как понять что реакция обратимая

Классификация реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (образуется вода)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Реакции и их тепловой эффект

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 56 кДж

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Содержание:

В химии есть обратимые и необратимые химические реакции. Они протекают по разному принципу и имеют свои особенности. Равновесие в реакции способно смещаться под воздействием определенных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимые реакции – это процессы, которые протекают одинаково в обоих направлениях. Например:

Реакции протекают при одинаковых условиях, образуют продукты равных объемах.

Необратимые реакции характеризуются процессом, который протекает в одном направлении, практически до конца. В продуктах всегда образуется нерастворимое соединение или газ, либо слабый электролит. Например: С+О₂=СО₂. Поскольку углекислый газ является летучим веществом, то разложить его на кислород и углерод невозможно.

Важно! Горение и взрывы в химии являются необратимыми процессами.

Химическое равновесие

Химическое равновесие – это состояние химических веществ, при котором устанавливается одинаковая скорость протекания процессов прямой и обратной стороны. Смещать равновесие можно воздействием температуры, давления или увеличением концентрации одного из веществ.

Равновесными называются реакции, в которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. То есть, образование продуктов происходит со скоростью расходования реагентов. Состояние равновесия характерно для любой обратимой реакции.

Равновесные реакции имеют одинаковые концентрации веществ. Рассмотрим подробный пример:

А+В=С+D – обратимая реакция. При взаимодействии веществ правой стороны их концентрация снижается, что снижает и скорость. Соответственно концентрация веществ левой стороны увеличивается. Постепенно эти показатели выравниваются и становятся равновесными. Это и называется равновесием.

Константа равновесия

Исходя из равновесия химических реакций, находят, что концентрации действующих веществ и полученных веществ остаются равными. Это называется равновесными концентрациями.

Константа равновесия является химическим выражением, описывающим закон действующих масс для равновесных систем. Для каждого реагента и продукта реакции обозначают равновесную концентрацию: [A], [B], [C], [D]. Каждое значение возводят в степень равную коэффициенту, находящемуся перед веществом.

K _равн= [C] x ×[D] y /[A] a ×[B] b

От наличия в реакции катализатора значение остается неизменным. Он способен ускорить уравновешивание скорости и концентраций.

Катализатор – вещество, которое ускоряет ход как прямой, так и обратной реакции и на смещение химического равновесия влияния не оказывает.

Важно! Для каждого химического процесса константа равновесия является постоянным неизменным значением.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

О подвижности равновесия говорили ученые еще в XIX веке. В то же время активно проводились исследования, чтобы доказать свои предположения. Анри Ле-Шателье был первым, кто попытался рассказать об этом в своих трудах. Позже его исследования обобщил Карл Браун. Принцип Ле-Шателье говорит о:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказывается влияние, то равновесие смещается в ту сторону, которое ослабляет это влияние

Влияние температуры

В обратимых реакциях прямая и обратная сторона процесса противоположны по температуре друг другу. В зависимости от температурного коэффициента реакции подразделяются на экзотермические (температура в процессе реакции выделяется). При повышении температуры в такой системе равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции.

Эндотермические реакции (которые протекают при нагревании) наоборот, если нагревать такую реакцию, то будет протекать быстрее прямая реакция.

Это значит, если в прямой стороне наблюдается показатель +Q-экзотермический процесс, то в обратной будет –Q – эндотермический процесс. Если увеличить температуру исходных продуктов, то химическое равновесие сместиться в ту сторону, в которой наблюдается пониженная температура.

Влияние концентрации

По принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации реагентов вызывает смещение равновесие в сторону, где они расходуются, в прямом процессе. А если концентрация веществ понижается, то химическое равновесие снижается в сторону обратных процессов.

Такой же принцип действует и на увеличение концентрации продуктов реакции. Химическое равновесие смещает в ту сторону, где происходит расход реагентов, значит в сторону обратной реакции. Если концентрацию продуктов понизить, то равновесие сместиться в сторону прямого процесса.

Влияние давления

Давление меняет равновесие не во всех процессах. Это происходит в реакциях с газообразными продуктами. Сумма коэффициентов прямой и обратной реакции должны быть неравными.

Важно! На состояние равновесия процессов с твердыми веществами давление не влияет.

При разной концентрации газообразных веществ слева и справа реакции, повышение давления приведет к смещению химического равновесия. Смещается в ту сторону, где количество газообразных веществ уменьшается, а показатели давления повышаются.

Влияние катализатора

Большинство химических реакций происходит под действием катализаторов. Это специальные добавки, в виде соединений и комплексов, которые ускоряют процесс образования продуктов. Их добавление никак не влияет на химическое равновесие. В некоторых процесс способствует быстрому уравновешиванию сторон.

Таблица химического равновесия

Источник

Состояния, при которых оказывается первая помощь

Экстремальными состояниями (от лат. extrema — чрезмерный, чрезвычайный, крайний, предельный) принято называть тяжелые состояния организма, возникающие при воздействии на него особо патогенных внешних факторов или неблагоприятном развитии имеющихся заболеваний, вызывающих грубые нарушения метаболизма и жизненно важных функций, представляющие угрозу для жизни и требующие срочного активного терапевтического вмешательства.

Понятие «экстремальные состояния» не следует смешивать с понятием «терминальные состояния». Главной отличительной чертой терминальных состояний является их необратимость без специальных экстренных медицинских мер помощи, в то время как многие формы экстремальных состояний могут быть самостоятельно обратимы. Даже в случаях неблагоприятного исхода в процессе развития экстремальных состояний отмечается, как правило, более или менее продолжительный период улучшения состояния организма — за счет включения многочисленных компенсаторно-приспособительных механизмов. Для терминальных состояний характерно прогрессирующее угнетение функций и угасание жизни.
К экстремальным состояниям относятся шок, коллапс, кома.

Экстремальные состояния и причины их возникновения

Шок может возникнуть под действием самых различных по характеру раздражителей, но отличающихся необычайной, чрезмерной силой — экстремальных. Причиной шока могут быть: тяжелая механическая травма, обширные ожоги II и III степени, попадание в организм гетерогенной или несовместимой по отдельным факторам крови, мощное действие ионизирующей радиации, электротравма, тяжелая психическая травма и т.п.

Всевозможные неблагоприятные воздействия на организм, предшествующие шокогенному раздражителю, действующие вместе с ним или после него облегчает возникновение шока и утяжеляют уже развившийся шок. К числу таких дополнительных факторов относятся кровопотеря, перегревание или переохлаждение организма, длительная гиподинамия, голодание, переутомление, нервное перенапряжение, психическая травма и даже такие, казалось бы, индеферентные раздражители как яркий свет, громкий разговор и т.п.

В зависимости от причины, вызывающей шок, выделяют следующие его виды: травматический, операционный или хирургический, ожоговый, анафилактический, гемотрансфузионный, кардиогенный, электрический, лучевой, психогенный или психический и др. Близок к шоку краш-синдром или синдром раздавливания.

Коллапс (лат. collaps — крах, падение) — близкий к шоку патологический процесс, клиническая картина позднего этапа которого очень сходна с картиной глубокого шока. Это острая сосудистая недостаточность, обусловленная падением тонуса артериол и вен и резким снижением артериального и венозного давления. Нарушения в ЦНС развиваются, в отличие от шока, вторично, вследствие сосудисто-сердечной недостаточности.

Кома (от греч. кота — сон, дремота) — бессознательное состояние, связанное с нарушением функции коры больших полушарий головного мозга, с расстройством рефлекторной деятельности и жизненно важных функций организма (кровообращения, дыхания, метаболизма). Отличительной особенностью любой комы является полная и стойкая утрата сознания. Кома может быть молниеносной, характеризующейся внезапной потерей сознания и постепенно развивающейся.

Терминальные состояния: признаки и симптомы

Терминальные состояния это крайне тяжелые и весьма опасные для жизни степени угнетения жизненных функций организма. К этому надо добавить, что тяжелые стадии шока III—IV степени также весьма близки к терминальным состояниям.

Причины терминальных состояний: острая кровопотеря, травматический и операционный шок, отравление, асфиксия, коллапс, тяжелая острая интоксикация (сепсис, перитонит и др.), нарушения коронарного кровообращения, электротравма и т. д.

Преагональное состояние характеризуется дезинтеграцией функций организма, критическим снижением артериального давления, нарушениями сознания различной степени выраженности, нарушениями дыхания.

Вслед за преагональным состоянием развивается терминальная пауза – состояние, продолжающееся 1-4 минуты: дыхание прекращается, развивается брадикардия, иногда асистолия, исчезают реакции зрачка на свет, корнеальный и другие стволовые рефлексы, зрачки расширяются.

По окончании терминальной паузы развивается агония. При агонии наблюдается: отсутствие сознания и рефлексов, резкая бледность кожных покровов, синюха в области конечностей, пульс не определяется или ощутим лишь на сонных артериях, тоны сердца приглушены. Одним из клинических признаков агонии является агональное дыхание с характерными редкими, короткими, глубокими судорожными дыхательными движениями, иногда с участием скелетных мышц.

Основными признаками клинической смерти являются:

Дополнительными признаками клинической смерти являются:

4. Трупные изменения:

Констатация смерти человека наступает при биологической смерти человека (необратимой гибели человека) или при смерти мозга.

Источник

Обратимые и необратимые химические реакции — признаки, условия химического равновесия и примеры

Реакции в химии имеют много типов классификации, и одна из них базируется на том, возможно или невозможно протекание процессов в разных направлениях, и в зависимости от этого разделяют обратимые и необратимые химические реакции.

Обратимые химические реакции

Большинство известных взаимодействий в химии относятся именно к этому виду. Что же они представляют собой?

Так называются процессы, которые при различных условиях протекают как напрямую (как и написано в уравнении), так и в обратную сторону (это так называемые прямая и обратная реакции).

Здесь можно привести такие примеры как гидратация натрий сульфида. Происходит образование веществ, формулы которых NaHS и NaOH. В таком порядке характерно прохождение первого подтипа (прямая реакция).

Если продукты и реагенты поменяются местами — это будет второй вид этих реакций. Интересно здесь то, что скорости протекания обратного и прямого уравнений равны между собой.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия

На состояние равновесия в уравнениях химии могут влиять такие факторы как концентрация, температура, давление, катализаторы и др. Все эти способы смещения равновесия действуют по-разному.

Рассмотрим главные из них:

Увеличение концентрации приводит к тому, что все растворы, участвующие в процессе, тоже изменяют свои концентрации так, чтобы система вновь возвратилась в состояние баланса.

Температура — при её повышении, в случае обратимой реакции, равновесие смещается в сторону поглощения теплоты, а при понижении — в сторону выделения теплоты. Эти направления называются соответственно эндотермическое и экзотермическое.

Ещё один фактор — давление. Особенность в том, что оно может влиять только на системы, в которых есть хотя бы одно газообразное вещество. В случае обратимой реакции увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону уменьшения объёма (которая ведёт к уменьшению количества газов), а уменьшение — в сторону его увеличения.

Необратимые реакции

Необратимыми называются химические уравнения, происходящие до того, как полностью израсходуется одно из взаимодействующих реагентов, например, окисление фосфора кислородом с образованием оксида.

Как определить обратимую или необратимую реакцию

Различение этих двух типов производится с помощью таких признаков необратимых реакций:

выпадение осадка или выделение газа;

образование малодиссоциированных соединений (часто это вода);

большое высвобождение энергии.

Ещё одним признаком для их распознавания в книгах является то, что для необратимых уравнений между реагентами и продуктами ставятся две стрелки, указывающие на разные направления или знак равенства.

Источник

1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):

т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).

По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.

Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия.

Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:

Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия

При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.

Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:

Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.

И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).

Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.

Влияние давления на химическое равновесие

В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.

Т.е. из двух реакций:

изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).

Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:

Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.

Влияние катализатора на химическое равновесие

Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.

Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.

Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия. Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение

Источник