Что значит смещение равновесия в сторону прямой реакции

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

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.

ВеществоCOO₂CO₂ С_исходн, моль/л0,520,480 С_{прореагир,}моль/л0,320,160,16 С_равн, моль/л0,20,320,16

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.

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

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

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;

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.

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:

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

Химическое равновесие и условия его смещения

Существуют обратимые и необратимые химические реакции. Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях с сопоставимыми скоростями, называют обратимыми, например:

CH₃COOH + CH₃OH CH₃COOCH₃ + H₂O

В тот момент, когда скорости прямой и обратной реакций выравниваются, устанавливается химическое равновесие, то есть соотношение между продуктами реакций и исходными веществами остается постоянным. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием. Такое состояние может сохраняться бесконечно долго, если не происходит изменения условий реакции (концентрации, температуры, давления). При изменении этих условий происходит смещение (или сдвиг) равновесия.
Смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье, который гласит: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается какое-либо внешнее воздействие, то система реагирует так, чтобы уменьшить это воздействие. Например:

Реакция протекает в газовой фазе, обратима, прямая реакция экзотермична. Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми.
При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две противоположно направленные стрелки. Уравнение рассматриваемой выше реакции можно записать в виде:

Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой (константа скорости прямой реакции k₁), справа налево – обратной (константа скорости обратной реакции k₂). В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие концентрации исходных веществ, расходуемых на образование продуктов реакции. И наоборот, обратимая реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Следовательно, скорость прямой реакции уменьшается, а обратной – увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
Константа химического равновесия представляет собой отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции, а также отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Константа химического равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от концентрации.
Константа химического равновесия является количественной характеристикой химического равновесия и характеризует выход продуктов реакции. Если К >1, то в равновесной системе больше продуктов реакции, т.е. в данном случае выход продуктов реакции больше, чем исходных веществ. Если К

Способы смещения химического равновесия

1. а). Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ вызовет смещение равновесия в сторону его потребления, так, добавление в систему азота или водорода вызовет сдвиг равновесия вправо, а аммиака — влево. Уменьшение концентрации какого-либо из участников равновесия вызовет его образование. Так, например, связывая аммиак в соль, можно равновесие полностью сместить вправо.
2. б). Изменение давления вызовет в равновесной системе смещения в сторону той реакции, которая может компенсировать это изменение. В данном случае увеличение давления ускорит реакцию, идущую с уменьшением общего количества газообразных веществ, то есть равновесие сместится вправо, а уменьшение давления — реакцию, идущую с увеличением общего количества газообразных веществ, то есть равновесие сместится влево.
3. в). Увеличение температуры, то есть подвод тепла, смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением тепла, то есть эндотермической, а уменьшение температуры, то есть отнятие тепла, — в сторону реакции, идущей с выделением тепла, то есть экзотермической. В данном примере повышение температуры смещает равновесие влево, а понижение — вправо (в сторону синтеза аммиака).
4. г) Катализатор не влияет на положение равновесия, поскольку он в равной степени изменяет скорости прямой и обратной реакций.

Источник

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия

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.

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.

Более подробно про классификацию химических реакций можно прочитать здесь.

Вероятность взаимодействия продуктов зависит от условий проведения процесса.

Например , при прокаливании твердого гидрокарбоната натрия:

выделяется газообразный углекислый газ и улетучиватся из зоны проведения реакции. Следовательно, такая реакция будет необратимой при данных условиях.

Рассмотрим обратимые реакции. Пусть обратимая реакция протекает по схеме:

aA + bB ⇔ cC + dD

Скорость прямой реакции по закону действующих масс определяется выражением:

Скорость обратной реакции:

Здесь k₁ и k₂ – константы скорости прямой и обратной реакции соответственно, С_A, C_B, C_C, C_D – 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.

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.

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 увеличивает скорость их образования, т.е. скорость прямой реакции.

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 сторону 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

Химическое равновесие

Обратимые и необратимые реакции

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:

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:

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:

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

Для любого обратимого процесса, при заданных условиях константа равновесия 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.

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.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:

Рассмотрим каждый фактор, влияющий на смещение равновесия подробнее:

Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов

покажем на примере процесса Габера:

Если в равновесную систему, состоящую из N_2(г), H_2(г) и NH_3(г), добавить, например, азот, то химическое 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

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:

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:

из 4 молеул газа (1 N_2(г) и 3 H_2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH_3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. химическое равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

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

Влияние изменения температуры системы

Изменение температуры влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К.

Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то химическое равновесие сместится в сторону поглощения теплоты.

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, повышение 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.

Влияние катализатора

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:

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:

Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO_3(тв) и CaO_(тв) содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.

Источник