Химическое равновесие

        Реферат: Химическое равновесие

Если смешать газообразныеводород и кислород, то взаимодействие между ними в обычных условиях непроисходит. Заметные количества воды (водяного пара) начинают очень медленнообразовываться лишь примерно с 400 °С. Дальнейшее нагревание исходной смесинастолько ускоряет процесс соединения, что выше 600 °С реакция протекает совзрывом, т. е. моментально.

Таким образом, скоростьреакции образования воды из элементов сильно зависит от внешних условий. Длявозможности количественного изучения этой зависимости необходимо, прежде всегоуточнить сами единицы измерения. Скорость химической реакции характеризуетсяизменением концентрации реагирующих веществ (или продуктов реакции) за единицувремени. Концентрацию чаще всего выражают числом молей в литре, время — секундами,минутами и т. д., в зависимости от скорости данной реакции.

При изучении любогообъекта мы всегда, так или иначе, отделяем его от окружающего пространства.Веществоили смесь веществ в определённом ограниченном объёме (например, в объёмесосуда)называютхимической системой, а отдельные образующиеданную систему вещества носят названиееёкомпонентов. Далеепредполагается, что рассматриваемая система представляет собой газ или раствор.

Молекулы той или инойсистемы могут взаимодействовать лишь при столкновениях. Чем чаще они будутпроисходить, тем быстрее пойдёт реакция. Но число столкновений в первую очередьзависит от концентраций реагирующих веществ: чем они значительнее, тем больше истолкновений. Наглядным примером, иллюстрирующим влияние концентрации, можетслужить резко различная энергичность сгорания веществ в воздухе (около 20%кислорода) и в чистом кислороде.

Общую формулировкувлияния концентрации на скорость химической реакции даёт закон действующихмасс:скорость химической реакции прямо пропорциональна произведениюконцентраций 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 вовзаимодействие вступают сразу несколько частиц какого-либо из веществ, то егоконцентрация должна быть возведена в степень с показателем, равным числучастиц, входящему в уравнение реакции. Например, выражение для скорости реакциипо схеме:

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

Близкие к закону действиямасс идеи содержались уже в работах Бертолле. Он не смог их обобщить иправильно выразить, так как в то время неясна была разница между концентрациейи общим количеством вещества. В результате поражения Бертолле в полемике сПрустом, как это часто бывает, вместе со всем неверным в его идеях былоотвергнуто и всё верное. Из-за этого закон действия масс и вошёл в наукусравнительно поздно. В его разработке участвовал ряд исследователей исовременная формулировка этого закона складывалась постепенно.

Закон действия масс можетбыть выведен на основе следующего положения теории вероятностей: вероятностьодновременного осуществления независимых событий равна произведениювероятностей каждого из них. Для того, чтобы произошло химическоевзаимодействие, необходимо столкновение реагирующих молекул, т. е.одновременное нахождение их в данной точке пространства. Вероятность (w) такогонахождения для молекулы каждого из веществ прямо пропорциональна егоконцентрации, т. е. wA = a[A], wB = b[B] и т. д., где a иb — коэффициенты пропорциональности. Отсюда общее число столкновений за единицувремени u = wA·wB= a·b·[A]·[B]…Но успешными, приводящими к химическому взаимодействию, будут не все такиестолкновения, а лишь некоторая их доля (a), величина которой при данных внешних условиях зависиттолько 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 значениеконстанты скорости (k) выражает скорость реакции в тот момент, когдапроизведение концентраций реагирующих веществ равно единице.

Возможность осуществленияхимической реакции должна быть, вообще говоря, тем большей, чем меньшее числоотдельный частиц в ней участвует. Это число частиц определяет молекулярностьреакции. Так, реакция, сводящаяся к самопроизвольному распаду одной молекулы,является мономолекулярной, обусловленная столкновением двух частиц —бимолекулярной, трёх частиц — тримолекулярной и т. д. Мономолекулярные реакциисравнительно редки. Напротив, бимолекулярные представляют наиболее частыйслучай. Тримолекулярные реакции уже гораздо более редки, а тетрамолекулярныепрактически не встречаются.

Действительная молекулярность реакции далеко невсегда совпадает с кажущейся молекулярностью, которая вытекает изсуммарного уравнения реакции. “Эмпирические уравнения процессов стоятприблизительно в таком отношении к истинному течению реакций, как эмпирическиеформулы органических соединений к их конституционным формулам” (Н. А. Шилов).Расхождения между действительной и кажущейся молекулярностями могут иметь местово всех случаях, когда процесс протекает не непосредственно по суммарномууравнению реакции, а через промежуточные стадии. Ход всего процессаопределяется в подобных случаях его самой медленной стадией.

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

4 HBr + O2 = 2 H2O + 2 Br2.

Между тем опытпоказывает, что она бимолекулярна. В действительности имеют место следующиестадии:

HBr + O2 =HOOBr       медленная стадия

HOOBr + HBr = 2 HOBr         быстрая

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

Таким образомэкспериментальное определение хода реакции во времени даёт возможностьустановить её действительную молекулярность и делать важные выводы по вопросу охимизме изучаемого процесса. Однако не следует забывать, что “выводмикроскопического механизма из макроскопических данных никогда не бывает вполнеоднозначным, и за одной и той же суммарной картиной могут скрываться разныеэлементарные механизмы” (С.З. Рогинский).

Если в газовых смесях илирастворах столкнуться могут любые частицы, то иначе обстоит дело при химическихпроцессах, протекающих с участием твёрдого вещества, потому что в реакцию могутвступать только частицы его поверхности. Поэтому и скорость процесса зависит вданном случае не от объёмной концентрации, а от величины поверхности. Условиядля протекания реакции будут, следовательно, тем более благоприятны, чемсильнее измельчено твёрдое вещество.

Кроме концентраций реагирующихвеществ на скорость реакции должна влиять температура, так как при её повышениивозрастает скорость движения молекул, в связи с чем увеличивается и числостолкновений между ними.

Опыт показывает, что приповышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакцийувеличивается примерно в три раза. Между тем, согласно кинетической теорииувеличение числа столкновений при повышении температуры очень невелико исовершенно не соответствует подобным ускорениям реакций.

Число, характеризующееускорение реакции при нагревании на 10 град, часто называют её температурнымкоэффициентом скорости. Для подавляющего большинства реакций значения этихкоэффициентов при обычных условиях находится в пределах 2-4. По мере повышения температуры онипостепенно уменьшаются, приближаясь к единице.

Если исходить из среднегозначения температурного коэффициента скорости (3), то нагревание от некоторойначальной температуры (tн) до некоторой конечной (tк)вызывает ускорение реакции в 3w раз, где W = (tк — tн)/10. Например, принагревании на 100 град она ускоряется в 59 тыс. раз. Между тем числостолкновений молекул за единицу времени растёт пропорционально />, где Т — абсолютнаятемпература. Если нагревание производилось, например, от 0 до 100 °С, то числостолкновений возрастает всего в />:/> = 1,2 раза.

Это расхождение теории иопыта является, однако, лишь кажущимся. Действительно, химическая реакция необязательно должна происходить при каждом столкновении частиц реагирующихвеществ — может быть очень много таких встреч, после которых молекулырасходятся неизменными. Лишь тогда, когда взаимное расположение частиц в моментстолкновения благоприятно для реакции и сталкиваются молекулы достаточноактивные, т. е. обладающие большим запасом энергии, они вступают в химическоевзаимодействие.

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

Средняя кинетическаяэнергия молекул приблизительно равна 0,01 Т кДж/моль, где Т — абсолютнаятемпература. Для обычных условий она составляет около 2,5 кДж/моль, апродолжительность соприкосновения молекул при столкновениях оцениваетсявеличинами порядка 10-12 с. За столь короткое время молекулыуспевают прореагировать лишь при наличии особо благоприятных условий. Однако общеечисло столкновений так велико, что даже при одном столкновении из миллиарда (т.е. при a = 10-9) бимолекулярнаяреакция протекала бы почти мгновенно. Следует отметить, что число столкновениймолекул в растворе значительно больше, чем в газе с той же их концентрацией.

Важным условиемвозможности осуществления химической реакции является подходящее взаимноерасположение молекул в момент столкновения. Например, взаимодействию молекул Н-Н и I-I благоприятствует их сближение при параллельностивалентных связей. Относительная вероятность возникновения благоприятного длятой или иной реакции пространственного расположения молекул оцениваетсястерическим фактором (числовое значение которого входит в величину a). Например, для рассматриваемойреакции этот фактор близок к 0,1, т. е. благоприятное расположение молекул Н2и I2 возникает в среднем лишь при одном их столкновении на каждыедесять.

Другим важным условиемвозможности осуществления химической реакции является достаточная реакционнаяспособность молекул в момент столкновения. Особенно реакционноспособными,активными молекулами могут быть наиболее “быстрые”, обладающие значительнойкинетической энергией. Ими могут быть также молекулы возбуждённые, у которыхнекоторые электроны находятся не на нормальном, а на каком-либо более высокомэнергетическом уровне. Наконец, активными могут быть молекулы, внутреннеестроение которых (расстояние между атомными ядрами и т. д.) в моментстолкновения отличается от наиболее устойчивого. Во всех случаях избыточнаяэнергия молекулы обусловливает её повышенную химическую активность.

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

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

С точки зрения механизмамолекулярного взаимодействия, энергия активации необходима для возбужденияпереходного состояния реагирующей системы. Процесс синтеза НI проходит черезпромежуточное 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 веществамогут одновременно взаимодействовать друг с другом по двум (или более)различным направлениям, то такие реакции называются параллельными. Из нихпреимущественно протекает та, которая требует наименьшей энергии активации.Следует подчеркнуть, что даже небольшие различия в этой энергии сказываются наотносительных скоростях параллельных реакций очень сильно.

Параллельные реакциигораздо более распространены, чем то кажется на первый взгляд. Лишьсравнительно немногие химические процессы протекают “чисто”, т. е. практическиполностью по одному определённому уравнению. Такие реакции особенно ценны дляаналитической химии.

В подавляющем большинствеслучаев уравнение реакции описывает лишь основной (т. е. количественнопреобладающий) процесс. Одновременно протекающие “побочные” реакции обычно неоговариваются, однако считаться с их возможностью приходится почти всегда. Поотношению 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 температурахоколо 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 принекоторых промежуточных температурах должны быть возможны обе реакции. Этодействительно имеет место в интервале 2000-4000 °С, когда одновременно происходит и образование молекулводы из водорода и кислорода, и распад молекул воды на водород и кислород. Приэтих условиях реакция взаимодействия водорода с кислородом становится,следовательно, заметно обратимой. Вообще,обратимыми называютсяреакции, протекающие одновременно в обоих противоположных направлениях. Приих записи вместо знака равенства часто пользуются противоположно направленнымистрелками.

2 Н2 + О2Û 2 Н2О

Для скоростей обеихотвечающих данной схеме взаимно противоположных реакций можно составитьследующие выражения:

u1 = k1[H2]2[O2] и  u2 = k2[H2O]2

Если u1 > u2,то за единицу времени молекул воды будет образовываться больше, чемраспадаться. Если же u1 = u2, то число распадающихся и образующихся за единицувремени молекул воды будет одинаково.

Допустим, что водяной парнагрет до 3000 °С. В первый момент молекул водорода и кислорода ещё не имеетсяи u1 = 0. Наоборот, скорость u2 велика, так как молекул воды много. В следующиймомент, когда часть их успела разложиться, скорость u1 становится уже заметной, а скорость u2 несколько уменьшается. По мере дальнейшего разложенияводы u1 продолжает увеличиваться, u2 — уменьшаться. Наконец, наступает такой момент, когдаобе скорости становятся равными.

Если исходить не изводяного пара, а из водорода и кислорода, то подобным же образом приходим к темже результатам. И в том и в другом случае при равенстве скоростей обеих реакцийустанавливается химическое равновесие, внешне характеризующееся тем, чтоконцентрации водорода, кислорода и водяного пара при неизменных условияхостаются постоянными сколь угодно долгое время.

Из рассмотренноговытекает, чтохимическое равновесие является равновесием динамическим;оно обусловлено не тем, что, дойдя до него, процесс прекращается, а тем, чтообе взаимно противоположные реакции протекают с одинаковыми скоростями. Всёвремя идёт и образование молекул воды, и их распад, но число образующихся заединицу времени молекул равно числу распадающихся. Поэтому нам и кажется, чтоизменений в системе не происходит.

Для изучения химическихравновесий применяется ряд различных методов. Одним из наиболее общих является“замораживание” равновесий. Метод основан на том, что при достаточно низкихтемпературах скорость реакций падает практически до нуля. Если, например, втугоплавкой металлической трубке поместить смесь водорода с кислородом ивыдержать её некоторое время при 2500 °С, то установится соответствующее этойтемпературе равновесие между исходными газами и водяным паром. При оченьбыстром охлаждении трубки равновесие не успевает сместиться, а в дальнейшем ононе смещается из-за крайне малой скорости реакции при низких температурах.Благодаря этому анализ содержимого трубки даст результаты, соответствующиеположению равновесия при 2500 °С. Для контроля опыт повторяют, достигаяравновесия с другой стороны — в нашем примере вводя первоначально в трубку несмесь водорода с кислородом, а воду. Результаты обоих опытов должны совпасть,так как одно и то же положение равновесия одинаково достижимо с обеих сторон.

Пользуясь выведеннымивыше выражениями для скоростей прямой и обратной реакций, можно подойти кважному понятию о константе равновесия. Так, при равновесии u1 = u2, откудаимеем

k1[H2]2[O2] = k2[H2O]2.

Для разъединенияконцентраций и констант скоростей делим обе части равенства на k2[H2]2[O2]и получаем:

k1/k2 = [H2O]2/[H2]2[O2].

Но частное от делениядвух постоянных (при данных внешних условиях) величин — k1 и k2— есть также величина постоянная. Она называется константой равновесия иобозначается буквой К. Таким образом:

[H2O]2/[H2]2[O2] = К

Из изложенного вытекаетпрактическое правило для составления выражений констант равновесия: в числителедроби пишется произведение концентраций веществ правой части уравнения реакции,в знаменателе — левой части (или наоборот). При этом концентрация каждоговещества вводится в степени, равной числу его частиц, входящих в уравнениереакции. Числовое значение константы характеризует положение равновесия приданной температуре и не меняется с изменением концентраций реагирующих веществ.

В качестве простейшегопримера экспериментального определения константы равновесия могут бытьприведены полученные при 445 °С данные для реакции:

H2 + I2Û 2 HI

При подходе с обеихсторон в рассматриваемой системе приблизительно через 2 ч достигается одно и тоже равновесное состояние (78 % HI, 11 % H2 и 11 % паров I2по объёму). Найденные на опыте значения равновесных концентраций (в моль/л) приразличных неэквивалентных соотношениях реагирующих веществ и вычисленные из нихвеличины константы равновесия сопоставлены ниже:

[H2]

0,0268 0,0099 0,0032 0,0017 0,0003

[H2][I2]/[HI]2 = K

[I2]

0,0002 0,0020 0,0078 0,0114 0,0242 [HI] 0,0177 0,0328 0,0337 0,0315 0,0202 K 0,017 0,018 0,022 0,020 0,018

Как видно из приведённыхданных, несмотря на значительные колебания относительных концентраций H2и I2, постоянство величины К сохраняется довольно хорошо. Среднее еёзначение может быть принято равным 0,02.

Связанные с константамиравновесий количественные расчёты составляют предмет одного из важнейшихотделов физической химии. Но даже в качественной форме выражение для константыравновесия даёт ценные указания по вопросу о взаимном влиянии концентрацийотдельных компонентов равновесной системы.

Пусть в систему 2 Н2+ О2 Û 2 Н2О вводится избыток водорода. Постоянство значенияконстанты равновесия может быть при этом сохранено только в том случае, еслисоответственно уменьшится концентрация кислорода и увеличится концентрацияводяного пара. Практически это означает, что, желая при данных внешних условияхполнее использовать кислород, следует увеличивать концентрацию водорода. Сдругой стороны, чтобы полнее использовать водород, нужно вводить в системуизбыток кислорода.

Того же эффекта — лучшегоиспользования одного из реагирующих веществ — можно иногда добиться и путёмуменьшения концентрации другого участника реакции. Допустим, что система 2 Н2+ О2 Û 2 Н2О заключена в сосуде, непроницаемом для водяного пара икислорода, но пропускающем водород. Тогда последний будет покидать систему,уменьшая тем самым знаменатель выражения для константы равновесия. В силупостоянства К неизбежным результатом этого явится дальнейшее разложениеводяного пара и накопление в сосуде свободного кислорода.

До сих пор равновесныесистемы рассматривались при неизменных внешних условиях. Общую формулировкувлияния их изменения даёт принцип смещения равновесий (Ле-Шателье, 1884г.), который может быть выражен следующим образом: если на равновеснуюсистему производить внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону,указываемую этим воздействием, и до тех пор, пока нарастающее в системепротиводействие не станет равно внешнему действию.

Общая формулировкапринципа смещения равновесий наглядно иллюстрируется на примере следующеймеханической системы. Представим себе пружину, вделанную в неподвижную опору.Предоставленная самой себе, подобная система находится в равновесии. Еслиприлагать какую-то определённую внешнюю силу для растяжения пружины, торавновесие системы смещается в сторону, указываемую внешним воздействием, —пружина растягивается. Однако при этом возникают и по мере деформации пружинывсё более увеличиваются силы её упругости, т. е. в системе нарастает противодействие.Наконец, наступает такой момент, когда это противодействие становится равнымвнешнему действию: устанавливается новое равновесное состояние, отвечающеерастянутой пружине, т. е. смещение относительно исходного в сторону,указываемую внешним воздействием.

Принцип смещенияравновесий необычайно широк. Именно поэтому его общая формулировка несколькорасплывчата. Ниже этот принцип детально рассматривается в применении кважнейшим для химии внешним условиям — температуре и давлению.

Уравнение

2 Н2 + О2= 2 Н2О + 485 кДж

показывает, чтосоединение водорода с кислородом сопровождается выделением тепла, а распадводяного пара на элементы — его поглощением. Если мы имеем рассматриваемуюсистему в равновесии при некоторой температуре и затем нагреваем её, торавновесие последовательно смещается в сторону образования всё большихконцентраций свободного водорода и кислорода. Но по закону действия массодновременно ускоряется и идущая с выделением тепла реакция их соединения, т.е. в системе постоянно нарастает противодействие. Новое равновесиеустанавливается тогда, когда концентрации свободных водорода и кислородавозрастут настолько, что выделяемое при их взаимодействии количество тепластанет равно сообщаемому за то же время системе извне.

Чем больше тепласообщается системе, тем более это благоприятствует распаду водяного пара, т. е.эндотермической реакции. Наоборот, отвод тепла от системы благоприятствуетболее полному соединению водорода с кислородом, т. е. экзотермической реакции.Следовательно, при нагревании равновесной системы равновесие смещается всторону эндотермической реакции, при охлаждении — в сторону экзотермической.

Для газообразной системы

2 Н2 + О2Û 2 Н2О

имеем в левой частиуравнения 3 молекулы, в правой — 2 молекулы. Применяя закон Авогадро, находим,что если бы весь водяной пар разложился на водород и кислород, то системазанимала бы 3 объёма, а если бы распада совсем не было — 2 объёма. Фактическизанимаемое системой число объёмов должно быть некоторым промежуточным,зависящим от положения равновесия, причём смещение последнего в сторонуобразования водяного пара ведёт к уменьшению объёма, а в сторону его распада —к увеличению.

Изменение оказываемого нагазообразную систему внешнего давления должно вызывать соответствующееизменение её объёма. При повышении давления он будет уменьшаться, при понижении— увеличиваться. Допустим, что оказываемое на систему давление повышается.Равновесие при этом смещается в сторону образования водяного пара, т. е. его относительнаяконцентрация возрастает. Но по закону действия масс соответственно ускоряетсяидущее с увеличением объёма разложение водяного пара на элементы. Результатомэтого является нарастание в системе противодействия. Новое состояние равновесияустановится при такой концентрации водяного пара, когда создаваемое самойсистемой давление станет равно производимому на неё извне.

Таким образом, приувеличении внешнего давления на систему 2 Н2 + О2 Û 2 Н2О равновесиесместится в сторону образования воды, при уменьшении — в сторону её распада.Сопоставляя данные при какой-либо одной температуре, можно видеть влияние надиссоциацию увеличения и уменьшения давления.

Подобно рассмотренномувыше случаю диссоциации воды, внешнее давление влияет и на положение равновесиядругих обратимых реакций между газами, протекающих с изменением объёма.Последнее же обусловлено разным числом молекул в левой и правой частяхуравнения реакции.

Отсюда вытекаетформулировка принципа смещения равновесий применительно к влиянию давления наравновесие обратимых газовых реакций: при увеличении давления равновесиесмещается в сторону образования меньшего числа молекул, при уменьшении — всторону большего. Если общее число молекул в левой и правой частях уравненияреакций одинаково, изменение давления не влияет на положение химическогоравновесия.

Независимость химическогоравновесия от давления в газообразных системах с неизменным числом молекулвполне верна для идеальных газов. Так как реальные газы обладают несколькоразличной сжимаемостью, на самом деле равновесие таких систем зависит отдавления. Однако эта зависимость становится заметной лишь при высокихдавлениях.

Так как занимаемыетвёрдыми и жидкими веществами объёмы лишь очень мало меняются в процессе реакции,изменение давления почти не влияет на равновесия подобных (“конденсированных”)систем. В смешанных случаях, когда одновременно имеются вещества различныхагрегатных состояний, для учёта влияния давления на равновесие практическоезначение обычно имеет только число молекул газообразных веществ.

Пример. Пусть имеетсясистема СО2 + С Û 2 СО. Подходя к подсчёту числа частиц формально (2 слева и 2справа), можно было бы сделать вывод, что давление не влияет на равновесие даннойсистемы. Однако газами являются только СО2 и СО (С — твёрдоевещество). Поэтому повышение давления будет смещать рассматриваемое равновесиевлево, а понижение давления — вправо.

Если равновесиекакой-либо обратимой реакции очень сильно смещено в одну сторону, то онапредставляется нам при данных условиях необратимой, т. е. способной протекатьтолько в одном направлении. Например, когда водород соединяется с кислородомпри 1000 °С, нам кажется, что свободных молекул водорода и кислорода совершенноне остаётся. На самом деле ничтожно малое количество этих молекул всё жеимеется, причём за единицу времени их столько же образуется из водяного пара,сколько соединяется.

Таким образом, вдействительности обратимые реакции являются таковыми во всём интервалетемператур, при которых вообще могут существовать рассматриваемые вещества.Практически же обратимость заметна лишь в некотором более узком интервале,например для реакции образования воды (под обычным давлением) между 2000 и 4000°С.

При таком более широкомрассмотрении подавляющее большинство химических реакций оказываетсяпринадлежащим к типу обратимых, но часто с настолько смещённым в одну сторонуравновесием, что их обратимость практически незаметна до тех пор, покасоответственно не изменяются внешние условия. Именно эта распространённостьобратимых реакций обусловливает особую важность для химии изучения равновесий иусловий их смещения.

Помимо температуры идавления, на химическое равновесие могут в большей или меньшей степени влиять иразличные другие факторы. Например, было показано, что равновесие газообразнойсистемы 2 Н2 +О2 Û 2 Н2О несколько смещается вправо под действиемэлектрического поля. Обусловлено это полярным характером молекул воды принеполярности молекул водорода и кислорода.

Чем значительнее мыизменим какой-либо влияющий на равновесие фактор, тем сильнее сместитсяхимическое равновесие. Вместе с тем при изменении этого фактора на очень малуювеличину сместится и равновесие. Таким образом, процесс его смещенияпредставляется нам непрерывным. Однако эта непрерывность лишь кажущаяся: онаобусловлена тем, что даже самое незначительное замечаемое нами химическоеизменение связано с превращением миллиардов молекул. Очевидно, что не можетпроизойти смещения равновесия меньшего, чем даёт химическое изменение одноймолекулы, а всякое иное должно соответствовать превращению целого числамолекул. Следовательно, в действительности смещение равновесия идёт скачками,но настолько малыми, что для нас ряд таких скачков сливается в один непрерывныйпроцесс.