Бурый бесцветный

прямая реакция (димеризация NО₂) сопровождается уменьше­нием числа молекул, поэтому при повышении давления равно­весие смещается вправо, в чем можно наглядно убедиться по ос­лаблению бурой окраски газовой смеси. В равновесной системе

Н₂ + I₂ ↔ 2НI

при изменении давления равновесие не смещается, так как в ле­вой и правой частях уравнения реакции суммы стехиометрических коэффициентов равны 2, и общее число молекул при изме­нении давления остается постоянным.

Изменение температуры. Константа равновесия с ростом температуры может и уменьшаться, и увеличиваться. Направ­ление этого изменения определяется тепловым эффектом реак­ции. Принцип Ле Шателье так описывает влияние температуры на равновесие:

повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, понижение -- экзотер­мической реакции.

Чтобы не ошибаться при определении на­правления смещения равновесия в результате изменения темпе­ратуры, удобно рассматривать теплоту как один из продуктов реакции. Например, в равновесной системе

экзотермическая

2NO₂ → ← N₂0₄ + Теплота

эндотермическа я

бурый бесцветный

прямая реакция является экзотермической, т. е. идет с выделе­нием теплоты. Если происходит повышение температуры, т. е. в систему вводится дополнительное количество теплоты, то ос­лабление эффекта этого воздействия возможно в результате сме­щения равновесия влево, в сторону эндотермической реакции, которая сопровождается расходом теплоты. Итак, при нагрева­нии концентрация NО₂ в рассматриваемой системе увеличива­ется (что можно установить по усилению интенсивности окра­ски), а концентрация N₂О₄ уменьшается.

Значение химических равновесий в природе

Отличия химических равновесий в живой и неживой природе. Любая химическая реакция в неживой и живой при­роде может самопроизвольно протекать только в направлении, позволяющем достичь равновесия. После достижения состоя­ния равновесия увеличение концентраций продуктов реакции прекращается. Смещение равновесия в обратном направлении, т, е. в сторону реакции превращения продуктов в исходные ве­щества, возможно только за счет подвода энергии к реакцион­ной системе извне.

В неживой природе такой подвод энергии почти не встречает­ся, и потому в неживой природе идут только самопроизвольные химические реакции, протекающие до состояния химического равновесия. Напротив, в живых организмах чрезвычайно рас­пространен подвод энергии для осуществления обратных реакций, т. е. превращения продуктов самопроизвольных реакций в реагенты. По этой причине число неорганических соединений, являющихся естественными продуктами развития литосферы, атмосферы и гидросферы, значительно уступает числу природ­ных органических веществ.

Особые случаи равновесия в природе. На поверхности малорастворимых, но постоянно контактирующих с водой ми­нералов протекают реакции, которые являются причиной их выветривания, т. е. разрушения под воздействием воды, угле­кислого газа, кислорода. Типичным примером выветривания пород является растворение карбонатов:

СаСО₃ + Н₂О + СО₂ ↔ Са(НСО₃)₂

Подобные реакции происходят медленно, но грунтовые воды имеют продолжительный контакт с минералами типа известня­ка СаСО₃. В результате такие реакции протекают или до дости­жения состояния истинного равновесия, или так называемого квазиравновесия, когда равновесие почти достигается (частица «квази» здесь имеет смысл «почти», «близко»). Ряд таких реак­ций рассматривается в химии элементов.

Надо отметить, что квазиравновесный характер природных процессов, подобных превращению твердого СаСО₃ в раствор Са(НСО₃)₂, часто связан с принципом Ле Шателье. Поступаю­щий в виде атмосферных осадков раствор СО₂ в воде замещает раствор, находившийся в контакте с СаСО₃. Иными словами, реа­гент поступает из окружающей среды, а продукт Са(НСО₃)₂ вы­водится из реагирующей системы. В соответствии с принципом Ле Шателье это вызывает сдвиг равновесия в сторону прямой реакции.

В природе существуют также псевдоравновесия (частица «псевдо» означает «ложный», «мнимый») или метастабильные состояния. Псевдоравновесия проявляются в том, что реакции с большими константами равновесия при определенных услови­ях не идут из-за высоких энергий активации. Например, сухая древесина (целлюлоза), торф, залежи каменного угля, нефть мо­гут гореть, но в обычных условиях не воспламеняются, так как для начала реакции горения нужно затратить большую энергию активации. Когда же в результате нарушения псевдоравновесия загораются леса, торфяные или каменноугольные залежи, неф­тяные или газовые месторождения, то такие пожары носят ха­рактер стихийного бедствия.

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Основные понятия

Химическая термодинамика. Энергетика химических ре­акций изучается в рамках раздела химии, который называется химической термодинамикой. Вместе с учением о строении ве­щества и химической кинетикой химическая термодинамика образует теоретическую основу всей современной химии. Она позволяет определять направление и полноту протекания само­произвольных химических реакций, а также затраты энергии, необходимые для осуществления тех реакций, которые само­произвольно идти не могут.

Термодинамические системы. В термодинамике опериру­ют понятием «система», определение которого приведено ранее (cистема — это материальный объект, обособленный от окружающей среды физическими или воображаемыми границами.) Следует подчеркнуть, что объектом изучения термодинамики являются системы, которые состоят из большо­го числа частиц (молекул, атомов, ионов), их называют макро­скопическими (от греч. makros — большой). Классическая тер­модинамика рассматривает систему в целом, не связывая ее свойства со свойствами отдельных частиц. В этом отношении ее дополняет статистическая термодинамика, применяющая методы теории вероятности для учета свойств отдельных микро­скопических частиц, из которых состоят макроскопические системы, и объясняющая на этой основе свойства систем.

Наряду с уже упомянутыми ранее открытыми и закрытыми системами химическая термодинамика рассмат­ривает также изолированные (замкнутые) системы, которые не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией (в виде теплоты или работы). Создать полностью изо­лированную от ее окружения систему практически невозможно. Однако хорошей моделью для нее служит содержимое термоса, надежно закрытого пробкой.

Различают гомогенные (однородные) и гетерогенные (неодно­родные) системы. Гетерогенная система состоит из различаю­щихся по составу или свойствам макроскопических частей, от­деленных одна от другой поверхностями раздела. На этих по­верхностях скачком изменяются одно или несколько свойств. Например, гетерогенную систему образуют содержащая множе­ство растворенных солей морская вода и насыщенный водяны­ми парами воздух над ней. На границе между водой и воздухом скачкообразно изменяются состав, плотность, электрическая проводимость, теплопроводность и ряд других свойств. В гомо­генной системе нет поверхностей раздела, во всех своих точках она имеет одинаковые свойства. Примерами гомогенных систем являются газовые смеси и жидкие растворы.

Часть гетерогенной системы, характеризующаяся одинако­выми свойствами во всех своих точках и отделенная от других частей системы поверхностью раздела, называется фазой. Фаза может состоять как из одного, так и из нескольких веществ. Жидкие и твердые фазы называют конденсированными.