Обратимость химических реакций. Химическое равновесие. Необратимые и обратимые реакции

Видеоурок 2: Смещение химического равновесия

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


Обратимые и необратимые химические реакции

Из предыдущего урока вы узнали, что такое скорость химической реакции и какие факторы оказывают на неё влияние. На данном уроке рассмотрим, как эти реакции протекают. Зависит это от поведения исходных веществ, участвующих в реакции – реагенты. Если они полностью превращаются в конечные вещества – продукты, то реакция является необратимой. Ну, а если конечные продукты вновь превращаются в исходные вещества, то реакция обратимая. Учитывая это сформулируем определения:

Обратимая реакция - это определенная реакция, протекающая при одних условиях в прямом и обратном направлениях.

Вспомните, на уроках химии вам демонстрировали наглядный пример обратимой реакции получения угольной кислоты:

CO 2 + H 2 O <-> H 2 CO 3


Необратимая реакция - это определенная химическая реакция, которая идет до конца в одном конкретном направлении.

Примером является реакция горения фосфора: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5


Одними из свидетельств необратимости реакции являются выпадение осадка или выделение газа.

Химическое равновесие

Когда скорости прямой и обратной реакции равны возникает химическое равновесие .

То есть в обратимых реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов. Увидим на примере как образуется химическое равновесие. Возьмем реакцию образования йодоводорода:

H 2 (г) + I 2 (г) <-> 2HI(г)


Мы можем нагревать смесь газообразных водорода и йода или же уже готовый йодовород, результат в обоих случаях будет один: образование равновесной смеси трех веществ H 2 , I 2 , HI.

В самом начале реакции, до образования йодоводорода идет прямая реакция со скоростью (v пр ). Выразим её кинетическим уравнением v пр = k 1 , где k 1 – это константа скорости прямой реакции. Постепенно образуется продукт HI, который в тех же условиях начинает разлагаться на H 2 и I 2 . Уравнение данного процесса выглядит следующим образом: v обр = k 2 2 , где v обр – скорость обратной реакции, k 2 – константа скорости обратной реакции. В тот момент, когда HI достаточно для выравнивания v пр и v обр наступает химическое равновесие. Количество веществ, находящихся в равновесии, в нашем случае это H 2 , I 2 и HI не меняется со временем, но только если нет внешних воздействий. Из сказанного следует, что химическое равновесие динамично. В нашей реакции йодоводород то образуется, то расходуется.


Помните, изменение условий реакции позволяет сдвинуть равновесии в нужном направлении. Если мы увеличим концентрацию йода или водорода, то увеличится v пр, произойдет сдвиг вправо, больше будет образовываться йодоводорода. Если же мы увеличим концентрацию йодоводорода, увеличится v обр, а сдвиг будет влево. Можем получить больше/меньше реагентов и продуктов.


Таким образом, химическому равновесию свойственно сопротивляться внешнему воздействию. Добавление H 2 или I 2 в итоге приводит к увеличению их расходования и возрастанию HI. И наоборот. Этот процесс в науке получил название принципа Ле – Шателье . Он гласит:


Если на систему, пребывающую в устойчивом равновесии, воздействовать извне (меняя температуру, или давление, или концентрацию), то наступит сдвиг в направлении процесса, ослабляющего это воздействие.

Помните, катализатор не в состоянии сместить равновесие. Он может только ускорить его наступление.


Смещение химического равновесия под действием различных факторов

    Изменение концентрации . Выше мы рассмотрели каким образом, данный фактор сдвигает равновесие то в прямом, то в обратном направлениях. Если увеличить концентрацию реагирующих веществ, равновесие смещается на сторону, где это вещество расходуется. Если уменьшить концентрацию – смещается на сторону, где это вещество образуется. Помните, реакция обратимая, и реагирующими веществами могут быть вещества как на правой стороне, так и на левой, в зависимости от того, какую реакцию рассматриваем (прямую или обратную).

    Влияние t . Её рост провоцирует сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q), а снижение в сторону экзотермической реакции (+ Q). В уравнениях реакций указывается тепловой эффект прямой реакции. Тепловой эффект обратной реакции ему противоположен. Данное правило подходит только для реакций с тепловым эффектом. Если его нет, то t не способна смещать равновесие, но её повышение ускорит процесс возникновения равновесия.

    Влияние давления . Этот фактор может быть использован в реакциях с участием газообразных веществ. В случае если моли газа равны нулю, изменения проходит не будут. При повышении давления, равновесие смещается в сторону меньших объемов. При понижении давления, равновесие сместится в сторону больших объемов. Объемы – смотрим на коэффициенты перед газообразными веществами в уравнении реакции.

Что такое обратимая реакция? Это химический процесс, который протекает в двух взаимно обратных направлениях. Рассмотрим основные характеристики подобных превращений, а также их отличительные параметры.

В чем суть равновесия

Обратимые химические реакции не приводят к получению определенных продуктов. Например, при окислении оксида серы (4) одновременно с получением оксида серы (6) снова образуются исходные компоненты.

Необратимые процессы предполагают полное превращение взаимодействующих веществ, сопровождается подобная реакция получением одного или нескольких продуктов реакции.

Примерами взаимодействий необратимого характера являются реакции разложения. Например, при нагревании перманганата калия образуется манганат металла, оксид марганца (4), а также выделяется газообразный кислород.

Обратимая реакция не предполагает образования осадков, выделения газов. Именно в этом и состоит ее основное отличие от необратимого взаимодействия.

Химическое равновесие является таким состоянием взаимодействующей системы, при котором возможно обратимое протекание одной или нескольких химических реакций при условии равенства скоростей процессов.

Если система находится в динамическом равновесии, не происходит изменения температуры, концентрации реагентов, иных параметров в заданный промежуток времени.

Условия смещения равновесия

Равновесие обратимой реакции можно объяснить с помощью правила Ле-Шателье. Его суть заключается в том, что при оказании на систему, изначально находящуюся в динамическом равновесии, внешнего воздействия, наблюдается изменение реакции в сторону, противоположную воздействию. Любая обратимая реакция с помощью данного принципа может быть смещена в нужном направлении в случае изменения температуры, давления, а также концентрации взаимодействующих веществ.

Принцип Ле-Шателье «работает» только для газообразных реагентов, твердые и жидкие вещества не учитываются. Между давлением и объемом существует взаимно обратная зависимость, определенная уравнением Менделеева - Клапейрона. Если объем исходных газообразных компонентов будет больше продуктов реакции, то для изменения равновесия вправо важно повысить давление смеси.

Например, при трансформации оксида углерода (2) в углекислый газ в реакцию вступает 2 моль угарного газа и 1 моль кислорода. При этом образуется 2 моля оксида углерода (4).

Если по условию задачи эта обратимая реакция должна быть смещена вправо, необходимо увеличить давление.

Существенное влияние на протекание процесса оказывает и концентрация реагирующих веществ. Согласно принципу Ле-Шателье, в случае увеличения концентрации исходных компонентов равновесие процесса смещается в сторону продукта их взаимодействия.

При этом понижение (вывод из реакционной смеси) образующегося продукта, способствует протеканию прямого процесса.

Кроме давления, концентрации существенное влияние на протекание обратной либо прямой реакции оказывает и изменение температуры. При нагревании исходной смеси наблюдается смещение равновесия в сторону эндотермического процесса.

Примеры обратимых реакций

Рассмотрим на конкретном процессе способы смещения равновесия в сторону образования продуктов реакции.

2СО+О 2 -2СО 2

Данная реакция является гомогенным процессом, так как все вещества находятся в одном (газообразном) состоянии.

В левой части уравнения есть 3 объема компонентов, после взаимодействия этот показатель снизился, образуется 2 объема. Для протекания прямого процесса необходимо увеличить давление реакционной смеси.

Учитывая, что реакция является экзотермической, для получения углекислого газа температуру понижают.

Равновесие процесса будет смещаться в сторону образования продукта реакции при увеличении концентрации одного из исходных веществ: кислорода или угарного газа.

Заключение

Обратимые и необратимые реакции играют важную роль в жизнедеятельности человека. Обменные процессы, происходящие в нашем организме, связаны с систематическим смещением химического равновесия. В химическом производстве используют оптимальные условия, позволяющие направлять реакцию в нужное русло.

Ульяновский институт повышения квалификации и

переподготовка работников образования.


Кафедра естествознания

Тема: “Обратимые и необратимые реакции.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.

Работу выполнила:

Слушатель группы Х – 1

учитель химии МОУ СОШ №6

г. Димитровграда

Ульяновской области

Лепихова Татьяна Васильевна.

Научный руководитель:

Заведующий кафедрой

естествознания

Ахметов Марат Анварович


Ульяновск 2009

Обратимые и необратимые химические реакции.

Химическое равновесие.

Принцип Ле Шателье.


Цель работы: 1) Изучение особенностей и закономерностей течения химических реакций, как продолжение формирования представлений о различных типах химичеких реакций по признаку обратимости.

2) Обобщение и конкретизация знаний о закономерностях химических реакций, формирование умений и навыков определять, объяснять особенности и, вытекающие из них условия, необходимые для протекания той или иной реакции. 3) Расширить и углубить знания о многообразии химических процессов, научить учащихся сравнивать, анализировать, объяснять, делать выводы и обобщения. 4) Рассмотреть этот раздел химической науки как важнейший в прикладном аспекте и рассмотреть представления о химическом равновесии-как частном случае единого закона природного равновесия, стремления к компенсации, устойчивости равновесия в единстве с основной формой существования материи, движении, динамики.


Задачи.

  1. Рассмотреть тему: “Обратимые и необратимые реакции” на конкретных примерах, используя предшествующие представления о скорости химических реакций.

  2. Продолжить изучение особенностей обратимых химических реакций и формирование представлений о химическом равновесии как динамичном состоянии реагирующей системы.

  3. Изучить принципы смещения химического равновесия и научить учащихся определять условия смещения химического равновесия.

  4. Дать представления учащимся о значении данной темы не только для химического производства, но и для нормального функционирования живого организма и природы в целом.

Введение

В природе, в организмах живых существ, в процессе физиологической деятельности человека, в его действиях по созданию условий различного уровня: бытовых, оборонных, производственных, технических, экологических и других-происходят или осуществляются тысячи, миллионы совершенно разных реакций , которые можно рассматривать с разных точек зрения и классификаций. Мы рассмотрим химические реакции с точки зрения обратимости и необратимости их.

Трудно переоценить значение этих понятий: сколько существует человек-человек думающий, столько же и бьётся человеческая мысль об обратимости и необратимости процессов, происхожящих в его организме, вечная проблема о продлении жизни человека, проблема о необратимости последствий его жизнедеятельности, бездумного отношения к природе.

Я хочу рассмотеть понятие обратимости и необратимости химических реакций, понятие о химическом равновесии и условиях его сдвига в “полезном” направлении. Представить теоретическую основу с последующей проверкой, самопроверкой знаний по этой теме, используя тестирования различной типологии. Предпологаю, что “пройдя путь” от простых к более сложным заданиям, учащиеся будут иметь чёткие, хорошие знания не только по этой теме, но и углубят знания по химии.


Химические реакции-это явления, при которых одно (или одни) вещества превращаются в другие, доказательством этого являются видимые и невидимые изменения. Видимые: изменени цвета, запаха, вкуса, выпадение осадка, изменение окраски индикатора, поглощение и выделение тепла. Невидимые: изменение состава вещества, которое можно определить с помощью качественных и аналитческих реакций. Все эти реакции можно подразделить на два типа: обратимые и необратимые реакции.


Необратимые реакции. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Реакция прекратится тогда, когда весь хлорат калия превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций не так много.

Если слить растворы кислоты и щелочи, образуется соль и вода, например,

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, и если вещества были взяты в нужных пропорциях, раствор имеет нейтральную реакцию и в нем не остается даже следов соляной кислоты и гидроксида натрия. Если попытаться провести реакцию в растворе между образовавшимися веществами – хлоридом натрия и водой, то никаких изменений не обнаружится. В подобных случаях говорят, что реакция кислоты со щелочью необратима, т.е. обратная реакция не идет. Практически необратимы при комнатной температуре очень многие реакции , например,

H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O и др.

Обратимые реакции. Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Большинство реакций являются обратимыми. В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером такой реакции может служить синтез аммиака из водорода и азота:

,

∆H = -46,2 кДж / моль

В технике обратимые реакции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами (изменение температуры, давления и др.) их делают практически необратимыми.

Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:

1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например

ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSО 4 ↓ + 2НСl

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) образуется малодиссоциированное соединение, напри­мер вода:

НСl + NаОН = Н 2 О + NаСl

3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния

Mg+ 1 / 2 О 2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль

В уравнениях необратимых реакций между левой и правой частями ставится знак равенства или стрелка.

Многие реакции обратимы уже в обычных условиях, это означает, что в заметной степени протекает обратная реакция. Например , если попытаться нейтрализовать щелочью водный раствор очень слабой хлорноватистой кислоты, то окажется, что реакция нейтрализации до конца не идет и раствор имеет сильнощелочную среду. Это означает, что реакция HClO + NaOH NaClO + H 2 O обратима, т.е. продукты этой реакции, реагируя друг с другом, частично переходят в исходные соединения. В результате раствор имеет щелочную реакцию. Обратима реакция образования сложных эфиров (обратная реакция называется омылением): RCOOH + R"OH RCOOR" + H 2 O, многие другие процессы.

Как и многие другие понятия в химии, понятие обратимости во многом условно. Обычно необратимой считают реакцию, после завершения которой концентрации исходных веществ настолько малы, что их не удается обнаружить (конечно, это зависит от чувствительности методов анализа). При изменении внешних условий (прежде всего температуры и давления) необратимая реакция может стать обратимой и наоборот. Так, при атмосферном давлении и температурах ниже 1000° С реакцию 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О еще можно считать необратимой, тогда как при температуре 2500° С и выше вода диссоциирует на водород и кислород примерно на 4%, а при температуре 3000° С – уже на 20%.

В конце 19 в. немецкий физикохимик Макс Боденштейн (1871–1942) детально изучил процессы образования и термической диссоциации иодоводорода: H 2 + I 2 2HI. Изменяя температуру , он мог добиться преимущественного протекания только прямой или только обратной реакции, но в общем случае обе реакции шли одновременно в противоположных направлениях. Подобных примеров множество. Один из самых известных – реакция синтеза аммиака 3H 2 + N 2 2NH 3 ; обратимы и многие другие реакции, например, окисление диоксида серы 2SO 2 + O 2 2SO 3 , реакции органических кислот со спиртами и т.д.

Реакцию называют обратимой, если её направление зависит от концентраций веществ - участников реакции. Например, в случае гетерогенно-каталитической реакции N2 + 3H2 = 2NH3 (1) при малой концентрации аммиака в газовой си и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении равновесия химического, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции. Реакцию называют необратимой, если она может происходить только в одном направлении и завершается полным превращением исходных веществ в продукты; пример - разложение взрывчатых веществ. Одна и та же реакция в зависимости от условий (от температуры, давления) может быть существенно обратима или практически необратима. Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция N2O4 Û 2NO2 (2) складывается из элементарных реакций N2O4?2NO2 и 2NO2 ?N2O4.Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например реакции (1), необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.? М. И. Тёмкин.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V 1) равна скорости обратной реакции (V 2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K 1) и обратной (K 2) реакций.

Для реакции mA + nB  pC + dD константа равновесия равна

K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции. В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.



Равновесная концентрация - концентрация вещества , участвующего в обратимой химической реакции, достигшей состояния равновесия.

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

с равновесная (Н 2) = или р авновесная (HI) = .

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.


Если бы в рассмотренных нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

.

В общем случае для обратимой реакции

a A + b B d D + f F

в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

Это соотношение носит название закон действующих масс , который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

Постоянная величина (К С ) называется константой равновесия данной реакции. Индекс " с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.


Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону продуктов прямой реакции, если мала, то - в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень велика, то говорят, что реакция " практически необратима", если константа равновесия очень мала, то реакция " практически не идет".
Константа равновесия - для каждой обратимой реакции величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения.
Приведенное выражение для закона действующих масс справедливо только для реакций, все участники которых представляют собой либо газы, либо растворенные вещества. В других случаях уравнение для константы равновесия несколько меняется.
Например, в протекающей при высокой температуре обратимой реакции

С (гр) + СО 2 2СО (г)

участвует твердый графит С (гр) . Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К":

Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его " концентрация" не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси.


Умножим правую и левую части уравнения на эту постоянную величину:

Получившаяся величина и есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой температуре,

CaCO 3(кр) СаО (кр) + СО 2(г) ,

получим константу равновесия

К С = .

В этом случае она просто равна равновесной концентрации углекислого газа.


С метрологической точки зрения константа равновесия не является одной физической величиной. Это группа величин с различными единицами измерений, зависящими от конкретного выражения константы через равновесные концентрации. Например, для обратимой реакции графита с углекислым газом [K c ] = 1 моль/л, такая же единица измерений и у константы равновесия реакции термического разложения карбоната кальция, а константа равновесия реакции синтеза йодоводорода - величина безразмерная. В общем случае [K c ] = 1 (моль/л) n .

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия , которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт " полезной" реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов " вредной" реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:
1) от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
2) от концентрации веществ, участвующих в реакции и
3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).
Для качественной оценки влияния на химическое равновесие всех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим обратимую реакцию получения йодоводорода

H 2(г) + I 2(г) 2HI (г) .

По закону действующих масс в состоянии равновесия

.

Пусть в реакторе объемом 1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ( = 1 моль/л; = 1 моль/л; = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n (H 2) = 1 моль, n (I 2) = 1 моль и n (HI) = 1 моль. В момент времени t 1 введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

2HI (г) = H 2(г) + I 2(г) .

Пусть к моменту достижения нового состояния равновесия t 2 разложилось x моль HI и, следовательно, образовалось дополнительно по 0,5x моль H 2 и I 2 . Новые равновесные концентрации участников реакции: = (1 + 0,5x ) моль/л; = (1 + 0,5x ) моль/л; = (2 - x ) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение

Откуда x = 0,667. Следовательно, = 1,333 моль/л; = 1,333 моль/л; = 1,333 моль/л.

Скорость реакции и равновесие.

Пусть есть обратимая реакция A + B C + D. Если предположить, что прямая и обратная реакция проходят в одну стадию, то скорости этих реакций будут прямо пропорциональны концентрациям реагентов: скорость прямой реакции v 1 = k 1 [A][B], скорость обратной реакции v 2 = k 2 [C][D] (квадратными скобками обозначены молярные концентрации реагентов). Видно, что по мере протекания прямой реакции концентрации исходных веществ А и В снижаются, соответственно , уменьшается и скорость прямой реакции. Скорость же обратной реакции, которая в начальный момент равна нулю (нет продуктов C и D), постепенно увеличивается. Рано или поздно наступит момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются. После этого концентрации всех веществ – А, В, С и D не изменяются со временем. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а не изменяющиеся со временем концентрации веществ называются равновесными. Но, в отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции – и прямая, и обратная – продолжают идти, однако их скорости равны и поэтому кажется, что никаких изменений в системе не происходит. Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Например, если в смесь водорода, азота и аммиака, находящуюся в положении равновесия, ввести немного изотопа водорода – дейтерия D 2 , то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие атомов дейтерия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немного дейтерированного аммиака NH 2 D, то дейтерий тут же появится в исходных веществах в виде молекул HD и D 2 . Другой эффектный опыт был проведен на химическом факультете МГУ. Серебряную пластинку поместили в раствор нитрата серебра, при этом никаких изменений не наблюдалось. Затем в раствор ввели ничтожное количество ионов радиоактивного серебра, после чего серебряная пластинка стала радиоактивной. Эту радиоактивность не могло «смыть» ни споласкивание пластинки водой, ни промывание ее соляной кислотой. Только травление азотной кислотой или механическая обработка поверхности мелкой наждачной бумагой сделало ее неактивной. Объяснить этот эксперимент можно единственным образом: между металлом и раствором непрерывно происходит обмен атомами серебра, т.е. в системе идет обратимая реакция Ag(тв) – е – = Ag + . Поэтому добавление радиоактивных ионов Ag + к раствору приводило к их «внедрению» в пластинку в виде электронейтральных, но по-прежнему радиоактивных атомов. Таким образом, равновесными бывают не только химические реакции между газами или растворами, но и процессы растворения металлов, осадков. Например, твердое вещество быстрее всего растворяется, если его поместить в чистый растворитель, когда система далека от равновесия, в данном случае – от насыщенного раствора. Постепенно скорость растворения снижается, и одновременно увеличивается скорость обратного процесса – перехода вещества из раствора в кристаллический осадок. Когда раствор становится насыщенным, система достигает состояния равновесия, при этом скорости растворения и кристаллизации равны, а масса осадка со временем не меняется. Как система может «противодействовать» изменению внешних условий? Если, например, температуру равновесной смеси повышают нагреванием, сама система, конечно, не может «ослабить» внешний нагрев, однако равновесие в ней смещается таким образом, что для нагревания реакционной системы до определенной температуры требуется уже большее количество теплоты, чем в том случае, если бы равновесие не смещалось. При этом равновесие смещается так, чтобы теплота поглощалась, т.е. в сторону эндотермической реакции. Это и можно трактовать, как «стремление системы ослабить внешнее воздействие». С другой стороны, если в левой и правой частях уравнения имеется неодинаковое число газообразных молекул, то равновесие в такой системе можно сместить и путем изменения давления. При повышении давления равновесие смещается в ту сторону, где число газообразных молекул меньше (и таким способом как бы «противодействует» внешнему давлению). Если же число газообразных молекул в ходе реакции не меняется

(H 2 + Br 2 (г) 2HBr, СО + Н 2 О (г) СО 2 + Н 2), то давление не влияет на положение равновесия. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной.

Несколько примеров использования принципа Ле Шателье для предсказания смещения химического равновесия. Реакция 2SO 2 + O 2 2SO 3 (г) экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО 3 и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО 2 и О 2 , взятых в стехиометрическом соотношении 2:1 (см . СТЕХИОМЕРИЯ ), при температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО 3 с выходом около 95%, т.е. состояние равновесия в этих условиях почти полностью смещено в сторону SО 3 . При 600° С равновесная смесь содержит уже 76% SО 3 , а при 800° С – только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО 2 и лишь около 4% SО 3 . Из уравнения реакции следует также, что повышение общего давления в системе будет сдвигать равновесие вправо, а при понижении давления равновесие будет смещаться влево.

Реакцию отщепления водорода от циклогексана с образованием бензола

С 6 Н 12 С 6 Н 6 + 3Н 2 проводят газовой фазе, также в присутствии катализатора. Реакция эта идет с затратой энергии (эндотермическая), но с увеличением числа молекул. Поэтому влияние температуры и давления на нее будет прямо противоположным тому, которое наблюдается в случае синтеза аммиака. А именно: увеличению равновесной концентрации бензола в смеси способствует повышение температуры и понижение давления, поэтому реакцию проводят в промышленности при невысоких давлениях (2–3 атм) и высоких температурах (450–500° С). Здесь повышение температуры «дважды благоприятно»: оно не только увеличивает скорость реакции, но и способствует сдвигу равновесия в сторону образования целевого продукта. Конечно, еще большее снижение давления (например, до 0,1 атм) вызвало бы дальнейшее смещение равновесия вправо, однако при этом в реакторе будет находиться слишком мало вещества, уменьшится и скорость реакции, так что общая производительность не повысится, а понизится. Этот пример еще раз показывает, что экономически обоснованный промышленный синтез – это удачное лавирование между «Сциллой и Харибдой».

Принцип Ле Шателье «работает» и в так называемом галогенном цикле, который используют для получения титана, никеля, гафния, ванадия, ниобия, тантала и других металлов высокой чистоты. Реакция металла с галогеном, например, Ti + 2I 2 TiI 4 идет с выделением теплоты и потому при повышение температуры равновесие смещается влево. Так, при 600° С титан легко образует летучий иодид (равновесие смещено вправо), а при 110° С иодид распадается (равновесие смещено влево) с выделением очень чистого металла. Такой цикл работает и в галогенных лампах, где испарившийся со спирали и осевший на более холодных стенках вольфрам образует с галогенами летучие соединения, которые на раскаленной спирали вновь распадаются, и вольфрам оказывается перенесенным на прежнее место.

Кроме изменения температуры и давления существует еще один действенный способ влиять на положение равновесия. Представим, что из равновесной смеси

А + В C + D выводится какое-либо вещество. В соответствии с принципом Ле Шателье , система тут же «отзовется» на такое воздействие: равновесие начнет смещаться так , чтобы скомпенсировать потерю данного вещества. Например, если из зоны реакции выводить вещество С или D (или оба сразу), равновесие будет смещаться вправо, а если выводить вещества А или В – влево. Введение какого-либо вещества в систему также будет смещать равновесие, но уже в другую сторону.

Удалять вещества из зоны реакции можно разными способами. Например, если в плотно закрытом сосуде с водой есть сернистый газ, установится равновесие между газообразным, растворенным и прореагировавшим диоксидом серы:

О 2 (г) SО 2 (р) + Н 2 О H 2 SO 3 . Если сосуд открыть, сернистый газ постепенно начнет улетучиваться и больше не сможет участвовать в процессе – равновесие начнет смещаться влево, вплоть до полного разложения сернистой кислоты. Аналогичный процесс можно наблюдать каждый раз при открывании бутылки с лимонадом или минеральной водой: равновесие СО 2 (г) СО 2 (р) + Н 2 О Н 2 СО 3 по мере улетучивания СО 2 смещается влево.

Вывод реагента из системы возможен не только при образовании газообразных веществ, но и путем связывания того или иного реагента с образованием нерастворимого соединения, выпадающего в осадок. Например, если в водный раствор СО 2 ввести избыток соли кальция, то ионы Са 2+ будут образовывать осадок СаСО 3 , реагируя с угольной кислотой; равновесие СО 2 (р) + Н 2 О Н 2 СО 3 будет смещаться вправо, пока в воде не останется растворенного газа.

Равновесие можно сместить и добавлением реагента. Так, при сливании разбавленных растворов FeCl 3 и KSCN появляется красновато-оранжевая окраска в результате образования тиоцианата (роданида) железа:

FeCl 3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl. Если в раствор внести дополнительно FeCl 3 или KSCN, окраска раствора усилится, что свидетельствует о смещении равновесия вправо (как бы ослабляя внешнее воздействие). Если же добавить к раствору избыток KCl, то равновесие сместится влево с ослаблением окраски до светло-желтой.

В формулировке принципа Ле Шателье недаром указывается, что предсказывать результаты внешнего воздействия можно только для систем , находящихся в состоянии равновесия. Если этим указанием пренебречь, легко прийти к совершенно неверным выводам. Например, известно, что твердые щелочи (KOH, NaOH) растворяются в воде с выделением большого количества теплоты – раствор разогревается почти так же сильно, как и при смешении с водой концентрированной серной кислоты. Если забыть, что принцип применим только к равновесным системам, можно сделать неверный вывод о том, что при повышении температуры растворимость КОН в воде должна снижаться, так как именно такое смещение равновесия между осадком и насыщенным раствором приводит к «ослаблению внешнего воздействия». Однако процесс растворения КОН в воде – вовсе не равновесный, поскольку в нем участвует безводная щелочь, тогда как осадок, находящийся в равновесии с насыщенным раствором, представляет собой гидраты КОН (в основном KOH·2H 2 O). Переход же этого гидрата из осадка в раствор является эндотермическим процессом, т.е. сопровождается не нагреванием, а охлаждением раствора, так что принцип Ле Шателье для равновесного процесса выполняется и в этом случае. Точно так же при растворении безводных солей – CaCl 2 , CuSO 4 и др. в воде раствор нагревается, а при растворении кристаллогидратов CuSO 4 ·5H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O – охлаждается.

В учебниках и популярной литературе можно найти еще один интересный и поучительный пример ошибочного использования принципа Ле Шателье. Если в прозрачный газовый шприц поместить равновесную смесь бурого диоксида азота NO 2 и бесцветного тетраоксида N 2 O 4 , а потом с помощью поршня быстро сжать газ, то интенсивность окраски сразу же усилится, а через некоторое время (десятки секунд) вновь ослабится, хотя и не достигнет первоначальной. Этот опыт обычно объясняют так. Быстрое сжатие смеси приводит к увеличению давления и, следовательно, концентрации обоих компонентов, поэтому смесь становится более темной. Но повышение давления, в соответствии с принципом Ле Шателье, сдвигает равновесие в системе 2NO 2 N 2 O 4 в сторону бесцветного N 2 O 4 (уменьшается число молекул), поэтому смесь постепенно светлеет, приближаясь к новому положению равновесия, которое соответствует повышенному давлению.

Ошибочность такого объяснения следует из того, что обе реакции – диссоциация N 2 O 4 и димеризация NO 2 – происходят чрезвычайно быстро, так что равновесие в любом случае устанавливается за миллионные доли секунды, поэтому невозможно вдвинуть поршень настолько быстро, чтобы нарушить равновесие. Объясняется этот опыт иначе: сжатие газа вызывает значительно повышение температуры (с этим явлением знаком каждый, кому приходилось накачивать шину велосипедным насосом). И в соответствии с тем же принципом Ле Шателье, равновесие мгновенно сдвигается в сторону эндотермической реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. в сторону диссоциации N 2 O 4 – смесь темнеет. Затем газы в шприце медленно остывают до комнатной температуры, и равновесие снова сдвигается в сторону тетраоксида – смесь светлеет.

Принцип Ле Шателье прекрасно действует и в тех случаях, которые не имеют никакого отношения к химии. В нормально действующей экономике общая сумма находящихся в обращении денег находится в равновесии с теми товарами, которые можно на эти деньги купить. Что будет, если «внешним воздействием» окажется желание правительства напечатать денег побольше, чтобы рассчитаться с долгами? В строгом соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие между товаром и деньгами будет смещаться таким образом, чтобы ослабить удовольствие граждан от обладания большим количеством денег. А именно, цены на товары и услуги вырастут, и таким путем будет достигнуто новое равновесие. Другой пример. В одном из городов США было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей и строительства транспортных развязок. На некоторое время это помогло, но затем обрадованные жители начали покупать больше автомобилей, так что вскоре пробки возникли вновь, – но при новом «положении равновесия» между дорогами и бóльшим числом автомобилей.

Итак, сделаем основные выводы способов смещения химического равновесия.


Принцип Ле-Шателье . Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

V 1

A + Б



В

V 2

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).


2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V 1 > V 2 .


  1. Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Принцип Ле Шателье в природе.
При изучении данной темы всегда хочется привести пример стремления всего живого к равновесию, компенсации. Например: изменение численности популяции мышей-ореховый год-корма для мышей много, популяция мышей быстро растёт. С ростом численности мышей уменьшается количество пищи, в результате скопления грызунов начинается рост различных инфекционных заболеваний среди мышей, поэтому происходит постепенное уменьшение численности популяции грызунов. Через какой-то период времени наступает динамическое равновесие численности рождающихся и погибающих мышей, сдвиг этого равновесия может произойти в ту или другую сторону под влиянием внешних, благоприятных или неблагоприятных условий.

В человеческом организме протекают биохимические процессы, которое также могут регулироваться по принципу Ле Шателье. Порой в результате такой реакции в организме начинают вырабатываться вещества-яды, вызывающие то или иное заболевание. Как воспрепятствовать этому процессу?

Вспомним такой метод лечения, как гомеопатия. Метод заключается в применении очень малых доз тех лекарств, которые в больших дозах вызывают у здорового человека признаки какого-нибудь заболевания. Как же в данном случае действует лекарство-яд? В организм вводят продукт не желаемой реакции, и по принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону исходных веществ. Процесс вызывающий болезненные нарушения в организме угасает.

Практическая часть.

Контроль уровня усвоения изученной темы проводится в виде тестов. Тест-система лаконично и точно сформулированных и стандаотизированных заданий, не которые необходимо дать в течение ограниченного времени краткие и точные ответы, оцениваемые по системе баллов. При составлении тестов я ориентировалась на следующие уровни:


  • Репродуктивный-выполнеие учащимися этого уровня происходит, в основном, опираясь на память.

  • Продуктивный-достижения этого уровня предполагает у учащихся понимание изученных формулировок , понятий, законов, умение устанавливать взаимосвязь между ними.

  • Творческий-умение прогнозировать на основе имеющихся знаний, проектировать, анализировать, делать выводы, сравнения, обобщения.

Тесты закрытого типа или тесты, в которых испытуемому необходимо выбрать правильный ответ из предложенных вариантов.

А) Репродуктивный уровень: тесты с альтернативными ответами, в которых испытуемый должен ответить да или нет. Оценка 1балл.


  1. Реакция горения фосфора-
это обратимая реакция

а) да б) нет


  1. Реакция разложения
карбоната кальция-это

обратимая реакция

а) да б) нет


  1. Увеличение температуры
способствует разложению

оксида ртути II на ртуть

и кислород

а) да б) нет


  1. В живых системах
происходят обратимые

и необратимые процессы

а) да б) нет.

Тесты с выбором одного правильного ответа

  1. В какой системе при повышении давления химическое равновесие сместится вправо?

  1. 2HI(г)↔H2(г)+I2(г)

  2. С (тв)+S2(г)↔CS2(г)

  3. C3H6(г)+H2(г)↔С3H8(г)

  4. H2(г)+F2(г)↔2HF(г) 1балл

CO2(г)+C(тв)↔2СO(г)-173кдж смещается в сторону продукта реакции при

  1. повышении температуры

  2. использовании катализатора

  3. понижении температуры; 1балл

  1. На состояние химического равновесия в системе
H2(г)+J2(г)↔2HJ(г)-Q

не влияет


  1. увеличение давления

  2. увеличение концентрации йода

  3. увеличение температуры

  4. уменьшение температуры; 1балл

  1. В какой системе увеличение концентрации водорода смещает химическое равновесие влево?

  1. C(тв)+2H2(г)↔СH4(г)

  2. 2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)

  3. 2H2(г)+O2(г)↔2H2O(г)

  4. FeO(тв)+H2(г)↔Fe+H2O(г) 1балл

  1. В какой системе повышение давления не влияет на смещение химического равновесия?

  1. H2(г)+J2(г)↔2HJ(г)

  2. SO2(г)+H2O(ж)↔H2SO3(г)

  3. CH4(г)+H2O(г)↔CO(г)+3H2(г)

  4. 4HCl(г)+O2(г)↔2H2O(г)+2Сl2(г) 1балл

  1. На химическое равновесие в системе
N2+3H2↔2NH3+Q

не оказывает влияние


  1. повышение температуры

  2. повышение давления

  3. удаление аммиака из зоны реакции

  4. применение катализатора 1балл

  1. Химическое равновесие в системе
2NO+O2↔2NO2+Q

смещается в сторону образования продукта реакции при


  1. повышении давления

  2. повышении температуры

  3. понижении давления

  4. применения катализатора 1балл

  1. В производстве серной кислоты на стадии окисления SO2 в SO3 для увеличения выхода продукта

  1. повышают концентрацию кислорода

  2. увеличивают температуру

  3. понижают давление

  4. вводят катализатор; 1,5балла

    Алкен + H2 ↔ алкан
(разрыв пи-связи 65ккал/моль, разрыв H-H связи 104ккал/моль) образование двух связей C-H 98+98=196ккал/моль

при нагревании реакционной смеси


  1. равновесие сместится вправо

  2. равновесие сместится влево

  3. равновесие будет протекать в обе стороны с одинаковой вероятностью

  4. эти вещества не находятся в состоянии равновесия в указанных условиях; 1,5балла

  1. Химическое равновесие в системе
2NO2↔2NO+O2-Q

смещается в сторону образования исходных веществ

1) повышении давления


  1. повышении температуры

  2. понижении давления

  3. применения катализатора; 1балл

  1. На смещение равновесия вправо в системе
2NH3↔N2+3H2-Q

оказывает влияние


  1. понижение температуры

  2. повышение давления

  3. использование катализатора

  4. повышение температуры; 1балл

  1. Необратимой реакции соответствует уравнение

  1. азот+водород=аммиак

  2. ацетилен+кислород=углекислый газ+вода

  3. водород+йод=йодоводород

  4. сернистый газ+кислород=серный ангидрид; 1,5балла

Тесты с множественным выбором правильного ответа , при выполнении которых испытуемому необходимо выбрать 1-2 правильных ответа, или сопоставить 2 предложенных условия при выборе ответа.


  1. В какой системе химическое равновесие сместится в сторону продуктов реакции как при повышении давления, как и при понижении температуры?

  1. N2+O2↔2NO-Q

  2. N2+3H2↔2NH3+Q

  3. H2+CL2↔2HCL+Q

  4. C2H2↔2C(тв)+H2-Q 1,5балла

  1. Химическое равновесие в системе
+ -

NH3+H2O↔NH4+OH

сместится в сторону образования аммиака при добавлении к водному раствору аммиака


  1. хлорида натрия

  2. гидроксида натрия

  3. соляной кислоты

  4. хлорида алюминия; 1,5балла
H2SO4

19) Реакция гидратации этилена CH2=CH2+H2O ↔ имеет большое практическое значение, но она обратима, для смещения равновесия реакции вправо необходимо


  1. повысить температуру (>280градусов С)

  2. уменьшить количество воды в реакционной смеси

  3. повысить давление (больше 80 атмосфер)

  4. заменить кислотный катализатор на платину; 1балл

  1. Реакция дегидрирования бутана эндотермична. Для смещения равновесия реакции вправо необходимо

  1. использовать более активный катализатор, например платину

  2. понизить температуру

  3. повысить давление

  4. повысить температуру; 1балл

  1. Для реакции взаимодействия уксусной кислоты с метанолом с образованием эфира и воды смещению равновесия влево будет способствовать

  1. соответствующий катализатор

  2. добавление концентрированной серной кислоты

  3. использование обезвоженных исходных веществ

  4. добавление эфира; 1,5балла

Тесты на исключение лишнего (встретил лишнее-убери)


  1. На смещение равновесия влияет

  1. изменение давления

  2. использование катализатора

  3. изменение концентраций веществ, участвующих в реакции

  4. изменение температуры; 1балл

  1. Повышение или понижение давления влияет на смещение химического равновесия в реакциях

  1. идущих с выделением тепла

  2. реакциях с участием газообразных веществ

  3. реакциях идущих с уменьшением объёма

  4. реакциях идущих с увеличением объёма; 1,5балла

  1. Необратимой является реакция

  1. горения угля

  2. горения фосфора

  3. синтез аммиака из азота и водорода

  4. горения метана; 1,5балла

Тесты группирования включают перечень предложенных формул, уравнений, терминов, которые следует распределить по заданным признакам


  1. При одновременном повышении температуры и понижении давления химическое равновесие сместится вправо в системе

  1. H2(г)+S(г)↔H2S(г)+Q

  2. 2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г)+Q

  3. 2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)-Q

  4. 2HCL(г)↔H2(г)+СL2(г)-Q; 2балла

  1. Реакция гидрирование пропена экзотермическая. Для смещения химического равновесия вправо необходимо

  1. понижение температуры

  2. увеличение давления

  3. уменьшение концентрации водорода

  4. уменьшение концентрации пропена; 1балл
Задания на соответствие.

При выполнении тестов испытуемому предлагается установить соответствие элементов двух списков, с несколькими возможными ответами.


  1. Равновесие реакции смещается вправо. Привести в соответствие.
А) CO+CL2↔COCL2(г)+Q 1) При повышении давления

Б) N2+3H2↔2NH3+Q 2) При повышении температуры

В) CO2+C(тв)↔2CO-Q 3) При понижении давления

Г) N2O(г)+S(т)↔2N2(г) 4) При увеличении площади соприкосновения; 2балла


  1. Равновесие реакции смещается в сторону образования продуктов реакции. Привести в соответствие.
А) CH4↔C+2H2-Q 1)При увеличении концентрации водорода

Б) 2H2+O2↔2H2O(г)+Q 2)При повышении температуры

В) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3)При уменьшении давления

Г) N2+O2↔2NO-Q 4) При добавлении эфира

5) При добавлении спирта; 2балла
Тесты открытого типа или тесты со свободными ответами , в которых испытуемому необходимо дописать понятия определения уравнения или предложить самостоятельное суждение в доказательном плане.

Задания этого типа составляют заключительною, наиболее высоко оцениваемою часть тестов ЕГЭ по химии.

Задания дополнения.

Испытуемый должен сформулировать ответы с учетом предусмотренных в задании ограничений.


  1. Допишите уравнение реакций, относящиеся к обратимым и одновременно к экзотермическим
А) Гидроксид натрия + Азотная кислота

Б) Водород + Йод

В) Азот + Водород

Г) Сернистый газ + Кислород

Д) Углекислый газ + Углерод 2балла


  1. Напишите уравнение реакций по схеме, из них выберите те обратимые реакции, в которых повышение температуры вызовет смещение равновесия вправо:
1 2 3 4

N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2балла

Тесты задания свободного изложения.

Испытуемый должен самостоятельно сформулировать ответы, ибо никаких ограничений на них в задании не накладываются.


31) Перечислите факторы, смещающие равновесие вправо в системе:

CO + 2H2↔ CH3OH(г)+Q 2балла


32) Перечислите факторы, смещающие равновесие в сторону образования исходных веществ в системе:

С (тв) + 2H2(г)↔CH4(г) + Q 2балла

Ответы к тестам.

№ теста Правильный ответ


Б-1
Г-3,4

  1. А-2,3
Б-1
Г-2

  1. В- N2+3H2↔2NH3+Q
Г-2SO2+O2↔2SO3+Q

  1. 1) N2+O2↔2NO-Q
2) 2NO+O2↔2NO2+Q

3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q

4) NH3+HNO3=NH4NO3

реакция первая


  1. CO+2H2↔CH3OH+Q
Равновесие вправо смещается при:

  1. уменьшении температуры

  2. увеличении давления

  3. увеличения концентрации CO

  4. увеличения концентрации H2

  5. уменьшение концентрации спирта

  1. C+2H2↔CH4+Q
Равновесие реакции смещается в сторону исходных веществ при: 1) повышении температуры

2) понижении давления

3) понижении концентрации водорода

4) повышении концентрации метана.

Список литературы


  1. Ахметов, М.А. Система заданий и упражнений по органической химии в тестовой форме [ Текст] /М.А.Ахметов, И.Н.Прохоров.-Ульяновск: ИПКПРО, 2004.

  2. Габриелян,О.С. Современная дидактика школьной химии, лекция №6 [ Текст] /О.С.Габриелян, В.Г.Краснова, С.Т.Сладков.// Газета для учителей химии и естествознания (Издательский дом «Первое сентября»)-2007.- №22.-с.4-13.

  3. Каверина, А.А. Учебно-тренировочные материалы для подготовки к единому государственному экзамену. Химия [ Текст] /А.А.Каверина и др.-М.: Интеллект центр, 2004.-160с.

  4. Каверина, А.А. Единый государственный экзамен 2009.Химия [Текст] /А.А.Каверина, А.С.Корощенко, Д.Ю.Добротин /ФИПИ.-М.: Интеллект центр, 2009.-272 с.

  5. Леенсон, И.А. Химические реакции, тепловой эффект, равновесие, скорость [ Текст] /И.А.Леенсон.М.: Астрель, 2002.-190с.

  6. Радецкий, А.М. Проверочные работы по химии в 8-11классе: пособие для учителя [ Текст] / А.М.Радецкий. М.: Просвещение, 2009.-272с.

  7. Рябинина, О.А. Демонстрация действия принципа Ле Шателье [ Текст] /О.О.Рябинина, А.Илларионов// Химия в школе.-2008.-№7.-с.64-67.

  8. Тушина.Е.Н. Принцип Ле Шателье и некоторые методы лечения [Текст ] /Е.Н.Тушина.// Химия в школе.-1993. №2.-с.54.

  9. Шелинский, Г.И. Основы теории химических процессов [ Текст ] /Г.И.Шелинский. М.: Просвещение, 1989.-234с.

  10. Штремплер, Г.И. Предпрофильная подготовка по химии [Текст ]
/ Г.И.Штремплер. М.: Дрофа, 2007.-253с.

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми .

Большинство химических процессов являются обратимыми . Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

в открытой системе необратима ;

б) эта же реакция

в замкнутой системе обратима .

Химическое равновесие

Рассмотрим более подробно процессы, протека­ющие при обратимых реакциях, например, для ус­ловной реакции:

На основании закона действующих масс ско­рость прямой реакции :

Так как со временем концентрации веществ А и В уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.

Появление продуктов реакции означает воз­можность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ С и D увеличиваются, а зна­чит, увеличивается и скорость обратной реакции .

Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными = .

Состояние системы, при котором скорость прямой ре­акции равна скорости обрат­ной реакции, называют хи­мическим равновесием .

При этом концентрации реагирующих веществ и про­дуктов реакции остаются без изменения. Их называют рав­новесными концентрациями. На макроуровне ка­жется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы про­должают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим.

Обозначим равновесные концентрации ве­ществ [A], [B], [C], [D]. Тогда так как = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , откуда

где α, β, γ, δ - показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции ; К равн - констан­та химического равновесия .

Полученное выражение количественно описы­вает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.

При неизменной температуре константа равно­весия - величина постоянная для данной обрати­мой реакции . Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое уста­навливается при равновесии.

Константы равновесия рассчитывают из опыт­ных данных, определяя равновесные концентра­ции исходных веществ и продуктов реакции при определенной температуре.

Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают К » 1, это означает, что при равновесии [C] γ [D] δ » [A] α [B] β , т. е. концентра­ции продуктов реакции преобладают над концен­трациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.

При К равн « 1 соответственно выход продуктов реакции мал. Например, для реакции гидролиза этилового эфира уксусной кислоты

константа равновесия:

при 20 °C имеет значение 0,28 (то есть меньше 1).

Это означает, что значительная часть эфира не ги­дролизовалась.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации толь­ко тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

Константы равновесия выражается так:

Значение константы равновесия зависит от при­роды реагирующих веществ и температуры.

От присутствия катализатора константа не за­висит , поскольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же ве­личину. Катализатор может лишь ускорить насту­пление равновесия, не влияя на значение констан­ты равновесия.

Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: темпе­ратуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).

Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвеча­ющее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия .

Рассмотрим разные способы смещения равно­весия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:

Влияние изменения концентрации веществ

При добавлении в реакционную смесь азота N 2 и водорода H 2 увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции . Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, то есть в сторону аммиака NH 3 .

N 2 +3H 2 → 2NH 3

Этот же вывод можно сделать, анализируя вы­ражение для константы равновесия. При увеличе­нии концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как K равн. - величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количе­ство продукта реакции NH 3 .

Увеличение же концентрации продукта реак­ции аммиака NH 3 приведет к смещению равно­весия влево, в сторону образования исходных ве­ществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.

Влияние изменения давления

Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ нахо­дится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, уве­личивается их концентрация.

Предположим, что давление в замкнутой си­стеме повысили, например, в 2 раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ (N 2 , H 2 , NH 3) в рассматриваемой реакции возрастут в 2 раза. В этом случае числитель в выражении для К равн увеличится в 4 раза, а знаменатель - в 16 раз, т. е. равновесие нарушится. Для его вос­становления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т. е. не изме­няет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления .

Влияние изменения температуры

При повышении темпера­туры скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем по­вышение температуры боль­ше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических .

Таким образом, скорость обратной реакции (эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторо­ну процесса, сопровождающегося поглощением энергии.

Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье :

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая осла­бляет данное воздействие.

Таким образом:

При увеличении концентрации реагирующих ве­ществ химическое равновесие системы смещает­ся в сторону образования продуктов реакции;

При увеличении концентрации продуктов реак­ции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;

При увеличении давления химическое равнове­сие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше;

При повышении температуры химическое рав­новесие системы смещается в сторону эндотер­мической реакции;

При понижении температуры - в сторону экзо­термического процесса.

Принцип Ле Шателье применим не только к хи­мическим реакциям, но и ко многим другим про­цессам: к испарению, конденсации, плавлению, кри­сталлизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и рас­четы, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для про­ведения химических процессов, которые обеспечи­вают максимальный выход желаемого вещества.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

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.

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

Катализатор

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)
На равновесие не влияет!!!


Понравилась статья? Поделитесь ей
Распечатать статью
Наверх