Змея, кусающая свой хвост

У медицины есть свой символ, дошедший до нас из очень отдаленных времен. И сейчас, скажем, на погонах военных врачей можно увидеть змею, обвившуюся вокруг чаши.

Оказывается, нечто подобное есть и у химии. Это змея, кусающая свой хвост.

У древних народов существовал культ всевозможных мистических знаков, смысл которых затрудняются объяснить современные историки.

Мистика мистикой, а в «химическую змею» вложено вполне определенное содержание. Она символизирует обратимую химическую реакцию.

Два атома водорода и атом кислорода, соединяясь, дают молекулу воды. Одновременно другая молекула воды распадается на составные части. В одно и то же мгновение протекают две противоположные реакции: образование воды (прямая реакция) и ее распад (обратная реакция). Химик, желая отобразить на бумаге эти два противоречивых процесса, напишет: 2H₂ + O₂

2H₂O. Стрелочка с острием направо показывает ход прямой реакции, с острием налево – направление реакции обратной.

В принципе все до единой химические реакции обратимы.

Сначала преобладает прямая реакция. Чаша весов склоняется в сторону образования молекул воды. Потом нарастает реакция противоположная. И наконец, наступает момент, когда число образующихся молекул равно числу распадающихся. Слева ли направо, справа ли налево – реакции идут с одинаковой скоростью.

Химик скажет: наступило равновесие.

Рано или поздно оно устанавливается в любой химической реакции. Иногда мгновенно. Иногда через много дней. Раз на раз не приходится.

В своей практической деятельности химия преследует две цели. Во‑первых, она стремится достичь того, чтобы химический процесс дошел до конца, чтобы все исходные продукты прореагировали между собой. Во‑вторых, она ставит задачу добиться максимального выхода нужного продукта. Для осуществления этих целей необходимо как можно дольше оттянуть момент наступления химического равновесия. Прямая реакция – да, обратная – нет.

Тут‑то химику и приходится стать немного математиком. Он определяет отношение двух величин: концентрации образовавшихся веществ к концентрации веществ, первоначально вступивших в реакцию.

Это отношение – дробь. Всякая дробь тем больше, чем больше ее числитель и чем меньше знаменатель.

Если преобладает прямая реакция, количество получившихся веществ со временем превысит количество исходных. Числитель станет больше знаменателя. Получится неправильная дробь. Если наоборот, налицо дробь правильная.

Химик называет величину этой дроби константой равновесия реакции К . Если он хочет, чтобы химическая реакция дала наибольшее количество нужного продукта, то предварительно должен рассчитать значение К при разных температурах.

А вот как эта «арифметика» выглядит на практике.

При комнатной температуре К для синтеза аммиака равна примерно 100 миллионам. Казалось бы, смесь азота и водорода в таких условиях моментально должна превратиться в аммиак. Однако не превращается. Очень уж мала скорость прямой реакции. Может, выйти из положения поможет повышение температуры?

Нагреваем нашу смесь до 500 градусов…

В этот момент химик схватит нас за руку:

– Что вы делаете! У вас ровным счетом ничего не получится!

Право же, он нас вовремя одернул, этот химик со своими расчетами. Они вот что показывают: при температуре в полтысячи градусов К составляет всего‑навсего… шесть тысяч, 6 · 10³! «Зеленая улица» обратной реакции 2NH₃ → 3H₂ + N₂. А мы бы нагревали и нагревали смесь и диву давались, почему у нас ничего не получается.

Для синтеза аммиака наиболее выгодны возможно низкая температура и возможно высокое давление. Здесь помогает еще один закон, управляющий миром химических реакций.

Этот закон носит название принципа Ле‑Шателье, в честь открывшего его французского ученого.

Представим себе пружину, вделанную в неподвижную опору. Если ее не сжимать и не растягивать, то можно сказать, что она находится в равновесии. Если сжимать ее или, наоборот, растягивать, пружина из состояния равновесия выходит. Одновременно начинают расти силы ее упругости: они‑то и противодействуют сжатию или растяжению пружины. Наконец наступает момент, когда обе силы уравновешиваются. Пружина снова оказывается в равновесном состоянии. Но это будет уже иное, не начальное равновесие. Оно смещено в сторону сжатия или растяжения.

Изменение состояния равновесия у деформируемой пружины представляет собой аналогию (правда, грубую) действию принципа Ле‑Шателье. Вот как его формулирует химия. Пусть внешняя сила действует на систему, находящуюся в равновесии. Тогда равновесие смещается в направлении, которое указывается внешним воздействием. Смещается до тех пор, пока силы противодействия не уравняются с внешними.

Вернемся к примеру с получением аммиака. По уравнению реакции его синтеза мы видим, что из четырех объемов газов (три объема водорода и один объем азота) получается два объема газообразного аммиака (2NH₃). Увеличение внешнего давления всегда приводит к уменьшению объема. В данном случае оно выгодно. «Пружина сжимается». Реакция идет в основном слева направо: 3H₂ + N₂ → 2NH₃, и выход аммиака увеличивается.

При синтезе аммиака выделяется тепло. Если мы будем нагревать смесь, то реакция пойдет справа налево. Потому что нагревание ведет к увеличению объема газов, а ведь объем исходных продуктов (3H₂ и N₂) больше объема получившегося продукта (2NH₃). Следовательно, обратная реакция преобладает над прямой. «Пружина» растягивается.

В обоих случаях установится новое равновесие. Но в первом оно будет соответствовать увеличению выхода аммиака, а во втором – резкому уменьшению.