Химическое равновесие способы его смещения кратко

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Материалы портала onx.distant.ru

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO₂. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O₂ вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO₂. Увеличение концентрации NO₂ смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

константа химической реакции К_с есть отношение:

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔG_T о = – RTlnK (2)

Примеры решения задач

Задача 1. 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. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

Решение.

Вещество CO O₂ CO₂ С_исходн, моль/л 0,52 0,48 0 С_{прореагир,}моль/л 0,32 0,16 0,16 С_равн, моль/л 0,2 0,32 0,16

Во второй строке под С_{прореагир} понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO₂, причем, С_исходн= С_{прореагир} + С_равн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

Решение.

ΔG₂₉₈ о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.

lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H₂ , I₂ и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H_2.

Вещество	H2	I2	HI
сисходн., моль/л	1	2	0
спрореагир., моль/л	x	x	2x
cравн., моль/л	1-x	2-x	2x

Тогда, К = (2х) 2 /((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H_2(г) + HCOH_(г) →CH₃OH_(г) становится равной 1. Принять, что ΔН о _Т » ΔН о ₂₉₈, а ΔS о _T » ΔS о ₂₉₈.

Решение.

Если К = 1, то ΔG о _T = — RTlnK = 0;

ΔН о ₂₉₈ = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10 3 Дж;

ΔS о ₂₉₈ = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

0 = — 86100 — Т·(-109,52)

Задача 5. Для реакции SO_2(Г) + Cl_2(Г) →SO₂Cl_2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO₂Cl₂, если исходные концентрации SO₂, Cl₂ и SO₂Cl₂ равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO_2.

Вещество	SO2	Cl2	SO2Cl2
cисходн., моль/л	2	2	1
cпрореагир., моль/л	x	x	х
cравн., моль/л	2-x	2-x	x + 1

Решая это уравнение, находим: x₁ = 3 и x₂ = 1,25. Но x₁ = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO₂Cl₂] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества
газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H₂] = 0,6 моль/л, [Br₂] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

К = 4; исходная концентрация HBr составляет 1,5 моль/л.

3. Для реакции H_2(г) + S_(г) →H₂S_(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H₂ и S, если исходные концентрации H₂, S и H₂S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

[H₂] = 0,5 моль/л; [S] = 1,5 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

становится равной 1. Примите, что ΔН о _Т≈ΔН о ₂₉₈, а ΔS о _T≈ΔS о ₂₉₈

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

6. Для реакции 2С₃Н_8(г) → н-С₅Н_12(г)+СН_4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

равна 3,4·10 -5 . Вычислите Δ G о ₅₀₀.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С₆Н_14(г)+ 2С₃Н_6(г)+Н_2(г) равна 8,71. Определите ΔG о _f,800(С₃Н_6(г)), если ΔG о _f,800(н-С₆Н_14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО_(г) + Cl_2(г) →СO₂Cl_2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO₂Cl_2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО_(г) и Cl_2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО_2(г) + О_2(г) →2SO_3(г) составляли: [SО₂ ]=0,10 моль/л, [О₂]=0,16 моль/л, [SО₃]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО₂ и О₂.

К=4,0; исходная концентрация SО₂ составляет 0,18 моль/л;
исходная концентрация О₂ составляет 0,20 моль/л.

Источник

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

Содержание:

В химии есть обратимые и необратимые химические реакции. Они протекают по разному принципу и имеют свои особенности. Равновесие в реакции способно смещаться под воздействием определенных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимые реакции – это процессы, которые протекают одинаково в обоих направлениях. Например:

Реакции протекают при одинаковых условиях, образуют продукты равных объемах.

Необратимые реакции характеризуются процессом, который протекает в одном направлении, практически до конца. В продуктах всегда образуется нерастворимое соединение или газ, либо слабый электролит. Например: С+О₂=СО₂. Поскольку углекислый газ является летучим веществом, то разложить его на кислород и углерод невозможно.

Важно! Горение и взрывы в химии являются необратимыми процессами.

Химическое равновесие

Химическое равновесие – это состояние химических веществ, при котором устанавливается одинаковая скорость протекания процессов прямой и обратной стороны. Смещать равновесие можно воздействием температуры, давления или увеличением концентрации одного из веществ.

Равновесными называются реакции, в которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. То есть, образование продуктов происходит со скоростью расходования реагентов. Состояние равновесия характерно для любой обратимой реакции.

Равновесные реакции имеют одинаковые концентрации веществ. Рассмотрим подробный пример:

А+В=С+D – обратимая реакция. При взаимодействии веществ правой стороны их концентрация снижается, что снижает и скорость. Соответственно концентрация веществ левой стороны увеличивается. Постепенно эти показатели выравниваются и становятся равновесными. Это и называется равновесием.

Константа равновесия

Исходя из равновесия химических реакций, находят, что концентрации действующих веществ и полученных веществ остаются равными. Это называется равновесными концентрациями.

Константа равновесия является химическим выражением, описывающим закон действующих масс для равновесных систем. Для каждого реагента и продукта реакции обозначают равновесную концентрацию: [A], [B], [C], [D]. Каждое значение возводят в степень равную коэффициенту, находящемуся перед веществом.

K _равн= [C] x ×[D] y /[A] a ×[B] b

От наличия в реакции катализатора значение остается неизменным. Он способен ускорить уравновешивание скорости и концентраций.

Катализатор – вещество, которое ускоряет ход как прямой, так и обратной реакции и на смещение химического равновесия влияния не оказывает.

Важно! Для каждого химического процесса константа равновесия является постоянным неизменным значением.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

О подвижности равновесия говорили ученые еще в XIX веке. В то же время активно проводились исследования, чтобы доказать свои предположения. Анри Ле-Шателье был первым, кто попытался рассказать об этом в своих трудах. Позже его исследования обобщил Карл Браун. Принцип Ле-Шателье говорит о:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказывается влияние, то равновесие смещается в ту сторону, которое ослабляет это влияние

Влияние температуры

В обратимых реакциях прямая и обратная сторона процесса противоположны по температуре друг другу. В зависимости от температурного коэффициента реакции подразделяются на экзотермические (температура в процессе реакции выделяется). При повышении температуры в такой системе равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции.

Эндотермические реакции (которые протекают при нагревании) наоборот, если нагревать такую реакцию, то будет протекать быстрее прямая реакция.

Это значит, если в прямой стороне наблюдается показатель +Q-экзотермический процесс, то в обратной будет –Q – эндотермический процесс. Если увеличить температуру исходных продуктов, то химическое равновесие сместиться в ту сторону, в которой наблюдается пониженная температура.

Влияние концентрации

По принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации реагентов вызывает смещение равновесие в сторону, где они расходуются, в прямом процессе. А если концентрация веществ понижается, то химическое равновесие снижается в сторону обратных процессов.

Такой же принцип действует и на увеличение концентрации продуктов реакции. Химическое равновесие смещает в ту сторону, где происходит расход реагентов, значит в сторону обратной реакции. Если концентрацию продуктов понизить, то равновесие сместиться в сторону прямого процесса.

Влияние давления

Давление меняет равновесие не во всех процессах. Это происходит в реакциях с газообразными продуктами. Сумма коэффициентов прямой и обратной реакции должны быть неравными.

Важно! На состояние равновесия процессов с твердыми веществами давление не влияет.

При разной концентрации газообразных веществ слева и справа реакции, повышение давления приведет к смещению химического равновесия. Смещается в ту сторону, где количество газообразных веществ уменьшается, а показатели давления повышаются.

Влияние катализатора

Большинство химических реакций происходит под действием катализаторов. Это специальные добавки, в виде соединений и комплексов, которые ускоряют процесс образования продуктов. Их добавление никак не влияет на химическое равновесие. В некоторых процесс способствует быстрому уравновешиванию сторон.

Таблица химического равновесия

Источник