Обратимой является реакция уравнение которой

Необратимые и обратимые реакции

Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. Например:

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратом направлениях:

В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости .

Примером обратимой реакции является синтез йодоводорода из водорода и йода:

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечный продукт реакции НI, но и исходные вещества —H₂ и I₂. Как бы долго ни продолжалась реакция, в реакционной смеси при 350 o С всегда будет содержаться приблизительно 80% HI,10% Н₂ и 10% I₂. Если в качестве исходного вещества взять НI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осуществляются прямая и обратная реакции.

Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях [H₂] и [I₂], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна: v_пр = k_пр[H₂] ∙ [I₂]. Скорость обратной реакции v_обр = k_обр[HI] 2 в начальный момент времени равна нулю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутствует ([HI] = 0). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, так как водород и йод вступают в реакцию и их концентрации понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми, наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул НI, сколько их распадается на Н₂ и I₂.

Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Химическое равновесие является динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но так как скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия

Принцип Ле-Шателье

Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции). Результатом смещения равновесия является переход системы в новое равновесное состояние с другим соотношением концентраций реагирующих веществ.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884 г):

Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:

а) концентрации реагирующих веществ;

б) температура;

в) давление.

Влияние концентрации реагирующих веществ

Если в равновесную систему вводится какое-либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое-либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие вещества выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:

Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличивать их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т. е. уменьшать его концентрацию).

Влияние температуры

Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы (т. е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

Например, реакция синтеза аммиака является экзотермической: N₂(г) + 3H₂(г) → 2NH₃(г) + 92кДж, а реакция разложения аммиака (обратная реакция) является эндотермической: 2NH₃(г)→ N₂(г) + 3H₂(г) — 92кДж. Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.

Влияние давления

Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Например, для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции , так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).

Обратимой является реакция уравнение которой

На уроке будет рассмотрена тема «Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие», будут рассматриваться факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Вы познакомитесь с принципом Ле Шателье. Вводится понятие обратимых и необратимых реакций.

I. Понятие прямой и обратной реакции

Рас­смот­рим неко­то­рую аб­стракт­ную ре­ак­цию, ко­то­рую за­пи­шем в виде:

Но мно­гие хи­ми­че­ские ре­ак­ции могут идти в об­рат­ную сто­ро­ну.

АВ А+В, об­рат­ная ре­ак­ция

Для крат­ко­сти такую ре­ак­цию за­пи­сы­ва­ют, ис­поль­зуя две стрел­ки, одну – впе­ред, дру­гую – назад.

А+ВАВ

При по­вы­ше­нии тем­пе­ра­ту­ры ско­рость боль­шин­ства хи­ми­че­ских ре­ак­ций уве­ли­чи­ва­ет­ся. Но ока­зы­ва­ет­ся, что в слу­чае неко­то­рых ре­ак­ций про­дукт ре­ак­ции при тем­пе­ра­ту­ре, когда она идет с хо­ро­шей ско­ро­стью, уже на­чи­на­ет раз­ла­гать­ся. В част­но­сти, такая си­ту­а­ция ре­а­ли­зу­ет­ся при вза­и­мо­дей­ствии во­до­ро­да с йодом при по­лу­че­нии йо­до­во­до­ро­да.

Н₂ + I₂ (1)

Ско­рость хи­ми­че­ской ре­ак­ции уве­ли­чи­ва­ет­ся с уве­ли­че­ни­ем кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ и со­от­вет­ствен­но умень­ша­ет­ся с умень­ше­ни­ем кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ. По­лу­ча­ет­ся, что, по мере про­хож­де­ния ре­ак­ций, ско­рость пря­мой ре­ак­ции будет умень­шать­ся, т. к. ис­ход­ные ве­ще­ства будут рас­хо­до­вать­ся. А ско­рость об­рат­ной ре­ак­ции будет воз­рас­тать, по­то­му что кон­цен­тра­ция ве­ще­ства АВ ис­ход­но­го для об­рат­ной ре­ак­ции будет по­сте­пен­но уве­ли­чи­вать­ся. До каких пор ско­рость пря­мой ре­ак­ции будет умень­шать­ся, а об­рат­ной уве­ли­чи­вать­ся? Это будет до того мо­мен­та, когда ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции ста­нут рав­ны­ми. На­сту­пит хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие. Рис. 1.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – это со­сто­я­ние ре­ак­ци­он­ной си­сте­мы, в ко­то­ром ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции равны.

II. Константа равновесия

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ – это кон­цен­тра­ции ве­ществ в ре­ак­ци­он­ной смеси, на­хо­дя­щих­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия. Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция обо­зна­ча­ет­ся хи­ми­че­ской фор­му­лой ве­ще­ства, за­клю­чен­ной в квад­рат­ные скоб­ки.

На­при­мер, сле­ду­ю­щая за­пись обо­зна­ча­ет, что рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция во­до­ро­да в рав­но­вес­ной си­сте­ме со­став­ля­ет 1 моль/л.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие (Рис. 2) от­ли­ча­ет­ся от при­выч­но­го для нас по­ня­тия «рав­но­ве­сие». Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – ди­на­ми­че­ское. В си­сте­ме, на­хо­дя­щей­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия, про­ис­хо­дят и пря­мая, и об­рат­ная ре­ак­ции, но их ско­ро­сти равны, и по­это­му кон­цен­тра­ции участ­ву­ю­щих ве­ществ не ме­ня­ют­ся. Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие ха­рак­те­ри­зу­ет­ся кон­стан­той рав­но­ве­сия, рав­ной от­но­ше­нию кон­стант ско­ро­стей пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ций.

Кон­стан­ты ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции – это ско­ро­сти дан­ной ре­ак­ции при кон­цен­тра­ци­ях ис­ход­ных для каж­дой из них ве­ществ в рав­ных еди­ни­цах. Также кон­стан­та рав­но­ве­сия равна от­но­ше­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции в сте­пе­нях сте­хио­мет­ри­че­ских ко­эф­фи­ци­ен­тов к про­из­ве­де­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций ре­а­ген­тов.

Если , то в си­сте­ме боль­ше ис­ход­ных ве­ществ. Если , то в си­сте­ме боль­ше про­дук­тов ре­ак­ции.

III. Обратимые и необратимые химические реакции

Если кон­стан­та рав­но­ве­сия зна­чи­тель­но боль­ше 1, такую ре­ак­цию на­зы­ва­ют необ­ра­ти­мой.

Необ­ра­ти­мы­ми на­зы­ва­ют­ся хи­ми­че­ские ре­ак­ции , ко­то­рые про­ис­хо­дят толь­ко в одном на­прав­ле­нии до пол­но­го рас­хо­до­ва­ния од­но­го из ре­а­ген­тов.

На­при­мер, это ре­ак­ция:

Об­ра­ти­мы­ми на­зы­ва­ют­ся хи­ми­че­ские ре­ак­ции , ко­то­рые осу­ществ­ля­ют­ся во вза­им­но про­ти­во­по­лож­ных на­прав­ле­ни­ях при одних и тех же усло­ви­ях.

IV. Факторы, влияющие на смещение равновесия

Если из­ме­нить внеш­ние усло­вия, то со­сто­я­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия на­ру­шит­ся. Сме­ще­ние рав­но­ве­сия в за­ви­си­мо­сти от из­ме­не­ния внеш­них усло­вий в общем виде опре­де­ля­ет­ся

Прин­ци­пом Ле Ша­те­лье: если на си­сте­му, на­хо­дя­щу­ю­ся в рав­но­ве­сии, ока­зы­ва­ют воз­дей­ствие извне путем из­ме­не­ния ка­ко­го-ли­бо из усло­вий, опре­де­ля­ю­щих по­ло­же­ние рав­но­ве­сия, то оно сме­ща­ет­ся в на­прав­ле­нии того про­цес­са, про­те­ка­ние ко­то­ро­го ослаб­ля­ет эф­фект про­из­ве­дён­но­го воз­дей­ствия.

Так, по­вы­ше­ние тем­пе­ра­ту­ры вы­зы­ва­ет сме­ще­ние рав­но­ве­сия в на­прав­ле­нии того из про­цес­сов, те­че­ние ко­то­ро­го со­про­вож­да­ет­ся по­гло­ще­ни­ем тепла, а по­ни­же­ние тем­пе­ра­ту­ры дей­ству­ет в про­ти­во­по­лож­ном на­прав­ле­нии.

Рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся впра­во, если по­вы­си­лись рав­но­вес­ные кон­цен­тра­ции про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции. Если по­вы­ша­ют­ся рав­но­вес­ные кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ пря­мой ре­ак­ции, то рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся влево. Какие фак­то­ры можно из­ме­нять, чтобы сме­стить рав­но­ве­сие? Это

До­бав­ле­ние ка­та­ли­за­то­ра и из­ме­не­ние пло­ща­ди ре­ак­ци­он­ной по­верх­но­сти ге­те­ро­ген­ных ре­ак­ций не ока­зы­ва­ют вли­я­ние на сме­ще­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия.

Рассмотрим влияние фак­то­ров на смещение химического равновесия более де­таль­но.

1. Влияние тем­пе­ра­ту­ры

Ре­ак­ция син­те­за ам­ми­а­ка от­но­сит­ся к эк­зо­тер­ми­че­ским ре­ак­ци­ям. При про­хож­де­нии пря­мой ре­ак­ции теп­ло­та вы­де­ля­ет­ся, а при про­хож­де­нии об­рат­ной – по­гло­ща­ет­ся.

Правило: Если уве­ли­чить тем­пе­ра­ту­ру, то, со­глас­но пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в таком на­прав­ле­нии, чтобы умень­шить это воз­дей­ствие.

В дан­ном слу­чае влево, так как теп­ло­та по­гло­ща­ет­ся. Ре­ак­ция син­те­за ам­ми­а­ка про­во­дит­ся при тем­пе­ра­ту­ре около 500

Если ре­ак­ция эн­до­тер­ми­че­ская, то по­вы­ше­ние тем­пе­ра­ту­ры при­ве­дет к сме­ще­нию рав­но­ве­сия впра­во.

2. Из­ме­не­ние кон­цен­тра­ции ве­ществ

Правило:При уве­ли­че­нии кон­цен­тра­ции ка­ко­го-ли­бо из ве­ществ, участ­ву­ю­щих в рав­но­вес­ной ре­ак­ции, рав­но­ве­сие ре­ак­ции сме­стит­ся в сто­ро­ну его рас­хо­до­ва­ния, а со­от­вет­ствен­но, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ка­ко­го-ли­бо из ве­ществ – в сто­ро­ну ре­ак­ции его об­ра­зо­ва­ния.

На­при­мер, при уве­ли­че­нии кон­цен­тра­ции азота в ре­ак­ции син­те­за ам­ми­а­ка, рав­но­ве­сие сме­стит­ся впра­во, т. е. в сто­ро­ну рас­хо­до­ва­ния азота. Если же в этой ре­ак­ции уда­лять из ре­ак­ци­он­ной смеси ам­ми­ак, то рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну его об­ра­зо­ва­ния. Сде­лать это можно, на­при­мер, при рас­тво­ре­нии ам­ми­а­ка в воде.

3. Из­ме­не­ние дав­ле­ния

Правило:Из­ме­не­ние дав­ле­ния может ока­зы­вать вли­я­ние толь­ко на ре­ак­ции с уча­сти­ем га­зо­об­раз­ных ве­ществ. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону уменьшения объемов веществ.

Если в ре­ак­ции син­те­за ам­ми­а­ка уве­ли­чить дав­ле­ние, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну умень­ше­ния числа моль газа. Если слева число моль газа боль­ше, чем спра­ва, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну об­ра­зо­ва­ния ам­ми­а­ка.

Если число моль газа оди­на­ко­во и слева и спра­ва, на­при­мер, в ре­ак­ции по­лу­че­ния ок­си­да азота (II),

N₂ +O₂ (3)

то из­ме­не­ние дав­ле­ния не будет ока­зы­вать вли­я­ние на по­ло­же­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия в таких ре­ак­ци­ях. Изу­че­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия имеет боль­шое зна­че­ние, как для тео­ре­ти­че­ских ис­сле­до­ва­ний, так и для ре­ше­ния прак­ти­че­ских задач. Опре­де­ляя по­ло­же­ние рав­но­ве­сия для раз­лич­ных тем­пе­ра­тур и дав­ле­ний, можно вы­брать наи­бо­лее бла­го­при­ят­ные усло­вия про­ве­де­ния хи­ми­че­ско­го про­цес­са. Окон­ча­тель­ный выбор усло­вий тре­бу­ет учета вли­я­ния их и на ско­рость про­цес­са.

V. Примеры решения задач

Задача №1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO₂]= a, [О₂] = b, [SO₃] = с.Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема:

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂] = 3а, [О₂] = 3b; [SO₃] = 3с. При новых концентрациях скорости v’ прямой и обратной реакции:

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

Задача №2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 о С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции νТ₂ при температуре 70 о С больше скорости реакции νТ₁при температуре 30 о С в 16 раз.

Задача № 3. Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н₂О(г) = СО₂(г) + Н₂(г)

при 850 о С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх =3 моль/л, [Н₂О]_исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]_р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО]_р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

Задача № 4. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)} ↔ 2CO_2(г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

1). Так как в условии задачи даны равновесные концентрации, то константа равновесия равна 2:

2). Если исходная смесь не содержала СО₂, то на момент химического равновесия в системе образовалось 0,16 моль СО₂.

На образование 0,16 моль СО₂ затрачено:

υ_{исходное} = υ_{прореагировавшее} + υ_{равновесное}

υ_{исходное} (СО)=0,16 +0,2 = 0,36 моль

Классификация реакций

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

По характеру процесса

• Соединения

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)

Это те химические реакции, в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов, входящих в состав исходных веществ. ОВР подразделяются на:

Межмолекулярные — атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных молекул. Примеры:

Внутримолекулярные — атомы окислителя и восстановителя в составе одного сложного вещества. Примеры:

Диспропорционирование — один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем

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.

От обилия информации можно запутаться. Я рекомендую сформулировать четко: «Окислитель — понижает СО, восстановитель — повышает СО». Запомнив эту информацию таким образом, вы не будете путаться.

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

Обратимые и необратимые реакции

Обратимые реакции — такие химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом и обратном. При записи реакции в таких случаях вместо знака «=» ставят знак обратимости «⇆».

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.

Иногда сложно бывает отличить обратимую реакцию от необратимой, однако я дам несколько советов, которые советую взять на вооружение. В результате необратимых реакций:

• Образуются малодиссоциирующие вещества (например — вода, однако есть исключения — реакция этерификации)
• Реакция сопровождается выделение большого количества тепла
• В ходе реакции образуется газ или выпадает осадок

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.

Все реакции можно разделить на гетеро- и гомогенные. Гетерогенные реакции (греч. heterogenes — разнородный) — реакции, протекающие на границе раздела фаз, в неоднородной среде. Скорость таких реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ.

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:

Гомогенные реакции (греч. homogenes — однородный) — реакции, протекающие между веществами, находящимися в одной фазе.

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

Все реакции можно разделить на те, в ходе которых тепло поглощается, или, наоборот, тепло выделяется. Представьте пробирку, охлаждающуюся или нагревающуюся в вашей руке — это и есть тот самый тепловой эффект. Иногда тепла выделяется так много, что реакции сопровождаются воспламенением или взрывом (натрий с водой).

Экзотермические реакции (греч. exo — вне) — химические реакции, сопровождающиеся потерей энергии системой и выделением тепла (той самой энергии) во внешнюю среду. При написании химических реакций в конце экзотермических ставят «+ Q» (Q — тепло), иногда бывает указано точное количество выделяющегося тепла. Например:

2Mg + O₂ = 2MgO + Q

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 2018-2022

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.