Какое свойство не является необходимым для химического равновесия
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.
Источник
Согласно спецификации в 24 задании проверяют Ваши знания: обратимых и необратимых химических реакций, химическое равновесие, смещение равновесия под действием различных факторов.
Давайте разберем эту тему по пунктам.
Сначала, приведу определения обратимой и необратимой реакций.
Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.
Условия необратимости реакции:
- образование осадка: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
- выделение газа: K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑
- образование слабого электролита: HCl + NaOH = NaCl + H2O.
Обратимой называется реакция самопроизвольно протекающая как в
прямом, так и в обратном направлении.
Некоторые обратимые реакции:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
NH4Cl(тв) ⇄ NH3(г) + HCl(г)
СН3СООН ⇄ СН3СОО(-) + Н(+)
Исходя из определения обратимой реакции, можем представить себе, что начиная с какого-то момента, параллельно проходят обе реакции, как прямая, так обратная. Образующиеся в результате прямой реакции продукты реагируют между собой, превращаясь в исходные вещества, а исходные, в свою очередь, продолжают реагировать с образованием продуктов реакции. Понятно, что на начальном этапе скорость прямой реакции значительно больше скорости обратной, только по тому, что концентрации исходных веществ несоизмеримо больше концентраций продуктов реакции. Но, через некоторое время, концентрации продуктов увеличиваются, и скорость их взаимодействия между собой также увеличивается, а концентрации исходных веществ – уменьшаются, как и скорость их взаимодействия. В некоторый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются V(пр.) = V(обр.) (на рисунке, линии, описывающие скорость прямой и обратной реакции, сливаются в одну) и система приходит к состоянию химического равновесия. То есть, к состоянию с минимумом энергии в котором система может находиться неограниченно долгое время.
Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.
О том, что система достигла состояния химического равновесия можно судить по тому, что концентрации всех веществ, участвующих в процессе, на протяжении достаточно долгого времени будут постоянны (не равны между собой, но постоянны во времени), как это видно на рисунке. Такие концентрации называются равновесными.
Для смещения равновесия, например для получения большего количества продуктов реакции, нужно целенаправленно повлиять на систему.
О влиянии на равновесную систему внешних факторов: температуры, давления, концентрации веществ говорит принцип Ле-Шателье (принцип “наоборот”):
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменив температуру, давление или концентрации веществ), то положение равновесия сместится таким образом, чтобы ослабить внешнее воздействие.
Разберем влияние каждого из факторов.
Изменение температуры
Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (реакции проходящей с поглощением теплоты):
Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (реакции проходящей с выделением теплоты):
Изменение давления
Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества моль газа:
Понижение давления смещает равновесие в сторону большего количества моль газообразных веществ:
Изменение концентрации
Увеличение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению их концентраций:
где С – концентрация вещества.
Уменьшение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к увеличению их концентраций:
Хочу отметить, что ни добавление твердых веществ, ни их измельчение не приводит к смещению равновесия, так как равновесная реакция проходит на границе раздела фаз (твердое-газ, твердое- жидкость) и увеличивая поверность раздела фаз мы ускоряем как прямую, так и обратную реакции.
Влияние других веществ, не участвующих в реакции
- Прибавление веществ не участвующих в реакции, но взаимодействующих с реагентами или продуктами реакции:
Для реакции:
добавление Н2SO4(конц.) (сильное водоотнимающее средство) снижает концентрацию Н2О(ж). Равновесие смещается вправо.
Добавление NaOH снижает концентрацию CH3COOH(ж), так как образуется соль – ацетат натрия. Равновесие смещается влево.
- Прибавление веществ, несущих одноименный ион.
Для реакции:
добавление НCl увеличивает концентрацию ионов H(+). Равновесие
смещается влево.
- Разбавление.
Разбавление усиливает диссоциацию слабых электролитов (закон разбавления Оствальда).
Ниже приведен график зависимости степени диссоциации слабого электролита от его концентрации.
Зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации.
Как видно из графика, с увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается и наоборот с уменьшением концентрации, разбавлением – степень диссоциации увеличивается.
Рассмотрим это на примере уксусной кислоты:
для уксусной кислоты концентрацией 0,1 моль/л – степень диссоциации составляет 1,42%, а при разведении ее в 10 раз до концентарции 0,01 моль/л – степень диссоциации уже увеличится до 4,2%.
- Добавление инертного газа к газовой смеси
Здесь инертным можно считать любой газ, не реагирующий с веществами входящими в уравнение реакции.
- При условии сохранения постоянного объема (V – const) – равновесие не смещается, так как не изменяются концентрации газообразных веществ.
- При условии постоянного давления (Р -const) увеличивается объем смеси, что равносильно уменьшению давления в системеи смещению равновесия в сторону образования большего числа моль газа.
Добавление катализатора (ингибитора)
Катализаторы (ингибиторы) не приводят к смещению равновесия, а только ускоряют (замедляют) достижение состояния равновесия.
А теперь давайте рассмотрим некоторые примеры тестовых заданий:
А – повышение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего количества моль газов. Смотрим на уравнение реакции и видим, что у нас слева 3 моль газа (Н2) и справа 3 моль газа (Н2О (г)), поэтому равновесие практические не смещается. (ответ 3)
Б – добавление катализатора не смещает равновесие. (ответ 3)
В – увеличение концентрации паров воды приводит к увеличению концентрации одного из продуктов, поэтому равновесие сместиться в сторону их расходования, то есть в сторону обратной реакции. ( ответ 2)
Г – измельчение железа, твердого вещества – не смещает равновесие. (ответ 3)
Другой пример:
А – повышение давления не влияет на смещение равновесия в растворе. (ответ 3).
Б – добавление твердого гидроксида натрия в раствор приведет к его растворению. В растворе гидроксид натрия прореагирует с соляной кислотой. Таким образом равновесие сместится в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов реакции. (ответ 1)
В – увеличение температуры приводит к усилению гидролиза. (ответ 1)
Для реакций гидролиза тепловой эффект реакции могут не указывать, но Вы должны помнить, что гидролиз это эндотермический процесс.
Г – разбавление или увеличение концентрации воды приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. ( ответ 1)
Третий и последний пример:
А – введение инертного газа при постоянном объеме не влияет на смещение равновесия. (ответ 3)
Б – уменьшение концентрации бутадиенасмещаетравновесие в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов. (ответ 1)
В – увеличение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, то есть в сторону прямой реакции. (ответ 1)
Г – понижение давления смещает равновесие в сторону образования большего числа моль газа, то есть в сторону прямой реакции, в ходе которой образуется 3 моль газа. ( ответ 1)
А вот некоторые задания для самостоятельного решения:
Успехов в изучении химического равновесия!
Источник
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»
Источник