Обратимость химических реакций

Большинство химических реакций являются обратимыми, т. е. протекают одновременно в двух противоположных направлениях, например:

N₂ + 3H₂  2NH₃

Реакция, протекающая слева направо  соединение азота с водородом, называется прямой. Реакция, протекающая справа налево  разложение аммиака, называется обратной.

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется химическим равновесием. В равновесной системе присутствуют все компоненты реакции, причем их концентрации при постоянной температуре со временем не изменяются. Некоторые химические реакции являются практически необратимыми. В этих случаях одна из реакций  прямая или обратная  протекает в ничтожно малой степени и часто не может быть обнаружена даже с помощью самых чувствительных методов анализа. Примеры практически необратимых реакций:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + СО₂ + H₂O

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

Любое химическое равновесие можно охарактеризовать количественно с помощью величины, называемой константой химического равновесия.

Константа химического равновесия представляет собой дробь, в числителе которой стоит произведение равновесных концентраций (если реакция протекает в растворе) или равновесных парциальных давлений (для реакций в газовой фазе) продуктов реакций, возведенных в степени, показатели которых равны стехиометрическим коэффициентам, а в знаменателе  произведение концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, возведенных в соответствующие степени. В первом случае константу равновесия обозначим К_С, а во втором  К_Р. Например, для реакции омыления сложного эфира:

CH₃COOC₂H₅ + NaOH  CH₃COONa + C₂H₅OH

В случае обратимых гетерогенных реакций концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, в величину константы равновесия не входит. Например:

CO₂ + C_(тв)  2CO

Важно помнить, что константа химического равновесия данной реакции не зависит от концентрации (или парциальных давлений) компонентов, а зависит от температуры. Поскольку в математическом выражении для константы равновесия в числителе находятся концентрации продуктов реакции, а в знаменателе  концентрации исходных веществ, очевидно, что чем больше величина К_С или К_Р, тем больше в равновесной смеси содержится продуктов реакции, т, е, тем полнее протекает прямая реакция.

Смешение химического равновесия

Химическое равновесие при постоянных условиях (концентрации веществ, температуре, давлении) сохраняется как угодно долго. При изменении хотя бы одного из условий равновесие нарушается. В системе происходят изменения до тех пор, пока вновь не установится состояние равновесия, отвечающее новым условиям. Влияние различных факторов на состояние химического равновесия качественно описывается принципом Ле Шателье: внешнее воздействие, нарушающее равновесие в равновесной системе, вызывает в ней изменения, направленные в сторону ослабления этого воздействия.

Этот принцип был сформулирован в 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье. Рассмотрим применение этого принципа на примере синтеза аммиака:

N₂ + 3H₂  2NH₃