Какое равновесие сместится в сторону образования продуктов
Обратимые и необратимые химические реакции
Химические реакции бывают обратимые и необратимые.
Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:
т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.
Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):
т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).
По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.
Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:
Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.
В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.
Смещение химического равновесия под действием различных факторов
Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия.
Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:
Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.
Влияние температуры на состояние равновесия
При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.
Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.
Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:
Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.
Влияние концентрации на химическое равновесие
Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.
И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).
Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.
Влияние давления на химическое равновесие
В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.
Т.е. из двух реакций:
изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).
Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:
Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.
Влияние катализатора на химическое равновесие
Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.
Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.
Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия. Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:
Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение
T | ↑Т — равновесие смещается в сторону эндотермической реакции |
| ↓Т — равновесие смещается в сторону экзотермической реакции | |
p | ↑p — равновесие смещается в сторону реакции с меньшей суммой коэффициентов перед газообразными веществами |
| ↓p — равновесие смещается в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразными веществами | |
c | ↑c(реагента) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) |
| ↓c(реагента) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| ↑c(продукта) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| ↓c(продукта) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) | |
| Катализатор | На равновесие не влияет!!! |
1.
Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и
необратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, при
которых они протекают до конца. (вспомните
их).
Известны и такие реакции, которые при данных
условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистого
газа происходит реакция: SO2
+ H2O → H2SO3. Но оказывается,
что в водном растворе может образоваться только определенное количество
сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и
происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду.
Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходит
две реакции – прямая (между оксидом
серы и водой) и обратная (разложение
сернистой кислоты). SO2
+ H2O ↔ H2SO3.
Химические реакции, протекающие при данных
условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.
2.
Поскольку скорость химических реакций зависит
от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции (υпр ) должна быть максимальной, а скорость обратной реакции (υобр) равняется нулю. Концентрация реагирующих
веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции
увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной
реакции увеличивается. В определенный момент времени скорость прямой и обратной
реакций становятся равными:
Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия:
υпр = υобр
Состояние системы, при
котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют
химическим равновесием.
В состоянии химического
равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и
продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в
единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние
химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными
условия реакции: концентрация, температура и давление.
Количественно
состояние химического равновесия описывается законом действующих масс.
При равновесии отношение
произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к
произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть
величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в
реакционной смеси.
Эта постоянная величина называется константой
равновесия — k
Так для реакции: N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж константа
равновесия выражается так:
υ1 = υ2
υ1
(прямой реакции) = k1[N2][H2]3 , где [] – равновесные молярные
концентрации, [] = моль/л
υ2(обратной
реакции)= k2 [NH3]2
k1[N2][H2]3 = k2 [NH3]2
Kp= k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3 – константа равновесия.
Химическое
равновесие зависит – от концентрации, давления, температуры.
Принцип Ле-Шателье определяет направление смешения равновесия:
Если на систему, находящуюся в равновесии
оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону
обратную этому воздействию.
1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных
веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.
Например,
Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3
При
добавлении в реакционную смесь, например азота,
т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для К
увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен
увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает
количество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химического
равновесия вправо, в сторону продукта.
Таким
образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в
сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации
продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов,
т.е. в сторону обратной реакции.
Изменение
массы твердого вещества не изменяет положение равновесия.
2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в
сторону эндотермической реакции.
а)
N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделение
тепла)
При
повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака
(←)
б)
N2 (Г) + O2 (Г) ↔ 2NO (Г) – 180,8 кДж (эндотермическая — поглощение тепла)
При
повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO (→)
3) Влияние давления (только для газообразных
веществ) – при увеличении
давления, равновесие смещается в сторону образования
веществ, занимающих меньший объём.
N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г)
1V — N2
3V — H2
2V
– NH3
При
повышении давления (P): до реакции 4V газообразных веществ → после реакции 2V
газообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо (→)
При
увеличении давления, например, в 2
раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно,
концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3
В этом случае числитель выражения для К
увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16
раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти
концентрация аммиака и
уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо.
Итак, при повышении давления равновесие
смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторону
увеличения объёма.
Изменение давления
практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет
их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не
участвуют, практически не зависит от давления.
! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы.
Но при использовании катализатора понижается энергия активации как
прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается.
Решите задачи:
№1. Исходные концентрации СO и O2 в обратимой реакции
2CO
(г) + O2
(г)↔ 2 CO2
(г)
Равны соответственно 6
и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрация CO2 в момент
равновесия равна 2 моль/л.
№2. Реакция протекает по уравнению
2SO2
(г) + O2 (г)
= 2SO3 (г) +
Q
Укажите, куда сместится равновесие, если
а) увеличить давление
б) повысить температуру
в) увеличить концентрацию кислорода
г) введение катализатора?
Видео «Химическое равновесие в растворах»
Решение задачи по теме «Химическое равновесие»
Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.
В большом количестве заданий, которые мне довелось увидеть, я ни один раз видел, как коверкают это определение. Например, в заданиях верно-неверно
предлагают похожий вариант, однако говорят о «равенстве концентраций исходных веществ и продуктов» — это грубая ошибка. Химическое равновесие —
равенство скоростей.
Принцип Ле Шателье
В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии
равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать
внешнее воздействие.
Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных
задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно
справляться с заданиями.
Влияние изменения концентрации на химическое равновесие
При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие:
равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.
Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону.
Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) — смещается в сторону исходных веществ. Посмотрите на пример ниже.
Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое»
место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:
Можно подвести итог полученным знаниям таким образом: «Куда добавляем — оттуда смещается, откуда берем — туда смещается». Воспользуйтесь
этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности 😉
Изменения давления и химическое равновесие
Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа.
Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:
CO2(г) + С(тв) ⇄ 2CO(г) — Q
В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части — 1, в правой — 2.
Запомните правило: «При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов».
Для нашей системы правило действует таким образом:
В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:
H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) — Q
Слева — 2 газа, и справа — 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие.
Изменение температуры и химическое равновесие
Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или
эндотермическая.
Следуйте следующему правилу: «При увеличении температуры в равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при
уменьшении — в сторону экзотермической реакции». У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части:
Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:
Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.
Катализатор
Действие катализатора касается только ускорения химической реакции. Катализатор никоим образом не влияет на равновесие.
Константа равновесия
Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа
равновесия будет записана следующим образом:
Решим задачу. Дана реакция: 2NO + Cl2 ⇄ 2NOCl . Вычислите константу равновесия, если равновесные концентрации
веществ для данной реакции: c(NO) = 1.8 моль/л , c(Cl2) = 1.2 моль/л , c(NOCl) = 0.8 моль/л.
Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10-1.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
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.
Задача
Укажите,
как повлияет:
а)
повышение давления;
б)
повышение температуры;
в)
увеличение концентрации кислорода на равновесие системы:
2CO (г) + O2 (г) ↔ 2CO2 (г) + Q
Решение:
а) Изменение давления смещает равновесие реакций с участием
газообразных веществ (г). Определим объёмы газообразных веществ до и после
реакции по стехиометрическим коэффициентам:
По принципу Ле
Шателье, при
увеличении давления, равновесие
смещается в сторону образования веществ, занимающих
меньший объём, следовательно равновесие сместится вправо,
т.е. в сторону образования СО2, в сторону прямой реакции (→).
б) По принципу Ле
Шателье, при
повышении температуры, равновесие смещается в сторону
эндотермической реакции (-Q), т.е. в сторону обратной реакции – реакции разложения СО2(←),
т.к. по закону сохранения энергии:
Q
— 2CO
(г) + O2
(г) ↔ 2CO2
(г) + Q
в) При увеличении концентрации кислорода равновесие системы смещается в сторону
получения СО2(→) т.к. увеличение
концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов,
т.е. в сторону прямой реакции.
Дополнительно:
Пример 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 vпрямой и обратной реакции до изменения объема:
vпр = Ка2b
vобр = К1с2.
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:
v’пр = К(3а)2(3b) = 27Ка2b
v’обр = К1(3с)2 = 9К1с2
Отсюда:
Следовательно, скорость
прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз.
Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.
Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70оС, 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 70оС больше скорости реакции νТ1 при температуре 30оС в 16 раз.
Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы:
СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г)
при 850оС 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:
vпр = К1 [СО][Н2О]
vобр = К2[СО2][Н2]
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кр 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:
[СО2]р = [Н2]р = х моль/л;
[СО]р = (3 – х) моль/л;
[Н2О]р = (2 – х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[СО2]р = 1,2 моль/л;
[Н2]р= 1,2 моль/л;
[СО]р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;
[Н2О]р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.
Пример
4. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе
2CO (г) +
O2 (г) ↔ 2CO2 (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.
Решение:
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.
По
УХР:
2CO(г) +
O2(г) ↔ 2CO2(г)
На
образование 0,16 моль СО2 затрачено:
υпрореагировавшее(СО)=υ(CO2)=0,16
моль
υпрореагировавшее(О2)=1/2υ(CO2)=0,08
моль
Следовательно,
υисходное
= υпрореагировавшее + υравновесное
υисходное
(СО)=0,16 +0,2 = 0,36 моль
υисходное
(O2)=0,08 +0,32 = 0,4 моль
Вещество | CO | O2 | CO2 |
Сисходная | 0,36 | 0,4 | |
Спрореагировавшая | 0,16 | 0,08 | 0,16 |
Сравновесная | 0,2 | 0,32 | 0,16 |
Пример
5. Определить
равновесную концентрацию HI в системе
H2(г) +
I2(г) ↔ 2HI(г),
если
при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации
H2 , I2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0
моль/л.
Решение.
Пусть к некоторому моменту времени образовалось x моль/л HI
Вещество | H2 | I2 | HI |
сисходн., | 1 | 2 | |
спрореагир., | х/2 | х/2 | x |
cравн., | 1-x/2 | 2-x/2 | x |
Тогда,
Решая
это уравнение, получаем, что равновесная концентрация HI равна 1,33 моль/л.
Пример 6. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:
PCl5(г) =РСl3(г) + Сl2(г); ΔН = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а)
температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в
сторону прямой реакции – разложения PCl5?
Решение. Смещением
или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных
концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из
условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесно,
определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (ΔН
> 0) то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно
повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСl5
ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две
газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой
реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном
направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСl5, так и уменьшением концентрации РСl3 или Сl2.