Прямая реакция и обратная – Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие | ЕГЭ по химии

Прямые и обратные реакции в химии

Химическая реакция — это превращение исходного вещества (реагента) в другое, при котором ядра атомов остаются неизменными, но происходит процесс перераспределения электронов и ядер. В результате такой реакции не изменяется не только количество ядер атомов, но и изотопный состав химических элементов.

Типы химических реакций

Особенности химических реакций

Реакции происходят или при смешении либо физическом контакте реагентов, или сами собой, или при повышении температуры, или при использовании катализаторов, или при воздействии света и так далее.

Химические процессы, которые происходят в веществе, в значительной степени отличаются от физических процессов и ядерных превращений. Физический процесс подразумевает сохранение состава, однако форма или агрегатное состояние могут измениться. Результатом же химической реакции является новое вещество, которое обладает особыми свойствами, значительно отличающимися от реагентов. Но стоит отметить, что в ходе химических процессов никогда не образуются атомы новых элементов: это объясняется тем, что все преобразования происходят только в электронной оболочке и не затрагивают ядро. Ядерные реакции меняют атомы ядра всех элементов, которые участвуют в этом процессе, что является причиной образования новых атомов.

Химические реакции

Применение химических реакций

Химические реакции помогают получить практически любое вещество, которое в природе может находиться в ограниченном количестве или вообще не встречаться. С помощью химических процессов можно синтезировать новые, неизвестные вещества, которые могут пригодиться человеку в его жизни.

Однако неумелое и безответственное воздействие на окружающую среду и все природные процессы химическими веществами могут в значительной степени нарушить сложившиеся естественные циклы, что ставит экологический вопрос на первый план и заставляет задуматься о рациональном использовании природных ресурсов и о сохранении окружающей среды.

Прямые и обратные реакции в химии

Классификация химических реакций

Существует множество различных групп химических реакций: по наличию границ раздела фаз, изменению степени окисления, тепловому эффекту, типу превращений реагентов,направлению протекания, участию катализатора и критерию самопроизвольности.

В данной статье мы рассмотрим только группу по направлению протекания.

Прямые и обратные реакции

Химические реакции по направлению протекания

Выделяют два типа химических реакций необратимые и обратимые. Необратимыми химическими реакциями являются те, которые протекают только в одном направлении и результатом которых является превращение реагентов в продукты реакции. К ним относят горение и реакции, сопровождающиеся образованием газа или осадка, — иначе говоря, те, что протекают «до конца».

Обратимые — это такие химические реакции, которые протекают сразу в двух направлениях, противоположных друг другу. В уравнениях, отображающих течение обратимых реакций, знак равенства заменяется стрелками, направленными в разные стороны. Этот тип подразделяется на прямые и обратные реакции. Так как исходные вещества обратимой реакции расходуются и образуются в одно и то же время, то они не полностью превращаются в продукт реакции, из-за чего принято говорить, что обратимые реакции идут «не до конца». Результатом обратимой реакции является смесь, состоящая из реагентов и продуктов взаимодействия.

На течение обратимых (как прямых, так и обратных) взаимодействий реагентов могут оказывать влияние давление, концентрация реагентов, температура.

Скорость прямой и обратной реакции

Для начала стоит разобраться в понятиях. Скоростью химической реакции является количество вещества, которое вступает в реакцию или образуется во время нее за единицу времени в единице объема.

Зависит ли скорость обратной реакции от каких-либо факторов и можно ли ее как-то изменить?

Можно. Существует пять основных факторов, которые могут изменить скорость течения прямых и обратных реакций:

  • концентрация вещества,
  • площадь поверхности реагентов,
  • давление,
  • наличие или отсутствие катализатора,
  • температура.

Согласно определению, можно получить формулу: ν=ΔС/Δt, в которой ν является скоростью течения реакции, ΔС — изменением концентрации, Δt — временем течения реакции. Если принять время реакции за постоянную величину, то получается, что изменение скорости ее течения прямо пропорционально изменению концентрации реагентов. Таким образом получаем, что изменение в скорости течения реакции также прямо пропорционально площади поверхности реагентов за счет увеличения количества частиц реагентов и их взаимодействия. Подобным же образом влияет и изменение температуры. В зависимости от ее увеличения или уменьшения столкновение частиц вещества или увеличивается, или уменьшается, в результате чего меняется скорость течения прямых и обратных реакций.

Какое влияние оказывает изменение в давлении, оказываемом на реагенты? Изменения в давлении будут оказывать влияние на скорость течения реакции только в газовой среде. Как следствие — скорость будет увеличиваться соразмерно изменениям в давлении.

Влияние катализатора на течение реакций, в том числе прямых и обратных, скрыто в определении катализатора, основной функцией которого является как раз таки увеличение скорости взаимодействия реагентов.

fb.ru

Химические реакции прямые и обратные

    Со статистической точки зрения все химические реакции протекают одновременно в сторону равновесия и в противоположном направлении. Скорость реакции в сторону равновесия больше скорости в противоположно.м направлении, в результате система приближается к равновесию. При равновесии обе реакции имеют одинаковые скорости, так что скорость суммарного процесса равна нулю. Таким образом, в общем случае химические реакции являются двусторонними или, как часто говорят, обратимыми. Понятие обратимая реакция в изложенном выше смысле следует отличать от термодинамического понятия обратимый процесс (см. т. I, гл. I, 6). Последний характеризуется бесконечно малым различием скоростей прямого и обратного процессов и, следовательно, бесконечно малой скоростью результирующего процесса и бесконечно малым отклонением системы от положения равновесия. 
[c.15]

    Связь энергии активации с тепловым эффектом реакции можно проиллюстрировать с помощью представления об энергетическом барьере. Химическую реакцию можно представить как переход системы из энергетического состояния I в энергетическое состояние II, сопровождающийся тепловым эффектом Qp. Из рис. 1,7 видно, что переход из состояния I в состояние II возможен ири затрате энергии Ех обратный переход возможен при затрате энергии Е . При осуществлении реакции в прямом [c.44]

    Любая химическая реакция приводит к образованию новых веществ — продуктов реакции, которые иногда, взаимодействуя, между собой, образуют исходные вещества. Таким образом, одновременно могут протекать две химические реакции — прямая и обратная. Подобный процесс называется обратимой химической реакцией. 

[c.54]

    Подобным же образом можно представить себе схему протекания химических реакций, прямой и обратной. Прямая (тепловыделяющая) реакция начинает протекать самопроизвольно после преодоления энергетической преграды, на что израсходуется энергия в количестве Е. При обратной (теплопотребляющей) реакции приходится расходовать значительно больше энергии 2. Разность между ними будет представлять то количество тепла Е2 — Е1, которое при прямой реакции выделится в свободном виде, а при обратной должно затрачиваться из какого-нибудь постороннего источника. [c.213]

    Наблюдаемая результирующая скорость обратимой химической реакции в том случае, когда прямая и обратная реакции — простые, может быть представлена зависимостью [c.211]

    Скорость реакции V] из-за уменьшения концентрации частиц А и В со временем падает. В то же время скорость обратной реакции V2 возрастает, так как концентрация СиО постепенно увеличивается. Уравнения (2.1) и (2.2) представляют собой математическую формулировку закона действия масс скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрациям реагирующих веществ. В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции станут одинаковыми  

[c.38]


    Вначале был сформулирован закон Лавуазье — Лапласа, который гласит, что теплота прямой химической реакции равна теплоте обратного химического процесса, но с обратным знаком. В 1840 г. Г. И. Гессом был сформулирован до установления [c.66]

    Выше показано (гл. IV), что коэффициент массопередачи является сложной величиной и зависит от многих переменных — химических и физических свойств реагентов и продуктов реакции, констант скоростей реакций — прямой обратной кг и по 

[c.131]

    Если условия протекания реакций (П-137) в процессе изменились так, что скорости части обратных реакций стали преобладать над скоростями прямых реакций, то изменится лишь знак коэффициента поскольку в выражении (П-138) изменится знак суммарной скорости химической реакции на обратный. [c.156]

    Согласно закону действующих масс скорость химической реакции (прямой и обратной) пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, т. е. пропорциональна числу молекул в единице объема. [c.166]

    Если построить на основании экспериментальных данных график зависимости логарифма кажущейся константы скорости гетерогенной химической реакции от обратной температуры, то обычно получается прямая, аналогичная получаемой для уравнения Аррениуса (рис. 71). Уравнение, соответствующее прямой, изображенной на рис. 71, запишется так же, как и уравнение Аррениуса  

[c.412]

    Обратимые реакции. Если продукты химической реакции могут сами реагировать, воспроизводя первоначальные вещества, то наблюдаемая скорость реакции будет уменьшаться по мере накопления продуктов реакции. В конце концов должно быть достигнуто состояние динамического равновесия. В этом состоянии обе реакции, как прямая, так и обратная, имеют равные скорости. Такие системы относятся к типу обратимых реакций. Их изучение представляет большой интерес, поскольку можно кинетическое поведение подобных систем связать с термодинамическими свойствами (равновесием) конечной системы. [c.32]

    Все химические реакции, протекающие в природе, живых организмах, в лаборатории или промышленных установках, обратимы в том смысле, что в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. 

[c.89]

    Аналогичное явление наблюдается и при других химических реакциях. Таким образом, химические реакции—обратимы наряду с химическим взаимодействием между исходными веществами прямая реакция) протекает химическое взаимодействие между продуктами реакции обратная реакция), в результате которого снова образуются исходные вещества. По мере протекания процесса скорость прямой реакции (количество молекул продуктов реакции, образующихся в секунду) уменьшается, а скорость обратной реакции (количество молекул этих продуктов, прореагировавших в секунду) увеличивается. Когда обе скорости сравняются, наступает состояние химического равновесия—число молекул веществ, составляющих химическую систему, перестает меняться и остается постоянным во времени при неизменных внешних условиях. Таким образом, химическое равновесие является динамичным и подвижным—с изменением внешних условий равновесие сдвигается в одну или в другую сторону и возвращается к исходному состоянию, если внешние условия 

[c.261]

    

www.chem21.info

Реакции обратные и прямые — Справочник химика 21

    Рассмотрим самый простой случай обратимых реакций, когда прямая и обратная реакции имеют первый порядок и описываются следующей схемой  [c.33]

    Связь энергии активации с тепловым эффектом реакции можно проиллюстрировать с помощью представления об энергетическом барьере. Химическую реакцию можно представить как переход системы из энергетического состояния I в энергетическое состояние II, сопровождающийся тепловым эффектом Qp. Из рис. 1,7 видно, что переход из состояния I в состояние II возможен ири затрате энергии Ех обратный переход возможен при затрате энергии Е . При осуществлении реакции в прямом [c.44]


    Рис. 164 поясняет эти представления. На нем по вертикальной оси отложена энергия рассматриваемой системы молекул, а по горизонтальной — ход реакции. Если прямая реакция (переход из состояния / в состояние II) является экзотермической, то общий запас энергии продуктов реакции меньше, чем исходных веществ, т. е. система в результате этой реакции переходит на более низкий энергетический уровень (с уровня / на уровень II) . Разность уровней I и II равна тепловому эффекту реакции. Уровень К определяет тот наименьший запас энергии, которым должны обладать молекулы, чтобы их столкновения могли приводить к химическому взаимодействию. Разность между этим уровнем К и уровнем I представляет энергию активации прямой реакции Е, а разность между уровнями К и // —энергию активации обратной реакции Е. Таким образом, по пути из исходного состояния в конечное система должна перейти через своего рода энергетический барьер. [c.478]

    Как изменятся скорости реакций в прямом и обратном направлениях при увеличении объема системы в два раза при постоянной температуре  [c.39]

    Na+ —>- элемент —= —(—62,588 ккал г-атом). Эта реакция обратна прямой реакции образования иона из элемента в стандартном состоянии. [c.180]

    Обратимые реакции. Если продукты химической реакции могут сами реагировать, воспроизводя первоначальные вещества, то наблюдаемая скорость реакции будет уменьшаться по мере накопления продуктов реакции. В конце концов должно быть достигнуто состояние динамического равновесия. В этом состоянии обе реакции, как прямая, так и обратная, имеют равные скорости. Такие системы относятся к типу обратимых реакций. Их изучение представляет большой интерес, поскольку можно кинетическое поведение подобных систем связать с термодинамическими свойствами (равновесием) конечной системы. [c.32]

    Аналогичное явление наблюдается и при других химических реакциях. Таким образом, химические реакции—обратимы наряду с химическим взаимодействием между исходными веществами прямая реакция) протекает химическое взаимодействие между продуктами реакции обратная реакция), в результате которого снова образуются исходные вещества. По мере протекания процесса скорость прямой реакции (количество молекул продуктов реакции, образующихся в секунду) уменьшается, а скорость обратной реакции (количество молекул этих продуктов, прореагировавших в секунду) увеличивается. Когда обе скорости сравняются, наступает состояние химического равновесия—число молекул веществ, составляющих химическую систему, перестает меняться и остается постоянным во времени при неизменных внешних условиях. Таким образом, химическое равновесие является динамичным и подвижным—с изменением внешних условий равновесие сдвигается в одну или в другую сторону и возвращается к исходному состоянию, если внешние условия [c.261]


    Указанная реакция обратна реакции (17-6), поэтому константа равновесия должна быть обратна константе равновесия прямой реакции [c.102]

    Вернемся к рис. III.3. Если постепенно повышать температуру ядра потока Т о, то реакция останется в кинетической области до тех нор пока прямая теплоотвода, сдвигаясь вправо, не достигнет положения 4, после чего произойдет скачкообразное повышение температуры и процесс перейдет во внешнедиффузионный режим. Это явление называется зажиганием реакции. Обратную картину мы наблюдаем, начав с прямой 5 и снижая температуру потока. Когда прямая теплоотвода сдвинется до положения 2, реакция скачком перейдет из внешнедиффузионного режима в кинетический с соответствующим резким снижением температуры поверхности [c.117]

    Значения постоянных К и К-х можно рассчитать по уравнению для скорости прямой и обратной реакций. Для прямой реакции [c.506]

    В которой реагенты и А , взаимодействуя, дают продукты А, и A4, которые, в свою очередь взаимодействуя между собой, превращаются в исходные реагенты Ai и А . По принципу независимости протекания химических реакций скорость прямой и обратной реакций выразим по основному закону кинетики, рассматривая каждую реакцию как простую одностороннюю реакцию второго порядка  [c.543]

    Aj и 2 — константы скорости химической реакции, соответственно прямой и обратной. [c.589]

    Прямые реакции Обратные реакции  [c.212]

    А + + ге —> D и D —> A +H-ze Первую реакцию назовем прямой (катодной) > вторую —обратной (анодной), [c.293]

    Реакция обратима. Низкотемпературный режим способствует (-[-) (-[-) протеканию реакции в прямом (обратном) направлении. [c.207]

    Равновесие химическое — протекание химической реакции в прямом и обратном направлении (см. обратимые реакции в гл. IV), устанавливается такое состояние, когда скорости прямой и обратной реакции равны, а концентрации реагентов и продуктов постоянны (стационарны). Оно характеризуется константой равновесия а скорость его достижения — временем релаксации т (см. гл. IV, 1). [c.12]

    Высокотемпературный режим способствует протеканию реакции в обратном (прямом) направлении. [c.207]

    Отметим, что полученное выражение представляет собой величину, обратную выражению для константы равновесия реакции а . Здесь мы столкнулись с общим правилом, согласно которому выражение для константы равновесия прямой реакции обратно выражению для константы равновесия обратной реакции. Точно так же и численное значение константы равновесия для реакции в одном направлении обратно значению константы р

www.chem21.info

Ускорение прямой и обратной реакций

    Равенство изменения энергии Гиббса при реакции в присутствии катализатора и без него означает, что катализатор в одинаковой степени ускоряет и прямую, и обратную реакции. Если реакция проводится в условиях, близких к равновесным, то данный катализатор можно, следовательно, применять для ускорения как [c.132]

    Ускорение прямой и обратной реакций [c.36]

    До сих пор мы рассматривали случай однократного введения реагирующего вещества в реактор. Если, однако, попытаться использовать в какой-то мере хроматографические эффекты для создания технологического процесса, то, естественно, встанет вопрос о многократном введении таких импульсов в реактор и об их взаимодействии друг с другом в слое катализатора. Попытка учета этих эффектов взаимодействия была сделана в работе Рогинского и Розенталя [29]. Авторы предполагали, что на вход в реактор подавались прямоугольные импульсы в последовательности, изображенной на рис. V.16. Вещество А поступает в реактор в смеси с инертным газом в течение времени усо, а в остальное время (1 — т) ы в реактор вводится только инертный газ. Если обозначить через с° концентрацию А, непрерывно подаваемую в реактор динамического типа, то для сохранения одинакового расхода исходного вещества концентрация А в импульсе должна составлять Сд/у. На рис. V.17 для одного момента времени изображено распределение концентраций компонентов газовой смеси по длине слоя катализатора. Усредненная по длине реактора скорость прямой реакции, протекающей по первому порядку, пропорциональна только количеству А, а средняя скорость обратной реакции существенно зависит от расположения В и С. В зоне 2 (см. рис. V.17) концентрации В и С будут более высокими и, следовательно, скорость обратной реакции в этой зоне будет выше, чем в динамическом процессе. Однако в зонах 1 ж 3 обратная реакция не происходит. При благоприятном сочетании адсорбционных коэффициентов замедление обратной реакции за счет хроматографического разделения может превысить ее ускорение за счет замены исходной концентрации са на с у, ж потому можно ожидать более высоких выходов продуктов по сравнению с динамическим [c.227]


    Ускорению прямой реакции способствует некоторая часть а общей энергии электрического поля г ф, а замедлению обратной — другая часть энергии поля (1 — а). Величина а называется коэффициентом переноса, и ее значение изменяется от О до 1. Тогда энергия активации прямой и обратной реакций будет [c.506]

    Нарушение равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции. Пусть водород, йодоводород и пары йода находятся в равновесии друг с другом при определенных температуре и давлении. Введем в систему дополнительно некоторое количество водорода. Согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции — реакции синтеза Н1, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном. В результате этого концентрации водорода и паров йода будут уменьшаться, что повлечет за собой замедление прямой реакции, а концентрация Н1 будет возрастать, что вызовет ускорение обратной реакции. Через некоторое время скорости прямой и обратной реакций вновь сравняются — установится новое равновесие. Но при этом концентрация Н1 будет теперь выше, чем она была до добавления Н2, а концентрация Ь — ниже. [c.208]

    Величину энергии активации электрохимической реакции можно разложить на две составляющие. Одна из них Е отвечает тому случаю, когда скачок потенциала между раствором и металлом равен нулю. Вторая /S.E соответствует изменению энергии активации за счет влияния электрического поля при заряжении электрода до потенциала ф. Реакция катодного восстановлення Ох + ге» Red протекает при отрицательном заряде электрода, что способствует ускорению прямой реакции и замедлению обратной. Энергия активации прямой реакции уменьшается, а обратной увеличивается по сравнению с ее значением прн потенциале, равном нулю. Поэтому [c.506]

    Каталитические процессы не связаны с изменением энергии Гиббса (ДО) катализатора, поэтому участие катализатора не влияет на изменение константы равновесия (К зависит от природы реагирующих веществ и температуры) и не может увеличивать или снижать выход продуктов реакции. Катализатор в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции, влияет на ускорение наступления равновесия. [c.191]


    Реакция этерификации обратима. Это объясняется тем, что получаемый сложный эфир гидролизуется одновременно образующейся при реакции водой, и поэтому процесс идет в обратном направлении с разложением эфира на кислоту и спирт. При этом, чем больше накапливается воды, тем больше скорость обратной реакции последняя ускоряется и при нагревании, а также под влиянием ионов водорода (стр. 181), вводимых для ускорения прямой реакции. Таким образом, реакция этерификации не доходит до конца, а лишь достигает состояния химического равновесия применение же катализаторов и повышение температуры только ускоряют достижение равновесия. Соотношение всех реагирующих веществ в момент равновесия зависит от строения кислоты и спирта, а также от склонности сложного эфира к гидролизу. [c.182]

    Катализатором называют вещество, которое изменяет скорость химической реакции и не входит в состав конечных продуктов В обратимых реакциях катализатор изменяет в равной мере прямую и обратную реакции, способствуя более быстрому установлению равновесия Ускорение реакций связано с тем, что катализатор, взаимодействуя с реагентами, образует неустойчивые промежуточные активные соединения (одно или несколько), понижая энергию активированных комплексов (одного или нескольких) Природа такого взаимодействия зависит от типа катализа В органических реакциях имеют место гомогенный, гетерогенный, ферментативный катализы [c.156]

    Значения йз также определены при 300 К с помощью прямых измерений концентрации атомов кислорода [йд = 2,5-10 см / /(моль-с)][22а] и по ускорению реакции расходования радикалов ОН при введении добавок атомов кислорода [йз — = 2,0-10 см /(моль-с)][5]. И эти значения находятся в удовлетворительном согласии используя их, можно вполне надежно вычислить константу скорости обратной реакции разветвления цепи Н + Ог ОН + О. [c.375]

    Тормозящее действие углеводов можно объяснить как блокировкой энзимов, или активных поверхностей, так и отвлечением световой энергии на фотоокислительные процессы (см. главу XIX), другими словами, прямым торможением фотосинтеза, или ускорением обратных реакций. [c.339]

www.chem21.info

Ответы@Mail.Ru: химия

C(т) +h3O(r)<->CO(r)+h3(r)-Q -реакция эндотермическая Скорость прямой реакции= k[ h3O] Скорость обратной реакции=k[CO][h3] k равновесия= [CO][h3]/[ h3O] При увеличении концентрации паров воды равновесие смещается в сторону прямой реакции. При уменьшении- в сторону обратной реакции. При увеличении концентрации угарного газа и водорода равновесие смещается в сторону обратной реакции ( и наоборот) . При повышении температуры равновесие смещается в сторону прямой (эндотермической) реакции, при понижении температуры — в сторону обратной (экзотермической\) реакции. При повышении давления хим. равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением объёма. ( в сторону обратной реакции) . При понижении давления хим. равновесие сместится в сторону прямой реакции.

реакция эндотермическая, т. к. теплота поглощается К=[С (СО) *С (Н2)]/C(h3O) *при повышении температуры равновесие сместится в сторону продуктов реакции *при повышении концентрации исходных вещ-в равновесие сместится в сторону продуктов, с продуктами — наоборот *при повышении общего давления равновесие сместится в сторону реагентов (исходных веществ)

touch.otvet.mail.ru

Кинетические уравнения прямой и обратной реакций

    Получите дифференциальное и интегральное кинетические уравнения для обратимой реакции, если прямая реакция имеет первый порядок, обратная — второй. Принять, что оба продукта отсутствуют в начале реакции. [c.97]

    Уравнение (1.30) означает, что, зная численное значение константы скорости прямой реакции и значение константы равновесия при данной температуре, можно рассчитать величину константы скорости обратной реакции. Уравнения (1.31) и (1.33) показывают, что, имея уравнение кинетики прямой реакции, полученное на опыте, и выражение для константы равновесия, задаваемое законом действующих масс, можно из них получить кинетическое уравнение для обратной реакции. [c.318]


    Получите дифференциальное и интегральное кинетические уравнения для обратимой реакции А + В, Ь + М, если прямая и обратная реакции имеют второй порядок (первый по каждому из участвующих в реакции веществ). Считать, что реагенты присутствуют в стехиометрических соотношениях и в начальный момент времени продуктов нет. [c.97]

    В курсе общей химии рассматривается вывод уравнения константы равновесия кинетическим путем—на основе равенства скоростей прямой и обратной реакций и зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Таким же путем закон действия масс был выведен Гульдбергом и Вааге (1867). Однако этот путь можно применить лищь для сравнительно простых реакций. В общем же случае следует использовать термодинамический вывод. [c.259]

    Решение. Определим константы скорости прямой и обратной реакции при 20°С. Для этого есть два уравнения первое для константы равновес я и второе — решение кинетического уравнения для обратимой реакции  [c.206]

    Концентрация продукта В изменяется как за счет прямого, так и обратного процесса. Поэтому йх = йх + йх , где йХх и йх — изменение концентрации продукта в результате прямой и обратной реакций. Напишем кинетические уравнения прямой и обратной стадий, используя концентрацию вещества В  [c.233]

    С другой стороны, был произведен расчет констант равновесия радикальных реакций кинетическим методом, по отношению вычисленных констант скоростей прямой и обратной реакций. В свою очередь константы скорости прямой и обратной радикальных реакций были вычислены по значениям стерических факторов и энергий активации радикальных реакций. Энергии активации радикальных реакций были оценены на основании полуэмпирического уравнения Пола-ни-Семенова, которое позволяет вычислить энергию активации по величинам тепловых эффектов радикальных реакций. [c.11]

    Это значит, что кинетические уравнения прямой и обратной реакций взаимосвязаны так, что при равновесии из условия (1.25) должно вытекать выражение для константы равновесия суммарного процесса. [c.17]


    Отсюда видно, что если кинетическое уравнение прямой реакции содержит знаменатель в виде многочлена, то уравнение обратной реакции должно содержать в знаменателе то же выражение (иначе из этих [c.151]

    Из уравн( ний ( .182) и ( .193) получается суммарное кинетическое уравнение, учитывающее скорости реакции в прямом и обратном направлениях  [c.203]

    Кинетические уравнения прямой и обратной реакции [c.318]

    Возникает вопрос можно ли на основе кинетического уравнения прямой реакции составить уравнение для обратной реакции без каких-либо представлений о механизме процесса, просто учитывая требования термодинамики На первый взгляд, такая возможность представляется вполне реальной. [c.318]

    Как видно из изложенного выше, с помощью стехиометрического числа реакции можно найти точное выражение кинетики обратной реакции, если известно кинетическое уравнение прямой реакции. [c.338]

    Следует, конечно, учитывать, что знание механизма процесса само по себе уже позволяет вывести кинетическое уравнение обратной реакции, отвечающее уравнению прямой реакции. Для этого, однако, необходимо исходить из определенных представлений о кинетике реакции и убедиться, что полученное на опыте кинетическое уравнение прямой реакции согласуется с такими представлениями. Поэтому путь нахождения уравнения обратной реакции с помощью стехиометрического числа может оказаться более простым и доступным. [c.345]

    Выражение константы равновесия в левой части уравнения отвечает значениям стехиометрических коэффициентов, входящих в правую часть уравнения. Оно должно быть написано так, как вытекает из кинетических уравнений прямой и обратной реакций стехиометрическое число лимитирующей стадии реакции п должно быть взято в соответствии с выражением константы равновесия. [c.434]

    Л — константа равновесия У.239), в соответствии с кинетическими уравнениями прямой и обратной реакций (У.7) и (У.В). Аналогично, для окисления сернистого газа  [c.434]

    Это кинетическое уравнение системы обратимых реакций второго порядка. Оно действительно для прямой и обратной реакций в тех случаях, когда амин А1 присутствует в достаточно высокой концентрации. [c.344]

    Если считать, что рацемизация представляет собой обратимый переход (-Ь)-формы в (—)-форму, то в этом случае применимо кинетическое уравнение для обратимой реакции. Пусть а —исходная концентрация данного энантиомера л — количество данного энантиомера, перешедшего в противоположный энантиомер за время к — константа скорости как прямой, так и обратной реакции (в данном случае обе константы скорости равны). Тогда [c.38]

    В уравнения кинетических кривых для обратимых реакций первого порядка входят два параметра. Чтобы найти значение этих параметров из экспериментальных данных, нужно определить равновесные концентрации А или В и, исходя из них, рассчитать константу равновесия реакции. Зная равновесные концентрации, можно по формулам (V. 16) или (V. 18) найти из экспериментальных данных сумму констант скорости прямой и обратной реакций [c.163]

    Получите дифференциальное и интегральное кинетические уравнения для обратимой реакции, если прямая реакция имеет второй порядок, обратная — пер

www.chem21.info

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимость химических реакций

Протекание реакции возможно при благоприятном соотношении энергетического и энтропийного факторов. Если эти факторы уравновешивают друг друга, состояние системы не меняется. В таких случаях говорят, что системы находится в равновесии.
Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми. Большинство химических реакций являются обратимыми. Эта значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

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 (равновесные концентрации).

Константа равновесия

Рассмотрим реакцию получения аммиака:

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2 NH3(г)

Запишем выражения для вычисления скоростей прямой (1) и обратной (2) реакций:

1 = k1[N2][ H2]3

2 = k2[NH3]2

Скорости прямой и обратной реакций равны, следовательно можно записать:

k1[N2][H2]3 = k2[NH3]2

k1/ k2 = [NH3]2 / [N2][H2]3

Отношение двух постоянных величин – величина постоянная. Константа равновесия– отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.

К = k1/ k2

К =[NH3]2 / [N2][H2]3

Если выразить в общем виде, то константа равновесия:

mA + nB ↔ pC +qD

К =[C]p[D]q / [A]m[B]n

Константа равновесия –отношение произведений концентраций продуктов реакции, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам к произведению концентраций исходных веществ, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам.

Если К выражают через равновесные концентрации, то чаще всего обозначают Кс. Возможно также рассчитать К для газов через их парциальные давления. В этом случае К обозначают как Кр. Между Кс и Кр существует зависимость:

Кр = Кс × (RT)Δn,

где Δn – изменение числа всех моль газов при переходе от реагентов к продуктам, R – универсальная газовая постоянная.

К не зависит от концентрации, давления, объема и наличия катализатора и зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Если К много меньше 1, то в смеси больше исходных веществ, а в случае много большем 1 – в смеси больше продуктов.

Гетерогенное равновесие

Рассмотрим реакцию

CaCO3(тв) ↔ CaO(тв) +CO2(г)

В выражение для константы равновесия концентрации компонентов твердой фазе не входят, следовательно

Kc = [CO2]

Kp = p (CO2)

Химическое равновесие наступает при наличии всех компонентов системы, но константа равновесия не зависит от концентраций веществ в твердой фазе. Химическое равновесие – динамический процесс. К дает информацию о протекании реакции, а ΔG – о ее направлении. Они связаны между собой отношением:

ΔG0 = -R × T × lnK

ΔG0 = -2,303 × R × T × lgK

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

С точки зрения технологических процессов обратимые химические реакции не выгодны, поскольку нужно обладать знаниями, каким образом повысить выход продукта реакции, т.е. необходимо научиться смещать химическое равновесие в сторону продуктов реакции.

Рассмотрим реакцию, в которой необходимо повысить выход аммиака:

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) , ΔН < 0

Для того, чтобы сместить равновесие в сторону прямой или обратной реакции необходимо воспользоваться принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии подействовать каким-либо фактором из вне (увеличить или уменьшить температуру, давление, объем, концентрацию веществ), то система оказывает противодействие данному воздействию.

Например, если в равновесной системе повысить температуру, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая будет эндотермической; если повысить давление, то равновесие сместится в сторону реакции с большим числом моль веществ; если в системе увеменьшить объем, то смещение равновесия будет направлено на увеличение давления; если увеличить концентрацию одного из исходных веществ, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая приведет к уменьшению равновесной концентрации продукта.

Так, применительно, к рассмотренной реакции, чтобы повысить выход аммиака, нужно увеличить концентрации исходных веществ; понизить температуру, поскольку прямая реакция экзотермическая, увеличить давление или уменьшить объем.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о