовался карбонат натрия на краю озера. В конце концов он понял, что большое количество соли в соленом озере или хлорид натрия реагировали с карбонат кальция, который содержится в панцирях морских организмов. Другими словами, реакция была двигаясь в обратном направлении по сравнению с тем, что он изучал в лаборатории. Как оказалось, их много реакции, которые не просто идут в прямом направлении, когда реагенты объединяются в формировать продукты.Есть много реакций, которые могут пойти в обратном направлении, где продукты могут объединяться, образуя реагенты.

Когда реакция может идти только в прямом направлении, подобно горению метана, называется необратимым реакция. Но когда реакция идет как в прямом направлении и обратном направлении, мы называем это реверсивным реакция. Мы можем указать обратимое реакция в нашем химическом уравнении с помощью двух однонаправленных стрелок.Так что же делает реакцию такой иногда идут в прямом направлении, а иногда в обратном направлении как Бертолле видел с его реакцией? Ну, получается, что меняется условия, в которых протекает реакция, могут иногда вызывать реакцию на обратный. Чтобы прочувствовать это, давайте возьмем рассмотрим некоторые классические примеры обратимых реакций.

Сульфат меди(II) безводный белый порошок, но при контакте с водой образует гидратированную соль и превращается в синий.Это делает его чрезвычайно полезным в качестве тест, чтобы определить, является ли вещество водой. Когда вы нагреваете этот синий гидратированный 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 другой белый порошок. При нагревании он разлагается, образуя два бесцветных газа, аммиак и хлороводород.Если провести эту реакцию в закройте пробирку пробкой, вы заметите, что по мере протекания реакции белый порошок образуются на холодном конце пробирки. Этот белый порошок, который формируется, на самом деле хлорид аммония, то самое вещество, с которого мы начали. Когда аммиак и водород хлорные газы достаточно остывают, они реагируют друг с другом, вызывая реакцию идут в обратном направлении и снова образуют 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 рН индикаторы. Индикаторы pH чрезвычайно полезны в экспериментах по кислотно-щелочным реакциям. как титрование. Мы можем добавить несколько капель индикатора к нашему аналиту в нашем эксперименте по титрованию, чтобы мы могли примерно контролировать рН решение.Когда мы впервые добавляем индикатор pH для нашего решения это один цвет. Но так как мы проводим титрование поэкспериментируйте, в этом случае при добавлении основания к кислоте рН изменится. В определенный момент, когда мы добавили достаточно нашего основания, индикатор pH внезапно изменит цвет.

Как оказалось, эти pH индикаторы представляют собой большие органические молекулы, имеющие две формы. В одной форме индикатор имеет водород, и это один цвет.В другой форме индикатор потерял этот водород, и это другой цвет. Цвет индикатора меняется в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе. Чем больше ионов Н+ в раствор, означающий, что раствор кислый, индикатор одного цвета. Но так как мы добавляем базу во время этого эксперименте, он будет реагировать с ионами H+ в растворе, вызывая концентрация ионов Н+ уменьшится, что сделает раствор более щелочным, и индикатор изменит цвет.

Поскольку pH связан с концентрации ионов водорода в растворе, мы можем использовать цвет рН индикатор, чтобы дать нам приблизительную оценку pH раствора. Точный pH, при котором это изменение цвета происходит в зависимости 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 целей. значений рН.

Эти примеры не должны предполагают, что для всех обратимых реакций у нас есть прямая реакция, протекающая в одних условиях и обратная реакция, протекающая в других условиях.Иногда и вперед, и при этом идут обратные реакции. Это характерно для реакций, включают слабые кислоты и слабые основания. Например, когда мы вводим слабой кислой плавиковой кислоты к воде, она будет диссоциировать с образованием ионов H+ и F- ионы. Но тогда ионы F- способны реагируя с ионами Н+ с образованием плавиковой кислоты. Затем эти новообразованные молекулы плавиковой кислоты может диссоциировать с образованием ионов H+ и ионов F-.Ну, некоторые из существующих ионов F- снова будет реагировать с ионами водорода с образованием плавиковой кислоты.

Другими словами, форвард и одновременно идут обратные реакции. Когда это происходит, вперед и обратные реакции будут продолжаться до тех пор, пока система не придет в равновесие где концентрация плавиковой кислоты, ионов водорода и ионов F– не меняется дольше. Теперь это равновесие не является статичным равновесие, при котором скорость прямой реакции равна нулю, а скорость обратная реакция равна нулю.Скорее, обе реакции по-прежнему происходит. Их ставки просто равны каждому другое, поэтому в концентрациях наших химических видов нет чистых изменений. Такое равновесие называется динамическое равновесие.

Осталась последняя тема обсудить, прежде чем мы будем практиковать то, что мы узнали, и это роль энергии в обратимые реакции. В ходе хим. реакции некоторые или все связи между атомами в наших реагентах разрываются, поэтому что атомы могут перестроиться, чтобы сформировать продукты.Процесс разрыва связей требует энергии. Процесс, который должен поглощать энергию является эндотермическим. И наоборот, процесс создания связи экзотермические. Он высвобождает энергию. Когда реакция высвобождает больше энергии, чем поглощает, эта реакция является экзотермической, что соответствует отрицательному изменение энтальпии. Но когда реакция поглощает больше энергии, чем выделяется, реакция является эндотермической, что соответствует положительное изменение энтальпии.

Что это значит для обратимые реакции? Ну допустим, что наш форвард реакция эндотермическая, поэтому реакция будет иметь положительное изменение энтальпия. Какая будет обратная реакция быть? Когда мы смотрим на нашу диаграмму, мы можем видим, что когда мы переходим от продуктов к реагентам, реакция эндотермическая, потому что имеем положительное изменение энтальпии. Но когда мы пойдем другим путем, при образовании реагентов из продуктов изменение энтальпии отрицательно, 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, когда мы смотрим на общее изменение энтальпии реакции будет таким же, только знак будет другим. Другими словами, если в прямом направлении изменение энтальпии составляет 100 Дж, изменение энтальпии будет равно минус 100 Дж в обратном направлении.Итак, мы обсудили все, что нам нужно чтобы знать об обратимых и необратимых реакциях, поэтому давайте попробуем немного попрактиковаться проблемы.

Какое из следующих утверждений насчет обратимых реакций верно? а) часто бывает обратимая реакция реакция горения. б) обратимой реакцией является обозначается одинарной двунаправленной стрелкой в ​​химическом уравнении. в) обратимой реакцией является химическая реакция, которая может протекать в обоих направлениях.г) всегда обратимая реакция включает гидратированные и безводные соли. (Е) обратимой реакцией является эндотермичен в обоих направлениях.

Обратимая реакция – это реакция это не только идет в прямом направлении, где реагенты объединяются, чтобы сформировать продукты, но и в обратном направлении, где продукты объединяются, чтобы сформировать реагенты. Мы можем указать это в нашем химическое уравнение с помощью двух однонаправленных стрелок.С этой информацией ответьте выбор (C) явно является правильным ответом. Обратимая реакция – это химическая реакция, которая может протекать в обоих направлениях, прямом и обратном направление. Но давайте быстро пробежимся наши другие варианты ответов, чтобы понять, почему они ложны.

Вариант ответа (А) говорит о том, что обратимой реакцией часто является реакция горения. Пример реакции горения. это сжигание метана, при котором метан сгорает в кислороде с образованием углерода диоксид и вода.Если бы эта реакция была обратимой, это должно было бы пойти в обратном направлении, где углекислый газ вступает в реакцию с водой с образованием метана и кислорода. Трудно представить этот процесс происходит. Поскольку реакции горения не обычно идут в обратном направлении, они не часто обратимы. Вариант ответа (В) говорит о том, что обратимые реакции обозначены одинарной двунаправленной стрелкой. Но мы видели, как обратимо реакции обозначены двумя однонаправленными стрелками в химическом уравнении.

Вариант ответа (D) говорит о том, 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 примеров тому предостаточно обратимые реакции, в которых не участвуют эти гидратированные соли, например, реакция любой слабой кислоты или основания с водой, такой как фтористоводородная кислота.Так что обратимые реакции иногда включают гидратированные и безводные соли, но не всегда.

Наш окончательный вариант ответа говорит, что обратимая реакция эндотермическая в обоих направлениях. Напомним эндотермические средства, изменение энтальпии реакции положительно. Это означает, что в целом реакция забирает энергию. Глядя на эскиз энергии диаграмме, мы можем видеть, что прямая реакция, где А плюс В реагирует с образованием С плюс D эндотермичен, так как изменение энтальпии положительно.Но как насчет обратного направление, в котором C плюс D реагируют, образуя A плюс B? В этом случае мы бы получили отрицательное изменение энтальпии, что означает, что обратная реакция экзотермическая, а не эндотермический. Так что обратимая реакция будет эндотермический в одном направлении, но экзотермический в другом направлении.

Итак, из утверждений, которые мы рассмотрели, единственно верное утверждение об обратимых реакциях состоит в том, что обратимая реакция может идти в обоих направлениях.

Что такое обратная реакция для следующая обратимая реакция? CoCl2 плюс 6h3O в равновесии с CoCl2·6h3O.

Обратимая реакция – это реакция который может идти в обоих направлениях. Это означает, что это может не только реакции идут в прямом направлении, где безводный хлорид кобальта (II) реагирует с водой с образованием гидратированного хлорида кобальта(II), но реакция также может идти назад, о чем и просит нас этот вопрос.В прямом направлении, как как мы только что видели, реагенты образуют продукты. Но при обратной реакции продукты образуют реагенты. Таким образом, обратная реакция на это реакции будут наши продукты, CoCl2 6h3O, реагирующие с образованием наших реагентов, безводный хлорид кобальта(II) и вода.

Теперь давайте суммируем все, что мы изучены с ключевыми моментами для 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 прямом и обратном направлении, это обратимая реакция, которую мы обозначаем две однонаправленные стрелы. Но если реакция может идти только прямом направлении, это необратимая реакция, которую мы можем указать в нашем химическое уравнение с помощью одной двунаправленной стрелки. Изменение условий, при которых реакция происходит в может вызвать обратную реакцию.Обратимые реакции всегда эндотермический в одном направлении и экзотермический в другом.

обратимых и необратимых процессов — University Physics Volume 2

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Дайте определение обратимым и необратимым процессам
  • Сформулируйте второй закон термодинамики через необратимый процесс

Рассмотрим идеальный газ, удерживаемый в половине теплоизолированного контейнера стенкой в ​​середине контейнера.Другая половина контейнера находится под вакуумом без молекул внутри. Теперь, если мы быстро удалим стенку посередине, газ расширится и сразу заполнит весь контейнер, как показано на (Рисунок).

Газ, расширяющийся с половины контейнера на весь контейнер (а) до и (б) после удаления стенки в середине.

Поскольку половина контейнера находится под вакуумом до того, как газ там расширится, мы не ожидаем, что система будет совершать какую-либо работу, т. е. потому что сила вакуума не действует на газ во время расширения.Если контейнер теплоизолирован от остальной среды, мы также не ожидаем передачи тепла в систему, поэтому . Тогда первый закон термодинамики приводит к изменению внутренней энергии системы

Для идеального газа, если внутренняя энергия не меняется, то и температура не меняется. Таким образом, уравнение состояния идеального газа дает нам конечное давление газа, где — давление газа перед расширением. Объем удвоился, а давление уменьшилось вдвое, но больше ничего не изменилось во время расширения.

Все это обсуждение основано на том, что мы уже узнали, и имеет смысл. Вот что нас озадачивает: могут ли все молекулы вернуться в первоначальную половину контейнера в какое-то время в будущем? Наша интуиция подсказывает нам, что это очень маловероятно, даже несмотря на то, что ничто из того, что мы узнали до сих пор, не предотвращает такое событие, независимо от того, насколько мала вероятность. На самом деле мы спрашиваем, является ли расширение в вакуумную половину контейнера обратимым .

Обратимый процесс — это процесс, в котором система и среда могут быть восстановлены точно в те же начальные состояния, в которых они находились до того, как процесс произошел, если мы вернемся назад по пути процесса. Таким образом, необходимым условием обратимости процесса является требование квазистатичности. Обратите внимание, что восстановить систему в исходное состояние довольно просто; трудная часть состоит в том, чтобы одновременно восстановить его среду в исходное состояние. Например, в примере с идеальным газом, расширяющимся в вакуум до удвоенного его первоначального объема, мы можем легко оттолкнуть его обратно с помощью поршня и восстановить его температуру и давление, отняв у газа некоторое количество тепла.Проблема в том, что мы не можем сделать это, не изменив что-то в его окружении, например, сбросив туда немного тепла.

Обратимый процесс — это действительно идеальный процесс, который случается редко. Мы можем сделать определенные процессы близкими к обратимым и поэтому использовать последствия соответствующих обратимых процессов в качестве отправной точки или ориентира. В действительности почти все процессы необратимы, и некоторые свойства среды изменяются при восстановлении свойств системы.Расширение идеального газа, как мы только что обрисовали, необратимо, потому что процесс даже не квазистатичен, т. е. не находится в равновесном состоянии в любой момент расширения.

С микроскопической точки зрения частица, описываемая вторым законом Ньютона, может двигаться назад, если мы изменим направление времени. Но с практической точки зрения это не так в макроскопической системе, состоящей не только из частиц или молекул, где многочисленные столкновения между этими молекулами имеют тенденцию стирать любые следы памяти о начальной траектории каждой из частиц.Например, мы действительно можем оценить вероятность того, что все частицы расширенного газа вернутся в первоначальную половину контейнера, но нынешний возраст Вселенной все еще недостаточен для того, чтобы это произошло хотя бы один раз.

Необратимый процесс – это то, с чем мы сталкиваемся в реальности практически постоянно. Система и ее окружение не могут быть восстановлены в исходное состояние одновременно. Поскольку это то, что происходит в природе, это также называется естественным процессом. Признак необратимости процесса исходит из конечного градиента между состояниями, возникающими в реальном процессе.Например, когда тепло передается от одного объекта к другому, существует конечная разница температур (градиент) между двумя объектами. Что еще более важно, в любой данный момент процесса система, скорее всего, не находится в равновесии или в четко определенном состоянии. Это явление называется необратимостью.

Рассмотрим еще один пример необратимости тепловых процессов. Рассмотрим два объекта, находящихся в тепловом контакте: один при температуре, а другой при температуре, как показано на (рис.).

Самопроизвольный поток тепла от объекта с более высокой температурой к другому объекту с более низкой температурой

Из общего личного опыта мы знаем, что тепло передается от более горячего объекта к более холодному.Например, когда мы держим в руках несколько кусочков льда, нам становится холодно, потому что тепло уходит из наших рук в лед. Обратное верно, когда мы держим один конец металлического стержня, а другой конец держим над огнем. Основываясь на всех проведенных экспериментах по самопроизвольному переносу тепла, следующее утверждение резюмирует основной принцип:

Второй закон термодинамики (утверждение Клаузиуса)

Тепло никогда не переходит самопроизвольно от более холодного объекта к более горячему.

Это утверждение оказывается одним из нескольких различных способов формулировки второго закона термодинамики. Форму этого утверждения приписывают немецкому физику Рудольфу Клаузиусу (1822–1888 гг.) и называют утверждением Клаузиуса о втором законе термодинамики. Слово «спонтанно» здесь означает, что никакое другое усилие не было предпринято третьей стороной или тем, кто не является ни более горячим, ни более холодным объектом. Мы представим некоторые другие основные утверждения второго закона и покажем, что они влекут друг друга.На самом деле можно показать, что все различные положения второго закона термодинамики эквивалентны, и все они ведут к необратимости спонтанного теплового потока между макроскопическими объектами из очень большого числа молекул или частиц.

Как изотермические, так и адиабатические процессы, изображенные на графике pV (обсуждаемом в Первом законе термодинамики), в принципе обратимы, поскольку система всегда находится в равновесном состоянии в любой точке процессов и может двигаться вперед или назад по заданной кривые.Другие идеализированные процессы могут быть представлены кривыми пВ ; (Рисунок) суммирует наиболее распространенные обратимые процессы.

Краткое изложение простых термодинамических процессов
Процесс Постоянное количество и результирующий факт
Изобарический Постоянное давление
Изохорный Постоянный объем
Изотермический Постоянная температура
Адиабатический Без теплопередачи

Резюме

  • Обратимый процесс — это процесс, в котором и система, и ее окружение могут вернуться точно в то состояние, в котором они были, следуя обратным путем.
  • Необратимый процесс — это процесс, при котором система и ее окружение не могут вместе вернуться точно в то состояние, в котором они находились.
  • Необратимость любого природного процесса вытекает из второго начала термодинамики.

Концептуальные вопросы

Приведите пример происходящего в природе процесса, максимально близкого к обратимому.

Возможные решения: движение без трения; сдерживаемое сжатие или расширение; перенос энергии в виде тепла за счет бесконечно малой неравномерности температуры; протекание электрического тока через нулевое сопротивление; сдержанная химическая реакция; и смешивание двух образцов одного и того же вещества в одном и том же состоянии.

Проблемы

Моль идеального одноатомного газа при давлении 1,00 атм нагревают до изобарического расширения, увеличивая его объем в три раза. Какое количество теплоты передается в процессе?

Моль идеального газа при давлении 4,00 атм и температуре 298 К изотермически расширяется, увеличивая свой объем вдвое. Какую работу совершает газ?

После свободного расширения, в результате которого объем увеличился в четыре раза, моль идеального двухатомного газа изобарически сжимается до исходного объема, а затем охлаждается до исходной температуры.Какова минимальная теплота, отводимая от газа на конечном этапе восстановления его состояния?

Глоссарий

Формулировка Клаузиуса второго закона термодинамики
тепло никогда не переходит самопроизвольно от более холодного объекта к более горячему
необратимость
явление, связанное с естественным процессом
необратимый процесс
процесс, при котором ни система, ни ее окружение не могут быть восстановлены в исходное состояние одновременно
обратимый процесс
процесс, при котором и система, и внешняя среда теоретически могут быть возвращены в исходное состояние

Необратимый процесс – обзор

5 Липиды в CAC, AVC и MVC: патогенные эффекторы и потенциальные терапевтические мишени

Поскольку кальцификация является необратимым процессом, предотвращение или замедление его прогрессирования представляют собой основные цели будущих терапевтических планов.Гиперлипидемия, вероятно, оказывает как прямое, так и косвенное влияние на кальцификацию сосудов и модулирует активность как остеобластов, так и остеокластов [93,94]. Учитывая тесную взаимосвязь между липидами и кальцификацией сердечно-сосудистой системы, прием статинов, снижающих уровень липидов, который, как было показано, снижает смертность от сердечно-сосудистых заболеваний и другие неблагоприятные исходы, считается эффективной целью снижения кальцификации.

Тем не менее, в последние годы многие клинические результаты свидетельствуют об обратном эффекте, в основном о том, что статины могут способствовать кальцификации сосудов [20].И это несмотря на то, что сохраняются условия, при которых кальцификация сосудов увеличивает смертность от сердечно-сосудистых заболеваний, а статины снижают смертность от сердечно-сосудистых заболеваний. Этот конфликт, по-видимому, разрешен благодаря наличию некоторых результатов, свидетельствующих о том, что статины могут положительно влиять на состав бляшек и/или что стимуляция кальцификации сама по себе представляет собой механизм положительного влияния статинов на смертность, в частности, в отношении образования связанные со статинами макроскопические отложения кальция, связанные со стабильностью бляшки [20,95].Этот последний момент важен, учитывая тот факт, что использование статинов не показало значительного влияния на клапанную кальцификацию или функциональность, особенно на средних стадиях заболевания [24,96].

Предполагается, что статин, вероятно, оказывает двойное действие, которое, несомненно, включает противодействие прогрессированию атеросклеротического повреждения и увеличение макроскопических отложений кальция. Это происходит за счет плейотропных эффектов, в том числе антиоксидантных и противовоспалительных свойств, а также сохранения эндотелиальной функции и целостности.Более того, статины также могут оказывать стабилизирующее действие, усиливая поляризацию М2 макрофагов. Однако существует ли вероятность того, что те же пути фиброкальциноза, связанные со статинами, которые способны предотвращать острые события на сосудистом уровне, при более высоком риске, характеризующемся богатыми липидами бляшками и воспалением, могут способствовать и ускорять патологическое ремоделирование створок клапана? характеризуются костеподобными клетками и более минерализованы (рис. 4). В течение жизни клапанная кальцификация и атеросклероз прогрессируют медленно в течение длительного периода времени.На ранних стадиях обоих заболеваний, вероятно, начало повреждения и прогрессирование развиваются по сходным механизмам, включая рекрутирование лейкоцитов, эндотелиальную дисфункцию и воспаление. Однако по мере прогрессирования заболевания прогрессирующие атеросклеротические поражения характеризуются накоплением липидов с легкой минерализацией и большим накоплением пенистых клеток и воспалительной активностью, чем при кальцификации клапана. Эти результаты могут свидетельствовать о том, что, хотя ранние стадии прогрессирования заболевания сходны на клапанном и сосудистом уровне, состояния средней и поздней стадий сохраняют разные характеристики и развиваются по разным путям.Таким образом, пациентам с высоким риском развития атеросклероза или порока клапанов может быть полезно лечение статинами на ранних стадиях, но использование гиполипидемических и противовоспалительных статинов может быть неэффективным на поздних стадиях клапанной кальцификации. Это говорит о том, что конкретные целевые терапевтические подходы, вероятно, будут различаться по мере прогрессирования двух заболеваний. Важно отметить, что эти различия между клапанами и сосудами, связанные с фиброкальцинозным ремоделированием, могут привести к неправильному расчету рисков и преимуществ терапевтической стратегии, такой как гиполипидемическая терапия.В частности, поскольку ИБС и АВК часто сосуществуют у одного и того же пациента, особенно с возрастом, длительное применение статинов может предотвратить острые коронарные и церебральные события, способствующие хронизации ИБС, но потенциально может способствовать прогрессированию от фиброза к кальцификации на клапанном уровне (рис. 4). ). Таким образом, в частности, в этой группе пациентов, в отсутствие (но в ожидании) доступных биохимических маркеров, КТ с кальцием остается наиболее надежным инструментом для оценки и отслеживания с течением времени нагрузки кальциевыми бляшками, а также прогрессирования кальция на клапанах также в первичной профилактике в дополнение к к оценке функциональности клапанов (ультразвуковая допплерография или магнитно-резонансная томография), к подходу к прецизионной медицине и лучшему медицинскому обслуживанию, ориентированному на пациента (рис.4).

Рис. 4. Панель (A) возможных двойных эффектов статинов при прогрессировании заболеваний аорты и кальцификации клапанов. Панель (B) Бессимптомный 75-летний мужчина с сосуществующими коронарными и клапанными кальцификациями и принимающий статины. В этой группе пациентов, при отсутствии подтвержденных биохимических маркеров, бесконтрастный КТ-мониторинг кальция является основным инструментом для отслеживания во времени прогрессирования коронарного и клапанного кальция в двух анатомических областях для наилучшего ведения пациента.

В этом контексте известно, что липопротеин(а) (Lp(a)) усиливает окисление и несет прокальцифицирующие и провоспалительные факторы (например,g., oxPL, аутотаксин, провоспалительный фермент) в места повреждения эндотелия [97]. В частности, большинство oxPL переносятся Lp(a). Однонуклеотидный полиморфизм (SNP) в локусе LPA, кодирующем Lp(a) (rs10455872), показал полногеномное значение для наличия кальцификации и стеноза аортального клапана [98]. Это наблюдение было последовательно подтверждено в других исследованиях [99–101]. Более того, у пациентов с ранее существовавшим АВК высокий уровень Lp(a) является основным фактором более быстрого прогрессирования заболевания [102].Поскольку есть некоторые свидетельства того, что статины могут повышать уровни Lp(a) и oxPL/apoB, низкая эффективность статинов в улучшении состояния при стенозе аортального клапана может быть связана с этими эффектами [103]. Таким образом, в этих условиях возможно нацеливание на Lp(a) для терапевтического вмешательства [104].

К сожалению, современные фармакологические средства для снижения Lp(a) очень ограничены, поскольку имеющиеся препараты обладают неопределенной эффективностью, и они не одобрены специально для снижения Lp(a). Некоторые доступные данные о снижающем эффекте никотиновой кислоты и ингибиторов PCSK9 (пропротеинконвертаза субтилизин/кексин типа 9) на уровни Lp(a) позволяют предположить, что эти препараты могут быть перспективными также в качестве терапевтических средств против стеноза аортального клапана [105,106].Более того, в недавнем исследовании (испытание фазы I) антисмысловой олигонуклеотид, нацеленный на мРНК Аро(а), был способен снижать уровни Лп(а) и oxPL дозозависимым образом, что предполагает его возможное применение в качестве нового потенциального аддитивного терапевтического средства. для заболевания аортального клапана [107]. В любом случае, поскольку теперь у нас есть лекарства, чтобы проверить, эффективны ли эти препараты для снижения высоких уровней Lp(a), мы также можем проверить в ближайшем будущем, действительно ли снижение Lp(a) защищает или благотворно влияет на кальцификацию аортального клапана.

Необратимые изменения: это химия! | Ресурс

Глава «Необратимые изменения — химические реакции» из книги «Это химия!» В этой главе рассматриваются ключевые идеи и действия, которые можно использовать, чтобы помочь учащимся понять, как необратимые изменения приводят к образованию новых материалов.

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

В этой книге рассматриваются основные идеи физики, о которых узнают учащиеся начальных классов, а также даются многочисленные предложения по занятиям, демонстрациям и исследованиям, которые можно использовать для улучшения обучения учащихся.

Если вы преподаете естественные науки, смотрите заголовки ниже, чтобы узнать, как использовать этот ресурс:

Развитие навыков

Дети будут развивать свои научные навыки с помощью:

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

Результаты обучения

Дети будут:

  • 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

Дети узнают:

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

Рекомендуемое использование деятельности

Этот ресурс можно использовать как инструмент долгосрочного планирования, в котором вы наметите различные действия, чтобы помочь детям лучше понять обратимые и необратимые изменения.Ресурс предоставляет детям практический опыт для закрепления своих знаний и понимания, работая всем классом или в небольших группах.

Описанные действия открывают возможности для внеклассной работы с технологиями искусства и дизайна, используя химические изменения для изготовления моделей из гипса и биопластика.

Практические соображения

Вы должны четко понимать, чему вы хотите, чтобы дети научились в результате выполнения определенного действия или действий.

Для различных видов деятельности необходимо различное оборудование, которое необходимо предоставить детям для выполнения задания.

Что такое обратимая реакция?

Обратимая реакция — это химическая реакция, в которой реагенты образуют продукты, которые, в свою очередь, реагируют вместе, возвращая реагенты обратно. Обратимые реакции достигают точки равновесия, при которой концентрации реагентов и продуктов перестают изменяться.

Обратимая реакция обозначается двойной стрелкой, указывающей в обоих направлениях в химическом уравнении.Например, уравнение двух реагентов и двух продуктов будет записано как

А + В ⇆ С + D

Обозначение

Двунаправленные гарпуны или двойные стрелки (⇆) следует использовать для обозначения обратимых реакций, а двусторонняя стрелка (↔) зарезервирована для резонансных структур, но в Интернете вы, скорее всего, встретите стрелки в уравнениях просто потому, что их легче кодировать. Когда вы пишете на бумаге, правильной формой является использование обозначения гарпуна или двойной стрелки.

Пример обратимой реакции

Слабые кислоты и основания могут вступать в обратимые реакции.Например, угольная кислота и вода реагируют следующим образом:

H 2 CO 3 (L) + H 2 O (L) ⇌ HCO — 039 3 (AQ) + H 3 O + (AQ)

Другой пример обратимой реакции:

N 2 O 4 ⇆ 2 НЕТ 2

Одновременно протекают две химические реакции:

N 2 O 4 → 2 NO 2

2 NO 2 → N 2 O 4

Обратимые реакции не обязательно протекают с одинаковой скоростью в обоих направлениях, но они приводят к состоянию равновесия.При динамическом равновесии продукт одной реакции образуется с той же скоростью, с какой расходуется на обратную реакцию. Константы равновесия рассчитываются или предоставляются, чтобы помочь определить, сколько реагента и продукта образуется.

Равновесие обратимой реакции зависит от начальных концентраций реагентов и продуктов и константы равновесия К.

Как работает обратимая реакция

Большинство реакций, встречающихся в химии, являются необратимыми реакциями (или обратимыми, но с очень небольшим количеством продуктов, превращающихся обратно в реагент).Например, если вы сжигаете кусок дерева, используя реакцию горения, вы никогда не увидите, как зола спонтанно образует новое дерево, не так ли? Тем не менее, некоторые реакции обратные. Как это работает?

Ответ связан с выходом энергии каждой реакции и с тем, что требуется для ее протекания. В обратимой реакции реагирующие молекулы в замкнутой системе сталкиваются друг с другом и используют энергию для разрыва химических связей и образования новых продуктов. В системе присутствует достаточно энергии, чтобы такой же процесс происходил с продуктами.Связи разрываются и образуются новые, в результате чего образуются исходные реагенты.

Забавный факт

Когда-то ученые считали, что все химические реакции являются необратимыми реакциями. В 1803 году Бертолле предложил идею обратимой реакции, наблюдая за образованием кристаллов карбоната натрия на берегу соленого озера в Египте. Бертолле считал, что избыток соли в озере подтолкнул к образованию карбоната натрия, который затем может снова вступить в реакцию с образованием хлорида натрия и карбоната кальция:

2NaCl + CaCO 3 ⇆ Na 2 CO 3  + CaCl 2

Вааге и Гульдберг количественно определили наблюдение Бертолле с помощью закона действующих масс, который они предложили в 1864 году.

.

0 comments on “Признаки необратимости химических реакций: Обратимые и необратимые химические реакции

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.