Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимые и необратимые реакции.
Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.
Например: H2 + I2 ↔ 2HI CaCO3 ↔ CaO + CO2
Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.
Например :
Na2SO4 +BaCl2 ? BaSO4 ↓+ 2NaCl

Признаки необратимости.
CuCl2 + 2KOH=Cu(OH)2↓ +2KOH – выпал осадок
Na2CO3 + 2HCl=2NaCl + H2O + CO2↑ – образовался слабый электролит , который разлагается на воду и углекислый газ.
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O – образовалась вода – очень слабый электролит.

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, 1884г.

Историческая справка.
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.
Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936)

Принцип Ле Шателье.
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию веществ 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:
3H2 + N2 ↔ 2NH3
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.

Изменение 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: 3H2 + N2 ↔ 2NH3
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

Изменение температуры
А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
Пример:
N2(г)+H2(г)→2NH3(г)+92 кДж ,
2NH3(г) → N2(г) + H2(г) - 92 кДж.

ВОПРОС 1.
При повышении температуры равновесие системы смещается
2SO3 2SO2 + O2 - Q

ВОПРОС 2.
Каким образом можно сместить равновесие реакции в сторону исходных веществ (все в-ва – газы):
SO3 + H2O H2SO4 + Q

ВОПРОС 3.
При повышении давления равновесие реакции смещается
2SO3 2SO2 + O2 - Q

ВОПРОС 4.
Каким образом можно сместить равновесие в сторону продуктов реакции
SO2 + 2H2S 3S + 2H2O + Q г г т г

ВОПРОС 5.
При уменьшении концентрации SO2 равновесие реакции смещается H2SO3 SO2 + H2O -Q