От чего зависит константа химического равновесия. Химическое равновесие

Лекция по теме«Химическое равновесие»

От чего зависит константа химического равновесия. Химическое равновесие

Учебныевопросы

  1. Константа равновесия

  2. Расчет равновесных концентраций

  3. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Реакции,протекающие при одних и тех же условиях одновременно в противоположныхнаправлениях, называются обратимыми.

Рассмотримобратимую реакцию, которая протекаетв закрытой системе

A+ BC+ D

Скоростьпрямой реакции описывается уравнением:

пр= kпр [A][B],

гдепр –скорость прямой реакции;

kпр–константа скорости прямой реакции.

Стечением времени концентрации реагентов Аи Вуменьшаются, скорость реакции падает(рис.1, кривая пр).

Реакциямежду Аи Вприводит к образованию веществ Cи D,молекулы которых при столкновенияхмогут вновь дать вещества Аи В.

Скоростьобратной реакции описывается уравнением:

обр= kобр[С] [D],

где обр –скорость обратной реакции;

kобр –константа скорости обратной реакции.

Помере того как концентрации веществ Cи Dвозрастают, скорость обратной реакциирастет (рис.1, кривая обр).

Рис.1. Изменение скоростейпрямой и обратной реакций во времени

Черезнекоторое время скоростипрямой и обратной реакций становятсяравными:

пр=обр

Такоесостояние системы называется состояниемравновесия.

Всостоянии равновесия концентрации всехего участников перестают меняться вовремени.Такиеконцентрации называютсяравновесными.

Химическоеравновесиеэтодинамическое равновесие. Неизменность концентраций веществ, присутствующихв закрытой системе, есть следствиенепрерывно идущих химических процессов.Скорости прямой и обратной реакции неравны нулю, а нулю равна наблюдаемаяскорость процесса.

Равенствоскоростей прямой и обратной реакций –это кинетическое условие химическогоравновесия.

2. Константа равновесия

Приравенстве скоростей прямой и обратнойреакции

пр= обр

справедливоравенство

kпр[A][B]= kобр[С][D],

где [A],[B],[С],[D]– равновесные концентрации веществ.

Поскольку константы скоростей не зависят отконцентраций, равенство можно записатьиначе:

Отношениеконстант скоростей прямой и обратнойреакций ( kпр/kобр)называют константой химическогоравновесия:

Истинноехимическое равновесие может устанавливатьсятолько в том случае, если равновеснывсе элементарные стадии механизмареакции.

Сколь бы сложны ни были механизмыпрямой и обратной реакций, но в состоянииравновесия они должны обеспечитьстехиометрический переход исходныхвеществ в продукты реакции и обратно.

Это значит, что алгебраическая суммавсех стадий процесса равна стехиометрическомууравнению реакции, т.е. стехиометрическиекоэффициенты представляют собой суммумолекулярностей всех стадий механизма.

Длясложной реакции

aA+ bBcC+ dD

Кс =

Дляодной и той же температуры отношениепроизведения равновесных концентрацийпродуктов реакции в степенях, равныхстехиометрическим коэффициентам, кпроизведению равновесных концентрацийисходных веществ в степенях, равныхстехиометрическим коэффициентам,представляет постоянную величину.

Этовторая формулировка закона действующихмасс.

Ввыражение константы равновесиягетерогенной реакции входят толькоконцентрации веществ, находящихся вжидкой или газообразной фазе, так какконцентрации твердых веществ остаются,как правило, постоянными.

Например,выражение для константы равновесияследующей реакции

СО2(г)+ С(тв)2СО(г)

записываетсятак:

Кс= .

Уравнениеконстанты равновесия показывает, чтов условиях равновесия концентрациивсех веществ, участвующих в реакции,связаны между собой. Численное значениеконстанты равновесия определяет, какимдолжно быть соотношение концентрацийвсех реагирующих веществ при равновесии.

Изменениеконцентрации любого из этих веществвлечет за собой изменения концентрацийвсех остальных веществ. В итогеустанавливаются новые концентрации,но соотношение между ними вновь отвечаетконстанте равновесия.

Величинаконстанты равновесия зависит отприродыреагирующих веществ и температуры.

Константаравновесия, выраженная через молярныеконцентрации реагирующих веществ (Кс)и константа равновесия, выраженнаячерез равновесные парциальные давления (Кр)(см. «Основы химической термодинамики»),связаны между собой соотношениями:

Кр= КсRT, Kcр/ (RT),

где- изменение числа газообразных молей вреакции.

Стандартноеизменение энергии Гиббса равно

GТ= – RTlnKp,

атакже

GТ= H– TS.

Послеприравнивания правых частей уравнений:

RTlnKp= H– TS

или

lnKр= – H/ (RT)+ S/R.

Уравнениене только устанавливает вид зависимостиконстанты от температуры, но и показывает,что константа определяется природойреагирующих веществ.

Константаравновесия не зависит от концентраций(как и константа скорости реакции), механизма реакции, энергии активации, от присутствия катализаторов.Смена механизма, например, при введениикатализатора, не влияет на численноезначение константы равновесия, но,конечно, меняет скорость достиженияравновесного состояния.

Источник: https://studfile.net/preview/3871818/

Константа химического равновесия — Студопедия

От чего зависит константа химического равновесия. Химическое равновесие

Рассмотрим обратимую химическую реакцию общего вида, в которой все вещества находятся в одном агрегатном состоянии, например, жидком:

аA + вB D сC + dD,

где A и B – исходные вещества прямой реакции; C и D – продукты прямой реакции; а, в, с, и d – стехиометрические коэффициенты.

В начальный момент времени, когда концентрация веществ A и B наибольшая, скорость прямой реакции также будет наибольшей и по закону действующих масс равна

uпр = k1CАаCВв (6.1)

где k1 – константа скорости прямой реакции.

С течением времени концентрация веществ A и B уменьшается, а, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции.

В начальный момент времени концентрация веществ C и D равна нулю, а, следовательно, и скорость обратной реакции равна нулю, с течением времени концентрация веществ C и D возрастает, а, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции и она будет равна

uобр = k2CCсCDd (6.2)

где k2 – константа скорости обратной реакции.

В момент достижения равновесия, концентрации принимают значение равновесных, а скорости равны между собой uпр = uобр, следовательно

k1CАаCВв = k2CCсCDd (6.3)

Перенесем константы скорости в одну сторону, а концентрации в другую:

(6.4)

Отношение двух постоянных величин есть величина постоянная, и называется она константой химического равновесия:

(6.5)

Константа равновесия показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше или меньше скорости обратной реакции.

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов.

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, и не зависит от концентрации в момент равновесия, поскольку их отношение – всегда величина постоянная, численно равная константе равновесия. Если гомогенная реакция идет между веществами в растворе, то константа равновесия обозначается KС, а если между газами, то KР.

(6.6)

(6.7)

где РС, РD, РА и РВ – равновесные давления участников реакции.

Используя уравнение Клапейрона-Менделеева, можно определить связь между KР и KС

рV = nRT (6.8)

Перенесем объем в правую сторону

р = RT, т. е. р = CRT (6.9)

Подставим уравнение (6.9) в (6.7), для каждого реагента и упростим

, (6.10)

где Dn – изменение числа молей газообразных участников реакции

Dn = (с + d) – (а + в) (6.11)

Следовательно,

KР = КС(RT)Dn (6.12)

Из уравнения (6.12) видно, что KР = КС, если не меняется количество молей газообразных участников реакции (Dn = 0) или газы в системе отсутствуют.

Необходимо отметить, что в случае гетерогенного процесса концентрацию твердой или жидкой фазы в системе не учитывают.

Например, константа равновесия для реакции вида 2А + 3В = С + 4D, при условии, что все вещества газы и имеет вид

(6.13)

а если D – твердое, то

(6.14)

Константа равновесия имеет большое теоретическое и практическое значение. Численное значение константы равновесия позволяет судить о практической возможности и глубине протекания химической реакции.

Если K > 1, то данная реакция протекает со значительным выходом продуктов реакции; если K > 104, то реакция необратима; если K < 1, то такая реакция нетехнологична; если K < 10-4, то такая реакция невозможна.

Зная константу равновесия, можно определить состав реакционной смеси в момент равновесия и рассчитать константу выхода продуктов реакции.

Константу равновесия можно определить, используя экспериментальные методы, анализируя количественный состав реакционной смеси в момент равновесия, или применяя теоретические расчеты.

Для многих реакций при стандартных условиях константа равновесия – это табличная величина.

6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

При внешнем воздействии на систему происходит смещение химического равновесия, т. е. изменяются равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

Если в результате внешнего воздействия увеличиваются равновесные концентрации продуктов реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции).

Если вследствие внешнего воздействия увеличиваются равновесные концентрации исходных веществ, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции).

Влияние различных факторов на смещение химического равновесия отражает принцип Ле-Шателье (1884): если на систему, находящуюся в устойчивом химическом равновесии воздействовать извне, изменяя температуру, давление или концентрацию, то химическое равновесие смещается в том направлении, при котором эффект произведенного воздействия уменьшается.

Необходимо отметить, что катализатор не смещает химическое равновесие, а только ускоряет его наступление.

Рассмотрим влияние каждого фактора на смещение химического равновесия для реакции общего вида:

аA + вB = сC + dD ± Q.

Влияние изменения концентрации.

Согласно принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации одного из компонентов равновесной химической реакции приводит к сдвигу равновесия в сторону усиления той реакции, при которой происходит химическая переработка этого компонента. И наоборот, уменьшение концентрации одного из компонентов приводит к сдвигу равновесия в сторону образования этого компонента.

Таким образом, увеличение концентрации вещества А или В смещает равновесие в прямом направлении; увеличение концентрации вещества С или D смещает равновесие в обратном направлении; уменьшение концентрации А или В смещает равновесие в обратном направлении; уменьшение концентрации вещества С или D смещает равновесие в прямом направлении. (Схематично можно записать: ­CАили CВ ®; ­CСили CD ¬; ¯ CАили CВ ¬; ¯ CСили CD ®).

Влияние температуры. Общее правило, определяющее влияние температуры на равновесие, имеет следующую формулировку: повышение температуры способствует сдвигу равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q); понижение температуры способствует сдвигу равновесия в сторону экзотермической реакции (+ Q).

Реакции, протекающие без тепловых эффектов, не смещают химического равновесия при изменении температуры. Повышение температуры в этом случае приводит лишь к более быстрому установлению равновесия, которое было бы достигнуто в данной системе и без нагревания, но за более длительное время.

Таким образом, в экзотермической реакции (+ Q) увеличение температуры приводит к сдвигу равновесия в обратном направлении и, наоборот, в эндотермической реакции (- Q) увеличение температуры приводит к сдвигу в прямом направлении, а уменьшение температуры – в обратном направлении. (Схематично можно записать: при +Q ­Т ¬; ¯Т ®; при -Q ­Т ®; ¯Т ¬).

Влияние давления.

Как показывает опыт, давление оказывает заметное влияние на смещение только тех равновесных реакций, в которых участвуют газообразные вещества, и при этом изменение числа молей газообразных участников реакции (Dn) не равно нулю.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая сопровождается образованием меньшего количества молей газообразных веществ, а при понижении давления – в сторону образования большего количества молей газообразных веществ.

Таким образом, если Dn = 0, то давление не влияет на смещение химического равновесия; если Dn < 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn > 0, то увеличение давления смещает равновесие в обратном направлении, а уменьшение давления – в сторону прямой реакции. (Схематично можно записать: при Dn = 0 Р не влияет; при Dn 0 ­Р ¬, ¯Р ®). Принцип Ле-Шателье применим как к гомогенным, так и к гетерогенным системам и дает качественную характеристику сдвига равновесия.

Источник: https://studopedia.ru/3_78009_konstanta-himicheskogo-ravnovesiya.html

Константа равновесия химической реакции

От чего зависит константа химического равновесия. Химическое равновесие
Количественная характеристика, показывающая направление реакции и смещение концентрации веществ, называется константой равновесия химической реакции. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагентов.

Все реакции можно разделить на два типа:

  • обратимые, одновременно протекающие в двух взаимно противоположных направлениях;
  • необратимые, протекающие в одном направлении с полным расходом хотя бы одного исходного вещества.

При необратимых реакциях обычно образуются нерастворимые вещества в виде осадка или газа. К таким реакциям относятся:

  • горение:C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + H2O;
  • разложение:2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + H2O;
  • присоединение с образованием осадка или газа:BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl.

Рис. 1. Образование осадка BaSO4.

Обратимые реакции возможны только в определённых неизменных условиях. Исходные вещества дают новое вещество, которое тут же распадается на составные части и собирается вновь. Например, в результате реакции 2NO + O2 ↔ 2NO2 оксид азота (IV) легко разлагается на оксид азота (II) и кислород.

Через определённое время скорость обратимой реакции замедляется.

Достигается химическое равновесие – состояние, при котором не происходит изменения концентрации исходных веществ и продуктов реакции с течением времени, так как скорость прямой и обратной реакций уравниваются. Равновесие возможно только в гомогенных системах, то есть все реагирующие вещества являются либо жидкостями, либо газами.

Рассмотрим химическое равновесие на примере реакции взаимодействия водорода с йодом:

  • прямая реакция –
  • обратная реакция –

Как только смешиваются два реагента – водород и йод – йодоводорода ещё не существует, так как простые вещества только вступают в реакцию. Большое количество исходных веществ активно реагируют друг с другом, поэтому скорость прямой реакции будет максимальной. При этом обратная реакция не протекает, и скорость её равна нулю.

Скорость прямой реакции можно выразить графически:

где kпр – константа скорости прямой реакции.

Со временем реагенты расходуются, их концентрация снижается. Соответственно, скорость прямой реакции уменьшается. Одновременно с этим увеличивается концентрация нового вещества – йодоводорода. При накоплении он начинает разлагаться, и скорость обратной реакции повышается. Её можно выразить как

Йодоводород в квадрате, так как коэффициент молекулы равен двум.

В определённый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются. Наступает состояние химического равновесия.

Рис. 2. График зависимости скорости реакции от времени.

Равновесие можно сместить либо в сторону исходных веществ, либо в сторону продуктов реакции. Смещение под воздействием внешних факторов называется принципом Ле Шателье. На равновесие влияют температура, давление, концентрация одного из веществ.

В состоянии равновесия обе реакции идут, но при этом концентрации веществ находятся в равновесии (образуются равновесные концентрации), так как уравновешенны скорости (νпр = νобр).

Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия, которая выражается сводной формулой:

Константы скорости реакции можно выразить через соотношение скорости реакции. Возьмём условное уравнение обратной реакции:

Тогда скорости прямой и обратной реакции будут равны:

  • νпр = kпр ∙ [A]pa ∙ [B]pb
  • νобр = kобр ∙ [C]pc ∙ [D]pd.

Соответственно, если

то

kпр ∙ [A]pa ∙ [B]pb = kобр ∙ [C]pc ∙ [D]pd.

Отсюда можно выразить соотношение констант:

kобр / kпр = [C]pc ∙ [D]pd / [A]pa ∙ [B]pb.

Это соотношение равно константе равновесия:

Kp = [C]pc ∙ [D]pd / [A]pa ∙ [B]pb.

Рис. 3. Формула константы равновесия.

Величина показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции.

Реакции в зависимости от конечных продуктов классифицируются на обратимые и необратимые. Обратимые реакции протекают в обе стороны: исходные вещества образуют конечные продукты, которые разлагаются на исходные вещества.

В ходе реакции скорости прямой и обратной реакций уравновешиваются. Такое состояние называется химическим равновесием.

Оно может быть выражено как соотношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению разновесных концентраций исходных веществ.

Средняя оценка: 4.7. Всего получено оценок: 82.

Источник: https://obrazovaka.ru/himiya/konstanta-ravnovesiya-himicheskoy-reakcii-formula.html

Урок №24. Химическое равновесие и условия его смещения – ХиМуЛя

От чего зависит константа химического равновесия. Химическое равновесие

1.      Среди всех известных реакций различают реакции обратимые инеобратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, прикоторых они протекают до конца. (вспомнитеих).

Известны и такие реакции, которые при данныхусловиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистогогаза происходит реакция: SO2 +  H2O → H2SO3. Но оказывается,что в водном растворе может образоваться только определенное количествосернистой кислоты.

Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, ипроисходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду.

Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходитдве реакции – прямая (между оксидомсеры и водой) и обратная (разложениесернистой кислоты). SO2 +  H2O ↔ H2SO3.

Химические реакции, протекающие при данныхусловиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

2.     Поскольку скорость химических реакций зависитот концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции  (υпр ) должна быть максимальной,  а скорость обратной реакции (υобр) равняется нулю.

Концентрация реагирующихвеществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакцииувеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратнойреакции увеличивается.

В определенный момент времени скорость прямой и обратнойреакций становятся равными:

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия:

υпр = υобр

Состояние системы, прикотором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называютхимическим равновесием.

       В состоянии химическогоравновесия количественное соотношение между реагирующими веществами ипродуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции вединицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояниехимического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменнымиусловия реакции: концентрация, температура и давление.

            Количественносостояние химического равновесия описывается законом действующих масс.

При равновесии отношениепроизведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) кпроизведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) естьвеличина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ вреакционной смеси.

Эта постоянная величина называется константойравновесияk

Так для реакции:  N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж  константаравновесия выражается так:

υ1 = υ2  

υ1(прямой реакции) = k1[N2][H2]3 , где [] – равновесные молярныеконцентрации, [] = моль/л

υ2(обратнойреакции)= k2 [NH3]2

k1[N2][H2]3 = k2 [NH3]2

Kp= k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3 – константа равновесия.

Химическоеравновесие зависит – от концентрации, давления, температуры.

Принцип Ле-Шателье определяет направление смешения равновесия:

Если на систему, находящуюся в равновесииоказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторонуобратную этому воздействию.

1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходныхвеществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

Например,Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3

Придобавлении в реакционную смесь, например азота,т.е.

возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для Кувеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия долженувеличиться и числитель.

Таким образом, в реакционной смеси возрастаетколичество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химическогоравновесия вправо, в сторону продукта.

Такимобразом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает всторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрациипродуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов,т.е. в сторону обратной реакции.

Изменениемассы твердого вещества не изменяет положение равновесия.

2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие всторону эндотермической реакции.

а)N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделениетепла)

Приповышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака(←)

б)N2 (Г) + O2 (Г) ↔ 2NO (Г) – 180,8 кДж   (эндотермическая –  поглощение тепла)

Приповышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO (→)

3) Влияние давления (только для газообразныхвеществ) – при увеличениидавления, равновесие смещается в сторону образованиявеществ, занимающих меньший объём.

N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г)

1V – N2

3VH2

2VNH3

Приповышении давления (P): до реакции  4V газообразных веществ  →   после реакции 2Vгазообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо ()

   Приувеличении давления, например, в 2раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно,концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3

В этом случае числитель выражения для Кувеличится в 4 раза, а знаменатель в 16раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрастиконцентрация аммиака иуменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо.

            Итак, при повышении давления равновесиесмещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторонуувеличения объёма.

Изменение давленияпрактически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяетих концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы неучаствуют, практически не зависит от давления.

 ! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается.

Решите задачи:

№1. Исходные концентрации СO и O2 в обратимой реакции

2CO(г) + O2(г)↔ 2 CO2(г)

Равны соответственно 6 и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрация CO2 в моментравновесия равна 2 моль/л.

№2. Реакция протекает по уравнению

2SO2(г) + O2 (г)= 2SO3 (г) +Q

Укажите, куда сместится равновесие, если

а) увеличить давление

б) повысить температуру

в) увеличить концентрацию кислорода

г) введение катализатора?

“Химическое равновесие в растворах”

Решение задачи  по теме «Химическое равновесие»

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no24-himiceskoe-ravnovesie-i-uslovia-ego-smesenia

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

От чего зависит константа химического равновесия. 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

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

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