На смещение равновесия влияет изменение давления

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

На смещение равновесия влияет изменение давления

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)
КатализаторНа равновесие не влияет!!!

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

Урок №24. Химическое равновесие и условия его смещения – ХиМуЛя.com

На смещение равновесия влияет изменение давления

1.      Среди всех известных реакций различают реакции обратимые инеобратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, прикоторых они протекают до конца. (вспомнитеих).

Известны и такие реакции, которые при данныхусловиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистогогаза происходит реакция: SO2 +  H2O → H2SO3. Но оказывается,что в водном растворе может образоваться только определенное количествосернистой кислоты.

Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, ипроисходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду.

Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходитдве реакции – прямая (между оксидомсеры и водой) и обратная (разложениесернистой кислоты). SO2 +  H2O ↔ H2SO3.

Химические реакции, протекающие при данныхусловиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

2.     Поскольку скорость химических реакций зависитот концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции  (υпр ) должна быть максимальной,  а скорость обратной реакции (υобр) равняется нулю.

Концентрация реагирующихвеществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакцииувеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратнойреакции увеличивается.

В определенный момент времени скорость прямой и обратнойреакций 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, прикотором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называютхимическим равновесием.

       В состоянии химическогоравновесия количественное соотношение между реагирующими веществами ипродуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции вединицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояниехимического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменнымиусловия реакции: концентрация, температура и давление.

            Количественносостояние химического равновесия описывается законом действующих масс.

При равновесии отношениепроизведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) кпроизведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) естьвеличина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ вреакционной смеси.

Эта постоянная величина называется константойравновесияk

Так для реакции:  N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж  константаравновесия выражается так:

υ1 = υ2  

υ1(прямой реакции) = k1[N2][H2]3 , где [] – равновесные молярныеконцентрации, [] = моль/л

υ2(обратнойреакции)= k2 [NH3]2

k1[N2][H2]3 = k2 [NH3]2

Kp= k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3 – константа равновесия.

Химическоеравновесие зависит – от концентрации, давления, температуры.

Принцип Ле-Шателье определяет направление смешения равновесия:

Если на систему, находящуюся в равновесииоказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторонуобратную этому воздействию.

1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходныхвеществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

Например,Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3

Придобавлении в реакционную смесь, например азота,т.е.

возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для Кувеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия долженувеличиться и числитель.

Таким образом, в реакционной смеси возрастаетколичество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химическогоравновесия вправо, в сторону продукта.

Такимобразом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает всторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрациипродуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов,т.е. в сторону обратной реакции.

Изменениемассы твердого вещества не изменяет положение равновесия.

2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие всторону эндотермической реакции.

а)N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделениетепла)

Приповышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака(←)

б)N2 (Г) + O2 (Г) ↔ 2NO (Г) – 180,8 кДж   (эндотермическая –  поглощение тепла)

Приповышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO (→)

3) Влияние давления (только для газообразныхвеществ) – при увеличениидавления, равновесие смещается в сторону образованиявеществ, занимающих меньший объём.

N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г)

1V – N2

3VH2

2VNH3

Приповышении давления (P): до реакции  4V газообразных веществ  →   после реакции 2Vгазообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо ()

   Приувеличении давления, например, в 2раза, 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 Кувеличится в 4 раза, а знаменатель в 16раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрастиконцентрация аммиака иуменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо.

            Итак, при повышении давления равновесиесмещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторонуувеличения объёма.

Изменение давленияпрактически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяетих концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы неучаствуют, 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 моментравновесия 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?

“Химическое равновесие в растворах”

Решение задачи  по теме «Химическое равновесие»

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no24-himiceskoe-ravnovesie-i-uslovia-ego-smesenia

2.3. Влияние изменения давления в системе на смещение равновесия

На смещение равновесия влияет изменение давления

Изменениедавления в системе смещает равновесиетолько в реакциях с участием газообразныхвеществ. При ее протекании можетизменяться число молей газообразныхвеществ. Тогда:

  • при повышении давления система стремится понизить его, и равновесие смещается по направлению реакции, идущей с уменьшением числа молей газообразных веществ;
  • при понижении давления она стремиться повысить его, и равновесие смещается по направлению реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ;
  • давление не влияет на равновесие в системе, если число молей газообразных веществ в ходе реакции не изменяется.

Пример6. В какомнаправлении сместится равновесие:

2NO(г)+ Cl2(г)2NOCl(г),

еслидавление в системе увеличить в 2 раза.Ответ подтвердите расчетом.

Решение.

1.Так как число молей газов в ходе реакцииуменьшается (реагентов – 3 моль, продуктов– 2 моль), то согласно принципу Ле-Шателье,при увеличении давления равновесиесдвигается по направлению прямойреакции, т. е. вправо «→».

2.Учитывая, что при увеличении давленияв 2 раза концентрации газообразныхвеществ увеличиваются в такое же числораз, т.е. в 2 раза, находим отношенияскоростей прямой и обратной реакций дои после изменения давления:

Таблица 5

ПрямаяОбратная
1) При равновесии[NO]2[Cl2][NOCl]2
2) При измененных концентрациях(2[NO])2[Cl2](2[NOCl])2
3) Отношение==

Отсюдавидно, что при увеличении давления всистеме в 2 раза скорость прямой реакцииувеличивается в 8 раз, а обратной – в 4раза, т.е. выполняется условие ;и равновесие смещается вправо ( →).

2.4. Влияние изменения объема системы на смещение равновесия

Поскольку молярнаяконцентрация вещества

,моль/л,

обратнопропорциональна объему системы (V),то увеличение (уменьшение) объема системыв xраз приводит соответственно к уменьшению(увеличению) молярных концентрацийгазообразных или растворенных веществв xраз.

Отсюда следует,что о смещении равновесия можно судитьпо изменению скоростей реакций (см.пример 5).

Пример7. В какомнаправлении сместится равновесиереакции

CS2(г)+ 2Cl2(г)CCl4(г)+ 2S(тв),

еслиобъем системы уменьшить в 2 раза. Ответподтвердите расчетом.

Решение.

Уменьшениеобъема системы в 2 раза приводит кувеличению концентрации газообразныхвеществ в 2 раза. Используя прием,описанный в примере (6), находим отношения:

,.

Приуменьшении объема в 2 раза скоростьпрямой реакции увеличилась в 8 раз, аобратной – в 2 раза, т.е. выполняетсяусловие и равновесие смещается вправо (→).

Ответ:равновесие в системе смещается вправо.

2.5. Влияние изменения температуры на смещение равновесия

Направлениесмещения равновесия при изменениитемпературы можно определить, по крайнеймере, двумя способами.

Iспособ.Известен или может быть рассчитантепловой эффект реакции (ΔHr):

-при повышении система по принципу Ле-Шателье стараетсяее понизить, и тогда равновесие сдвигаетсяпо направлению реакции, идущей споглощением тепла, т.е. реакцииэндотермической ();

-при понижении система по принципу Ле-Шателье стараетсяее повысить, и тогда равновесие сдвигаетсяпо направлению реакции, идущей свыделением тепла, т.е. реакцииэкзотермической ().

При прогнозированиисмещения равновесия необходимо помнить:

,

чтоозначает: если прямая реакцияэкзотермическая, то обратная являетсяэндотермической, и наоборот.

Пример8.Как будет влиять увеличение температурына состояние равновесия в реакции:

, кДж/моль-393,00-110,5

Решение.Рассчитаем тепловой эффект реакции,используя табличные данные стандартныхтеплот образования веществ:

кДж.

,значит, прямая реакция эндотермическая,т. е. идет с поглощением тепла. Нагреваниереакционной смеси способствует протеканиюпрямой реакции, и равновесие сместитсяпо направлению прямой реакции, т.е.образования продуктов реакции (→).

Ответ:равновесие сместится вправо.

IIспособ.Известны температурные коэффициенты()прямой и обратной реакций. В этом случаеопределить направление смещенияравновесия при изменении температурыможно используя правило Вант-Гоффа:

, (9)

где-скорости реакции при температурахt1и t2,соответственно. Температура может бытьвыражена и в градусах Цельсия, и Кельвина.- температурный коэффициент скоростиреакции.

Пример9. Определите,в каком направлении сместится равновесиереакции:

2MgCl2(тв)+ O2(г)2MgO(тв)+ 2Cl2(г)

приповышении температуры на 100 °С, если ,а?Ответ подтвердите расчетом.

Решение.

Используяправило Вант-Гоффа (9) и учитывая, что t2t1= Δt= 100, рассчитаем, во сколько раз изменятсяскорости прямой и обратной реакций,т.е. отношение .

Прямая реакцияОбратная реакция

Внашем случае скорость прямой реакцииувеличится в раз, для обратной реакции увеличениескорости составитраз, выполняется условиеиравновесие сдвигается по направлениюпрямой реакции, т.е. вправо ().

Ответ:Равновесие в системе смещается вправо.

Используяпринцип Ле-Шателье для обратимыхпроцессов, можно предсказать, как надоизменить условия, чтобы повысить выходпродуктов реакции, или наоборот,прекратить их образование.

Источник: https://studfile.net/preview/2861511/page:3/

Смещение химического равновесия

На смещение равновесия влияет изменение давления

Если внешние условия химического процесса не изменяются, то состояние химического равновесия может сохраняться сколь угодно долго. Изменением условий проведения реакции (температуры, давления, концентрации) можно добиться смещения или сдвига химического равновесия в требуемом направлении.

Смещение равновесия вправо приводит к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся в правой части уравнения. Смещение равновесия влево будет приводить к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся слева. При этом система перейдет в новое состояние равновесия, характеризующееся другими значениями равновесных концентраций участников реакции.

Смещение химического равновесия, вызванное изменением условий, подчиняется правилу, сформулированному в 1884 году французским физиком А. Ле Шателье (принцип Ле Шателье).

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, например, изменить температуру, давление или концентрации реагентов, то равновесие сместится в направлении той реакции, которая ослабляет оказываемое воздействие.

Влияние изменения концентрации на смещение химического равновесия

Согласно принципу Ле Шателье увеличение концентрации любого из участников реакции вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению концентрации этого вещества.

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

– при повышении концентрации одного из исходных веществ возрастает скорость прямой реакции и равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции и наоборот;

– при повышении концентрации одного из продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции, что приводит к смещению равновесия в направлении образования исходных веществ и наоборот.

Например, если в равновесной системе:

SO2(г) + NO2(г) SO3(г) + NO(г)

увеличить концентрации SO2 или NO2, то, в соответствии с законом действующих масс, возрастет скорость прямой реакции. Это приведет к смещению равновесия вправо, что обусловит расходование исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции.

Установится новое состояние равновесия с новыми равновесными концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. При уменьшении концентрации, например, одного из продуктов реакции, система отреагирует таким образом, чтобы концентрацию продукта увеличить.

Преимущество получит прямая реакция, приводящая к увеличению концентрации продуктов реакции.

Влияние изменения давления на смещение химического равновесия

Согласно принципу Ле Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных частиц, т.е. в сторону меньшего объема.

Например, в обратимой реакции:

2NO2(г) 2NO(г) + O2(г)

из 2 моль NO2 образуется 2 моль NO и 1 моль O2. Стехиометрические коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают, что протекание прямой реакции приводит к увеличению числа моль газов, а протекание обратной реакции, наоборот, уменьшает число моль газообразного вещества.

Если на такую систему оказать внешнее воздействие путем, например, путем увеличения давления, то система отреагирует таким образом, чтобы это воздействие ослабить.

Давление может снизиться, если равновесие данной реакции сместится в сторону меньшего числа молей газообразного вещества, а значит, и меньшего объема.

Наоборот, повышение давления в этой системе связано со смещением равновесия вправо – в сторону разложения NO2, что увеличивает количество газообразного вещества.

Если число моль газообразных веществ до и после реакции остаетсяпостоянным, т.е. объем системы в ходе реакции не меняется, то изменение давления одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций и не оказывает влияния на состояние химического равновесия.

Например, в реакции:

H2(г) + Cl2(г) 2HCl(г),

общее количество моль газообразных веществ до и после реакции остается постоянным и давление в системе не меняется. Равновесие в данной системе при изменении давления не смещается.

Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое – эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция – экзотермическая, а обратная реакция – эндотермическая.

N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) + Q (-ΔH).

При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, однако, изменение скоростей происходит не в одинаковой степени. В соответствии с уравнением Аррениуса в большей степени на изменение температуры реагирует эндотермическая реакция, характеризующаяся большим значением энергии активации.

Следовательно, для оценки влияния температуры на направление смещения химического равновесия необходимо знать тепловой эффект процесса. Его можно определить экспериментально, например, с помощью калориметра, или рассчитать на основе закона Г. Гесса. Следует отметить, что изменение температуры приводит к изменению величины константы химического равновесия (Kp).

Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.

Таким образом, повышение температуры в реакции синтеза аммиака приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Преимущество получает обратная реакция, протекающая с поглощением тепла.

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Источник: https://studopedia.ru/7_133113_smeshchenie-himicheskogo-ravnovesiya.html

Химическое равновесие

На смещение равновесия влияет изменение давления

Химическое равновесие присуще обратимым реакциям и не характерно для необратимых химических реакций.

Часто, при осуществлении химического процесса, исходные реагирующие вещества полностью переходят в продукты реакции. Например:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Невозможно получить металлическую медь, проводя реакцию в обратном направлении, т.к. данная реакция необратима. В таких процессах реагенты полностью переходят в продукты, т.е. реакция протекает до конца.

Но основная часть химических реакций обратима, т.е. вероятно параллельное протекание реакции в прямом и обратном направлениях. Иначе говоря, реагенты лишь частично переходят в продукты и реакционная система будет состоять как из реагентов, так и из продуктов. Система в данном случае находится в состоянии химического равновесия.

При обратимых процессах, вначале прямая реакция имеет максимальную скорость, которая постепенно снижается, в связи с уменьшением количества реагентов. Обратная реакция, наоборот, вначале имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере накапливания продуктов.

В конце концов, наступает момент, когда скорости обоих реакций становятся равными – система приходит в состояние равновесия. При наступлении состояния равновесия, концентрации компонентов остаются неизменными, но химическая реакция при этом не прекращается. Т.о.

химическое равновесие – это динамичное (подвижное) состояние. Для наглядности, приведем следующий рисунок:

химическое равновесие

Допустим, протекает некая обратимая химическая реакция:

а А + b В = с С + d D

тогда, исходя из закона действующих масс, запишем выражения для скорости прямой υ1 и обратной υ2 реакций:

υ1 = k1·[A]a·[B]b

υ2 = k2·[C]c·[D]d

В состоянии химического равновесия, скорости прямой и обратной реакции равны, т.е.:

υ1 = υ2

k1·[A]a·[B]b = k2·[C]c·[D]d

получаем

К = k1/ k2 = [C]c·[D]d ̸ [A]a·[B]b

Где К = k1/ k2 – константа равновесия.

Для любого обратимого процесса, при заданных условиях k является величиной постоянной. Она не зависит от концентраций веществ, т.к. при изменении количества одного из веществ, количества других компонентов также меняются.

При изменении условий протекания химического процесса, возможно смещение равновесия.

Факторы, влияющие на смещение равновесия:

  • изменение концентраций реагентов или продуктов,
  • изменение давления,
  • изменение температуры,
  • внесение катализатора в реакционную среду.

Принцип Ле-Шателье

Все вышеперечисленные факторы влияют на смещение химического равновесия, которое подчиняется принципу Ле-Шателье: если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению. Т.е. равновесие стремится к смещению в направлении, приводящему к уменьшению влияния воздействия, которое привело к нарушению состояния равновесия.

Итак, рассмотрим отдельно влияние каждого их факторов на состояние равновесия.

Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов покажем на примере процесса Габера:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

Если в равновесную систему, состоящую из  N2(г), H2(г) и NH3(г), добавить, например, азот, то равновесие должно сместиться в направлении, которое способствовало бы уменьшению количества водорода в сторону его исходного значения, т.е.

в направлении образования дополнительного количества аммиака (вправо). При этом одновременно произойдет и уменьшение количества водорода. При добавлении в систему водорода, также произойдет смещение равновесия в сторону образования нового количества аммиака (вправо).

Тогда как внесение в равновесную систему аммиака, согласно принципу Ле-Шателье, вызовет смещение равновесия в сторону того процесса, который благоприятен для образования исходных веществ (влево), т.е.

концентрация аммиака должна уменьшится посредством разложения некоторого его количества на азот и водород.

Уменьшение концентрации одного из компонентов, сместит равновесное состояние системы в сторону образования этого компонента.

Влияние изменения давления имеет смысл, если в исследуемом процессе принимают участие газообразные компоненты и при этом имеет место изменение общего числа молекул. Если общее число молекул в системе остается постоянным, то изменение давления не влияет на ее равновесие, например:

 I2(г) + H2(г) = 2HI(г)

Если полное давление равновесной системы увеличивать посредством уменьшения ее объема, то равновесие сместится в сторону уменьшения объема. Т.е. в сторону уменьшения числа молей газа в системе. В реакции:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

из 4 молеул газа (1 N2(г) и 3 H2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

Если температура системы постоянна, то изменение полного давления системы не приведет к изменению константы равновесия К.

Изменение температуры системы влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К. Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то равновесие сместится в сторону поглощения теплоты. Рассмотрим экзотермическую реакцию:

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) + 22 ккал

Итак, как видно, прямая реакция протекает с выделением теплоты, а обратная – с поглощением. При увеличении температуры, равновесие этой реакции смещается в сторону реакции разложения аммиака (влево), т.к.

она является эндотермической и ослабляет внешнее воздействие – повышение температуры. Напротив, охлаждение приводит к смещению равновесия в направлении синтеза аммиака (вправо), т.к.

реакция является экзотермической и противодействует охлаждению.

Таким образом, рост температуры благоприятствует смещению химического равновесия в сторону эндотермической реакции, а падение температуры – в направлении экзотермического процесса. Константы равновесия всех экзотермических процессов при росте температуры уменьшаются, а эндотермических процессов – увеличиваются.

Внесение катализатора в систему приводит к тому, что скорости как прямой, так и обратной реакций увеличиваются. Изменяется скорость приближения к  состоянию равновесия, но k при этом не меняется.

Принцип Ле-Шателье также применим к таким реакциям, в которых компоненты находятся в различных фазовых состояниях, т.е. к гетерогенным реакциям. Тогда речь будет идти о гетерогенном равновесии, например:

CaCO3(тв) → CaO(тв) + CO2(г)

В этой реакции газ и два твердых вещества находятся между собой в равновесии, и «концентрации» твердых компонентов остаются неизменными. Обычно «концентрации» твердых и жидких компонентов включаются в значение К, что позволяет не учитывать их при написании выражения для константы равновесия:

К = [CO2]

Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO3(тв) и CaO(тв) содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/ximicheskoe-ravnovesie.html

Химическое равновесие в ЕГЭ по химии

На смещение равновесия влияет изменение давления

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.

Необратимые реакции – это реакции, продукты которых при данных условиях взаимодействовать друг с другом не могут.

Например, реакции горения или реакции, протекающие со взрывом — чаще всего, необратимые. Горение углерода протекает необратимо:

C + O2 = CO2

Более подробно про классификацию химических реакций можно прочитать здесь.

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.

 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/

ПроГипертонию
Добавить комментарий