Химическое равновесие

Химическое равновесие.

 

Если смешать газообразные водород и кислород, то взаимодействие между ними в обычных условиях не происходит. Заметные количества воды (водяного пара) начинают очень медленно образовываться лишь примерно с 400 °С. Дальнейшее нагревание исходной смеси  настолько ускоряет процесс соединения, что выше 600 °С реакция протекает  со взрывом, т. е. моментально.

 

Таким образом, скорость реакции  образования воды из элементов сильно зависит от внешних условий. Для  возможности количественного изучения этой зависимости необходимо, прежде всего уточнить сами единицы измерения. Скорость химической реакции характеризуется  изменением концентрации реагирующих  веществ (или продуктов реакции) за единицу времени. Концентрацию чаще всего выражают числом молей в  литре, время — секундами, минутами и т. д., в зависимости от скорости данной реакции.

 

При изучении любого объекта  мы всегда, так или иначе, отделяем его от окружающего пространства. Вещество или смесь веществ в  определённом ограниченном объёме (например, в объёме сосуда) называют химической системой, а отдельные образующие данную систему вещества носят название её компонентов. Далее предполагается, что рассматриваемая система  представляет собой газ или раствор.

 

Молекулы той или иной системы могут взаимодействовать  лишь при столкновениях. Чем чаще они будут происходить, тем быстрее  пойдёт реакция. Но число столкновений в первую очередь зависит от концентраций реагирующих веществ: чем они  значительнее, тем больше и столкновений. Наглядным примером, иллюстрирующим влияние концентрации, может служить  резко различная энергичность сгорания веществ в воздухе (около 20% кислорода) и в чистом кислороде.

 

Общую формулировку влияния  концентрации на скорость химической реакции даёт закон действующих  масс: скорость химической реакции  прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Так, для реакции А + В = С имеем u = k[A][B], где u — скорость; k — коэффициент  пропорциональности (константа скорости); [A] и [B] — концентрации веществ А  и В. Если во взаимодействие вступают сразу несколько частиц какого-либо из веществ, то его концентрация должна быть возведена в степень с  показателем, равным числу частиц, входящему  в уравнение реакции. Например, выражение  для скорости реакции по схеме:

 

2 Н2 + О2 = 2 Н2О будет: u = k [H2]2[O2].

 

Близкие к закону действия масс идеи содержались уже в работах  Бертолле. Он не смог их обобщить и правильно  выразить, так как в то время  неясна была разница между концентрацией  и общим количеством вещества. В результате поражения Бертолле в полемике с Прустом, как это  часто бывает, вместе со всем неверным в его идеях было отвергнуто и  всё верное. Из-за этого закон  действия масс и вошёл в науку  сравнительно поздно. В его разработке участвовал ряд исследователей и  современная формулировка этого  закона складывалась постепенно.

 

Закон действия масс может  быть выведен на основе следующего положения теории вероятностей: вероятность  одновременного осуществления независимых  событий равна произведению вероятностей каждого из них. Для того, чтобы  произошло химическое взаимодействие, необходимо столкновение реагирующих  молекул, т. е. одновременное нахождение их в данной точке пространства. Вероятность (w) такого нахождения для  молекулы каждого из веществ прямо  пропорциональна его концентрации, т. е. wA = a[A], wB = b[B] и т. д., где a и b —  коэффициенты пропорциональности. Отсюда общее число столкновений за единицу  времени u = wA·wB = a·b·[A]·[B]... Но успешными, приводящими к химическому взаимодействию, будут не все такие столкновения, а лишь некоторая их доля (a), величина которой при данных внешних условиях зависит только от природы реагирующих  веществ. Поэтому скорость реакции u = a·u = a·а[A]·b[B] Объединяя все константы  в одну, получаем закон действия масс. Числовое значение константы  скорости (k) выражает скорость реакции  в тот момент, когда произведение концентраций реагирующих веществ  равно единице.

 

Возможность осуществления  химической реакции должна быть, вообще говоря, тем большей, чем меньшее  число отдельный частиц в ней  участвует. Это число частиц определяет молекулярность реакции. Так, реакция, сводящаяся к самопроизвольному  распаду одной молекулы, является мономолекулярной, обусловленная столкновением  двух частиц — бимолекулярной, трёх частиц — тримолекулярной и т. д. Мономолекулярные реакции сравнительно редки. Напротив, бимолекулярные представляют наиболее частый случай. Тримолекулярные  реакции уже гораздо более  редки, а тетрамолекулярные практически  не встречаются.

 

Действительная молекулярность реакции далеко не всегда совпадает  с кажущейся молекулярностью, которая  вытекает из суммарного уравнения реакции. “Эмпирические уравнения процессов  стоят приблизительно в таком  отношении к истинному течению  реакций, как эмпирические формулы  органических соединений к их конституционным  формулам” (Н. А. Шилов). Расхождения  между действительной и кажущейся  молекулярностями могут иметь место  во всех случаях, когда процесс протекает  не непосредственно по суммарному уравнению  реакции, а через промежуточные  стадии. Ход всего процесса определяется в подобных случаях его самой  медленной стадией.

 

Так, около 500 °С с измеримой  скоростью идёт формально пятимолекулярная реакция:

 

4 HBr + O2 = 2 H2O + 2 Br2.

 

Между тем опыт показывает, что она бимолекулярна. В действительности имеют место следующие стадии:

 

HBr + O2 = HOOBr       медленная стадия 

 

HOOBr + HBr = 2 HOBr          быстрая

 

2 (HOBr + HBr = H2O + Br2)       быстрая.

 

Таким образом экспериментальное  определение хода реакции во времени  даёт возможность установить её действительную молекулярность и делать важные выводы по вопросу о химизме изучаемого процесса. Однако не следует забывать, что “вывод микроскопического механизма  из макроскопических данных никогда  не бывает вполне однозначным, и за одной и той же суммарной картиной могут скрываться разные элементарные механизмы” (С.З. Рогинский).

 

Если в газовых смесях или растворах столкнуться могут  любые частицы, то иначе обстоит  дело при химических процессах, протекающих  с участием твёрдого вещества, потому что в реакцию могут вступать только частицы его поверхности. Поэтому и скорость процесса зависит  в данном случае не от объёмной концентрации, а от величины поверхности. Условия  для протекания реакции будут, следовательно, тем более благоприятны, чем сильнее  измельчено твёрдое вещество.

 

Кроме концентраций реагирующих  веществ на скорость реакции должна влиять температура, так как при  её повышении возрастает скорость движения молекул, в связи с чем увеличивается  и число столкновений между ними.

 

Опыт показывает, что при  повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций  увеличивается примерно в три  раза. Между тем, согласно кинетической теории увеличение числа столкновений при повышении температуры очень  невелико и совершенно не соответствует  подобным ускорениям реакций.

 

Число, характеризующее ускорение  реакции при нагревании на 10 град, часто называют её температурным  коэффициентом скорости. Для подавляющего большинства реакций значения этих коэффициентов при обычных условиях находится в пределах 2-4. По мере повышения температуры они постепенно уменьшаются, приближаясь к единице.

 

Если исходить из среднего значения температурного коэффициента скорости (3), то нагревание от некоторой  начальной температуры (tн) до некоторой  конечной (tк) вызывает ускорение реакции  в 3w раз, где W = (tк - tн)/10. Например, при  нагревании на 100 град она ускоряется в 59 тыс. раз. Между тем число столкновений молекул за единицу времени растёт пропорционально , где Т — абсолютная температура. Если нагревание производилось, например, от 0 до 100 °С, то число столкновений возрастает всего в : = 1,2 раза.

 

Это расхождение теории и  опыта является, однако, лишь кажущимся. Действительно, химическая реакция  не обязательно должна происходить  при каждом столкновении частиц реагирующих  веществ — может быть очень  много таких встреч, после которых  молекулы расходятся неизменными. Лишь тогда, когда взаимное расположение частиц в момент столкновения благоприятно для реакции и сталкиваются молекулы достаточно активные, т. е. обладающие большим запасом энергии, они  вступают в химическое взаимодействие.

 

Относительное число подобных “успешных” встреч в первую очередь  определяется природой самих реагирующих  частиц. Поэтому при одинаковом общем  числе столкновений молекул скорости отдельных реакций могут быть весьма различны. С другой стороны, при повышении температуры не только растёт общее число столкновений, но резко возрастает и доля успешных — поэтому так быстро увеличиваются  скорости реакций при нагревании. Для различных веществ число  активных молекул возрастает при  этом в неодинаковой степени —  отсюда различия в ускорениях отдельных  реакций.

 

Средняя кинетическая энергия  молекул приблизительно равна 0,01 Т  кДж/моль, где Т — абсолютная температура. Для обычных условий она составляет около 2,5 кДж/моль, а продолжительность  соприкосновения молекул при  столкновениях оценивается величинами порядка 10-12 с. За столь короткое время  молекулы успевают прореагировать лишь при наличии особо благоприятных  условий. Однако общее число столкновений так велико, что даже при одном  столкновении из миллиарда (т. е. при a = 10-9) бимолекулярная реакция протекала  бы почти мгновенно. Следует отметить, что число столкновений молекул  в растворе значительно больше, чем  в газе с той же их концентрацией.

 

Важным условием возможности  осуществления химической реакции  является подходящее взаимное расположение молекул в момент столкновения. Например, взаимодействию молекул Н-Н и I-I благоприятствует их сближение при параллельности валентных связей. Относительная  вероятность возникновения благоприятного для той или иной реакции пространственного  расположения молекул оценивается  стерическим фактором (числовое значение которого входит в величину a). Например, для рассматриваемой реакции  этот фактор близок к 0,1, т. е. благоприятное расположение молекул Н2 и I2 возникает в среднем лишь при одном их столкновении на каждые десять.

 

Другим важным условием возможности  осуществления химической реакции  является достаточная реакционная  способность молекул в момент столкновения. Особенно реакционноспособными, активными молекулами могут быть наиболее “быстрые”, обладающие значительной кинетической энергией. Ими могут  быть также молекулы возбуждённые, у которых некоторые электроны  находятся не на нормальном, а на каком-либо более высоком энергетическом уровне. Наконец, активными могут  быть молекулы, внутреннее строение которых (расстояние между атомными ядрами и т. д.) в момент столкновения отличается от наиболее устойчивого. Во всех случаях  избыточная энергия молекулы обусловливает  её повышенную химическую активность.

 

Энергия необходимая для  активирования исходных частиц, носит  название энергии активации соответствующей  реакции. В начале реакции затрачивается  энергия на перевод начальных  продуктов (Н) в активное состояние (А) энергия полностью или частично вновь выделяется при переходе к  конечным продуктам (К). Поэтому определяемая разностью энергий начальных  и конечных продуктов теплота  реакции от энергии активации  не зависит. Вместе с тем весьма различная  в отдельных случаях энергия  активации является основным фактором, определяющим скорость реакции: чем  больше эта энергия, тем меньше молекул  обладают ею при данной температуре  и тем медленнее идёт реакция. Как правило, процессы с энергиями  активации менее 42 кДж/моль протекают  при обычных температурах неизмеримо быстро, а с энергиями активации  более 125 кДж/моль — неизмеримо медленно.

 

От величины энергии активации  также зависит температурный  коэффициент скорости. Значениям  его 2, 3 и 4 при обычной температурах соответствуют энергии активации 59, 88 и 117 кДж/моль.

 

С точки зрения механизма  молекулярного взаимодействия, энергия  активации необходима для возбуждения  переходного состояния реагирующей  системы. Процесс синтеза НI проходит через промежуточное образование  “активного комплекса”, в котором  исходные связи (Н-Н и I-I) уже расслаблены, а конечные (Н-I) ещё не вполне сформированы. Энергия активации рассматриваемой  реакции равна 163 кДж/моль.

 

Если исходные вещества могут  одновременно взаимодействовать друг с другом по двум (или более) различным  направлениям, то такие реакции называются параллельными. Из них преимущественно  протекает та, которая требует  наименьшей энергии активации. Следует  подчеркнуть, что даже небольшие  различия в этой энергии сказываются  на относительных скоростях параллельных реакций очень сильно.

 

Параллельные реакции  гораздо более распространены, чем  то кажется на первый взгляд. Лишь сравнительно немногие химические процессы протекают  “чисто”, т. е. практически полностью  по одному определённому уравнению. Такие реакции особенно ценны  для аналитической химии.

 

В подавляющем большинстве  случаев уравнение реакции описывает  лишь основной (т. е. количественно преобладающий) процесс. Одновременно протекающие  “побочные” реакции обычно не оговариваются, однако считаться с их возможностью приходится почти всегда. По отношению  к основному процессу они могут  быть либо параллельными (т. е. непосредственно  от него не зависящими), либо последовательными (т. е. дальнейшими реакциями продуктов  основного процесса).

 

Если при температурах около 1000 °С водород и кислород со взрывом соединяются, образуя воду, то, наоборот, при 5000 °С вода со взрывом  распадается на водород и кислород. Обозначая это схематически, имеем:

 

———при 1000 °С————Þ

 

водород + кислород = вода

 

Ü——при 5000 °С—————

 

Очевидно, что при некоторых  промежуточных температурах должны быть возможны обе реакции. Это действительно  имеет место в интервале 2000-4000 °С, когда одновременно происходит и образование молекул воды из водорода и кислорода, и распад молекул  воды на водород и кислород. При  этих условиях реакция взаимодействия водорода с кислородом становится, следовательно, заметно обратимой. Вообще, обратимыми называются реакции, протекающие одновременно в обоих  противоположных направлениях. При  их записи вместо знака равенства  часто пользуются противоположно направленными  стрелками.