Химическое равновесие

Химические реакции по степени завершенности химического процесса классифицируются на необратимые и обратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

Необратимыми являются реакции, ведущие к образованию газообразных, нерастворимых или малодиссоциирующих соединений. В этих случаях происходит или самопроизвольное удаление продукта (газ, осадок) из реакционной среды или реагирующие частицы удаляются за счет их прочного связывания в малодиссоциирующее соединение.

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях, вследствие чего в реакционной среде всегда присутствуют и продукты, и реагенты.

При уменьшении скорости одной реакции происходит увеличение скорости обратной реакции до тех пор, пока скорости обеих реакций не станут равными. Следовательно, при обратимых реакциях в реакционной системе без каких-либо внешних воздействий самопроизвольно устанавливается устойчивое равновесное состояние, характеризующееся равенством скоростей прямой и обратной реакций.

Химическим равновесием называется такое состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. В результате чего в реакционной системе устанавливается постоянство концентраций исходных и конечных веществ.

Состояние химического равновесия имеет следующие особенности:

1. Динамический характер химического равновесия – прямая и обратная реакции не прекращаются, а протекают с равными скоростями.

2. Постоянство состояния химического равновесия во времени – при неизменных внешних условиях состав равновесной системы не меняется.

3. Подвижность равновесия – при изменении внешних условий происходит смещение химического равновесия, т.е. установление новых равновесных концентраций всех реагирующих веществ.

4. Возможность подхода к состоянию равновесия с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.

Количественной характеристикой состояния химического равновесия в системе является константа химического равновесия обратимого процесса, которая равна отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам при формулах соответствующих веществ в уравнении химической реакции.

Так формулируется закон действующих масс для обратимых реакций в гомогенных системах.

Смещение химического равновесия. Состояние химического равновесия при неизменных условиях может сохраняться сколь угодно долго. Однако, изменяя внешние условия протекания реакций, химическое равновесие можно сместить в сторону прямой или обратной реакции. Направление смещения определяется принципом Ле Шателье:

Если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, например температуру, давление или концентрацию любого из участвующих в реакции веществ, то равновесии сместится в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Рассмотрим влияние каждого из факторов – концентрации, давления и температуры на смещение равновесия на примере реакции синтеза аммиака:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + Q

Влияние концентрации. Если повысить концентрацию азота или водорода, то, согласно принципу Ле Шателье, равновесие сместится вправо, в сторону прямой реакции, т.к. за счет ускорения прямой реакции концентрации азота и водорода будут уменьшаться. Если повысить концентрацию аммиака, то равновесие сместится влево, в сторону обратной реакции, т.к. при этом ускорится его разложение. В обоих случаях будут ускоряться процессы, которые противодействуют произведенному изменению.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции; при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону образования исходных веществ.

Влияние давления. Давление оказывает влияние на состояние равновесия только тех процессов, которые протекают с изменением давления, т.е. с изменением числа молекул газообразных веществ. Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа, то она сопровождается повышением давления. Отсюда следует:

При увеличении давления равновесие всегда смещается в сторону уменьшения числа молекул газообразных веществ, а при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молекул газообразных веществ. Так, если при синтезе аммиака повысить давление, то равновесие сместится вправо, в сторону прямой реакции, поскольку прямая реакция способствует уменьшению давления в системе (уменьшается число молекул, следовательно, уменьшается давление). Понижение давления, наоборот, вызовет смещение равновесия влево, в сторону той реакции, в результате которой давление в системе увеличивается.

Влияние температуры. Изменение температуры оказывает влияние на состояние равновесия только тех процессов, которые протекают с выделением или поглощением тепла.

При повышении температуры равновесие всегда смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции. При синтезе аммиака, который сопровождается выделением тепла, повышение температуры сместит равновесие влево, в сторону обратной реакции, поскольку обратная реакция протекает с поглощением тепла, противодействуя повышению температуры.

Влияние катализатора. Катализатор снижает энергию активации как прямой, так и обратной реакции, что приводит к одинаковому увеличению скорости и прямой, и обратной реакции. Введение катализатора ускоряет достижение состояния равновесия, но не смещает его положения.

Тесты

1. Выберите уравнение реакции, для которой кинетическое уравнение (выражение закона действующих масс) имеет вид: ʋ = k[А][В]².

А. А_(г) + 2В_(тв) = АВ_2(г) В. А_(г) + 2В_(г) = АВ_2(г)

Б. А_(тв) + 2В_(г) = АВ_2(г) Г. А_(г) + В_2(г) = АВ_2(г)

2. Начальные концентрации веществ А и В, участвующих в гомогенной реакции А + 2В → С, были соответственно равны 2 и 3 моль/л. какой будет концентрация вещества В, если прореагирует 50% вещества А?

А. не изменится Б. 1 моль/л В. 1,5 моль/л Г. 2 моль/л

3. Во сколько раз изменится скорость гомогенной реакции А_(г) + 2В_(г) → С_(г), если в системе увеличить давление в 3 раза?

А. увеличится в 27 раз Г. увеличится в 18 раз

Б. увеличится в 3 раз Д. уменьшится в 3 раза

В. Увеличится в 6 раз Е. уменьшится в 27 раз

4. Какая из реакций протекает с большей скоростью?

а) А. 2NaOH_(тв) + CO_2(г) ↔ Na₂CO_3(тв) + H₂O_(ж)

Б. 2NaOH_(р) + CO_2(р) ↔ Na₂CO_3(р) + H₂O_(ж)

б) А. Zn _{(порошок)} + 2HCl_(р) ↔ ZnCl_2(p) + H₂↑

Б. Zn_(кусок) + 2НСl_(газ) ↔ ZnCl_2(p) + H₂↑

5. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 3. Во сколько раз увеличится скорость реакции при изменении температуры от 30⁰ до 60⁰С?

А. 3 Б. 6 В. 9 Г. 27

6. Через некоторое время после начала реакции А + В → С скорость реакции при постоянной температуре уменьшилась в 100 раз. Как изменились концентрации веществ А и В за это время?

А. уменьшились в 10 раз Б. не изменились

7. Какое из приведенных выражений является константой равновесия

H₂S_(г) ↔ H_2(г) + S_(тв)?

А. [H₂S] Б. [H₂][S] В. [H₂] Г. [H₂S]

[H₂][S] [H₂S] [H₂S] [H₂]

8. Выберите процесс, равновесие в котором смещается влево как при увеличении температуры, так и при увеличении давления:

А. NH₄Cl_(тв) ↔ NH_3(г) + HCl_(г) – Q

Б. 2CO_2(г) ↔ 2CO_(г) + O_2(г) - Q

B. CO_(г) +H₂O_(г) ↔ CO_2(г) + H_2(г) + Q

Г. 2NOCl_(г) ↔ 2NO_(г) + Cl_2(г) + Q

9. Выберите системы, положение равновесия в которых не зависит от давления:

А. 2NO_(г) + Cl_2(г) ↔ 2NOCl_(г)

Б. СH₃COOC₂H_5(р) + H₂O(ж) ↔ CH₃COOH_(p) + C₂H₅OH_(p)

B. CaCO_3(тв) ↔ CaO_(тв) + CO_2(г)

10. Укажите, как изменится содержание аммиака в реакционной системе N_2(г) + 3H₂ ↔ 2NH_3(г) + Q при увеличении температуры.

А. не изменится Б. увеличится В. Уменьшится

11. Как изменится скорость реакции 2NO + O₂ → 2NO₂, если объем реакционного сосуда увеличить в 2 раза:

А. уменьшится в 4 раза В. возрастет в 4 раза

Б. уменьшится в 8 раз Г. возрастет в 8 раз

12. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему катализатора:

А. уменьшением энергии активации;

Б. увеличением средней кинетической энергии молекул;

В. возрастанием числа столкновений;

Г. ростом числа активных молекул.