2 Cu(oh)2  Cu2o hcho  co2

4) В данном случае в каждом ионно-электронном уравнении необходимо уравнять и атомы кислорода, и атомы водорода. Для этого необходимо последовательно применить уже рассмотренные правила уравнивания: сначала уравнять атомы кислорода, а затем атомы водорода. Так как среда нейтральная, то можно использовать правила либо для кислой, либо для щелочной среды. Ниже рассматривается применение правил уравнивания атомов кислорода и водорода в кислой среде.

2 Cu(OH)₂  Cu₂O

уравнивание кислорода: + 6 H⁺ + 3 H₂O

у равнивание водорода: + 4 H⁺

2 Cu(OH)₂ + 2 H⁺  Cu₂O + 3 H₂O

HCHO  CO₂

уравнивание кислорода: + H₂O + 2 H⁺

уравнивание водорода: + 2 H⁺

HCHO + H₂O  CO₂ + 4 H⁺

5 ) и 6) 2 Cu(OH)₂ + 2 H⁺ + 2 e^–  Cu₂O + 3 H₂O 2

HCHO + H₂O  CO₂ + 4 H⁺ + 4 e^– 1

4 Cu(OH)₂ + 4 H⁺ + HCHO + H₂O  2 Cu₂O + 6 H₂O + CO₂ + 4 H⁺

7) 4 Cu(OH)₂ + HCHO  2 Cu₂O + 5 H₂O + CO₂

Л Е К Ц И Я 5

Понятие о химическом равновесии

5.1 Константа химического равновесия

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что необратимая реакция протекает только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, реакция

Zn + H₂SO₄  ZnSO₄+ H₂

протекает до полного исчезновения либо серной кислоты, либо цинка и не протекает в обратном направлении: металлический цинк и серную кислоту невозможно получить, пропуская водород в водный раствор сульфата цинка. Следовательно, эта реакция необратимая.

Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода: N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃ .

Если при высокой температуре смешать 1 моль азота и 3 моль водорода, то даже после достаточно длительного промежутка времени протекания реакции в реакторе будут присутствовать не только продукт реакции (NH₃), но и непрореагировавшие исходные вещества (N₂ и H₂). Если в реактор при тех же условиях ввести не смесь азота и водорода, а чистый аммиак, то через некоторое время окажется, что часть аммиака разложилась на азот и водород, т.е. реакция протекает в обратном направлении.

Для понимания природы химического равновесия необходимо рассмотреть вопрос о скоростях прямой и обратной реакций. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени. При изучении вопросов химического равновесия концентрации веществ выражают в моль/л; эти концентрации показывают, сколько моль данного реагирующего вещества содержится в 1 литре сосуда. Например, утверждение «концентрация аммиака равна 3 моль/л» означает, что в каждом литре рассматриваемого объёма содержится 3 моль аммиака.

Химические реакции осуществляются в результате столкновений между молекулами, поэтому, чем больше молекул находится в единице объёма, тем чаще происходят столкновения между ними, и тем больше скорость реакции. Таким образом, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость реакции.

К

Рис. 5.1 – Изменение скоростей прямой и обратной реакций во времени.

онцентрации исходных веществ в системе (системой называется совокупность реагирующих веществ) максимальны в момент начала реакции (в момент времени t = 0). В этот же момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции, следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации уменьш аются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия (рис. 5.1).

В

Рис. 5.1 – Изменение скоростей прямой и обратной реакций во времени.

состоянии химического

равновесия в системе не наблюда-

ется никаких видимых изменений.

Так, например, концентрации всех веществ могут сколь угодно долго оставаться неизменными, если на систему не оказывать внешнего воздействия. Это постоянство концентраций в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, совсем не означает отсутствия взаимодействия и объясняется тем, что прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью. Такое состояние также называют истинным химическим равновесием. Таким образом, истинное химическое равновесие является динамическим равновесием.

От истинного равновесия следует отличать равновесие ложное. Постоянство параметров системы (концентраций веществ, давления, температуры) является необходимым, но недостаточным признаком истинного химического равновесия. Это можно пояснить следующим примером. Взаимодействие азота и водорода с образованием аммиака, как и разложение аммиака, протекает с заметной скоростью при высокой температуре (около 500 С). Если при комнатной температуре смешивать в любых соотношениях водород, азот и аммиак, то реакция N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃

протекать не будет, и все параметры системы будут сохранять постоянное значение. Однако в данном случае равновесие является ложным, а не истинным, т.к. оно не является динамическим; в системе отсутствует химическое взаимодействие: скорость как прямой, так и обратной реакции равна нулю.

При дальнейшем изложении материала термин «химическое равновесие» будет использоваться применительно к истинному химическому равновесию.