Один из способов классификации хим. реакций на обратимые и необратимые. В случае когда из А и В образуются в-ва С и D, говорят о необратимых, но если полученные в-ва могут реагировать с образованиями исходных в-в А и В, процесс обратимый.
Для обратимых хим. реакций всегда можно найти такие условия, при которых скорость прямой и обратной р-ций одинакова. Такое состояние – хим. равновесие. Есть 2 вида хим. равновесия. Истинное: (СО+Н2О=СО2+Н2) и недостабильное состояние или замороженное (Fe2O3+Al→Al2O3+Fe).
Математически хим. равновесие принято описывать при помощи константы хим. равновесия К=[D]d*[C]c/[A]a*[B]b. Концентрации твердых в-в не входят в формулу.
Для того, чтобы сместить равновесие используют принцип Ле Шателье. Если на систему, которая находиться в состоянии хим. равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие в системе смещается таким образом, чтобы противодействие этому воздействию.
Классический пример хим. равновесия: N2+3H2→2NH3; K=[ NH3]2/[ N2]*[ H2]3.
Известно, что прямая реакция явл-ся экзотермической, поэтому, чтобы повысить содержание NH3 в равновесной смеси, реакцию ведут при сравнительно низкой темп.=400-500 градусов по Цельсию и высоким Р, используют катализатор. Он не изменяет состояние равновесия в системе, а способствует быстрому достижению состояния равновесия.
Ваша оценка?
