Хімія. Рівень стандарту. 11 клас. Лашевська

Тема 3. Хімічні реакції

Хімічні перетворення, хімічні реакції є головним предметом хімії.

М. М. Семенов

§ 9. Необоротні та оборотні хімічні процеси. Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє

Після опрацювання параграфа ви зможете:

  • пояснювати вплив різних чинників на зміщення хімічної рівноваги;
  • наводити приклади необоротних та оборотних хімічних реакцій;
  • розрізняти необоротні та оборотні хімічні реакції;
  • характеризувати суть хімічної рівноваги;
  • добирати умови зміщення хімічної рівноваги оборотних процесів на основі принципу Ле Шательє;
  • висловлювати судження про значення принципу Ле Шательє в керуванні хімічними процесами.

Початкові уявлення про необоротні та оборотні хімічні процеси ви дістали в 9 класі й, звісно, пам’ятаєте, що умовами перебігу до кінця (необоротності) реакцій обміну між електролітами в розчині є утворення малодисоційованої речовини, зокрема осаду, води чи виділення газу.

Наведіть кілька прикладів необоротних реакцій обміну між електролітами в розчинах, скориставшися таблицею «Розчинність кислот, основ, амфотерних гідроксидів та солей у воді»1.

https://periodic-table-of-elements.org/SOLUBILITY

1 Її розміщено в Додатку.

Необоротні реакції відбуваються лише в одному напрямку аж до повної витрати одного з реагентів. Наприклад, реакція горіння магнію необоротна. Вона триватиме доти, доки не витратиться весь магній або (якщо реакція відбувається в закритій системі) кисень, який підтримує горіння (рис. 9.1). Натомість оборотні реакції відбуваються одночасно у двох протилежних напрямках - прямому та оберненому (рис. 9.2).

Рис. 9.1. Горіння магнію

Рис. 9.2. Схематичне зображення оборотної реакції водню з йодом

Гідроген йодид - продукт взаємодії йоду з воднем - легко розкладається - відбувається обернена реакція. Швидкість прямої реакції спочатку максимальна. Згодом вона зменшується, бо поступово зменшується вміст водню та йоду. Натомість зростає швидкість оберненої реакції - адже вміст гідроген йодиду в реакційному середовищі збільшується. Через певний час після початку реакції швидкість прямої реакції зрівнюється зі швидкістю оберненої. Тому в реакційній суміші є й реагенти й продукти реакції: водень, йод і гідроген йодид.

Реакція необоротна, якщо в реакційній суміші після завершення процесу не можна виявити хоча б один з реагентів.

Реакція оборотна, якщо після того, як швидкість оберненої реакції зрівняється зі швидкістю прямої реакції, у реакційній суміші є всі учасники реакції - і реагенти, і продукти.

Поясніть, чому в рівняннях оборотних хімічних реакцій замість знака «=» використовують знак «⇄».

Розгляньмо реакцію термічного розкладання кальцій карбонату. У промисловості її використовують для добування негашеного вапна з вапняку:

СаСО3(т) → СаО(т) + СО2(г), ΔΗ > 0.

Якщо реакція відбувається у відкритій системі, то газуватий карбон(ІV) оксид необоротно залишає сферу реакції. За таких умов реакція триває аж до повної витрати кальцій карбонату. Натомість у закритій системі (рис. 9.3) водночас відбувається як пряма реакція:

СаСО3(т) → СаО(т) + СО2(г), ΔΗ > 0,

так і обернена реакція:

СаО(т) + СО2(г) → СаСО3(т), ΔΗ < 0.

Тобто одночасно відбуваються два процеси - прямий і обернений:

СаСО3(т) ⇄ СаО(т) + СО2(г), ΔΗ > 0.

Зверніть увагу: пряма реакція ендотермічна, а обернена - екзотермічна. Кількість теплоти, яка витрачається на розкладання кальцій карбонату, дорівнює кількості теплоти, яка виділяється внаслідок реакції між відповідними оксидами.

Рис. 9.3. У закритій системі реакція термічного розкладання кальцій карбонату оборотна. У реакційній суміші є кальцій карбонат, кальцій оксид і карбон(ІV) оксид

Спочатку швидкість прямої реакції буде високою, однак зі зменшенням умісту реагентів пряма реакція поступово уповільнюватиметься. Оскільки внаслідок перебігу прямої реакції зростатиме вміст її продуктів, то пришвидшиться обернена реакція, для якої ці речовини є реагентами. Настане мить, коли швидкість прямої реакції дорівнюватиме швидкості оберненої реакції - система перейде в стан хімічної рівноваги. Обидві реакції триватимуть, однак уміст продуктів і реагентів із часом не змінюватимуться.

Принцип Ле Шательє. Чи можна зрушити хімічну рівновагу? Адже виробництво сульфатної кислоти, амоніаку, багатьох інших неорганічних і органічних речовин пов’язане з оборотними процесами. Якщо не керувати ними ззовні, неможливо буде отримати цільовий продукт хімічного виробництва. Ви вже знаєте, що на швидкість хімічних реакцій упливають уміст реагентів, температура та (для газуватих речовин) тиск. Тобто, змінивши ці умови, можна пришвидшувати чи уповільнювати як пряму, так і обернену реакції.

У 1864 році Анрі Ле Шательє (рис. 9.5) сформулював загальний принцип зміщення хімічної рівноваги:

система, що перебуває в стані стійкої хімічної рівноваги, під зовнішнім упливом (зміною температури, тиску, умісту реагентів і продуктів реакції тощо) прагне повернутися до стану рівноваги, компенсувавши дію впливу.

Рис. 9.4. Анрі Луї Ле Шательє (1850-1936, Франція), фізик і хімік, металознавець.

Сформулював (1884) загальний закон зміщення хімічної рівноваги. Досліджував високотемпературні процеси, сплави металів, сконструював металографічний мікроскоп. За активної участі Ле Шательє фізична хімія та хімічна технологія перетворилися на самостійні галузі науки, що активно розвиваються. Ле Шательє було удостоєно багатьох нагород: у 1886 р. він став кавалером ордена Почесного легіону, у 1916 р. одержав медаль Деві Лондонського королівського товариства

Розгляньмо приклади керування хімічною рівновагою відповідно до цього принципу. Синтез амоніаку з азоту та водню - оборотний процес:

Ν2(г) + 3Н2(г) ⇄ 2ΝΗ3(г), ΔΗ < 0.

Пряма реакція супроводжується виділенням тепла, а обернена, відповідно, його поглинанням. Якщо тепло надходитиме ззовні, то закрита система має його поглинути - тобто пришвидшиться обернена реакція - розкладання амоніаку. Якщо ж тепло відводити із системи назовні, для компенсації його втрати має пришвидшитися пряма реакція. Тобто внаслідок підвищення температури рівновага екзотермічної реакції зміститься ліворуч, а ендотермічної - праворуч. Унаслідок зниження температури все відбудеться навпаки.

Ця реакція супроводжується зниженням тиску: за коефіцієнтами перед формулами речовин легко визначити, що в реакцію вступають гази, сумарна кількість речовини яких становить 4 моль, а утворюється газ кількістю речовини 2 моль. Тобто якщо підвищити тиск, то для компенсації цієї дії рівновага зміститься в бік прямої реакції. Якщо тиск знизити, то навпаки - у бік оберненої. Зверніть увагу: тиск у системі зумовлений лише газуватими речовинами.

Уміст реагентів і продуктів реакції також упливає на швидкість хімічної реакції. Зі збільшенням умісту реагентів та зменшенням умісту продуктів реакції пришвидшується пряма реакція, і навпаки - зі зменшенням умісту реагентів та збільшенням умісту продуктів реакції пришвидшується обернена реакція. Зверніть увагу: каталізатор однаковою мірою пришвидшує як пряму, так і обернену реакцію, тому на стан хімічної рівноваги не впливає.

Складіть термохімічне рівняння синтезу гідроген йодиду з простих речовин (реакція ендотермічна, реагенти й продукти - гази). Проаналізуйте зміщення хімічної рівноваги під упливом різних чинників у цій реакції та в реакції термічного розкладання кальцій карбонату.

https://www.youtube.com/watch?v=Kiidcw39Y0U

https://www.youtube.com/watch?v=GKzyVox5N5o

https://www.youtube.com/watch?v=6Bx5eqQec-w

ПРО ГОЛОВНЕ

• Необоротні реакції відбуваються лише в одному напрямку, оборотні реакції відбуваються одночасно у двох протилежних напрямках - прямому та оберненому.

• У рівняннях оборотних хімічних реакцій замість знака «=» використовують знак «⇄», який указує на одночасний перебіг двох протилежних за напрямками реакцій - прямої (→) та оберненої (←).

• Реакція необоротна, якщо в реакційній суміші після завершення процесу не можна виявити хоча б один з реагентів.

• Реакція оборотна, якщо після того, як швидкість оберненої реакції зрівняється зі швидкістю прямої реакції, у реакційній суміші є і як реагенти, так і продукти реакції.

• У стані хімічної рівноваги швидкість прямої реакції дорівнює швидкості оберненої реакції.

• Система, що перебуває в стані стійкої хімічної рівноваги, під зовнішнім упливом прагне повернутися до стану рівноваги, компенсувавши його дію.

Перевірте себе

  • 1. Перетворіть розповідні речення рубрики ПРО ГОЛОВНЕ на питальні. Чи можете ви відповісти на ці запитання без допомоги підручника?

Застосуйте свої знання й уміння

  • 2. Чому до необоротних процесів відносять горіння деревини, зсідання молока, скисання виноградного соку, а до оборотних - електролітичну дисоціацію гідроген сульфіду у водному розчині, утворення гідроген йодиду, перетворення кисню на озон, газування води карбон(ІV) оксидом? Складіть рівняння оборотних реакцій. Нітроген(ІV) оксид (газ бурого кольору) унаслідок охолодження перетворюється на безбарвний димер. Цей процес оборотний: зміщення хімічної рівноваги визначають за зміною інтенсивності забарвлення газу - з підвищенням температури вона посилюється. На рисунку 9.5 зображено графіки швидкостей прямої та оберненої реакцій. Визначте, який з графіків відображає зміну швидкості прямої реакції, який - оберненої. Поясніть, який фрагмент графіків відповідає стану динамічної рівноваги.

Рис. 9.5.

  • 3. Перетворіть схеми наведених оборотних реакцій на хімічні рівняння. Проаналізуйте зміщення хімічної рівноваги в цих реакціях під упливом різних чинників:

а) СО(г) + Н2О(г) ⇄ СО2(г) + Н2(г), ΔΗ < 0

б) СО(г) + О2(г) ⇄ СО2(г), ΔΗ < 0

в) Ν2Ο4(г) ⇄ ΝΟ2 (г), ΔΗ > 0

г) С(т) + Н2О(г) ⇄ СО(г) + Н2(г), ΔΗ > 0

д) РСl5(г) ⇄ РСl3(г) + Сl2(г); ΔΗ > 0

  • 4. У виробництві сульфатної кислоти використовують оборотну реакцію окиснення сульфур(ІV) оксиду до сульфур(VІ) оксиду киснем (реакція екзотермічна, реагенти й продукти - гази). Складіть термохімічне рівняння цієї реакції, проаналізуйте зміщення хімічної рівноваги в ній під упливом різних чинників.

Творча майстерня

  • 5. Придумайте мнемонічне правило для ліпшого розуміння принципа Ле Шательє.
  • 6. Дізнайтеся, де ще, окрім хімії, працює принцип Ле Шательє, і підготуйте стисле повідомлення за результатами дослідження.