Химическое равновесие

Химическое равновесие

Химическое равновесие

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

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

Химическое равновесие

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

Химическое равновесие: что такое, как сместить

Химическое равновесие

Под равновесием обычно понимают особое состояние системы или тела, когда все оказываемые на нее воздействия компенсируют друг друга. Или же отсутствуют вовсе. В химии же применяют понятие равновесия к реакциям, происходящим между различными веществами, а точнее, к условиям их протекания.

Понятие равновесия

Химические реакции имеют множество классификаций по различным признакам, но, говоря о химическом равновесии, что такое обратимые и необратимые реакции следует вспомнить.

Если в результате реакции образуются продукты, которые не взаимодействуют друг с другом, говорят о необратимых реакциях, то есть они идут только в прямом направлении. Обычно в них одним из продуктов является газообразное, мало диссоциирующее или нерастворимое соединение. Например:

Pb(NO3)2 + 2ΗCl PbCl2↓ + 2HNO3

Na2CO3 + 2ΗCl 2NaCl + CO2↑ + Η2O

NaOΗ + ΗCl NaCl + Η2O

Продукты обратимых реакций способны взаимодействовать друг с другом, образуя при этом исходные вещества, то есть одновременно происходят две противоположно направленные реакции. Если в какой-то момент времени при определенных условиях скорость прямой реакции будет равняться скорости обратной, то устанавливается химическое равновесие.

Следует упомянуть, что такое равновесие характеризуется как динамическое. Иными словами, обе реакции продолжаются, но значения концентраций всех ее участников остаются неизменными и называются равновесными.

Математически это состояние выражают с использованием константы равновесия (Кр). Пусть происходит взаимодействие веществ, описываемое уравнением аΑ + bB сС + dD.

Для противоположных реакций можно записать формулы расчета их скоростей через закон действующих масс.

Поскольку в состоянии равновесия скорости эти будут равны, то можно выразить отношение констант скоростей двух противоположных реакций. Вот оно-то и будет численно равняться константе равновесия.

Значение Кр помогает определить полноту протекающих реакций. Если Кр1, то равновесие сдвинуто к продуктам.

Виды равновесия

Химическое равновесие бывает истинным, кажущимся и ложным. Для истинного равновесия наблюдаются признаки:

  • Если отсутствует внешнее воздействие, то оно неизменно во времени.
  • Если внешние воздействия изменяются (это касается температуры, давления и др.), то состояние системы тоже изменяется. Но стоит только вернуть исходные значения условий, равновесие тут же восстанавливается.
  • Состояния истинного равновесия достичь можно как со стороны продуктов химической реакции, так и от исходных веществ.

Если не выполняется хотя бы одно из этих условий, то говорят, что такое равновесие является кажущимся (метастабильным). Если же состояние системы начинает изменяться необратимо при изменении внешних условий, то такое равновесие называют ложным (или заторможенным). Примером последнего является реакция железа с кислородом.

Понятие равновесия несколько отличается с точек зрения термодинамики и кинетики. Под термодинамическим равновесием понимается минимальное значение энергии Гиббса для конкретной системы. Истинное равновесие характеризуется ΔG = 0. А про состояние, для которого скорости прямой и обратной реакций уравнены, то есть v1 = v2, говорят, что такое равновесие – кинетическое.

Смещение равновесия

Следствия из принципа Ле-Шателье рассмотрим на примере уравнения реакции:

N2 + 3Η2 2NΗ3 + Q.

Если увеличить температуру, то сместится равновесие в сторону эндотермической реакции. В данном примере теплота выделяется, значит прямая реакция – экзотермическая, а равновесие сместится к исходным веществам.

Если увеличить давление, то это приведет к смещению равновесия к меньшим объемам газообразных веществ. В приведенном примере имеется 4 моля газообразных исходных веществ и 2 моля газообразных продуктов, значит, равновесие сдвинется к продуктам реакции.

Если увеличить концентрацию исходного вещества, то равновесие сместится в направлении прямой реакции и наоборот. Таким образом, если увеличить концентрации N2 или Η2, то равновесие сместится в прямом направлении, а если аммиака – то в обратном.

Источник: http://fb.ru/article/374698/himicheskoe-ravnovesie-chto-takoe-kak-smestit

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

    ×
    Рекомендуем посмотреть