Обратимость химических реакций. химическое равновесие

Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

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.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

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.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

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.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Формула бромида натрия в химии

Оценим за полчаса!

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

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:

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

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:

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

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:

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

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:

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

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.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10-1.

Источник: https://studarium.ru/article/156

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Все химические
реакции делятся на обратимые и необратимые
. Необратимые
реакции
это реакции, которые идут только в одном направлении.

Необратимыми являются реакции горения (например, реакция горения метана),
большинство реакций тэрмического разложения сложных веществ (например, реакция
разложения перманганата калия), необратимыми являются большинство реакций, в
результате которых образуется газ (например, реакция карбоната калия с серной
кислотой), образуется осадок (например, в реакции соляной кислоты с нитратом
серебра один), или если образуется малодиссоциирующее вещество (например, в
реакции азотной кислоты и гидроксида натрия).

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимыми называются
реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлении
.
В уравнениях обратимых реакций используют знак обратимости.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Реакция
образования веществ Цэ и Дэ является прямой, а реакция образования А и Бэ
является обратной.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимыми являются также
реакции этэрификации это реакции взаимодействия карбоновых
кислот со спиртами
.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Одни и те же
реакции при различных условиях могут быть обратимыми и необратимыми
. Например,
реакция разложения карбоната кальция. В открытой системе эта
реакция является необратимой, так как углекислый газ выходит из зоны реакции, а
в замкнутой системе эта реакция является обратимой, так как
углекислый газ не уходит из зоны реакции.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимой
является реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода.

После некоторого
времени после начала реакции в газовой смеси можно обнаружить не только
йодоводород, но и исходные вещества – водород и йод. Если взять в качестве
исходного вещества йодоводород, то через некоторое время также наряду с
образовавшимися водородом и йодом в смеси будет содержаться йодоровород.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Если в качестве
исходных веществ взять водород и йод, то скорость прямой реакции будет равна
произведению концентраций водорода и йода.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Скорость
обратной реакции будет равна концентрации йодоводорода взятой в квадрате.

Постепенно
скорость прямой реакции уменьшается, потому что водород и йод начинают
реагировать и их концентрации уменьшаются.

Скорость же
обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося
йодоводорода увеличивается. Как только скорость прямой реакции окажется равной
скорости обратной реакции, наступит химическое равновесие.

  Это равновесие считается
динамическим
, так как идут и прямая, и обратная реакции, скорости их
также равны, а значит и концентрации веществ не изменяются. То есть их
концентрации являются равновесными.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Если рассмотреть
реакцию образования веществ Цэ и Дэ из А и Бэ, то скорость прямой реакции будет
равна произведению равновесных концентраций А и Бэ с учётом их стехиометрических
коэффициентов. 

Скорость
обратной реакции будет равна произведению равновесных концентраций Цэ и Дэ с
учётом их стереохимических коэффициентов.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Так как в состоянии
химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции
,
то предыдущие выражения можно приравнять.

Константа скорости
прямой и обратной реакции является величиной постоянной
. А отношение
констант скоростей прямой и обратной реакции является величиной постоянной,
которая называется константой равновесия
.

Константа
равновесия зависит от температуры и давления, но не зависит от концентрации
реагирующих веществ
.
Катализатор также не влияет на константу равновесия, но уменьшает время
достижения равновесия.

Химическое
равновесие является подвижным
. То есть изменения внешних условий
ведёт к смещению или сдвигу химического равновесия.

Состояние же химического
равновесия при неизменных внешних условиях может сохраняться бесконечно долго.
Для многих химических производств состояние равновесия является нежелательным,
так как не приводит к нужному выходу продукции.

И поэтому для таких химических
реакций нужно создавать условия, когда равновесие будет смещаться в нужную
сторону.

Направление
смещения равновесия определяется принципом, который сформулировал французский
учёный Ле Шатэлье в 1884 году.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

  • А. Ле Шателье
  • (1850–1936)
  • Согласно этому
    принципу, если на систему, находящуюся в состоянии химического
    равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той
    реакции, которая противодействует этому воздействию
    .
  • На смещение
    химического равновесия влияют такие факторы, как концентрация реагирующих
    веществ, температура и давление.

Рассмотрим
влияние концентрации на смещение химического равновесия. Как правило, при увеличении
концентрации исходных веществ, равновесие смещается в сторону прямой
реакции
, при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие
смещается в сторону обратной реакции
.

Так, в реакции
получения оксида серы шесть из оксида серы четыре и кислорода, при увеличении
концентрации оксида серы четыре равновесие смещается вправо, то есть в сторону
прямой реакции.

Аналогично, при
увеличении концентрации кислорода, равновесие смещается в сторону прямой
реакции, то есть в сторону образования оксида серы шесть. При увеличении
концентрации оксида серы шесть равновесие смещается в сторону обратной реакции,
то есть влево.

Следовательно,
при уменьшении концентрации оксида серы четыре и кислорода равновесие смещается
влево, то есть в сторону обратной реакции, при уменьшении концентрации оксида
серы шесть равновесие смещается в сторону образования оксида серы шесть, то
есть в сторону прямой реакции.

Рассмотрим
пример реакции взаимодействия хлорида железа три и роданида калия. В результате
реакции образуется роданид железа три и хлорид калия. Эта реакция является обратимой.
Если к хлориду железа три добавить роданид калия, то образуется раствор
кроваво-красного цвета.

Разделим этот
раствор на три равные части. В первую пробирку добавим роданид калия и раствор
приобретает ещё более насыщенный кроваво-красный цвет, так как равновесие
сместилось в сторону продуктов реакции. К третьей пробирки добавим твёрдый
хлорид калия, раствор стал более светлым, то есть равновесие сместилось, в
данном случае, в сторону исходных веществ.

Из этого опыта
понятно, что при увеличении концентрации исходных веществ равновесие
смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов
реакции, равновесие смещается в сторону исходных веществ
.

Рассмотрим, как
влияет изменение температуры на смещение химического равновесия. Для начала
большинства химических реакций необходимо нагреть исходные вещества, чтобы
частицы получили необходимую энергию. Однако скорость прямой и обратной реакции
зависит от того, являются ли эти реакции экзотэрмическими или эндотэрмическими.

Как правило,
увеличение температуры ведёт к увеличению скорости реакции. Для того, чтобы
узнать как температура повлияет на смещение равновесия нужно знать тепловой
эффект реакции. Так реакция превращения оксида азота четыре в его димер,
является экзотэрмической.

При увеличении
температуры равновесие смещается в сторону эндотэрмической реакции, а при
уменьшении температуры равновесие смещается в сторону экзотэрмической реакции
.

Для
подтверждения этого проведём следующий эксперимент. В одну ёмкость нальём
горячую воду, в другую – холодную. Опустим в две ёмкости колбы с бурым газом –
оксидом азота четыре. Во второй колбе, которая опущена в холодную воду, газ
бледнеет, так как оксид азота четыре переходит в его димер, который является
бесцветным.

Как же влияет
давление на смещение химического равновесия? Давление газов в системе при
постоянной температуре определяется числом молекул газообразных веществ, или
химическим количеством этих веществ
.

Поэтому для оценки влияния изменения
давления необходимо подсчитать число молей газообразных веществ в левой и
правой частях уравнения. При увеличении давления увеличивается концентрация
газообразных веществ.

Читайте также:  Формула сопротивления

Например, в
реакции синтеза аммиака из азота и водорода образуется 2 моль аммиака из
исходных четырёх моль азота и водорода.

Следовательно, было 4 объёма исходных
веществ и образовалось 2 объёма аммиака. При увеличении давления объём
уменьшается, поэтому идёт реакция образования аммиака.

При уменьшении давления,
объём увеличивается, что способствует реакции разложения аммиака на исходные
вещества.

Таким образом, при
увеличении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой
объём образующихся газообразных веществ уменьшается, и, наоборот, при
уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая
приводит к увеличению объёма
. То есть, при увеличении давления равновесие
смещается в сторону образования аммиака (вправо), а при уменьшении давления
равновесие смещается в сторону исходных веществ (влево).

Катализаторы не
влияют на смещение химического равновесия, так как они одинаково ускоряют
как прямую, так и обратную реакцию. То есть катализаторы только ускоряют
наступление химического равновесия.

Например, дрова быстрее загораются, если их
порубить (то есть увеличить площадь поверхности соприкосновения реагирующих
веществ; на сильном огне быстрее закипит вода (потому то увеличивается
температура), смазанные маслом детали автомобилей не ржавеют, так как не будет
доступа кислорода.

Источник: https://videouroki.net/video/17-obratimost-himicheskih-reakcij-himicheskoe-ravnovesie.html

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Обратимые и необратимые реакции.

  • Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протека – ющие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.
  • Например: H 2 + I 2 ↔ 2HI CaCO 3 ↔ CaO + CO 2
  • Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции .
  • Например :

Na 2 SO 4 +BaCl 2  BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Признаки необратимости.

  • CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок
  • Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑ – образовался слабый электролит , который разлагается на воду и углекислый газ.
  • H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Химическое равновесие.

  • Вернемся к обратимой реакции водорода с парами йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид:

V пр = k пр [H 2 ] [I 2 ] С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения:

V обр = k обр [ HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Константа химического равновесия.

  • Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия. Для нашего примера константа равновесия имеет вид:

К равн = [HI] ² /[H 2 ] [I 2 ]

  • Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реагирующих веществ, и зависит от температуры.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие1 , исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо » width=»640″

  • Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Если К равн 1 , исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.

  • Состояние химического равновесия может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).

Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.

Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия . Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884 г.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Историческая справка

  • Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый- химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций.
  • Принцип смещения равновесий — самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.
  • Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Принцип Ле Шателье.

  • Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье. Он не был королем и принцем, Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен Для сдвигов всяких равновесий.
  • Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию ве-ществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие.
  • Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Изменение концентрации:

  • А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, рав- новесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.
  • Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преоб-ладает прямая реакция.
  • В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.
  • Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.

Влияние изменения давления.

  • А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается.
  • Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается.

Пример: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3

  • в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции- изменение давления не оказывает смещения равновесия.

Пример: Н 2 + Cl 2 =2HCl

2V=2V

Влияние изменения температуры.

  • А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
  • Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
  • Пример:

N 2(г) + H 2(г) →2 NH 3(г) +92 кДж ,

2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(г) — 92 кДж.

Значение принципа Ле Шателье

Закрепление

  • Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину ! » Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня ! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление ! К тому же учти : я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно ! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты — Повысит давление выход продукта ! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он ?

Задания ЕГЭ

1. Условие необратимости химического превращения.

  • а) образование слабого электролита
  • б) поглощение большого количества теплоты
  • в) взаимодействие слабого и сильного электролитов
  • г) ослабление окраски раствора.
  • 2. Для смещения равновесия в системе
  • CaCO 3( т) ↔ CaO (т) + CO 2( т) – Q
  • в сторону продуктов реакции необходимо
  • а) увеличить давление б) увеличить температуру
  • в) ввести катализатор г) уменьшить температуру
  • 3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе
  • а) 2H 2 S ( г) + 3O 2 (г) = 2H 2 O (г) + 2SO 2 (г)
  • б) 2H 2 (г) + O 2 (г) = 2H 2 O (г)
  • в) H 2 (г) + I 2 (г) = 2HI (г)
  • г) SO 2 (г) + CL 2 (г) = SO 2 CL 2 (г)

4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе

2CO (г) + O 2 (г) ↔ 2CO 2 (г) + Q ?

А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции.

Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции.

  1. а) верно только А в) верны оба суждения
  2. б) верно только Б г) оба суждения неверны
  3. 5. В системе
  4. 2 SO 2 (г) + O 2 (г) ↔ 2SO 3 (г) + Q
  5. смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать
  6. а) уменьшение давления в) увеличение концентрации SO 2
  7. б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO 3
  8. 6. Химическое равновесие в системе
  9. C 4 H 10 (г) ↔ C 4 H 6 (г) + 2H 2 (г) -Q
  10. сторону обратной реакции , если
  11. а) повысить температуру в) добавить катализатор
  12. б) уменьшить концентрацию H 2 г ) повысить давление

Проверь себя!

  • 1 – а
  • 2 – б
  • 3 – в
  • 4 – а
  • 5 – а
  • 6 – г

Источник: https://multiurok.ru/files/obratimost-khimichieskikh-rieaktsii-khimichieskoie.html

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Все химические реакции с
точки зрения обратимости можно разделить
на обрати­мые и необратимые. Обратимыминазываются реакции,
протекаю­щие одновременно в двух
противоположных направлениях; необратимыми реакции,
протекающие практически до конца в
одном направлении.

  • Признаками практической необратимостиреакций являются:
  • 1) выделение
    газа: Na2CO3+ 2HCl= 2NaCl+H2O+CO2↑;
  • 2) выпадение
    осадка: BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+ 2NaCl;
  • 3) образование
    мало диссоциирующего вещества (слабого
    электролита):
  • NaOH + HCl = NaCl +
    H2O;
  • 4) выделение
    большого количества энергии:
  • H2+ Cl2= 2HCl , + Q (реакция протекает со взрывом).

Большинство химических процессов
являются обратимыми, т.е. при одних и
тех же условиях протекают прямая и
обратная реакции. Состояние
обратимого про­цесса, при котором
скорости прямой и обратной реакций
равны, называют химическим
равновесием
.

Необходимым
признаком химического (термодинамического)
равновесия системы является неизменность
её состояния во времени при заданных
внешних условиях. Химическое равновесие
носит динамический характер: какое
количество исходных веществ вступает
в реакцию, такое же образуется в результате
обратной реакции.

Система стремится к
минимуму свободной энергии, который
наблюдается в состоянии равновесия.
Химические равновесия чаще всего
изучаются при постоянном давлении и
температуре.

  1. Каждое подвижное химическое
    равновесие характеризуется своей
    константой константой
    равновесия К
    р.
    Для системы аА+bВ ↔
    сС+dD
  2. скорость прямой
    реакции: υпр=k1·[А]а
    ·[ В]b;
  3. скорость
    обратной реакции: υобр=k2·[С]с
    ·[ D]d.
  4. Применяя закон действующих масс к прямой
    и обратной реак­циям обратимого
    процесса получают выражение для расчета
    константы химического равновесия:
  5. КР
    =
    k1/k2
    = [С]
    с ·[ D]d/ [А]а ·[ В]b,
  6. где Кр
    константа
    химического равновесия (зависит от
    природы веществ, температуры и давления);
    [A],[B],[M],[D]
    равновесные
    молярные концентрации реагирую­щих
    веществ, моль/л; a,
    b,
    с, d
    — стехиометрические коэффициенты
    реагирующих веществ.
  7. В состоянии равновесия отношение
    произведения концентраций продуктов
    реакции к произведению концентраций
    исходных веществ постоянно, причем
    концентрация каждого вещества взята в
    степени, равной числу молей вещества,
    участвующих в реакции
    .

Величина константы химического
равновесия характеризует полноту
протекания обратимой реакции. Чем больше
величина КР, тем
глубже протекает ре­акция, т. е. тем
больше образуется продуктов реакции.

Например, для системы 2NO+O2↔ 2NO2
константы химического равновесия равна:
КР= [NO2]2/
[NO]2[O2].

В случае гетерогенных реакцийв
выражение для константы равновесия
входят только концентрации тех веществ,
которые находятся в газовой фазе.
Например, для реакции СО2+ С ↔ 2COконстанта равновесия имеет вид: КР= [CO]2/[CO2].

Для реакций, протекающих
между газообразными вещества­ми,
константа равновесия может быть выражена
и через парциаль­ные давления
реагирующих веществ.

В общем случае
константа равновесия КРдолжна
быть выражена черезактивностиареагирующих веществ. Дляидеальныхрастворов коэффициенты активности
равны единице, активности будут равны
молярным концентрациям.

Константа
равновесия КР
химической реакции связана со стан­дартным
изменением энергии Гиббса уравнением:

GT
=
RTlnKp=
2,3RTlgKp.

Факторы, влияющие на константу
равновесия:
основным фактором, влияющим
на константу равновесия, являетсяприрода реагирующих веществ, прочность
химических связей в соединениях. Другим
фактором, определяющим значение константы
равновесия, служиттемпература.
Зависимость
константы равновесия от
температуры выражается уравнением:

lnKP=∆H/RT+ ∆S/R

Константа равновесия не зависит от
парциальных давлений и концентраций
реагирующих веществ. Их изменение влияет
только на смещение положения равновесия
и степень превращения веществ. Степень
превращения
веществаотношение
количества вещества в равновесной смеси
к исходному количеству этого вещества.

Источник: https://studfile.net/preview/2364872/page:28/

Химическое равновесие в ЕГЭ по химии

Темы кодификатора: обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

  • По возможности протекания обратной реакции химические реакции делят на обратимые и необратимые.
  • Обратимые химические реакции – это реакции, продукты которых при данных условиях могут взаимодействовать друг с другом.
  • Например, синтез аммиака — реакция обратимая:
  • N2 + 3H2 = 2NH3

Процесс протекает при высокой температуре, под давлением и в присутствии катализатора (железо). Такие процессы, как правило, обратимые.

  1. Необратимые реакции – это реакции, продукты которых при данных условиях взаимодействовать друг с другом не могут.
  2. Например, реакции горения или реакции, протекающие со взрывом — чаще всего, необратимые. Горение углерода протекает необратимо:
  3. C + O2 = CO2
  4. Более подробно про классификацию химических реакций можно прочитать здесь.
  5. Вероятность взаимодействия продуктов зависит от условий проведения процесса.

Так, если система открытая, т.е. обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией, то химические реакции, в которых, например, образуются газы, будут необратимыми.

Например, при прокаливании твердого гидрокарбоната натрия:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2↑+ H2O

выделяется газообразный углекислый газ и улетучиватся из зоны проведения реакции. Следовательно, такая реакция будет необратимой при данных условиях.

  • Если же рассмотреть замкнутую систему, которая не может обмениваться веществом с окружающей средой (например, закрытый ящик, в котором происходит реакция), то углекислый газ не сможет улететь из зоны проведения реакции, и будет взаимодействовать с водой и карбонатом натрия, то реакция будет обратимой при данных условиях:
  • 2NaHCO3 ⇔ Na2CO3 + CO2 + H2O
  • Рассмотрим обратимые реакции. Пусть обратимая реакция протекает по схеме:
  • aA + bB ⇔ cC + dD
  • Скорость прямой реакции по закону действующих масс определяется выражением:
  • v1=k1·CAa·CBb
  • Скорость обратной реакции:
  • v2=k2·CСс·CDd
  • Здесь k1 и k2 – константы скорости прямой и обратной реакции соответственно, СA, CB, CC, CD – концентрации веществ А, В, С и D соответственно.
  • Если в начальный момент реакции в системе нет веществ C и D,  то сталкиваются и взаимодействуют преимущественно частицы A и B, и протекает преимущественно прямая реакция.

Постепенно концентрация частиц C и D также начнет повышаться, следовательно, скорость обратной реакции будет увеличиваться. В какой-то момент скорость прямой реакции станет равна  скорости обратной реакции. Это состояние и называют химическим равновесием.

Таким образом, химическое равновесие — это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Так как скорости прямой и обратной реакции равны, скорость образования реагентов равна скорости их расходования, и текущие концентрации веществ не изменяются. Такие концентрации называют равновесными.

Обратите внимание, при равновесии протекает и прямая, и обратная реакции, то есть реагенты взаимодействуют друг с другом, но и продукты взаимодействуют друг с другом с такой же скоростью.

При этом внешние факторы могут воздействовать и смещать химическое равновесие в ту или иную сторону.

Читайте также:  Формула известняка в химии

 Поэтому химическое равновесие называют подвижным, или динамическим.

Исследования в области подвижного равновесия начались еще в XIX веке.  В трудах Анри Ле-Шателье были заложены основы теории, которые позже обобщил ученый Карл Браун. Принцип подвижного равновесия, или принцип Ле-Шателье-Брауна, гласит:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, воздействовать внешним фактором, который изменяет какое-либо из условий равновесия, то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Иными словами: при внешнем воздействии на систему равновесие сместится так, чтобы компенсировать это внешнее воздействие.

Этот принцип, что очень важно, работает для любых равновесных явлений (не только химических реакций). Однако мы сейчас рассмотрим его применительно к химическим взаимодействиям. В случае химических реакций внешнее воздействие приводит к изменению равновесных концентраций веществ.

На химические реакции в состоянии равновесия могут воздействовать три основных фактора – температура, давление и концентрации реагентов или продуктов.

1. Как известно, химические реакции сопровождаются тепловым эффектом. Если прямая реакция идет с выделением теплоты (экзотермическая, или +Q), то обратная — с поглощением теплоты (эндотермическая, или -Q), и наоборот.

Если повышать температуру в системе, равновесие сместится так, чтобы это повышение компенсировать. Логично, что при экзотермической реакции повышение температуры компенсировать не получится. Таким образом, при повышении температуры равновесие в системе смещается в сторону поглощения теплоты, т.е.

в сторону эндотермических реакций (-Q); при понижении температуры — в сторону экзотермической реакции (+Q).

2. В случае равновесных реакций, когда хотя бы одно из веществ находится в газовой фазе, на равновесие также существенно влияет изменение давления в системе.

При повышении давления химическая система пытается компенсировать это воздействие, и увеличивает скорость реакции, в которой количество газообразных веществ уменьшается. При понижении давления система  увеличивает скорость реакции, в которой образуется больше молекул газообразных веществ.

Таким образом: при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления — в сторону увеличения числа молекул газов.

Обратите внимание! На системы, где число молекул газов-реагентов и продуктов одинаково, давление не оказывает воздействие! Также изменение давления практически не влияет на равновесие в растворах, т.е. на реакции, где газов нет.

3. Также на равновесие в химических системах влияет изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов. При повышении концентрации реагентов система пытается их израсходовать, и увеличивает скорость прямой реакции.

При понижении концентрации реагентов система пытается их наработать, и увеличивается скорость обратной реакции. При повышении концентрации продуктов система пытается их также израсходовать, и увеличивает скорость обратной реакции.

При понижении концентрации продуктов химическая система пувеличивает скорость их образования, т.е. скорость прямой реакции.

Если в химической системе увеличивается скорость прямой реакции, мы говорим, что равновесие сместилось вправо, в сторону образования продуктов и расходования реагентов. Если увеличивается скорость обратной реакции, мы говорим, что равновесие сместилось влево, в сторону расходования продуктов и увеличения концентрации реагентов.

Например, в реакции синтеза аммиака:

N2 + 3H2 = 2NH3  + Q

повышение давления приводит к увеличению скорости реакции, в которой образуется меньшее число молекул газов, т.е. прямой реакции (число молекул газов-реагентов равно 4, число молекул газов в продуктах равно 2).

При повышении давления равновесие смещается вправо, в сторону продуктов.  При повышении температуры равновесие сместится в сторну эндотермической реакции, т.е. влево, в сторону реагентов.

Увеличение концентрации азота или водорода сместит равновесие в сторону их расходования, т.е. вправо, в сторону продуктов.

Катализатор не влияет на равновесие, т.к. ускоряет и прямую, и обратную реакции.

Источник: https://chemege.ru/termodynamics/

1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов

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!!!

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/himicheskoe-ravnovesie-smeshhenie-himicheskogo-ravnovesija

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Протекание реакции возможно при благоприятном соотношении энергетического и энтропийного факторов. Если эти факторы уравновешивают друг друга, состояние системы не меняется. В таких случаях говорят, что системы находится в равновесии.

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми. Большинство химических реакций являются обратимыми.

Эта значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения (равновесные концентрации).

Константа равновесия

  • Рассмотрим реакцию получения аммиака:
  • N2(г) + 3H2(г) ↔ 2 NH3(г)
  • Запишем выражения для вычисления скоростей прямой (1) и обратной (2) реакций:
  • 1 = k1[N2][ H2]3
  • 2 = k2[NH3]2
  • Скорости прямой и обратной реакций равны, следовательно можно записать:
  • k1[N2][H2]3 = k2[NH3]2
  • k1/ k2 = [NH3]2 / [N2][H2]3

Отношение двух постоянных величин – величина постоянная. Константа равновесия– отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.

  1. К = k1/ k2
  2. К =[NH3]2 / [N2][H2]3
  3. Если выразить в общем виде, то константа равновесия:
  4. mA + nB ↔ pC +qD
  5. К =[C]p[D]q / [A]m[B]n
  6. Константа равновесия –отношение произведений концентраций продуктов реакции, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам к произведению концентраций исходных веществ, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам.

Если К выражают через равновесные концентрации, то чаще всего обозначают Кс. Возможно также рассчитать К для газов через их парциальные давления. В этом случае К обозначают как Кр. Между Кс и Кр существует зависимость:

Кр = Кс × (RT)Δn,

где Δn – изменение числа всех моль газов при переходе от реагентов к продуктам, R – универсальная газовая постоянная.

К не зависит от концентрации, давления, объема и наличия катализатора и зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Если К много меньше 1, то в смеси больше исходных веществ, а в случае много большем 1 – в смеси больше продуктов.

Гетерогенное равновесие

  • Рассмотрим реакцию
  • CaCO3(тв) ↔ CaO(тв) +CO2(г) ↑
  • В выражение для константы равновесия концентрации компонентов твердой фазе не входят, следовательно
  • Kc = [CO2]
  • Kp = p (CO2)

Химическое равновесие наступает при наличии всех компонентов системы, но константа равновесия не зависит от концентраций веществ в твердой фазе. Химическое равновесие – динамический процесс. К дает информацию о протекании реакции, а ΔG – о ее направлении. Они связаны между собой отношением:

ΔG0 = -R × T × lnK

ΔG0 = -2,303 × R × T × lgK

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

С точки зрения технологических процессов обратимые химические реакции не выгодны, поскольку нужно обладать знаниями, каким образом повысить выход продукта реакции, т.е. необходимо научиться смещать химическое равновесие в сторону продуктов реакции.

  1. Рассмотрим реакцию, в которой необходимо повысить выход аммиака:
  2. N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) , ΔН < 0
  3. Для того, чтобы сместить равновесие в сторону прямой или обратной реакции необходимо воспользоваться принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии подействовать каким-либо фактором из вне (увеличить или уменьшить температуру, давление, объем, концентрацию веществ), то система оказывает противодействие данному воздействию.
  4. Например, если в равновесной системе повысить температуру, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая будет эндотермической; если повысить давление, то равновесие сместится в сторону реакции с большим числом моль веществ; если в системе увеменьшить объем, то смещение равновесия будет направлено на увеличение давления; если увеличить концентрацию одного из исходных веществ, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая приведет к уменьшению равновесной концентрации продукта.
  5. Так, применительно, к рассмотренной реакции, чтобы повысить выход аммиака, нужно увеличить концентрации исходных веществ; понизить температуру, поскольку прямая реакция экзотермическая, увеличить давление или уменьшить объем.

Примеры решения задач

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/11-klass/obratimost-ximicheskix-reakcij-ximicheskoe-ravnovesie/

Ссылка на основную публикацию