Что такое равновесная концентрация веществ

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.

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.

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:

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:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или эндотермическая.

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 и ингибитор

Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют 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:

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

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

Что такое равновесная концентрация веществ

9.5. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Рассмотрим эндотермическую реакцию

Смешаем в реакторе (в данном случае, в каком-либо закрытом сосуде) нагретые, например, до 450 ° С водород и пары йода. Для простоты расчетов допустим, что концентрации исходных веществ были одинаковыми и равными одному молю на литр, то есть с(Н₂) = 1 моль/л и с(I₂) = 1 моль/л.
Несмотря на отрицательный тепловой эффект водород и йод начнут реагировать друг с другом, образуя йодоводород. Следовательно, в данной реакции «перетягивает» энтропийный фактор. Действительно, в смеси трех газов (Н₂, I₂ и HI) порядка меньше, чем в смеси двух газов (Н₂ и I₂). Экспериментально протекание этой реакции можно обнаружить, измеряя концентрации участвующих в ней веществ. Сразу после смешивания концентрации йода и водорода начнут уменьшаться, в реакторе появится йодоводород, концентрация которого будет постепенно увеличиваться.

H₂ + I₂ 2HI.

Состояние, в котором в обратимой реакции концентрации участвующих в этой реакции веществ остаются постоянными, называется состоянием химического равновесия.
В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.
Если бы в рассмотренных нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

.

В общем случае для обратимой реакции

aA + bB dD + fF

в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

Это соотношение носит название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

С_(гр) + СО₂ 2СО_(г)

участвует твердый графит С_(гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К’:

Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его » концентрация» не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси.
Умножим правую и левую части уравнения на эту постоянную величину:

Получившаяся величина и есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой температуре,

CaCO_3(кр) СаО_(кр) + СО_2(г),

получим константу равновесия

ОБРАТИМАЯ РЕАКЦИЯ, РАВНОВЕСИЕ ОБРАТИМОЙ РЕАКЦИИ, РАВНОВЕСНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ, ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС ДЛЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.
1.Почему химическое равновесие называют » динамическим» равновесием? Какие еще случаи динамического равновесия вам известны?
2.Составьте уравнения реакций синтеза воды и аммиака из простых веществ. Запишите выражения для констант равновесия этих реакций.
3.Составьте выражения для констант равновесия следующих обратимых химических реакций:
а) 2NO_(г) + O_2(г) 2NO_2(г); б) 4HCl_(г) + O_2(г) 2H₂O_(г) + 2Cl_2(г);
в) PCl_3(г) + Cl_2(г) PCl_5(г); г) 3Fe_(кр) + 4H₂O_(г) Fe₃O_4(кр) + 4H_2(г);
д) CH_4(г) + I_2(г) CH₃I_(кр) + HI_(г).

4.При определенных условиях равновесие в системе установилось при концентрации водорода, йода и йодоводорода 0,25 моль/л; 0,05 моль/л и 0,90 моль/л, соответственно. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и определите исходные концентрации водорода и йода.
5.Константа равновесия обратимой реакции

H_2(г) + Cl_2(г) 2HCl_(г)

при комнатной температуре равна примерно 1015. Что, основываясь на этом, можно сказать об этой реакции?

Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт » полезной» реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов » вредной» реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:
1) от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
2) от концентрации веществ, участвующих в реакции и
3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).
Для качественной оценки влияния на химическое равновесие всех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим уже известную вам обратимую реакцию получения йодоводорода

H_2(г) + I_2(г) 2HI_(г).

По закону действующих масс в состоянии равновесия

.

Пусть в реакторе объемом 1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ([H₂] = 1 моль/л; [I₂] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К_С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n(H₂) = 1 моль, n(I₂) = 1 моль и n(HI) = 1 моль. В момент времени t ₁ введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К_С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

.

Откуда x = 0,667. Следовательно, [H₂] = 1,333 моль/л; [I₂] = 1,333 моль/л; [HI] = 1,333 моль/л.

Все эти изменения концентраций наглядно показаны на рисунке 9.3 а.

СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ, ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ.
1.Восстановление оксида железа(III) водородом при нагревании относится к обратимым реакциям. Почему железо можно восстановить полностью, проводя реакцию в токе водорода? 2.Как повлияет а) повышение температуры, б) повышение давления, в) уменьшение концентрации углекислого газа на равновесие в системе

2СО(г) + О₂(г) 2СО₂(г) + Q?

3.Для каждой из следующих обратимых реакций запишите выражение константы равновесия и перечислите все способы смещения равновесия вправо:

Скорость химической реакции рассчитывается с учетом коэффициента перед формулой данного вещества в уравнении реакции (b_Б).
Данное определение применимо только для реакций, протекающих в жидкой или газовой фазе.

Задача

В реакции Н₂ + I₂ = 2HI концентрация водорода изменилась с 0,1 моль/л до 0,05 моль/л за 2 секунды. Определите скорость реакции.

Решение

c₁(H₂) = 0,1 моль/л
c₂(H₂) = O,05 моль/л
D t = 2 c
b(H₂) = 1

Задача

В реакции 2СО + О₂ = 2СО₂ при определенных условиях скорость равна 0,5 моль/(лЧ с). В некоторый момент времени с₁(СО₂) = 2 моль/л. Какова будет концентрация диоксида углерода через три секунды?

Решение

с₁(СО₂) = 2 моль/л
D t = 2 с
v = 0,5 моль/(лЧ с)
b(СО₂) = 2

c₂(CO₂) > c₁(CO₂) c₂(CO₂) = (2 + 3) моль/л = 5 моль/л

Если реагирующие вещества газообразны, то продукты реакции могут получиться только при столкновении молекул исходных веществ. Чем больше таких соударений, тем быстрее идет реакция. Число столкновений пропорционально концентрациям исходных веществ. Следовательно, скорость реакции А + Б = Д (все вещества газообразны) будет выражаться уравнением (закон действующих масс для скорости реакции):

И в газах, и в жидкостях одновременно могут сталкиваться только две частицы (рис. 9.4 а). Тройное соударение крайне маловероятно (рис 9.4 б).

Поэтому большинство реакций, выражающихся иногда очень сложными уравнениями, протекает в несколько стадий, для осуществления каждой из которых необходимы только двойные соударения. Если экспериментально удается выяснить, из каких стадий складывается та или иная реакция, то говорят, что для этой реакции известен ее механизм.

Например, механизм реакции 4HBr + O₂ = 2H₂O + 2Br₂, протекающей в газовой фазе при температуре около 500 ° С, включает три стадии:
HBr + O₂ = HOOBr;
HOOBr + HBr = 2HOBr;
HOBr + HBr = H₂O + Br₂.
Скорость этих реакций различна, а общая скорость суммарной реакции определяется скоростью самой медленной из этих стадий (в данном случае первой).
Практически важно то, что по суммарному уравнению реакции невозможно определить механизм этой реакции. Например, реакция H_2(г) + I_2(г) = 2HI_(г) простая, то есть проходит в одну стадию, а, казалось бы, совершенно аналогичная реакция

Скорости реакций, протекающих в жидких растворах, от давления практически не зависят.
Если реагирующие вещества не образуют между собой раствора (жидкого или газового), то реакция протекает только на поверхности соприкосновения этих веществ. Скорость такой реакции зависит от площади этой поверхности. Действительно, щепки горят быстрее полена, а древесная пыль в смеси с воздухом иногда даже взрывается. Таким образом, скорость этих реакций зависит
1) от температуры;
2) от концентрации реагентов в том, или ином растворе;
3) от давления (если в реакции участвуют газы) и
4) от площади поверхности соприкосновения реагентов.

Многие, даже очень быстрые реакции, при простом соприкосновении реагентов не идут. Например, смесь водорода с кислородом может очень долго находиться при комнатной температуре, не изменяясь. Но стоит только поднести к ней горящую спичку, как реакция начинает протекать очень быстро, часто со взрывом (поэтому смесь водорода с кислородом в объемном отношении 2:1 даже называют » гремучим газом» ). В чем же причина?
Мы уже говорили, что не любые соударения молекул или других химических частиц приводят к их взаимодействию, а только эффективные, то есть те соударения частиц, суммарная энергия которых больше какого-то определенного значения. Эта » пороговая» энергия называется энергией активации данной реакции.

Физический смысл энергии активации становится понятным, если рассмотреть графики изменения энергии частиц в ходе реакции, показанные на рис. 9.5.

Пусть нам необходимо получить вещество АБ по обратимой реакции

А +Б АБ + Q,

Катализаторы используются не только для ускорения химических процессов. Если между реагентами возможно несколько реакций, то, используя катализатор, можно провести практически только ту, которая требуется.

Снижая энергию активации, катализатор ускоряет как прямую, так и обратную реакцию, и поэтому он не может быть использован для смещения равновесия.

ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ,КАТАЛИТИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, КАТАЛИЗАТОР.
1.Почему скорость большинства химических реакций в обычных условиях с течением времени уменьшается? Можно ли провести реакцию так, чтобы скорость ее оставалась постоянной? Что для этого нужно сделать?
2.Изменится ль скорость реакции йода с водородом, если в реакционную смесь ввести аргон? Ответ поясните.
3.Как изменится скорость реакции А + В = С, протекающей в газовой фазе в одну стадию, если а) концентрацию вещества А увеличить в 2 раза; б) концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза; в) концентрации каждого из этих веществ увеличить в 2 раза; г) концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза, а концентрацию вещества В увеличить в 2 раза; д) увеличить в 2 раза давление в реакторе?
4.В смеси водорода с кислородом при комнатной температуре объемные доли газов не меняются неопределенно долго. Можно ли считать, что в этой смеси установилось химическое равновесие?
5.В интервале температур от 30 до 80 °С скорость некоторой реакции увеличивалась в 2 раза при нагревании на каждые 10 °С. Определите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции при увеличении температуры от 35 до 55 °С.
6.Как вы думаете, почему скоропортящиеся продукты хранят в холодильнике?

Притянувшиеся к аноду ионы Cl, отдают свои » избыточные» электроны аноду (тоже » разряжаются» ), а образующиеся атомы хлора соединяются в молекулы:

В результате на катоде образуется натрий, а на аноде выделяется газообразный хлор.

Несмотря на то, что процессы образования продуктов реакции разделены в пространстве, можно записать уравнение этой реакции (так, как мы это делали для обычных ОВР):

.

Буква » Э» над знаком равенства означает, что реакция протекает при электролизе.

ЭЛЕКТРОЛИЗ, КАТОД, АНОД.
Какие из следующих веществ могут быть подвергнуты электролизу: BaCl₂, SiO₂, Na₂S, Al₂O₃, NaOH, H₂SO₄, Cu(OH)₂, CaCO₃?
Укажите причины, по которым остальные вещества ему не подвергаются.
2.Составьте электронные уравнения полуреакций и химические уравнения электролиза выбранных вами веществ.
1. Примеры реакций соединения, разложения, замещения и обмена.
2. Окислительно-восстановительные реакции.

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Источник

Что такое равновесная концентрация веществ

На уроке будет рассмотрена тема «Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие», будут рассматриваться факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Вы познакомитесь с принципом Ле Шателье. Вводится понятие обратимых и необратимых реакций.

I. Понятие прямой и обратной реакции

Рас­смот­рим неко­то­рую аб­стракт­ную ре­ак­цию, ко­то­рую за­пи­шем в виде:

Но мно­гие хи­ми­че­ские ре­ак­ции могут идти в об­рат­ную сто­ро­ну.

АВ А+В, об­рат­ная ре­ак­ция

Для крат­ко­сти такую ре­ак­цию за­пи­сы­ва­ют, ис­поль­зуя две стрел­ки, одну – впе­ред, дру­гую – назад.

А+ВАВ

При по­вы­ше­нии тем­пе­ра­ту­ры ско­рость боль­шин­ства хи­ми­че­ских ре­ак­ций уве­ли­чи­ва­ет­ся. Но ока­зы­ва­ет­ся, что в слу­чае неко­то­рых ре­ак­ций про­дукт ре­ак­ции при тем­пе­ра­ту­ре, когда она идет с хо­ро­шей ско­ро­стью, уже на­чи­на­ет раз­ла­гать­ся. В част­но­сти, такая си­ту­а­ция ре­а­ли­зу­ет­ся при вза­и­мо­дей­ствии во­до­ро­да с йодом при по­лу­че­нии йо­до­во­до­ро­да.

Н₂ + I₂ (1)

Ско­рость хи­ми­че­ской ре­ак­ции уве­ли­чи­ва­ет­ся с уве­ли­че­ни­ем кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ и со­от­вет­ствен­но умень­ша­ет­ся с умень­ше­ни­ем кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ. По­лу­ча­ет­ся, что, по мере про­хож­де­ния ре­ак­ций, ско­рость пря­мой ре­ак­ции будет умень­шать­ся, т. к. ис­ход­ные ве­ще­ства будут рас­хо­до­вать­ся. А ско­рость об­рат­ной ре­ак­ции будет воз­рас­тать, по­то­му что кон­цен­тра­ция ве­ще­ства АВ ис­ход­но­го для об­рат­ной ре­ак­ции будет по­сте­пен­но уве­ли­чи­вать­ся. До каких пор ско­рость пря­мой ре­ак­ции будет умень­шать­ся, а об­рат­ной уве­ли­чи­вать­ся? Это будет до того мо­мен­та, когда ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции ста­нут рав­ны­ми. На­сту­пит хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие. Рис. 1.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – это со­сто­я­ние ре­ак­ци­он­ной си­сте­мы, в ко­то­ром ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции равны.

II. Константа равновесия

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ – это кон­цен­тра­ции ве­ществ в ре­ак­ци­он­ной смеси, на­хо­дя­щих­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия. Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция обо­зна­ча­ет­ся хи­ми­че­ской фор­му­лой ве­ще­ства, за­клю­чен­ной в квад­рат­ные скоб­ки.

На­при­мер, сле­ду­ю­щая за­пись обо­зна­ча­ет, что рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция во­до­ро­да в рав­но­вес­ной си­сте­ме со­став­ля­ет 1 моль/л.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие (Рис. 2) от­ли­ча­ет­ся от при­выч­но­го для нас по­ня­тия «рав­но­ве­сие». Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – ди­на­ми­че­ское. В си­сте­ме, на­хо­дя­щей­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия, про­ис­хо­дят и пря­мая, и об­рат­ная ре­ак­ции, но их ско­ро­сти равны, и по­это­му кон­цен­тра­ции участ­ву­ю­щих ве­ществ не ме­ня­ют­ся. Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие ха­рак­те­ри­зу­ет­ся кон­стан­той рав­но­ве­сия, рав­ной от­но­ше­нию кон­стант ско­ро­стей пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ций.

Кон­стан­ты ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции – это ско­ро­сти дан­ной ре­ак­ции при кон­цен­тра­ци­ях ис­ход­ных для каж­дой из них ве­ществ в рав­ных еди­ни­цах. Также кон­стан­та рав­но­ве­сия равна от­но­ше­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции в сте­пе­нях сте­хио­мет­ри­че­ских ко­эф­фи­ци­ен­тов к про­из­ве­де­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций ре­а­ген­тов.

Если , то в си­сте­ме боль­ше ис­ход­ных ве­ществ. Если , то в си­сте­ме боль­ше про­дук­тов ре­ак­ции.

III. Обратимые и необратимые химические реакции

Если кон­стан­та рав­но­ве­сия зна­чи­тель­но боль­ше 1, такую ре­ак­цию на­зы­ва­ют необ­ра­ти­мой.

На­при­мер, это ре­ак­ция:

IV. Факторы, влияющие на смещение равновесия

Если из­ме­нить внеш­ние усло­вия, то со­сто­я­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия на­ру­шит­ся. Сме­ще­ние рав­но­ве­сия в за­ви­си­мо­сти от из­ме­не­ния внеш­них усло­вий в общем виде опре­де­ля­ет­ся

Прин­ци­пом Ле Ша­те­лье: если на си­сте­му, на­хо­дя­щу­ю­ся в рав­но­ве­сии, ока­зы­ва­ют воз­дей­ствие извне путем из­ме­не­ния ка­ко­го-ли­бо из усло­вий, опре­де­ля­ю­щих по­ло­же­ние рав­но­ве­сия, то оно сме­ща­ет­ся в на­прав­ле­нии того про­цес­са, про­те­ка­ние ко­то­ро­го ослаб­ля­ет эф­фект про­из­ве­дён­но­го воз­дей­ствия.

Так, по­вы­ше­ние тем­пе­ра­ту­ры вы­зы­ва­ет сме­ще­ние рав­но­ве­сия в на­прав­ле­нии того из про­цес­сов, те­че­ние ко­то­ро­го со­про­вож­да­ет­ся по­гло­ще­ни­ем тепла, а по­ни­же­ние тем­пе­ра­ту­ры дей­ству­ет в про­ти­во­по­лож­ном на­прав­ле­нии.

Рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся впра­во, если по­вы­си­лись рав­но­вес­ные кон­цен­тра­ции про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции. Если по­вы­ша­ют­ся рав­но­вес­ные кон­цен­тра­ции ис­ход­ных ве­ществ пря­мой ре­ак­ции, то рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся влево. Какие фак­то­ры можно из­ме­нять, чтобы сме­стить рав­но­ве­сие? Это

До­бав­ле­ние ка­та­ли­за­то­ра и из­ме­не­ние пло­ща­ди ре­ак­ци­он­ной по­верх­но­сти ге­те­ро­ген­ных ре­ак­ций не ока­зы­ва­ют вли­я­ние на сме­ще­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия.

Рассмотрим влияние фак­то­ров на смещение химического равновесия более де­таль­но.

1. Влияние тем­пе­ра­ту­ры

Ре­ак­ция син­те­за ам­ми­а­ка от­но­сит­ся к эк­зо­тер­ми­че­ским ре­ак­ци­ям. При про­хож­де­нии пря­мой ре­ак­ции теп­ло­та вы­де­ля­ет­ся, а при про­хож­де­нии об­рат­ной – по­гло­ща­ет­ся.

Правило: Если уве­ли­чить тем­пе­ра­ту­ру, то, со­глас­но пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в таком на­прав­ле­нии, чтобы умень­шить это воз­дей­ствие.

В дан­ном слу­чае влево, так как теп­ло­та по­гло­ща­ет­ся. Ре­ак­ция син­те­за ам­ми­а­ка про­во­дит­ся при тем­пе­ра­ту­ре около 500

Если ре­ак­ция эн­до­тер­ми­че­ская, то по­вы­ше­ние тем­пе­ра­ту­ры при­ве­дет к сме­ще­нию рав­но­ве­сия впра­во.

2. Из­ме­не­ние кон­цен­тра­ции ве­ществ

Правило:При уве­ли­че­нии кон­цен­тра­ции ка­ко­го-ли­бо из ве­ществ, участ­ву­ю­щих в рав­но­вес­ной ре­ак­ции, рав­но­ве­сие ре­ак­ции сме­стит­ся в сто­ро­ну его рас­хо­до­ва­ния, а со­от­вет­ствен­но, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ка­ко­го-ли­бо из ве­ществ – в сто­ро­ну ре­ак­ции его об­ра­зо­ва­ния.

На­при­мер, при уве­ли­че­нии кон­цен­тра­ции азота в ре­ак­ции син­те­за ам­ми­а­ка, рав­но­ве­сие сме­стит­ся впра­во, т. е. в сто­ро­ну рас­хо­до­ва­ния азота. Если же в этой ре­ак­ции уда­лять из ре­ак­ци­он­ной смеси ам­ми­ак, то рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну его об­ра­зо­ва­ния. Сде­лать это можно, на­при­мер, при рас­тво­ре­нии ам­ми­а­ка в воде.

3. Из­ме­не­ние дав­ле­ния

Правило:Из­ме­не­ние дав­ле­ния может ока­зы­вать вли­я­ние толь­ко на ре­ак­ции с уча­сти­ем га­зо­об­раз­ных ве­ществ. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону уменьшения объемов веществ.

Если в ре­ак­ции син­те­за ам­ми­а­ка уве­ли­чить дав­ле­ние, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну умень­ше­ния числа моль газа. Если слева число моль газа боль­ше, чем спра­ва, рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну об­ра­зо­ва­ния ам­ми­а­ка.

Если число моль газа оди­на­ко­во и слева и спра­ва, на­при­мер, в ре­ак­ции по­лу­че­ния ок­си­да азота (II),

N₂ +O₂ (3)

то из­ме­не­ние дав­ле­ния не будет ока­зы­вать вли­я­ние на по­ло­же­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия в таких ре­ак­ци­ях. Изу­че­ние хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия имеет боль­шое зна­че­ние, как для тео­ре­ти­че­ских ис­сле­до­ва­ний, так и для ре­ше­ния прак­ти­че­ских задач. Опре­де­ляя по­ло­же­ние рав­но­ве­сия для раз­лич­ных тем­пе­ра­тур и дав­ле­ний, можно вы­брать наи­бо­лее бла­го­при­ят­ные усло­вия про­ве­де­ния хи­ми­че­ско­го про­цес­са. Окон­ча­тель­ный выбор усло­вий тре­бу­ет учета вли­я­ния их и на ско­рость про­цес­са.

V. Примеры решения задач

Задача №1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO₂(г) + O₂(г) = 2SO₃(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO₂]= a, [О₂] = b, [SO₃] = с.Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема:

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂] = 3а, [О₂] = 3b; [SO₃] = 3с. При новых концентрациях скорости v’ прямой и обратной реакции:

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

Задача №2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 о С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции νТ₂ при температуре 70 о С больше скорости реакции νТ₁при температуре 30 о С в 16 раз.

Задача № 3. Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н₂О(г) = СО₂(г) + Н₂(г)

при 850 о С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх =3 моль/л, [Н₂О]_исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]_р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО]_р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

Задача № 4. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)} ↔ 2CO_2(г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

1). Так как в условии задачи даны равновесные концентрации, то константа равновесия равна 2:

2). Если исходная смесь не содержала СО₂, то на момент химического равновесия в системе образовалось 0,16 моль СО₂.

На образование 0,16 моль СО₂ затрачено:

υ_{исходное} = υ_{прореагировавшее} + υ_{равновесное}

υ_{исходное} (СО)=0,16 +0,2 = 0,36 моль

Источник