Хим равновесие и способы его смещения: Химическое равновесие и способы его смещения

Химическое равновесие и способы его смещения

Химическое равновесие и способы его смещения
PPTX / 133.59 Кб
Химическое равновесие и способы его смещения
PPTX / 133.59 Кб
Тема: Химическое равновесие и способы его смещения

Учебные вопросы:

Обратимые реакции.

Необратимые реакции.

Химическое равновесие.

Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Все химические реакции можно разделить на реакции обратимые и необратимые.

Обратимые реакции.

Обратимыми называют реакции, продукты которых могут между собой взаимодействовать с образованием исходных веществ.

Примером обратимой реакции может служить взаимодействие водорода с парами иода:

 Н2 + I2 ↔ 2HI

 Обратимость реакции обозначают двумя противополож­но направленными стрелками. Реакцию, протекающую согласно записи слева направо, называют прямой, а справа налево — обратной.

2. Необратимые реакции.

В тех случаях, когда обрат­ная реакция выражена чрезвычайно слабо, такие реакции считают практически необратимыми. Обычно к ним от­носят те реакции, при протекании которых один из обра­зующихся продуктов уходит из сферы реакции, т. е. вы­падает в виде осадка или выделяется в виде газа; когда образуется малодиссоциированное соединение (например, вода), когда реакция сопровождается большим выделением энергии. Примеры практически необратимых реакций:

AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Mg + O2 = 2MgO; ∆H = — 601,92 кДж/моль

 3. Химическое равновесие.

Состояние химического равновесия свойственно лишь для обратимых реакций. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения кон­центрации исходных веществ, расходующихся на образо­вание продуктов реакции. Обратная реакция в началь­ный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продук­тов реакции. Таким образом, ско­рость прямой реакции уменьшается, а обратной увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда ско­рости прямой и обратной реакций становятся равными. Такое состоя­ние обратимой химической реакции называется химическим равновеси­ем.

4.Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химиче­ское равновесие при неизменных условиях может сохра­няться сколь угодно долго до тех пор, пока неизменными сохраняются условия его существования (концентрации, давлений, температура). При изменении одного из этих условий равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяются, после чего устанав­ливается новое состояние равновесия, но уже при иных значениях равновесных концентраций.

Подобный переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением или сдвигом химическо­го равновесия. Если при изменении условий увеличивает­ся концентрация продуктов реакции, то говорят о сме­щении — равновесия в сторону прямой реакции. Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то это означает смещение равновесия в сторону обратной реак­ции.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления опре­деляется правилом, известным под названием принципа Ле Шателье, или принципа подвижного равновесия.

Со­гласно этому принципу если на систему, находящуюся в равновесии, производится воздействие (изменяется кон­центрация, температура или давление), то в системе про­исходит сдвиг в направлении той из двух противополож­но направленных реакций, которая ослабляет это воздей­ствие.

Рассмотрим отдельно влияние изменения температуры, давления и концентрации на состояние химического равновесия.

Влияние изменения температуры.

На­правление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта ре­акции. Степень смещения равновесия зависит от величи­ны теплового эффекта: чем больше ∆Н реакции, тем зна­чительнее влияние температуры, наоборот, если ∆Н близ­ка к нулю, то температура практически не влияет на равновесие. Рассмотрим обратимую реакцию синтеза ам­миака из водорода и азота:

 ЗН2 + N2 ↔ 2NH3; ∆Н = — 92 кДж (22 ккал)

Из уравнения реакции видим, что процесс образования аммиака из водорода и азота является экзотермическим, а обратный процесс — разложение аммиака — эндотерми­ческим. Поэтому при повышении температуры равнове­сие этой реакции смещается в сторону обратной реакции, т. е. в направлении реакции разложения аммиака, кото­рая проходит с поглощением теплоты. Это вполне согла­суется с принципом Ле Шателье, так как повышение тем­пературы (внешнее воздействие) ослабляется поглоще­нием тепла за счет усиления эндотермической реакции.

Сдвиг равновесия в сторону обратной реакции означа­ет уменьшение выхода аммиака. И действительно, если при постоянном давлении температуру смеси повысить от 400 до 700° С, то выход аммиака уменьшается с 80 до 13%.

Если температуру равновесной системы понижать, это вызовет смещение равновесия данной реакции в сторону усиления прямой реакции, так как эта реакция идет с выделением теплоты и тем ослабляет внешнее воздейст­вие (охлаждение). Смещение равновесия в сторону уси­ления прямой реакции означает в данном случае повыше­ние выхода продукта реакции Nh4.

Отсюда можно сделать вывод: повышение температу­ры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а понижение — в сторону экзотермической ре­акции.

Влияние изменения давления.

Синтез амми­ака из водорода и азота сопровождается уменьшением объема, так как из 4 молей исходных веществ в резуль­тате реакции образуется только 2 моля аммиака. Очевид­но, в закрытом сосуде при постоянной температуре про­дукты этой реакции создают меньшее давление, чем соз­давали исходные вещества. Значит, прямая реакция — синтез аммиака — сопровождается уменьшением давле­ния, а обратная реакция — его разложение — повышени­ем давления. При повышении давления в сосуде с реак­ционной смесью равновесие этой реакции сместится в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением давле­ния, чем и достигается ослабление внешнего воздейст­вия—повышения давления. Смещение равновесия в сто­рону прямой редакции означает повышение выхода про­дукта реакции — аммиака. На самом деле, если при постоянной температуре (400° С) давление в системе повы­сить от 50 до 1000 атм (от 5∙106 до 1∙1О8 Па), то выход аммиака повышается от 15 до 80%.

Вывод: повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием меньшего коли­чества молей газообразных веществ. Понижение давле­ния смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молей газообразных веществ.

Необходимо отметить, что равновесие под влиянием изменения давления смещается лишь в том случае, когда в реакции принимают участие газообразные вещества и реакция сопровождается изменением числа молей газо­образных веществ.

Если же число молей газообразных веществ в ходе обратимой реакции не изменяется, то из­менение давления не влияет на состояние равновесия та­кой реакции.

Например, в реакции

N2 + О2 ↔ 2NO

число молей исходных газообразных веществ равно чис­лу молей образующихся газообразных веществ. Очевидно, эта равновесная система может быть примером, когда изменение давления не вызовет смещения химического равновесия. Это надо помнить.

Влияние изменения концентрации.

Ес­ли в равновесной системе увеличить концентрацию одно­го из реагирующих веществ (исходных веществ или про­дуктов реакции), то равновесие сместится в направлении той реакции, при которой количество этого вещества уменьшается. Например, при введении дополнительного количества азота равновесие реакции синтеза аммиака сместится в сторону прямой реакции — в направлении уменьшения концентрации азота и увеличения выхода аммиака.

Наоборот, уменьшение концентрации одного из компо­нентов равновесной системы приводит к смещению равно­весия в сторону реакции образования этого компонента. Очевидно, что если уменьшить концентрацию азота, то равновесие реакции синтеза аммиака сместится в сторону обратной реакции — в направлении увели­чения концентрации азота и уменьшения выхода ам­миака. 

Таким образом, согласно принципу Ле Шателье, уве­личение концентрации одного из исходных веществ или уменьшение концентрации одного из продуктов реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Уменьше­ние концентрации одного из исходных веществ или уве­личение концентрации одного из продуктов реакции сме­щает равновесие в сторону обратной реакции.

Применение принципа Ле Шателье к обратимым хи­мическим реакциям открывает путь к управлению хими­ческими процессами. В промышленности обратимые реак­ции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами химическое равновесие смещают в сторону образования конечных продуктов, повышая их выход, и обратимая реакция становится практически необ­ратимой.

В заключение заметим, что катализаторы одинаково ускоряют, как прямую, так и обратную реакции и поэто­му на смещение равновесия они не оказывают влияния. Однако они способствуют более быстрому достижению состояния равновесия, что также имеет немаловажное значение.

Глоссарий к теме «Химическое равновесие и способы его смещения»

Экзотермическая реакция	Реакция идущая с выделением тепла
Эндотермическая реакция	Реакция идущая с поглащением тепла
Химическое равновесие	Скорость прямой реакции равна скорсти обратной рекции
Прямая реакция	Это реакция, которая идет в сторону образования продуктов реакции
Обратная реакция	Это реакция, которая идет в сторону образования исходных веществ.

Контрольные вопросы для повторения и самопроверки к лекции «Химическое равновесие и способы его смещения».

Какие реакции называются обратимыми?

Что такое химическое равновесие?

С помощью, каких параметров можно сместить химическое равновесие?

Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

Когда можно применять давление для смещения равновесия?

§16. Обратимость химической реакции. Химическое равновесие и способы его смещения

§16. Обратимость химической реакции. Химическое равновесие и способы его смещения

1. Какие реакции называют необратимыми? Приведите примеры таких реакций из органической и неорганической химии, запишите их уравнения.
Необратимыми называются химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в конечные продукты (например, реакции горения или обмена, протекающие в соответствии с правилом Бертолле):

2. Какие реакции называют обратимыми? Что такое химическое равновесие? Как его сместить?
Обратимыми называются химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном. Состояние обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием. Сместить равновесие можно, если изменить температуру, давление или равновесную концентрацию веществ.

3. Дайте характеристику реакции синтеза оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода. Рассмотрите, как нужно измерить концентрацию веществ, давление и температуру, чтобы сместить равновесие вправо.

4. Для смещения равновесия в реакции синтеза аммиака вправо необходимо понизить температуру. Почему же на производстве этот процесс проводят при достаточно высокой температуре 500 — 550°С?
Согласно правилу Вант-Гоффа, если проводить реакцию при низкой температуре, то ее скорость уменьшается. Поэтому при синтезе аммиака была выбрана оптимальная температура, чтобы поддерживать и скорость и сместить равновесие.

5. Как нужно изменить концентрацию веществ, температуру и давление синтеза йодоводорода:  , чтобы сместить равновесие вправо?

Увеличивать концентрацию водорода и йода, давление никак не влияет (из 2 молей смеси получается 2 моль продукта), температуру необходимо уменьшить.

6. Выберите уравнения обратимых реакций, в которых изменение давления не вызовет смещения химического равновесия:

Б) (нет газообразных веществ) и В) (4 моля водяного пара и 4 моля водорода, т.е. объем газообразных исходных веществ равен объему продуктов).

 

7. Что служит сырьем для синтеза аммиака? Назовите источники этого сырья.

8. Используя свои знания по биологии и неорганической химии, охарактеризуйте народнохозяйственное значение аммиака.

Химическое равновесие смещение — Справочник химика 21

    Смещение химического равновесия. Состояние химического равновесия сохраняется при данных условиях любое время. При изменении же условий равновесие нарушается. Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воздействием (изменение концентрации реагентов, давления, температуры), можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье. Согласно этому принципу, если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия. При нагревании равновесие смещается в сторону эндотермического процесса, при повышении давления — в сторону процесса, идущего с уменьшением объема.  [c.135]
    Применение метода абсорбционной спектроскопии не ограничивается только определением концентраций веществ. В результате поглощения излучения энергия систем з1 меняется настолько незначительно, что это не приводит обычно к нарушению целостности молекул поглощающего вещества. Однако в результате смещения химического равновесия в растворе под влиянием различных факторов его поглощающие свойства могут изменяться весьма значительно. На этом основано применение метода абсорбционной спектроскопии для изучения равновесий в растворах, реакций гидролиза и полимеризации, определения состава комплексных соединений, их констант устойчивости и т. п. . В данной главе рассматривается только метод абсорбционной спектроскопии как один из методов количественного анализа. [c.458]

    Определение направления смещения химического равновесия и вычисление равновесных концентраций после смещения равновесия [c.18]

    Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Еслн система находится в состоянии равновесия, то она будет пре бывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются пО стоянными. Если же условия изменятся, то спстема выйдет из равновесия — скорости прямого н обратного процессов изменятся неодинаково — будет протекать реакция.

Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры. [c.187]

    Смещение химического равновесия при изменении внешних условий проведения реакции (давления и температуры) [c.138]

    Смещение ионных равновесий. Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются изменение условий влечет за собой нарушение равновесия. [c.253]

    Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье 187 [c.187]

    Принцип Ле Шателье распространяется ие только на химические, но и на различные физико-химические равновесия. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов как кипение, кристаллизация, растворение происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. 

[c.190]

    Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса. Необходимы такие условия, чтобы достигался максимально возможный выход продукта (смещение химического равновесия) при наибольшей скорости процесса его образования. [c.181]

    Направление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта. Степень смещения равновесия определяется в е л и ч и н о й теплового эффекта чем больше ДЯ, тем значительное влияние температуры наоборот, если ДЯ близко к нулю, то температура практически не влияет на равновесие. Хотя, как уже отмечалось, тепловые эффекты с температурой меняются незначительно, но для химического равновесия в очень широком интервале температур следует принимать во внимание возможное изменение ДЯ.

Если ио абсолютной величине значение ДЯ невелико, то может произойти и перемена знака ДЯ. Это будет означать, что изменение температуры вызовет изменение знака температурного коэффициента константы равновесия. [c.72]

    Как известно, при постоянных внешних условиях (концентрация, температура и давление) химическое динамическое равновесие может сохраняться как угодно долго. Изменение хотя бы одного из указанных факторов немедленно ведет к нарушению равновесия, смещая его в ту или иную сторону. В опытах 44 и 45 демонстрируется смещение химического равновесия под влиянием температуры, в опыте 46 показано влияние концентрации вещества на состояние химического равновесия. Смещение химического равновесия под влиянием освещения представлено в опыте 47. 

[c.101]

    Скорость химической реакции и влияние на нее концентрации и температуры, Необратимые и обратимые реакции. Концентрация и действующая масса. Закон действия масс. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия в зависимости от различных факторов. Принцип Ле-Шателье Скорость гетерогенных реакций и влияние поверхности твердой фазы. Катализ. [c.66]

    Пользуясь принципом подвижного равновесия (см. стр. 155), нетрудно установить качественное правило смещения химического равновесня с изменением температуры. В соответствии с этим принципом при повышении температуры ЬТ смещение равновесия должно сопровождаться увеличением энтропии так как (8Т)р(А5)т.>0, т. е. химическое равновесие при повышении температуры должно сместиться в сторону эндотермической реакции (в том направлении, в котором протекает эндотермическая реакция), а при понижении температур ы—в том направлении, в котором протекает экзотермическая реакция. 

[c.304]

    Переход системы из одного равновесного состояния в другое, наступающее вследствие изменения условий, называется смещением химического равновесия. Смещение равновесия в зависимости от изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газовых реакций) подчиняется принципу Ле Шатал ь е если изменить одно из условий, при котором система находится в равновесии, например температуру, давление, концентрацию, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению, т.

е стремится восстановить прежние условия. [c.42]

    Вопросы химической термодинамики 185—210, 379, 522, 621, 645, 786, 868, 906, 961, 962, 965, 986. Равновесие, смещение равновесия, константа равновесия 105, 106, 125, 211—276, 306—333, 345, 346, 360—362, 373-379, 394, 401—406, 411, 492—510, [c.180]

    Это смещение равновесия и ослабит влияние произведенного воздействия. В самом деле, если газовая смесь находится в условиях, когда к ней применимы законы идеальных газов, то при отсутствии смещения химического равновесия для повышения давления в два раза требовалось бы уменьшить объем тоже в два раза. Однако при образовании аммиака общее число молей газа сокращается, и поэтому уменьшение объема в два раза приводит к повышению давления не в два раза, а в меньшей степени. [c.238]

    Энергетика химических превращений. Внутренняя энергия. Энтальпия. Энтальпия образования. Закон Гесса. Термохимические расчеты. Направление химических реакций.

Энергетический и энтропийный факторы. Энергия Гиббса, Энергия Гиббса образования. Химическое равновесие. Характеристика глубины протекания процесса. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия. Химическая кинетика. Энергия активации. Активированный комплекс. Механизм химических реакций. Катализ. Управление глубииой и скоростью химического процесса. [c.112]

    Эти же качественные выводы о влиянии температуры на химическое равновесие могут быть получены из общего принципа смещения равновесия, сформулированного Ле Шателье и Брауном. Если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, оказывать воздействие извне, изменяя какое-нибудь из условий, определяющих положение равновесия, например температуру, то в системе усилится то из направлений процесса, протекание которого ослабляет влияние произведенного воздействия. [c.256]

    Выделяется этап в развитии химии, который характеризуется возникновением (конец XIX в.) и развитием учения о химическом процессе — о его принципиальной возможности и условиях протекания. Это было вызвано резким возрастанием потребностей и масштабов производства продуктов химической переработки нефтяного сырья. Учение о химическом процессе рассматривает энергетику химических процессов, химическое равновесие и условия его смещения, кинетику и механизмы реакций и т. д. [c.6]

    Смещение. химического равновесия при изменении температуры удобнее всего проанализировать, рассмотрев температурную зависимость константы химического равиовесия (на примере константы Кр). [c.146]

    Вторая причина непостоянства е связана со смещением химического равновесия (например, с диссоциацией комплексного соединения), и именно потому можно использовать спектрофотометрические методы.для изучения равновесий в растворах. [c.48]

    Переход системы из одного равновесного состояния в другое, отличающееся от первого концентрациями участвующих в реакции веществ и скоростями реакций, называется сдвигом (смещением) химического равновесия.  [c.12]

    Изменение степет1 превращения водяного пара в рассматриваемой реакции очевидным образом зависит от состояния равновесия реакционной системы сдвиг равновесия вправо (увеличение доли, приходящейся на СО и ГЬ н равновесной газовой смеси) повыщает степень превращения, сд[ иг влево (увеличение доли Н2О) понижает ее. Следов зтелыю, выбранный Вами ответ означает, что одновременное возрастание температуры н снижение давления сопровождаются смещением химического равновесия влево. [c.158]

    В результате смещения химического равновесия вправо концентрации всех веществ изменяются. В состоянии нового равновесия концентрации продуктов реакции увеличатся, а исходных веществ уменьшатся по сравнению со значениями концентраций соответствующих веществ в состоянии первоначального равновесия. [c.19]

    Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе  [c.207]

    При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается, В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устананливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения нодчиняется принципу Ле Шателье  [c. 97]

    В развитии термодинамической теории равновесий, в частности равновесий в химических реакциях (гомогенных и гетерогенных), выдающаяся роль принадлежит работам В. Гиббса (1873—1878) и Ле-П1ателье, который открыл (1885) общий принцип смещения равновесий при изменении внешних условий. Термодинамическая теория химических равновесий получила развитие в работах Вант-Гоффа. Им же была разработана количественная теория разбавленных растворов (1886). [c.17]

    Уравнение изобары химической реакции позволяе» выявить характер влияния xeMnqiaTypbi иа величину и иа направление смещения химического равновесия  [c.35]

    Закономерности, которые наблюдаются при смещении химических равновесий, охватываются общим принципом, называемым принципом Ле Шателье. Этот прннцип, распространяющийся также и н фазовые и вообш,е на любые равнозесня, формулируется следующим образом  [c.103]

    На какой реакции основано удаление бромида серебра при закреплении изображений на фотоматериале Объясните растворение соли, используя преук тавление о произведении растворимости и смещении химического равновесия. « [c.147]

---

Смещение химического равновесия – методическая разработка для учителей, Сидоренко Инна Игоревна

Цель урока:	Все учащиеся смогут сформулировать принцип Ле Шателье–Брауна. Большинство учащихся смогут объяснить смещение химического равновесия при изменениях температуры, концентрации и давления в системе. Некоторые учащиеся решат экономические задачи на основе принципа Ле Шателье.
Критерии оценки:	· Смогут объяснить смысл принципа химического равновесия. · Перечислят условия смещения химического равновесия. · Применят принцип для решения экономических задач.
Языковые цели:	Понятийный словарь «Атомы. Молекулы», ученики могут: — устно объяснить, что атом является мельчайшей частицей химического элемента.
Привитие ценностей:	— умение работать и уважение друг к другу при групповой работе; — развивать умение сравнивать, сопоставлять и обобщать; — учиться проявлять самостоятельность в разных видах деятельности; — честность, умение аргументировать и открытость при оценивании работы учащихся.
Межпредметная связь:	Экономика, физика.
Предшествующие знания:	Скорость (Физика, 7 класс).

Ход урока

Запланированные этапы урока	Запланированная деятельность на уроке	Ресурсы
Начало урока 2 мин   6 мин	Приветствие класса. Позитивный настрой, создание благоприятного психологического климата в стратегии «Круг радости» 1. Повторение пройденного материала: Чтобы проверить, как вы усвоили материал прошлого урока «химическое равновесие», мы с вами сыграем в лотерею. У меня в коробке лежат лотереи с вопросами (разного цвета для дальнейшего деления на группы), вы должны выбрать себе один и ответить на вопрос. За правильный ответ – 1 балл. Если вы считаете, что не справитесь с ответом, можете передать свой вопрос другому, но берете следующий (зеленый – вопросы на знание и понимание, желтый – применение, красный – анализ и синтез, синий – творческие вопросы) Приложение 1. Посмотрите на бутылку с газированной водой. Наблюдаем ли мы признаки каких-либо химических процессов, пока бутылка закрыта? Нет. А что же на самом деле происходит? (Опережающее задание для одного учащегося – сообщение) Приложение 2. Что произойдет, когда мы начнем открывать бутылку? Нарушили ли мы равновесие? Скорость какой реакции возросла? Какие факторы влияют на смещение равновесия? В случае возникновения затруднений учитель помогает учащимся вспомнить факторы, влияющие на скорость химической реакции. Какова тема нашего урока? (тему и цели учащиеся формулируют самостоятельно). Далее учитель нацеливает учащихся на «открытие»: смещение равновесия подчиняется общей закономерности, которую можете установить. Форма деятельности (фронтальная беседа)	Лотереи разного цвета     Бутылка газировки
Середина урока         7 минут                                                                                       10 мин                                     8 мин	2. Ознакомление с новым материалом. Форма деятельности: (групповая работа). Оценивание (комментарий учителя)   Сейчас каждая пара (группа) получает задание: изучить влияние одного из факторов на смещение равновесия. В распоряжении группы учебная литература, таблица (приложение 3), химические реактивы и «виртуальная лаборатория». На выполнение работы 5–7 минут и 2–3 минуты на выступление спикера групп или пар (приложение 4) Задание для 1 группы (желтый) Влияние изменения температуры. 1. Прочитайте раздел: «Влияние изменения температуры» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы: В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в экзотермической реакции? В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в экзотермической реакции? В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в эндотермической реакции? В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в эндотермической реакции? 2. Выполните лабораторный опыт по инструкции. В пробирку с крахмальным клейстером добавьте 2–3 капли раствора йода. Что наблюдаете? Нагрейте пробирку. Что вы наблюдаете? Охладите пробирку. Что вы наблюдаете? (С6Н10О5)n + mJ2 = (C6H10O5)*mJ2 + Q Крахмал                   синий цвет Что вы наблюдаете при нагревании? В какую сторону сместится равновесие? Что вы наблюдаете при охлаждении? В какую сторону сместится равновесие? Сформулируйте вывод. Задание для 2 группы (зеленый) Влияние изменения давления. 1. Прочитайте раздел «Влияние изменения давления» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы: В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении давления? В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении давления? 2. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» bilimland.kz смоделируйте химическую реакцию: 3H2+ N2  2NH3 Что вы наблюдаете при увеличении давления? В какую сторону смещается равновесие? Что вы наблюдаете при уменьшении давления? В какую сторону смещается равновесие? Сформулируйте вывод. Задание для 3 группы (красный) Влияние изменения концентрации веществ. 1. Прочитайте раздел «Влияние изменения концентрации веществ» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы: В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении концентрации реагирующих веществ? В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении продуктов реакции?     С реагента         прямой реакции, где это вещество расход. 2. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» bilimland.kz смоделируйте химическую реакцию: синтеза аммиака. Рассмотрите влияние концентрации на смещение химического равновесия. Задание для 4 группы (синий) Решение экономических задач. 1. В нормально действующей экономике должно существовать равновесие между общей суммой находящихся в обращении денег и товаром, который можно купить на эти деньги. Если денег напечатано больше, что произойдет? (Предполагаемый ответ: 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 тем самым будет достигнуто новое равновесие) 2. В Ижевске было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей и строительства транспортных развязок. На некоторое время это помогло. Но что произошло впоследствии? (Предполагаемый ответ: В соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие между машинами и магистралью будет смещаться таким образом, что количество машин на этих развязках начнет увеличиваться и тем самым будет достигнуто новое равновесие, увеличение магистралей – увеличение машин) Отчет каждой группы или пары.   Применение новых знаний и умений на практике. Лабораторный опыт №4 Выполните лабораторный опыт по инструкции: 3КСNS + FeCI3 = Fe(CNS)3+ 3KCI Бесц.    Желт.    Крас.        Бесц. В стаканчик с 30 мл воды добавьте 2 капли концентрированных растворов роданида калия и хлорида железа(3) Что наблюдаете? Разлейте раствор в 4 пробирки. Добавьте: В 1-ю пробирку 1–2 капли раствора КСNS Раствор становится _________ Равновесие смещается________ В 2-ю пробирку 1–2 капли раствора FeCI3 Раствор становится_________ Равновесие сместилось________ В 3-ю пробирку – кристалл КCI Раствор становится_______ Равновесие смещается________   Фронтальна проверка (1 балл за правильный ответ – 6 баллов всего) Выполнение задания по материалам сайта, урок «химическое равновесие». Задания индивидуальны для каждого учащегося. За  правильный ответ – 1 балл, всего 4 балла за задание. Задания индивидуальны для каждого учащегося. За правильный ответ – 1 балл, всего 3 балла за задание. Выводы по уроку. Итог урока для каждого ученика, оценочный лист и соответствие баллов с оценкой. (приложение 5).	Оборудование и реактивы для лабораторной работы                   https://bilimland.kz/ru/courses/simulyaczii/ximiya/lesson/princzip_le_shatele_ smeshenie_ximicheskogo_ravnovesiya_na_primere_sinteza_ammiaka                   https://bilimland. kz/ru/courses/simulyaczii/ximiya/lesson/princzip_le_shatele_ smeshenie_ximicheskogo_ravnovesiya_na_primere_sinteza_ammiaka                         Оборудование и реактивы для лабораторной работы   Для учащихся затрудняющихся в выполнении лабораторного опыта   воспользоваться https://bilimland.kz/ru/courses/chemistry-ru/obshaya-ximiya/osnovnye-zakonomernosti-protekaniya-ximicheskix-reakczii/ximicheskoe-ravnovesie/lesson/faktory-vliyayushie-na-ximicheskoe-ravnovesie для анализа видео и выводов     https://bilimland. kz/ru/courses/chemistry-ru/obshaya-ximiya/osnovnye-zakonomernosti-protekaniya-ximicheskix-reakczii/ximicheskoe-ravnovesie
Конец урока 5 мин	Рефлексия. В заключении я предлагаю осмыслить пройденный путь, свою деятельность на уроке. Каков результат? Как вы к нему пришли? Если вы столкнетесь с проблемами, что вы будете делать? Довольны ли вы сегодня своей работой? Что в следующий раз будете делать по-другому? Домашнее задание: (по выбору учащегося) параграф 3.11, стр .106, упр.5 Эссе: Какие равновесные процессы в природе уже нарушены и какие меры необходимо предпринять для их восстановления? Экономическая задача (приложение 6) Заключение Поняв всю ценность полученных знаний о равновесии и условиях его смещения, вы сможете использовать их во благо. А мне остается пожелать вам душевного равновесия! Для выявления эмоционального состояния учащихся используются смайлики.

Приложение 1.

Вопросы для лотереи «Химическое равновесие»

Знание и понимание (зеленый)

1. Какие реакции называются обратимыми?
2. Какие реакции называются необратимыми?
3. Когда возникает химическое равновесие?
4. Что такое химическое равновесие?
5. Дайте определение константы химического равновесия.

Применение (желтый)

1. Какие параметры могут быть равны при установлении химического равновесия в обратимых реакциях?
2. По каким признакам вы определите, что реакция необратима?
3. Какой раздел химии изучает скорость и механизм химических реакций?
4. Как влияет природа реагирующих веществ на скорость реакций? Приведите пример.
5. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

Анализ (красный)

1. Проанализировать, где на практике могут быть вами использованы знания законов химической кинетики.
2. Зависит ли скорость реакции твердых тел между собой от концентрации?
3. Сравнить зависимость константы равновесия от природы реагирующих веществ и от концентрации (не зависит от концентрации).
4. Придумайте задачу по теме «химическое равновесие».
5. Сравните зависимость константы равновесия от температуры и от катализатора (не зависит от катализатора).

Творческий (Синий)

1. Для чего нужны холодильники (ответить в свете знаний о скорости реакции)?
2. Изобразите состояние химического равновесия пантомимой.
3. Сравните движение машин в свете химической кинетики.
4. Предложите способы лучшего усвоения темы «химическое равновесие и скорости химической реакции».

 

Приложение 2.

На самом деле одновременно идут как минимум 2 химических процесса, протекающих на микроуровне:

• CO₂+ H₂O H₂CO₃           СО₂ + Н₂О            Н₂СО₃  
• H₂CO₃ CO₂+ H₂O

V₁ = k₁c(CO₂) (H₂O) по закону действующих масс

V₂ = k₂c(H₂CO₃)               V₁ = V₂

Состояние равновесия характеризуется константой равновесия.

К_рав = к1 =  [В]                             
         к2   [А] [Б]

[А], [B], [Б] – равновесные концентрации веществ А, Б, В.

Константа равновесия – величина постоянная для данной обратимой реакции. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, которое устанавливается при равновесии.

Химическое равновесие отличается от механического, оно является динамичным (подвижным). При его наступлении реакции не прекращаются, неизменными остаются лишь концентрации компонентов, то есть за единицу времени образуется такое же количество продуктов реакции, какое превращается в исходные вещества. Если изменение условий не происходит, то состояние равновесия может продолжаться бесконечно долго.

 

Приложение 3

 

Приложение 4

Задание для 1 группы (желтый)

Влияние изменения температуры.

1. Прочитайте раздел: «Влияние изменения температуры» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в экзотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в экзотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении температуры в эндотермической реакции?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении температуры в эндотермической реакции?

2. Выполните лабораторный опыт по инструкции.

В пробирку с крахмальным клейстером добавьте 2–3 капли раствора йода.

Что наблюдаете?

Нагрейте пробирку. Что вы наблюдаете?

Охладите пробирку. Что вы наблюдаете?

(С₆Н₁₀О₅)_n + mJ₂= (C₆H₁₀O₅)*mJ₂ + Q

Крахмал                   синий цвет

Что вы наблюдаете при нагревании? В какую сторону сместиться равновесие?

Что вы наблюдаете при охлаждении? В какую сторону сместиться равновесие?

Сформулируйте вывод.

Задание для 2 группы (зеленый)

Влияние изменения давления.

1. Прочитайте раздел «Влияние изменения давления» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении давления?

В какую сторону смещается химическое равновесие при уменьшении давления

2. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» смоделируйте химическую реакцию:

Что вы наблюдаете при увеличении давления? В какую сторону смещается равновесие?

Что вы наблюдаете при уменьшении давления? В какую сторону смещается равновесие?

Сформулируйте вывод.

Задание для 3 группы (красный)

Влияние изменения концентрации веществ.

1. Прочитайте раздел «Влияние изменения концентрации веществ» параграфа «Химическое равновесие» и ответьте на вопросы:

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении концентрации реагирующих веществ?

В какую сторону смещается химическое равновесие при увеличении продуктов реакции?

    С реагента                                       прямой реакции, где это вещество расход.

2. При помощи компьютерной программы «Виртуальная лаборатория» смоделируйте химическую реакцию: синтез аммиака. Рассмотрите влияние концентрации на смещение химического равновесия.

Задание для 4 группы (синий)

Решение экономических задач.

1. В нормально действующей экономике должно существовать равновесие между общей суммой находящихся в обращении денег товаром, который можно купить на эти деньги. Если денег напечатано больше, что произойдет?
2. В Ижевске было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей и строительства транспортных развязок. На некоторое время это помогло. Но что произошло впоследствии?

Приложение 5. Оценочный лист.

Этапы урока	Баллы — max	итог	оценка
Лотерея	1 балл		17–15 баллов «5» 14–11 баллов «4» 10–8 баллов «3» 7 баллов и менее «2»
Групповая работа	3 балла
Лабораторная работа	6 балла
Смещение от концентрации	4 балла
Смещение от температуре	3 балла

 

Приложение 6.

Экономическая задача Д.З.

Объяснить динамический характер химического равновесия. Воспользуйтесь для этого методом аналогий.

Представим себе крупный супермаркет, занимающий двухэтажное здание. В нижнем этаже находятся служебные помещения, автостоянка и камера хранения. На втором этаже – торговый зал. Оба этажа связаны эскалаторами. Поскольку главный процесс – покупка – происходит на втором этаже, то уподобим поток покупателей по эскалатору, работающему на подъем, прямой реакции, а возвращение по второму эскалатору – обратной реакции.

Начало рабочего дня. Первые покупатели поднимаются в торговый зал, поток их все увеличивается, но обратного движения пока нет, поскольку никто еще не успел сделать покупки. Аналогия: в начале обратимой реакции идет прямой процесс, а обратный – практически нет. Со временем обратный поток покупателей начинает увеличиваться, и к середине рабочего дня потоки покупателей по обоим эскалаторам выравниваются. Устанавливается своего рода равновесие: численность покупателей в торговом зале практически не меняется, хотя ежеминутно происходит обновление. Этот пример убедительно показывает, что равновесие не означает прекращения процесса, ведь оба эскалатора работают бесперебойно.

Покажем с помощью этой модели, как влияют на равновесие внешние условия. Допустим, что в торговом зале на втором этаже объявили распродажу с большими скидками. Это сразу же привлечет множество новых покупателей, которые ринутся вверх по эскалатору. Концентрация покупателей в торговом зале резко увеличится. Однако через какое-то время все они начнут возвращаться обратно, и постепенно потоки по обоим эскалаторам (т. е. скорости прямой и обратной реакций) вновь выровняются. Вновь наступит равновесие, и концентрация покупателей в торговом зале снова станет стабильной, но большей, чем до объявления распродажи.

Таким образом, состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях. Как только эти условия изменяются, система переходит из одного состояния равновесия в другое.

Учебное задание на тему «Химическое равновесие.

Условия его смещения»

Химическое равновесие. Условия его смещения

1. Дано уравнение обратимой химической реакции:                                                            С₄Н_10(тв.) ↔ С₄Н_6(г.) + 2Н_2(г.) – Q

     В какую сторону будет смещаться химическое равновесие при:                                      а) понижении температуры;                                        б) уменьшении давления; в) уменьшении концентрации водорода?

 

2. Метанол получают по уравнению:             

СО_(г.) + 2Н_2(г.)  ↔ СН₃ОН_(г.) + Q 

Можно ли получить метанол, если реакцию вести при пониженном давлении и высокой температуре? Какие условия для проведения этой реакции предложите вы? Поясните ответ.

3. Дано уравнение обратимой химической реакции:                                                                                              С₂Н_{4(г. )} + Н₂О_(г.) ↔ С₂Н₅ОН_(г.) + Q

Укажите условия, которые вызывают смещение химического равновесия в сторону реакции образования спирта. Поясните ответ.

4. Как повлияет повышение температуры и понижение давления на равновесие в следующих реакциях?                                                                                                                              а) 2NO_(г.) + Cl_2(г.) ↔ 2NOCl_(г.) + Q

б) N₂O_4(г.) ↔ 2NO_2(г.) – Q

5. Каким образом можно нарушить равновесие и сместить его в сторону образования продуктов реакции в данном процессе:

3H_2(г.) + N_2(г.) ↔ 2NH_3(г.) + 92,4 кДж

6. Реакция, в которой повышение давления смещает равновесие вправо, — это:

а) CO_2(г.) + 2SO_2(г.) ↔ CS_2(г.) + 4O_{2(г. )}   

б) 2NO_(г.) ↔ N_2(г.) + O_2(г.)

в) C₂H_2(г.) ↔ 2C_(т.) + H_2(г.)

г) 4FeS_2(т.) + 11O_2(г.) ↔ 2Fe₂O_3(т.) + 8SO_2(г.)

7. Выход продукта реакции СО_2(г.) + С_(т.)↔ 2СО_(г.) – Q можно увеличить:                            а) добавлением углерода;                                                                   б) нагреванием; в) введением катализатора;                                            г) повышением давления

 

Химическое равновесие | himiyaklas.ru

Обратимые реакции – это реакции, протекающие одновременно при одинаковых условиях и в прямом и в обратном направлении.

Например, взаимодействие азота и водорода:

И при этих же условиях идет реакция распада аммиака:

Это обратимая реакция. Для обозначения обратимости реакции ставят две реакционные стрелки в противоположенных направлениях:

У обратимых реакций есть свои особенности. Рассмотрим на этом же примере: синтезе аммиака.

В самом начале синтеза скорость прямой реакции максимальна. Так как концентрация исходных веществ (N₂ и H₂) максимальна. Но параллельно с этим, по мере образования продукта (NH₃), начинает возрастать скорость обратной реакции, ведь концентрация аммиака все больше и больше.

Концентрации исходных веществ падают, концентрация продукта растет. Скорость прямой реакции снижается, скорость обратной реакции повышается. И рано или поздно «они догонят друг друга». Рано или поздно скорость прямой реакции станет равной скорости обратной реакции:

За одно и то же время образуется столько же продукта, сколько его распадается. Потому что скорость синтеза равна скорости распада. И ничего не прибавляется, и не убавляется. Такое состояние называется химическим равновесием.

В состоянии химического равновесия концентрации веществ не меняются: исходных веществ затрачивается столько же, сколько образуется при распаде. И то же самое с продуктами реакции.

Поэтому обратимые реакции никогда не идут до конца. Но в промышленности такое никуда не годится, необходимо добиться как можно большего выхода продуктов. И есть способы смещения химического равновесия.

Все эти способы работают по одному принципу. И принцип этот носит имя его открывателя: Анри Луи Ле Шателье.

Принцип Ле Шателье гласит: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону, компенсирующую это воздействие.

Звучит, может быть, сложно, но на самом деле эта тема – самое легкое, что есть в школьном курсе химии. Нужно только один раз разобраться.

1. Изменение концентрации веществ.

Система находится в равновесии. И тут мы, например, добавляем туда исходное вещество: система будет стараться сохранить равновесие. Поэтому увеличивается скорость реакции, уменьшающая концентрацию этого вещества:

Если увеличиваем концентрации исходных веществ (H₂ и N₂), то увеличивается скорость прямой реакции, так как она понижает их концентрацию (чтобы равновесие поддерживалось).

Если увеличить концентрацию продукта (NH₃), то увеличится скорость обратной реакции, чтобы понизить концентрацию продукта.

Для повышения скорости прямой реакции нужно:

• Повышать концентрацию исходных веществ.
• Понижать концентрацию продуктов (удаляя их из системы).

2. Изменение температуры.

Прямая и обратная реакции всегда противоположены по тепловому эффекту. Если одна идет с выделением тепла (+Q)? называется экзотермической – экзо: наружу, то обратная обязательно протекает с поглощением тепла (– Q), называется эндотермической – эндо: внутрь.

Это вполне логично, что в одну сторону реакция забирает тепло, а в другую отдает его обратно.

При повышении температуры будет увеличиваться скорость эндотермической реакции. Нагреваем систему, нужно охладить. Запускается «охлаждающая» эндотермическая реакция, поглощающая тепло.

При понижении температуры увеличивается скорость экзотермической реакции, систему охладили, запускается «согревающая» экзотермическая реакция.

• При повышении температуры, равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
• При понижении температуры, равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

3. Изменение давления.

Изменение давление может повлиять на химическое равновесие только в том случае, если соблюдаются оба следующих условия:

1. Хотя бы один из участников химического процесса – газ.
2. В ходе реакции изменяется объем газовой фазы.

Мы знаем, что 1 моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем (при нормальных условиях это 22,4л). А коэффициенты в уравнении показывают соотношение молей реагирующих веществ.

По реакции мы видим, что газообразные исходные вещества (азот и водород) занимают объем 1 + 3 = 4 единиц объема. А газообразный продукт реакции (аммиак) занимает две единицы объема.

Повысим давление, и равновесие сместится в ту сторону, которая его понизит: то есть где меньше объемов газа. В нашем случае в сторону продуктов.

Понизим давление, равновесие сместится в сторону, повышающую давление, то есть увеличивающую объем газообразной фазы, в нашем случае в сторону исходных веществ.

• При повышении давления равновесие будет смещаться в ту сторону, где объем газообразной фазы меньше.
• При понижении давления равновесие вместится туда, где объемов газа меньше.

Важно помнить, что в расчет нужно брать только газообразные вещества. В реакции:

Изменение давление никак не повлияет на химическое равновесие, потому что слева столько же объемов газа, сколько и справа. То есть объем в ходе реакции не меняется.

4. Катализатор не влияет на химическое равновесие.

Как было сказано в предыдущем параграфе, если реакция обратима, то катализатор ускоряет как прямую, так и обратную реакцию. Соответственно, присутствие катализатора не смещает химическое равновесие, он лишь может ускорить время наступления равновесие.

Примеры.

Реакция:

Чтобы сместить равновесие в сторону продуктов нужно:	Чтобы сместить равновесие в сторону исходных веществ нужно:
1.       Повысить концентрацию исходных веществ (азота и водорода). 2.       Понизить концентрацию продукта (аммиака) удалением его из реакционной смеси. 3.       Понизить температуру. 4.       Повысить давление.	1.       Повысить концентрацию продукта (аммиака). 2.       Понизить концентрацию исходных веществ (азота и водорода). 3.       Повысить температуру. 4.       Понизить давление.

Реакция.

Чтобы сместить равновесие в сторону продуктов нужно:	Чтобы сместить равновесие в сторону исходных веществ нужно:
1.       Повысить концентрацию исходных веществ (железной окалины и угарного газа). 2.       Понизить концентрацию продуктов (FeO и углекислого газа). 3.       Понизить температуру.	1.       Повысить концентрацию продуктов (FeO и углекислого газа). 2.       Понизить концентрацию исходных веществ (железной окалины и угарного газа). 3.       Понизить температуру.

Реакция.

Чтобы сместить равновесие в сторону продуктов нужно:	Чтобы сместить равновесие в сторону исходных веществ нужно:
1.       Повысить концентрацию исходного вещества (COCl2) 2.       Понизить концентрацию продуктов (угарного газа и хлора). 3.       Повысить температуру. 4.       Понизить давление.	1.       Повысить концентрацию продуктов. 2.       Понизить концентрацию исходных веществ. 3.       Понизить температуру. 4.       Повысить давление.

Реакция.

Чтобы сместить равновесие в сторону продуктов нужно:	Чтобы сместить равновесие в сторону исходных веществ нужно:
1.       Повысить концентрацию исходных веществ. 2.       Понизить концентрацию продукта (удаляя его из реакционной смеси). 3.       Понизить температуру.	1.       Повысить концентрацию продукта. 2.       Понизить концентрацию исходных веществ. 3.       Повысить температуру.

 

 

Переподготовка работников образования — Документ

Ульяновский институт повышения квалификации и

переподготовка работников образования.

Кафедра естествознания

Авторская работа

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 + H₂O, 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,

H₂ + Cl₂ = 2HCl, 2H₂ + O₂ = 2H₂O 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

ВаСl₂ + Н ₂SО ₄ = ВаSО₄↓ + 2НСl

Na ₂CO ₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ ↓ + H₂O

2) образуется малодиссоциированное соединение, напри­мер вода:

НСl + NаОН = Н₂О + NаСl

3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния

Mg + ¹/₂ О₂ = 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 + H₂O 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’ + H₂O, 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 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О 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: H₂ + I₂2HI. 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 3H₂ + N₂2NH₃; обратимы и многие другие реакции, например, окисление диоксида серы 2SO₂ + O₂2SO₃, 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 + 3h4 = 2Nh5 (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 (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). 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 (K₁) и обратной (K₂) реакций.

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

 

K = K₁ / K₂ = ([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} (Н₂) = [H₂] или р_{авновесная}(HI) = [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

aA + bB    dD + fF

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) + СО₂    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 = [CO₂].

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 ([H₂] = 1 моль/л; [I₂] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К_С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n(H₂) = 1 моль, n(I₂) = 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 H₂ и I₂. Новые равновесные концентрации участников реакции: [H₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [I₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [HI] = (2 — x) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение

.

Откуда x = 0,667. Следовательно, [H₂] = 1,333 моль/л; [I₂] = 1,333 моль/л; [HI] = 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 v₁ = k₁[A][B], скорость обратной реакции v₂ = k₂[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 D₂, то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие атомов дейтерия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немного дейтерированного аммиака NH₂D, то дейтерий тут же появится в исходных веществах в виде молекул HD и D₂. 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

(H₂ + Br₂(г) 2HBr, СО + Н₂О (г) СО₂ + Н₂), 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 2SO₂ + O₂2SO₃(г) экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО₃ и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО₂ и О₂, взятых в стехиометрическом соотношении 2:1 (см. СТЕХИОМЕРИЯ), при температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО₃ с выходом около 95%, т.е. состояние равновесия в этих условиях почти полностью смещено в сторону SО₃. При 600° С равновесная смесь содержит уже 76% SО₃, а при 800° С – только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО₂ и лишь около 4% SО₃. 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

С₆Н₁₂С₆Н₆ + 3Н₂ 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 + 2I₂TiI₄ 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:

О₂(г) SО₂(р) + Н₂О H₂SO₃. 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 СО₂(г) СО₂(р) + Н₂О Н₂СО₃ по мере улетучивания СО₂ 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 СО₂ ввести избыток соли кальция, то ионы Са²⁺ будут образовывать осадок СаСО₃, реагируя с угольной кислотой; равновесие СО₂(р) + Н₂О Н₂СО₃ будет смещаться вправо, пока в воде не останется растворенного газа.

Равновесие можно сместить и добавлением реагента. Так, при сливании разбавленных растворов FeCl₃ и KSCN появляется красновато-оранжевая окраска в результате образования тиоцианата (роданида) железа:

FeCl₃ + 3KSCN Fe(SCN)₃ + 3KCl. Если в раствор внести дополнительно FeCl₃ 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·2H₂O). 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 – CaCl₂, CuSO₄ и др. в воде раствор нагревается, а при растворении кристаллогидратов CuSO₄·5H₂O, CaCl₂·6H₂O – 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 NO₂ и бесцветного тетраоксида N₂O₄, 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 2NO₂N₂O₄ в сторону бесцветного N₂O₄ (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 N₂O₄ и димеризация NO₂ – 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 N₂O₄ – 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

 

	V1
A + Б		В
	V2

 

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

 

	V1
A + Б		В	; увеличение P приводит к V1 > V2
	V2
2		1

 

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

 

	V1
A + Б		В + Q, то увеличение tC приводит к V2 > V1
	V2

 

	V1
A + Б		В — Q, то увеличение tC приводит к V1 > V2
	V2

 

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]: V₁ > V₂.

 

4. 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

2. Реакция разложения

карбоната кальция-это

обратимая реакция

а) да б) нет

3. Увеличение температуры

способствует разложению

оксида ртути II на ртуть

и кислород

а) да б) нет

4. В живых системах

происходят обратимые

и необратимые процессы

а) да б) нет.

Тесты с выбором одного правильного ответа

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

1. 2HI(г)↔h4(г)+I2(г)

2. С (тв)+S2(г)↔CS2(г)

3. C3H6(г)+h4(г)↔С3H8(г)

4. h4(г)+F2(г)↔2HF(г) 1балл

6. Химическое равновесие в системе

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

1. повышении давления

2. повышении температуры

3. использовании катализатора

4. понижении температуры; 1балл

7. На состояние химического равновесия в системе

h4(г)+J2(г)↔2HJ(г)-Q

не влияет

1. увеличение давления

2. увеличение концентрации йода

3. увеличение температуры

4. уменьшение температуры; 1балл

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

1. C(тв)+2h4(г)↔СH5(г)

2. 2Nh5(г)↔N2(г)+3h4(г)

3. 2h4(г)+O2(г)↔2h4O(г)

4. FeO(тв)+h4(г)↔Fe+h4O(г) 1балл

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

1. h4(г)+J2(г)↔2HJ(г)

2. SO2(г)+h4O(ж)↔h4SO3(г)

3. CH5(г)+h4O(г)↔CO(г)+3h4(г)

4. 4HCl(г)+O2(г)↔2h4O(г)+2Сl2(г) 1балл

10. На химическое равновесие в системе

N2+3h4↔2Nh5+Q

не оказывает влияние

1. повышение температуры

2. повышение давления

3. удаление аммиака из зоны реакции

4. применение катализатора 1балл

11. 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

12. 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

pt

13. Алкен + h4 ↔ 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

14. Химическое равновесие в системе

2NO2↔2NO+O2-Q

смещается в сторону образования исходных веществ

1) повышении давления

2. повышении температуры

3. понижении давления

4. применения катализатора; 1балл

2. На смещение равновесия вправо в системе

2Nh5↔N2+3h4-Q

оказывает влияние

1. понижение температуры

2. повышение давления

3. использование катализатора

4. повышение температуры; 1балл

2. 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.

2. 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+3h4↔2Nh5+Q

3. h4+CL2↔2HCL+Q

4. C2h4↔2C(тв)+h4-Q 1,5балла

2. Химическое равновесие в системе

+ —

Nh5+h4O↔NH5+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

h4SO4

19) Реакция гидратации этилена Ch4=Ch4+h4O ↔ 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

20. 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

20. 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)

20. На смещение равновесия влияет

1. изменение давления

2. использование катализатора

3. изменение концентраций веществ, участвующих в реакции

4. изменение температуры; 1балл

20. 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

20. 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

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

1. h4(г)+S(г)↔h4S(г)+Q

2. 2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г)+Q

3. 2Nh5(г)↔N2(г)+3h4(г)-Q

4. 2HCL(г)↔h4(г)+СL2(г)-Q; 2балла

20. 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.

20. Равновесие реакции смещается вправо. Привести в соответствие.

А) CO+CL2↔COCL2(г)+Q 1) При повышении давления

Б) N2+3h4↔2Nh5+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

20. Равновесие реакции смещается в сторону образования продуктов реакции. Привести в соответствие.

А) CH5↔C+2h4-Q 1)При увеличении концентрации водорода

Б) 2h4+O2↔2h4O(г)+Q 2)При повышении температуры

В) Ch5OH+Ch5COOH↔Ch5COOCh5 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.

20. 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

20. 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→ NH5NO3 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 + 2h4↔ Ch5OH(г)+Q 2балла

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

С (тв) + 2h4(г)↔CH5(г) + Q 2балла

Ответы к тестам.

№ теста Правильный ответ

1. Б

2. А

3. А

4. А

5. 3

6. 2

7. 1

8. 2

9. 1,2

10. 4

11. 1

12. 1

13. 2

14. 1

15. 4

16. 2

17. 2

18. 2

19. 1,3

20. 3,4

21. 4

22. 2

23. 1

24. 3

25. 3

26. 1,2

27 А-1

Б-1

В-2,3,4

Г-3,4

28. А-2,3

Б-1

В-4

Г-2

28. В- N2+3h4↔2Nh5+Q

Г-2SO2+O2↔2SO3+Q

28. 1) N2+O2↔2NO-Q

2) 2NO+O2↔2NO2+Q

3) 4NO2+2h4O+O2↔4HNO3+Q

4) Nh5+HNO3=NH5NO3

реакция первая

28. CO+2h4↔Ch5OH+Q

Равновесие вправо смещается при:

1. уменьшении температуры

2. увеличении давления

3. увеличения концентрации CO

4. увеличения концентрации h4

5. уменьшение концентрации спирта

28. C+2h4↔CH5+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.

13.4: Смещение равновесия — принцип Ле Шателье

Цели обучения

• Дайте определение Принцип Ле Шателье .
• Предсказать направление сдвига равновесия при нагрузке.

Как только установится равновесие, реакция закончится, верно? Не совсем. Экспериментатор имеет некоторую возможность влиять на равновесие.

Химическое равновесие можно сдвинуть, изменив условия, в которых находится система.Мы говорим, что «напрягаем» равновесие. Когда мы подчеркиваем равновесие, химическая реакция больше не находится в равновесии, и реакция начинает двигаться обратно к равновесию таким образом, чтобы уменьшить напряжение. Формальное утверждение называется принципом Ле Шателье : если равновесие подвергается стрессу, то реакция смещается в сторону уменьшения напряжения.

Существует несколько способов подчеркнуть равновесие. Один из способов заключается в добавлении или удалении продукта или реагента в равновесной химической реакции.Когда добавляется дополнительный реагент, равновесие смещается, чтобы уменьшить это напряжение: получается больше продукта. Когда добавляется дополнительный продукт, равновесие смещается в сторону реагентов, чтобы уменьшить напряжение. Если реагент или продукт удаляются, равновесие смещается в сторону образования большего количества реагента или продукта, соответственно, чтобы компенсировать потерю.

Пример \(\PageIndex{1}\):

Учитывая эту реакцию в равновесии:

\[N_{2}+3H_{2}\rightleftharpoons 2NH_{3}\номер \]

В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

1. H ₂ добавлен.
2. NH ₃ добавлен.
3. NH ₃ удален.

Раствор

1. Если добавить H ₂ , реагента будет больше, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, чтобы уменьшить добавленный H ₂ .
2. Если добавить NH ₃ , то теперь будет больше продукта, поэтому реакция сместится в сторону реагентов, чтобы уменьшить добавленный NH ₃ .
3. Если удалить NH ₃ , продукта будет меньше, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, которые заменят удаленный продукт.

Упражнение \(\PageIndex{1}\)

Учитывая эту реакцию в равновесии:

\[CO(g)+Br_{2}(g)\rightleftharpoons COBr_{2}(g)\без номера \]

В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

1. Br ₂ удален.
2. COBr ₂ добавлен.

Ответы

1. по отношению к реагентам
2. по отношению к реагентам

Стоит отметить, что при добавлении или удалении реагентов или продуктов значение K _eq не изменяется .Химическая реакция просто смещается предсказуемым образом, чтобы восстановить концентрации, так что выражение K _eq возвращается к правильному значению.

Как равновесие реагирует на изменение давления? Изменения давления не оказывают заметного влияния на твердую или жидкую фазы. Однако давление сильно влияет на газовую фазу. Из принципа Ле Шателье следует, что повышение давления смещает равновесие в сторону реакции с меньшим числом молей газа, а понижение давления смещает равновесие в сторону реакции с большим числом молей газа.Если количество молей газа одинаково на обеих сторонах реакции, давление не имеет значения.

Пример \(\PageIndex{2}\):

Как изменится это равновесие, если увеличить давление?

\[N_{2}(g)+3H_{2}(g)\rightleftharpoons 2NH_{3}(g)\без номера \]

Раствор

Согласно принципу Ле Шателье, если давление увеличить, то равновесие сместится в сторону с меньшим числом молей газа. Эта конкретная реакция показывает в общей сложности 4 моля газа в качестве реагентов и 2 моля газа в качестве продуктов, поэтому реакция смещается в сторону продуктов.

Упражнение \(\PageIndex{2}\)

Как изменится это равновесие, если давление уменьшится?

\[3O_{2}(g)\rightleftharpoons 2O_{3}(g)\без номера \]

Ответить

Реакция смещается в сторону реагентов.

Как влияет изменение температуры на равновесие? Это зависит от того, является ли реакция эндотермической или экзотермической. Напомним, что эндотермический означает, что энергия поглощается химической реакцией, а экзотермический означает, что энергия выделяется в результате реакции.Таким образом, энергию можно рассматривать как реагент или продукт, соответственно, реакции:

эндотермические: энергия + реагенты → продукты экзотермические: реагенты → продукты + энергия

Поскольку температура является мерой энергии системы, повышение температуры можно рассматривать как добавление энергии. Реакция будет протекать так, как будто добавляется реагент или продукт, и будет действовать соответственно, смещаясь в другую сторону. Например, если температура повышается для эндотермической реакции, по существу добавляется реагент, поэтому равновесие смещается в сторону продуктов.Снижение температуры эквивалентно уменьшению количества реагента (для эндотермических реакций) или продукта (для экзотермических реакций), и соответственно смещается равновесие.

Пример \(\PageIndex{3}\):

Предскажите влияние повышения температуры на это равновесие.

\[PCl_{3}+Cl_{2}\rightleftharpoons PCl_{5}+60kJ\номер\]

Раствор

Поскольку энергия указана как продукт, она производится, поэтому реакция является экзотермической.Если температура повышается, продукт добавляется к равновесию, поэтому равновесие смещается, чтобы свести к минимуму добавление дополнительного продукта: оно смещается обратно в сторону реагентов.

Упражнение \(\PageIndex{3}\)

Предскажите влияние понижения температуры на это равновесие.

\[N_{2}O_{4}+57кДж\rightleftгарпуны 2NO_{2}\номер\]

Ответить

Равновесие смещается в сторону реагентов.

В случае температуры значение равновесия изменилось, потому что K _eq зависит от температуры.Вот почему равновесия смещаются при изменении температуры.

Катализатор — это вещество, которое увеличивает скорость реакции. В целом катализатор не является реагентом и не расходуется, но все же влияет на скорость протекания реакции. Однако катализатор не влияет на степень или положение реакции в равновесии. Это помогает реакции быстрее достичь равновесия.

Химия повсюду: равновесие в саду

Гортензии – распространенные цветковые растения по всему миру.Хотя многие гортензии белые, есть один распространенный вид ( Hydrangea macrophylla ), цветы которого могут быть красными или синими, как показано на прилагаемом рисунке. Как получается, что у растения могут быть такие разноцветные цветы?

Рисунок \(\PageIndex{1}\) Равновесия в саду © Thinkstock. Этот вид гортензии имеет цветы, которые могут быть как красными, так и синими. Почему разница в цвете?

Интересно, что цвет цветков обусловлен кислотностью почвы, в которую посажена гортензия.Проницательный садовник может отрегулировать pH почвы и фактически изменить цвет цветов. Однако на окраску цветков влияют не ионы H ⁺ или OH ⁻ . Скорее, именно присутствие алюминия вызывает изменение цвета.

Растворимость алюминия в почве и способность растений поглощать его зависят от кислотности почвы. Если почва относительно кислая, алюминий лучше растворяется, и растения легче его усваивают.В этих условиях цветки гортензии голубые, так как ионы Al взаимодействуют с антоциановыми пигментами в растении. В более основных почвах алюминий растворяется хуже, и в этих условиях цветки гортензии красные. Садоводы, которые меняют рН своих почв, чтобы изменить цвет цветков гортензии, таким образом, используют принцип Ле Шателье: количество кислоты в почве изменяет равновесие растворимости алюминия, что, в свою очередь, влияет на цвет цветов.

Ключевые выводы

• Принцип Ле Шателье описывает, как смещается равновесие при изменении условий равновесия.
• Направление сдвига можно предсказать по изменениям концентрации, температуры или давления.
• Катализаторы не влияют на положение равновесия; они помогают реакциям быстрее прийти к равновесию.

Упражнение \(\PageIndex{1}\)

1. Дайте определение Принцип Ле Шателье .
2. Что понимается под стрессом? Какими способами может быть нарушено равновесие?
3. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого напряжения.\[H_{2}(g)+I_{2}(s)+53kJ\rightleftharpoons 2HI(g)\nonumber \]
   1. пониженная температура
   2. повышенное давление
   3. удаление HI
4. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого напряжения. \[H_{2}(g)+F_{2}(g)\rightleftharpoons 2HF(g)+546kJ\nonumber \]
   1. повышенная температура
   2. дополнение H ₂
   3. пониженное давление
5. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого напряжения. \[2SO_{2}(g)+O_{2}(g)\rightleftharpoons 2SO_{3}(g)+196kJ\nonnumber \]
   1. удаление SO ₃
   2. добавление O ₂
   3. пониженная температура
6. Учитывая это равновесие, предскажите направление смещения для каждого напряжения. \[CO_{2}(g)+C(s)+171kJ\rightleftharpoons 2CO(g)\nonnumber \]
   1. добавление CO
   2. повышенное давление
   3. добавление катализатора
7. Синтез NH ₃ использует эту химическую реакцию.\[N_{2}(g)+3H_{2}(g)\rightleftharpoons 2NH_{3}(g)+92kJ\nonumber \]
   Определите три напряжения, которые можно приложить к равновесию, чтобы максимизировать количество NH ₃ .
8. Синтез CaCO ₃ использует эту химическую реакцию. \[CaO(s)+CO_{2}(g)\rightleftharpoons CaCO_{3}(s)+180kJ\nonumber \]
   Определите три напряжения, которые можно наложить на равновесие, чтобы максимизировать количество CaCO ₃ .

Ответы

1. Когда равновесие нарушается, равновесие смещается, чтобы минимизировать это напряжение.

2.  

3.  

   1. по отношению к реагентам

   2. по отношению к реагентам

   3. к продуктам

4.  

5.  

   1. к продуктам

   2. к продуктам

   3. к продуктам

6.  

7. повышенное давление, пониженная температура, удаление NH ₃

13.

3 Сдвигающиеся равновесия: принцип Ле Шателье — химия 2e

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

• Описывать способы воздействия на равновесную систему
• Предсказать реакцию равновесия в напряженном состоянии, используя принцип Ле Шателье

Равновесная система находится в состоянии динамического равновесия, при этом прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью. Если в равновесной системе изменить условия, по-разному влияющие на скорость этих реакций (напряжение ), то скорости перестанут быть равными, и система не будет находиться в равновесии.Впоследствии в системе произойдет результирующая реакция в направлении большей скорости (сдвиг ), которая восстановит равновесие. Это явление резюмируется принципом Ле Шателье: если равновесная система подвергается стрессу, в ответ на стресс система испытывает сдвиг, который восстанавливает равновесие .

На скорость реакции в первую очередь влияют концентрации, как описано в законе скорости реакции, и температура, как описано в уравнении Аррениуса.Следовательно, изменения концентрации и температуры являются двумя стрессами, которые могут сместить равновесие.

Эффект изменения концентрации

Если в равновесной системе изменить концентрацию реагента или продукта, скорость прямой или обратной реакции изменится. В качестве примера рассмотрим равновесную реакцию

h3(г)+I2(г)⇌2HI(г)Kc=50,0при 400°CCh3(г)+I2(г)⇌2HI(г)Kc=50,0при 400°C

Законы скоростей прямой и обратной реакции

впередh3(g)+I2(g)→2HI(g)ratef=kf[h3]m[I2]nreverse2HI(g)→h3(g)+I2(g)rater=kr[HI]xforwardh3(g)+I2 (g)→2HI(g)ratef=kf[h3]m[I2]nreverse2HI(g)→h3(g)+I2(g)rater=kr[HI]x

Когда эта система находится в равновесии, скорости прямой и обратной реакции равны.

Если система подвергается стрессу путем добавления реагента, H ₂ или I ₂ , результирующее увеличение концентрации приводит к увеличению скорости прямой реакции, превышающей скорость обратной реакции:

В системе произойдет временная результирующая реакция в прямом направлении для восстановления равновесия ( равновесие сместится вправо ). Такой же сдвиг произойдет, если из системы будет удален какой-то продукт HI, что уменьшит скорость обратной реакции, что опять-таки приведет к тому же дисбалансу скоростей.

Та же самая логика может быть использована для объяснения сдвига влево, который является результатом либо удаления реагента, либо добавления продукта в равновесную систему. Оба эти напряжения приводят к увеличению скорости обратной реакции

и временная результирующая реакция в обратном направлении для восстановления равновесия.

В качестве альтернативы этой кинетической интерпретации влияние изменений концентрации на равновесие можно рационализировать с точки зрения коэффициентов реакции. Когда система находится в равновесии,

Qc=[HI]2[h3][I2]=KcQc=[HI]2[h3][I2]=Kc

Если добавить реагент (увеличив знаменатель реакции) или удалить продукт (уменьшив числитель), то Q _c < K _c и равновесие сместится вправо. Обратите внимание, что три различных способа создания этого напряжения приводят к трем различным изменениям в составе равновесной смеси. Если добавить H ₂ , правый сдвиг будет потреблять I ₂ и производить HI по мере восстановления равновесия, давая смесь с большей концентрацией H ₂ и HI и меньшей концентрацией I ₂ . чем присутствовал раньше. Если добавить I ₂ , новая равновесная смесь будет иметь более высокие концентрации I ₂ и HI и меньшую концентрацию H ₂ .Наконец, если удалить HI, концентрации всех трех видов будут ниже, когда равновесие будет восстановлено. Несмотря на эти различия в составе, значение константы равновесия после напряжения будет таким же, как и до (согласно закону действующих масс). Та же логика может быть применена к напряжениям, связанным с удалением реагентов или добавлением продукта, и в этом случае Q _c > K _c и равновесие сдвинется влево.

Для таких газофазных равновесий, как это, заслуживают упоминания некоторые дополнительные перспективы изменения концентраций реагентов и продуктов.Парциальное давление P идеального газа пропорционально его молярной концентрации M ,

и, таким образом, изменения парциального давления любого реагента или продукта, по существу, являются изменениями концентрации и, таким образом, оказывают такое же влияние на равновесие. Помимо добавления или удаления реагента или продукта, давления (концентрации) частиц в газофазном равновесии также можно изменить, изменив объем, занимаемый системой . Поскольку все виды газофазного равновесия занимают один и тот же объем, данное изменение объема вызовет одинаковое изменение концентрации как реагентов, так и продуктов.Чтобы определить, какой сдвиг, если таковой имеется, этот тип стресса вызовет стехиометрию реакции, необходимо учитывать стехиометрию реакции.

В равновесии реакция H ₂ ( г ) + I ₂ ( г ) ⇌ 2HI( г ) описывается соотношением реакции

QP=PHI2Ph3PI2=KpQP=PHI2Ph3PI2=Kp

Если объем, занимаемый равновесной смесью этих частиц, уменьшить в 3 раза, то парциальные давления всех трех частиц увеличатся в 3 раза:

Qp’=(3PHI)23Ph33PI2=9PHI29Ph3PI2=PHI2Ph3PI2=QP=KPQP’=QP=KPQp’=(3PHI)23Ph33PI2=9PHI29Ph3PI2=PHI2Ph3PI2=QP=KPQP’=QP=KP

Итак, изменение объема этой газофазной равновесной смеси не приводит к сдвигу равновесия.

Аналогичная обработка другой системы, 2NO ₂ ( г ) ⇌ 2 NO( г ) + O ₂ ( г ), однако дает другой результат:

QP=PNO2PO2PNO22QP’=(3PNO)23PO2(3PNO2)2=9PNO23PO29PNO22=27PNO2PO29PNO22=3QP>KPQP’=3QP>KPQP=PNO2PO2PNO22QP’=(3PNO)23PO2(3PNO2)2=9PNO23PO29PNO2PO2=27PNO2PO2=27PNO2PO2 КП

В этом случае изменение объема приводит к тому, что коэффициент реакции превышает константу равновесия, поэтому равновесие сместится влево.

Эти результаты иллюстрируют взаимосвязь между стехиометрией газофазного равновесия и эффектом изменения давления (концентрации), вызванного объемом. Если суммарные молярные количества реагентов и продуктов равны, как в первом примере, изменение объема не смещает равновесие. Если молярные количества реагентов и продуктов различны, изменение объема сдвинет равновесие в сторону, которая лучше «приспосабливается» к изменению объема. Во втором примере два моля реагента (NO ₂ ) дают три моля продукта (2NO + O ₂ ), поэтому уменьшение объема системы приводит к смещению равновесия влево, поскольку обратная реакция дает меньше газа (2 моль), чем прямая реакция (3 моль).И наоборот, увеличение объема этой равновесной системы приведет к сдвигу в сторону продуктов.

Ссылка на обучение

Перейдите по этой ссылке, чтобы увидеть наглядную демонстрацию того, как равновесие меняется при изменении давления.

Химия в повседневной жизни

Равновесие и безалкогольные напитки

Связь между химией и газированными безалкогольными напитками восходит к 1767 году, когда Джозеф Пристли (1733–1804) разработал метод насыщения воды углекислым газом для получения газированной воды. Подход Пристли включал производство двуокиси углерода путем взаимодействия масла купороса (серной кислоты) с мелом (карбонатом кальция).

Затем диоксид углерода растворяли в воде, реагируя с образованием гидрокарбоната, слабой кислоты, которая впоследствии ионизировалась с образованием бикарбоната и ионов водорода:

растворениеCO2(г)⇌CO2(вод)гидролизCO2(вод)+h3O(ж)⇌h3CO3(вод)ионизацияh3CO3(вод)⇌HCO3-(вод)+H+(вод)растворениеCO2(г)⇌CO2(вод)гидролизCO2(вод) )+h3O(ж)⇌h3CO3(вод)ионизацияh3CO3(вод)⇌HCO3-(вод)+H+(вод)

Те же равновесные реакции лежат в основе современного процесса газирования безалкогольных напитков.Напитки подвергаются воздействию высокого давления газообразного диоксида углерода во время процесса, чтобы сместить первое равновесие вверху вправо, что приводит к желаемым высоким концентрациям растворенного диоксида углерода и, в соответствии с аналогичными сдвигами в двух других равновесиях, его продуктов гидролиза и ионизации. Бутылка или банка затем почти заполняется газированным напитком, оставляя относительно небольшой объем воздуха в контейнере над поверхностью напитка ( свободное пространство ) до того, как он будет запечатан. Давление двуокиси углерода в свободном пространстве контейнера очень низкое сразу после герметизации, но оно повышается по мере восстановления равновесия растворения за счет смещения влево. Поскольку объем напитка значительно превышает объем свободного пространства, в свободное пространство теряется лишь относительно небольшое количество растворенного диоксида углерода.

Когда контейнер с газированным напитком открывается, слышен шипящий звук, когда сжатый CO ₂ выходит из свободного пространства.Это вызывает сдвиг равновесия растворения влево, что приводит к уменьшению концентрации растворенного CO ₂ и последующему сдвигу влево равновесий гидролиза и ионизации. К счастью для потребителя, равновесие растворения обычно восстанавливается медленно, поэтому напитком можно наслаждаться, пока концентрация растворенного в нем углекислого газа остается приемлемо высокой. После восстановления равновесия концентрация CO ₂ ( aq ) будет значительно снижена, и напиток приобретет характерный вкус, называемый «плоским».

Фигура 13,7 Открытие бутылки с безалкогольным напитком снижает давление CO ₂ над напитком, сдвигая равновесие растворения и высвобождая растворенный CO ₂ из напитка. (кредит: модификация работы «D Coetzee»/Flickr)

Влияние изменения температуры

В соответствии с законом действующих масс равновесие, нарушаемое изменением концентрации, сместится, чтобы восстановить равновесие без какого-либо изменения значения константы равновесия, K .Однако когда равновесие смещается в ответ на изменение температуры, оно восстанавливается с другим относительным составом, который показывает другое значение константы равновесия.

Чтобы понять это явление, рассмотрим элементарную реакцию

Поскольку это элементарная реакция, законы скоростей для прямого и обратного хода могут быть выведены непосредственно из стехиометрии сбалансированного уравнения:

ratef=kf[A]rater=kr[B]ratef=kf[A]rater=kr[B]

Когда система находится в равновесии,

. Подстановка законов скорости в это равенство и перестановка дает

. kf[A]=kr[B][B][A]=kfkr=Kckf[A]=kr[B][B][A]=kfkr=Kc

Видно, что константа равновесия является математической функцией констант скоростей прямой и обратной реакций.Поскольку константы скорости изменяются в зависимости от температуры, как описывается уравнением Аррениуса, само собой разумеющееся, что константа равновесия будет также изменяться в зависимости от температуры (при условии, что на константы скорости в разной степени влияет изменение температуры). Для более сложных реакций, включающих многоступенчатые механизмы реакции, существует аналогичная, но более сложная математическая связь между константой равновесия и константами скорости стадий механизма. Независимо от того, насколько сложной может быть реакция, зависимость ее константы равновесия от температуры сохраняется.

Предсказание смещения равновесия в ответ на изменение температуры удобнее всего выполнять, рассматривая изменение энтальпии реакции. Например, разложение четырехокиси диазота является эндотермическим (теплоемким) процессом:

N2O4(г)⇌2NO2(г)ΔH=+57,20кДж N2O4(г)⇌2NO2(г)ΔH=+57,20кДж

В целях применения принципа Ле Шателье теплота ( q ) может рассматриваться как реагент:

тепло+N2O4(г)⇌2NO2(г)тепло+N2O4(г)⇌2NO2(г)

Повышение температуры системы сродни увеличению количества реагента, поэтому равновесие сдвинется вправо.Понижение температуры системы также приведет к смещению равновесия влево. Для экзотермических процессов тепло рассматривается как продукт реакции, поэтому наблюдается обратная температурная зависимость.

Эффект катализатора

В главе, посвященной кинетике этого текста, катализатор определяется как вещество, позволяющее реакции протекать по другому механизму с повышенной скоростью. Механизм катализируемой реакции включает переходное состояние с более низкой энергией, чем некатализируемая реакция, что приводит к более низкой энергии активации, E _a , и, соответственно, большей константе скорости.

Чтобы понять влияние катализа на равновесную систему, рассмотрите диаграмму простой одностадийной (элементарной) реакции, показанную на рис. 13.8. Пониженная энергия переходного состояния катализируемой реакции приводит к пониженной энергии активации как прямой, так и обратной реакции. Следовательно, и прямая, и обратная реакции ускоряются, и равновесие достигается быстрее , но без изменения константы равновесия .

Фигура 13.8 Диаграммы реакции для элементарного процесса в отсутствие (красный) и в присутствии (синий) катализатора. Наличие катализатора снижает энергию активации как прямой, так и обратной реакции, но не влияет на значение константы равновесия.

Интересным примером, иллюстрирующим эти концепции равновесия, является промышленное производство аммиака, NH ₃ . Это вещество входит в «десятку лучших» промышленных химикатов с точки зрения производства, ежегодно в США производится около двух миллиардов фунтов. Аммиак используется в качестве химического сырья для синтеза широкого спектра коммерчески полезных соединений, включая удобрения, пластмассы, красители и взрывчатые вещества.

В большинстве случаев промышленного производства аммиака используется процесс Габера-Боша , основанный на следующей равновесной реакции:

N2(г)+3h3(г)⇌2Nh4(г)ΔH=-92,2кJN2(г)+3h3(г)⇌2Nh4(г)ΔH=-92,2кДж

Особенности этой реакции создают проблемы для ее использования в эффективном промышленном процессе. Константа равновесия относительно мала ( K _p порядка 10 ^-5 при 25 ° C), что означает, что в равновесной смеси присутствует очень мало аммиака.Кроме того, скорость этой реакции относительно низкая при низких температурах. Чтобы увеличить выход аммиака, промышленный процесс разработан так, чтобы он работал в условиях, благоприятствующих образованию продукта:

• Применяются высокие давления (концентрации) реагентов, ~150-250 атм, для смещения равновесия вправо, способствующего образованию продуктов.
• Аммиак постоянно удаляется (собирается) из равновесной смеси во время процесса, понижая его концентрацию, а также сдвигая равновесие вправо.
• Хотя низкие температуры благоприятствуют образованию продуктов для этого экзотермического процесса, скорость реакции при низких температурах неэффективно низкая. Катализатор используется для ускорения реакции до разумных скоростей при относительно умеренных температурах (400–500 ° C).

Схема, иллюстрирующая типичную промышленную установку для производства аммиака с помощью процесса Габера-Боша, показана на рис. 13.9.

Фигура 13,9 На рисунке показана типичная промышленная установка для коммерческого производства аммиака по процессу Габера-Боша.Процесс протекает в условиях, которые напрягают химическое равновесие, чтобы способствовать образованию продукта.

Равновесие и принцип Ле-Шателье — История вопроса

Равновесие и принцип Ле-Шателье — Предыстория

Принцип Ле-Шателье — изменение концентрации

Система находится в равновесии, если скорости прямой и обратной реакции равны. При добавлении дополнительного реагента скорость прямой реакции увеличивается.Поскольку скорость обратной реакции изначально неизменна, равновесие, по-видимому, смещается в сторону продукта или правой части уравнения. По мере расходования дополнительного реагента скорость подачи замедляется. Когда скорости прямой и обратной реакций снова сравняются, система вернется в равновесие. Удобно думать об этом как о смещении системы вправо для удаления добавленного реагента.

Хотя нарушенная система вернется к равновесию, это не совсем то же самое равновесие, которое существовало до приложения нагрузки.Одно различие будет заключаться в концентрациях реагентов и продуктов. Рассмотрим систему ниже:

H ₂ + I ₂ 2 HI

Если мы добавим немного водорода в систему, находящуюся в равновесии, система сдвинется вправо в попытке удалить лишний водород. Можно показать математически, что он не сможет удалить все это. Следовательно, новая равновесная концентрация водорода будет выше, чем она была в исходном равновесии. Единственный способ, которым система должна удалить водород, — это реакция с йодом.Следовательно, новая равновесная концентрация йода будет ниже, чем она была при исходном равновесии. Когда водород и йод реагируют, они образуют йодистый водород, поэтому концентрация йодистого водорода будет выше, чем в исходных равновесных условиях. Мы могли бы обобщить эффекты в таблице, подобной приведенной ниже, в которой скобки используются для представления концентраций.

прикладное напряжение	направление смены	эффект на [H 2 ]	влияет на [I 2 ]	эффект на [HI]
H 2 добавлен	справа	увеличилось	уменьшилось	увеличилось

Если бы водород был удален из системы, равновесие сместилось бы влево в попытке сделать его больше.Мы могли бы математически доказать, что он не сможет пополнить его полностью и что новая равновесная концентрация водорода будет ниже, чем при исходном равновесии. Чтобы произвести больше водорода, система должна израсходовать йодистый водород, в результате чего его новая равновесная концентрация станет ниже, чем она была в исходном равновесии. При разложении йодистого водорода образуется и водорода и йода. Новая равновесная концентрация йода будет выше, чем она была при исходном равновесии.

прикладное напряжение	направление смены	эффект на [H 2 ]	влияет на [I 2 ]	эффект на [HI]
H 2 снято	осталось	уменьшилось	увеличилось	уменьшилось

Попрактикуйтесь в использовании принципа Ле-Шателье, предсказав, что должно произойти, если (1) йод добавить в систему, находящуюся в равновесии, (2) йод удалить из системы, находящейся в равновесии, (3) йодистый водород добавить в систему, находящуюся в равновесии, и (4) ) иодистый водород удаляется из системы при равновесии. Когда закончите, проверьте свои ответы.

Продолжайте использовать изменения температуры в качестве равновесного напряжения.

Химическое равновесие

Показания для этого раздела

Петруччи: Глава 15

---

• Часто (в наших стехиометрических расчетах) мы считаем, что реакции доходят до завершения, т.е. , что один или несколько из реагенты полностью израсходованы.
• Это предположение не всегда верно и в действительности никогда не 100% правда.
• В этом мире нет ничего стопроцентного. Не существует «чистого» вещества, нет «полной» реакции в закрытом контейнере, но мы часто можем сделать такое предположение практически без дополнительных неопределенность.
• Любая химическая система в закрытом контейнере всегда достичь состояния равновесия . Иногда это равновесие состояние может быть таким, что в контейнере почти нет продуктов или почти нет реагентов, но это все еще равновесие.
• В открытой системе некоторые реакции могут завершиться, если устроен так, что продукт покидает систему как есть произведено. Например, жидкая реакционная смесь, в которой один из продукция представляет собой газ. Если контейнер открыт, а газ дали сдуть, обратной реакции быть не может поскольку этот конкретный компонент исчезнет.

Мы будем исследовать более общие случаи, когда имеет место равновесие. Равновесия могут возникать в твердом, жидком или газообразном состоянии. Начнем с газовой фазы равновесия как простой тип реакции, но общие принципы, которые мы исследуем здесь будет продолжаться и в других фазах.

Рассмотрим химическую систему в газовой фазе, представленную следующим химическим уравнение:

2 НЕТ ₂ (ж) N ₂ О ₄ (ж)

Реактивы красновато-коричневые, продукты бесцветные. И температура, и давление влияет на это равновесие.Более высокое давление (за счет сжатия контейнера содержащий реакционную смесь) будет способствовать получению продукта (бесцветный) за счет количества реагента (окрашенный) следовательно, можно наблюдать изменение равновесия при сжатии реакционного сосуда или расширенный (как в поршне, движущемся вверх и вниз в стеклянном цилиндре. )

Определение: Равновесие:

Применительно к химической реакционной системе: Состояние реакционной смеси при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Обратите внимание, что нет ссылок на количества реагентов, необходимых для достичь этого состояния. Это означает, что некоторые равновесные системы могут иметь в основном реагенты, другие, в основном продукты и в редких случаях такое же количество реагенты и продукты. Не сумма является решающим фактором. Как правило, чем больше количество реагента или продукта, тем быстрее будет скорость, с которой происходит прямая или обратная реакция. То Зависимость между количеством вещества и скоростью реакции приведена в раздел о кинетике далее в этих примечаниях. Достаточно сказать, что в большинстве случаев, если концентрация реагентов повышается, увеличивается и скорость превращения этих реагентов в продукты.

Давайте рассмотрим простой пример:

Равновесие между реагентом А и продуктом В: А Б

Если изначально В нет, то и обратной реакции быть не может. То Кинетическая молекулярная теория говорит нам, что скорость реакции в некоторой степени зависит от частота столкновений и что частота столкновений молекул A с друг друга зависит от того, сколько молекул находится в контейнере.Это кажется придавать смысл. Следовательно, по мере уменьшения количества А по сравнению с начальным ситуации (израсходованной в прямой реакции) прямая скорость упадет. Точно так же, когда количество B увеличивается из-за прямой реакции, тогда обратная ставка будет увеличиваться с нуля. в конце концов, будет достигнута точка, где прямая и обратная скорости равны. В этот момент и до некоторых на систему действует напряжение, реагенты А образуются и расходуются при одинаковые ставки, как и продукты B.Таким образом, хотя реакция продолжается не ослабевает, мы не видим общих изменений в количестве ни A, ни B.

Рис. 1: показывает измеряемые физические параметры системы по мере ее приближения к равновесие, начиная с условий только реагентов и нет продуктов.

Верхний график представляет собой сравнение величин скоростей прямого и обратные реакции в системе по мере ее приближения к равновесию. В начале реакции идет только прямая реакция, так как нет продуктов еще реагировать.С течением времени величина форвардного курса уменьшается а скорость обратной увеличивается. В конце концов (только через бесконечное время) две величины равны, и химическая система достигла равновесия. Обратите внимание, что здесь я использовал величины. Это связано с тем, что по определению форвардный курс должен быть отрицательным значением обратного курса в состоянии равновесия. За В иллюстративных целях я показываю здесь только величину ставок.

Нижний график показывает количество Реагентов и Продуктов одного и того же системы по мере ее приближения к равновесию.Изначально есть только реагенты но с течением времени образуются продукты и расходуются реагенты. Согласно этому графику, когда достигается равновесие, количество реагенты и продукты больше не меняются, но не обязательно равны каждому разное. {(l+m)-(j+k)},\]

в расчете на отдельные единицы давления кПа.

Для реакции, в которой существует особое условие l+m = j+k . Неважно, какие единицы измерения мы используем (давление или концентрация), поскольку единицы измерения будут все отменяется для однофазной реакции. Для систем, где все блоки отменить, мы видим, что K _c = K _p = K независимо от того, какие единицы измерения мы используем.

Не все реакционные системы являются однофазными. Например, реакции с участием давления паров некоторых химических веществ и концентраций жидкости в реакционной смеси др.Такие константы равновесия протекают в двухфазных реакциях. Для такого примера мы не можем вычислить либо K _c , либо K _p , поскольку блоки не все давление или вся концентрация. Более общая форма – это константа термодинамического равновесия, K . Нам нужно лучшее описание способности химических веществ привлекать себя в реакции, чем концентрация или давление. Это больше общая мера называется активностью химического вещества.

Виды деятельности

True Константы термодинамического равновесия рассчитываются с использованием Мероприятия компонентов реакции. Мы будем использовать упрощенное определение, называемое относительная активность вещества, которая связана с некоторой стандартной мерой (концентрация, давление и т. д.) этого вещества через

Относительная активность  (a)        =         мера/стандартная мера.

Например, если используются концентрации, единицами измерения будут моль/л.То Стандартная концентрация водного раствора составляет 1 M . Таким образом, вещество А с концентрация [A] (в M ) будет иметь относительную активность a _A = [А] / 1 М (обратите внимание, что в этом случае единицы были просто аннулированы этим процессом) . Аналогично, если парциальное давление газообразного вещества А равно p _A тогда относительная активность равна a _A = p _A / p _A где p _A = 100 кПа. к}\]

Поскольку отдельные виды деятельности безразмерны, то же самое и с K постоянный. Вот такая константа K нам нужна в термодинамические уравнения, такие как мы увидим в термодинамике раздел позже. Как правило, это хорошая привычка, чтобы начать использовать этот вид K постоянный исключительно.

Вернуться к началу

---

Пример: процесс Хабера

. Рассмотрим процесс превращение водорода и азота в аммиак.3 \times a_{\mathrm{N}_2}}\]

При комнатной температуре скорость этой реакции очень мала. Это будет казаться случайному наблюдателю, что никакой реакции не происходит. На более высоких температурах реакции ускоряются и равновесие достигается быстрее.

Пример: При 127°С были получены 3 следующих набора равновесных концентраций. измеряется для конкретной реакционной смеси. Что такое равновесие постоянная К?

P _{NH 3} = 103 KPA _{78 P N 2 N 2 = 2830 KPA
P H 2 = 10. 3 кПа}

Константа термодинамического равновесия, определенная выше, использует виды деятельности. Нам нужно преобразовать измеренное давление в деятельность. Мы делаем это путем деления на стандартное давление газа. В единицах кПа стандартное давление 100 кПа. поэтому мы можем таким образом написать:

A _{NH 3} = 103 KPA / 100 кПа = 1.03
_{78 A N 2 = 2830 KPA / 100 KPA = 28,3}

8 A _{H 2} = 10.{1/2}}{1,03}=\frac{1}{5,86} = 0,171\] \[K»=\frac{1}{K’}\]

Таким образом, нам нужно позаботиться о том, чтобы связать конкретную константу равновесия значение с правильным связанным выражением равновесия. То Однако константы равновесия различных форм одного и того же уравнения равны связанные,  Например, если мы удвоим коэффициенты сбалансированного химическое уравнение, мы удваиваем показатели активности, т.е. , мы возводим в квадрат активности, и, следовательно, мы возводим в квадрат константу равновесия; если мы уменьшаем вдвое коэффициенты, затем уменьшаем вдвое показатели степени (квадратный корень) и т. д. Если мы перевернем уравнение, мы возьмем обратную величину константы K (умножить показатели на -1).

Вернуться к началу

---

В прошлой лекции я упомянул, что некоторые равновесия могут включать материалы в разные фазы. Мы обсудим здесь, как обращаться с некоторыми из этих случаев.

Рассмотрим случай разложения карбоната кальция на известь и углерод. диоксид:

СаСО ₃ (с) CaO(т) + CO ₂ (г)

Выражение константы равновесия:

\[K=\frac{a_{CaO}\times a_{CO_2}}{a_{CaCO_3}}\]

Однако концентрации твердых веществ карбоната кальция и извести не влияют на равновесие.Активность чистого твердого тела (или жидкости) всегда близки к единице, поэтому их можно исключить из уравнения с никаких изменений в результате.

К = a _{СО 2} .

Ваш собственный опыт также может подсказать вам это. Вы когда-нибудь добавляли сахар в напиток (скажем, coolaid), чтобы подсластить его. Если вы похожи на большинство людей, было время, когда нравилось только сладкое (детство).В этом случае, вы добавили столько сахара, сколько могли, прежде чем ваша мать или отец съели обратно в дозатор сахара, и всегда оставался немного сахара нерастворенный на дне стакана. Неважно, сколько сахара вы добавили, только определенное его количество действительно растворилось. Хотя это скорее физический процесс, чем химический процесс, идея та же. Количество сахар в растворе (концентрация) не зависел от добавления большего количества твердого сахара, его активность равна просто 1, поэтому на значение K это не влияет.

Другой пример с твердыми телами и газами:

НХ ₄ ГС ( с ) NH ₃ (г) + H ₂ S (г)

дает нам

\[K = \ frac {a _ {\ mathrm {NH} _3} \ times a _ {\ mathrm {H} _2 \ mathrm {S}}} {a _ {\ mathrm {NH} _4 \ mathrm {HS}}} \ ]

Мы можем упростить это выражение, поскольку активность чистого NH ₄ HS твердый 1. +}} {a _ {\ mathrm {HF}}} \]

Обратите внимание, что мы не учитывали активность растворителя, т.к. вода, т.е.o_{\mathrm{вода}})$ будет ~1.

Вернуться к началу

---

Константы равновесия можно свести в таблицу и использовать по мере необходимости.

Мы можем, например, решить, будет ли конкретная реакционная система реагировать почти полностью (очень большое K) или почти совсем не завершено (очень маленькое K) или где-то между. Чем больше значение К, тем больше будет реакция. перейти вправо (больше продуктов). Чем меньше значение К, тем больше реакция найдет равновесие слева (больше реагентов).мы рассмотрим эту концепцию далее в последующих лекциях.

Коэффициент реакции

В условиях, когда система не находится в равновесии или мы не уверены, система находится в равновесии, мы не можем использовать измеренные действия для определения константа равновесия. Мы все еще можем использовать тот же формализм для вычисления параметр, называемый коэффициентом реакции, Q . Коэффициент реакции — это параметр, который говорит нам о мгновенном состояния системы независимо от того, находится ли она в равновесии или нет.Под особых условиях, когда система находится в равновесии, то наш новый параметр, Q = К .

Для химической системы, независимо от того, находится она в равновесии или нет, мы можем рассчитать величина, определяемая законом действующих масс. Только если система находится в равновесии, это значение будет константой равновесия. В общем случае мы называем это значение коэффициент реакции Q . Снова принимая равновесие Габера, мы можем записать коэффициент реакции системы в любой момент времени.3 \times a_{\mathrm{N}_2}}\]

В этом случае мы не обязательно используем равновесные концентрации и следовательно, мы рассчитали не константу равновесия K , а реакцию частное Q . Теперь мы можем сравнить два значения следующим образом:

Q < K : Это означает, что реакция не в равновесии и что реакция должна протекать до право (сделать больше продуктов), чтобы добраться до равновесия.

Q = K : на данный момент количество продуктов и реагентов как раз подходит для удовлетворения равновесия условия.

Q > K : подразумевает, что их слишком много продукты. Реакция пойдет влево в производить больше реагента (и снижать количество продукта) до Q = К .

ПРИМЕЧАНИЕ: если вы не используете относительную активность для расчета Q и K , вы должны сравнить Q _c с K _c , a Q _p с K _p и т. д. .

---

Пример

Рассмотрим равновесие Габера при 500С. К = 3,5 10 ^-7 . Предсказывать в какую сторону сместится равновесие в каждом из следующих случаев.

	р NH 3	р Н 2	р Н 2
а.	4,16 кПа	8,3 кПа	403,5 кПа
б.	0,83 кПа	1470 кПа	6,20 кПа
г.	0,416 кПа	416 кПа	2,08 ?10 4 кПа

 

Раствор

а.{-3}\]

Так как Q < K реакция пойдет на прямо до равновесия.

Расчет равновесных давлений и концентраций:

Обычно нас просят найти равновесные концентрации (или давления) заданные начальные значения. Основной метод решения этих проблем всегда то же. Я попытаюсь познакомить вас с соответствующими шагами. Заметьте, однако что точное выполнение шагов может варьироваться от проблемы к проблеме. В в целом этот метод называется методом таблицы ICE, где инициалы I,C,E обозначают Initial, Change и Equilibrium соответственно. Смысл этого метода заключается в определении равновесных значений или выражений, которые мы можем затем подставить в выражение константы равновесия.

1. Определите сбалансированное химическое уравнение для рассматриваемого равновесия. Убедитесь, что вы использовали правильную формулу (например, константа K представить уравнение, где есть один моль продуктов и т. д. …)
2. Устанавливать условия (количество присутствующих реагентов и продуктов) нельзя. принимая во внимание сам процесс равновесия, т.е. , представьте, что вы можно искусственно отключить равновесную реакцию, пока вы не будете готовы.
3. Теперь включите равновесие. количество x будет реагировать с использованием реагентов и производящие продукты. В одних задачах х задано, в других должно быть определенный.
4. Выполните вычисления, чтобы найти неизвестное, подставив в выражение константы равновесия для сбалансированной химической реакции, которую вы написали на шаге 1.

Я проиллюстрирую эти шаги решением следующей задачи.

Реакция образования газообразного фтористого водорода из водорода и фтор имеет константу равновесия K , равную 1,15 10 ² . 200,0 кПа каждого соединения в день добавляют в колбу на 1,5 л. Рассчитать равновесие парциальные давления всех видов.

Для этого мы используем метод, называемый расчетом таблицы ICE. В этого метода, мы табулируем процесс вычислений таким образом, что столбцы соответствуют каждому из видов в сбалансированной химической реакции, а строки соответствуют шагам расчетов.Это: (I) начальный действия, (C) изменения в этих действиях, которые необходимы для достижения равновесие и, наконец, (Е) равновесная деятельность.

 

	Сбалансированное химическое уравнение
	H 2 (2)   +   F 2 (g)		2 ВЧ (г)
Начальная относительная активность (I).	2.000       2.000		2.000
Никаких других подготовительных расчетов не требуется. Мы можно позволить реакции протекать до равновесия. Пусть x быть общее количество реакции, выраженное как относительная активность. То индивидуальные изменения можно определить из стехиометрии следующим образом. Обратите внимание, что реагенты израсходованы, поэтому изменение отрицательное.
Изменение для достижения равновесия (C)	-х -х		+2x
Равновесная деятельность (I + C = E)	2.2} = \frac{(2.000+2x)}{(2.000-x)}=10,7\] После некоторых вычислений получаем х = 1,528. Таким образом теперь можно рассчитать равновесные относительные активности: a H 2 = a F 2 = 2,000 — 1,528 = 0,472 и ВЧ   = 2. 000 + 21.528 = 5,056 Теперь переведите относительную активность обратно в давление, умножив на стандартное давление. р Н 2 = р F 2 = 0,742 100 кПа = 47,2 кПа p HF   = 5.056 100 кПа = 505,6 кПа сокращаются в выражении константы равновесия и, следовательно, K c = K p = K. Таким образом, мы могли бы использовать парциальные давления или концентрации непосредственно в выражении равновесия, чтобы прийти к одному и тому же числовой ответ. Как правило, вам следует использовать действия, если вы не видите явные единицы по константе равновесия. Мы можем выполнить проверку, пересчитав K из этих расчетных давлений. чтобы убедиться, что определено правильное значение (оно есть). Этот пример было просто решить только потому, что мы случайно выбрали начальный количеств реагентов, что позволило упростить выражение с помощью квадратный корень из всего уравнения. Во многих случаях эти расчеты требуют использование формулы квадрата для получения решения. Системы с малыми константами K В некоторых случаях мы можем воспользоваться определенными условиями, чтобы сделать некоторые предположения об ответе, что, в свою очередь, облегчит вычисление отвечать.Мы всегда должны проверять любые предположения, которые мы делаем, расчетами. я буду проиллюстрируйте это следующим примером Газообразный NOCl разлагается не полностью с образованием газов NO и Cl 2 . Первоначально учитывая, что 1,0 моль NOCl вводят в емкость объемом 2,0 л при 300 K без присутствия NO или Cl 2 , каковы равновесные давления? \[PV=nRT\] \[P=\frac{nRT}{V}\] \[P=\frac{10\times 8.3\; \mathrm{кПа}\] Обратите внимание, что я быстро вытащил на вас здесь. Вы всегда должны переводить все свои единицы в СИ, чтобы гарантировать что вы получите правильный числовой ответ в конце. я не конвертировал от длины до метра 3 . Почему это сработало? Преобразование м в единицы СИ 3 1000 л (он же kL) = 1 м 3 . Этот тысячный коэффициент есть в ответе, потому что я конвертирую единицу Па в значении R к кПа в ответ.Это быстрый способ всегда поступают при использовании закона идеального газа. Если вы используете объем в литрах тогда вы должны использовать давление в килоПаскалях. Иначе вы, Паскали и кубических метров, так как они являются истинными единицами СИ. Это работает, потому что PV должно быть постоянным, поэтому, используя единичный анализ, kL  Pa = L  kPa. a NOCl = 1,210 3 /100 = 12 Сбалансированное химическое уравнение:   2 NOCl (г) 2 НЕТ (г) + Класс 2 (г) Начальная деятельность 12   0 0 Изменить -2 х   +2 x +х Равновесная активность 12-2 x   2 x х , поэтому мы можем подставить эти равновесные действия в равновесные выражение: \[К=4. 2}\] Поскольку значение K по крайней мере на два порядка меньше, чем деятельности 12, мы можем попробовать следующее предположение. Мы предполагаем, что степень реакции мала (поскольку К мало), и, следовательно, х маленький. Предположим, что x настолько мало, что знаменатель (12-2 x ) можно аппроксимировать формулой (12). (или по-другому: предположим, что 2 x << 0.{-3}\] Теперь проверим справедливость нашего предположения. наше предположение было 12 — 2 x   ≈  0,012 результаты показывают 12 — 20,00113 = 11 ,98   ≈  12 (нижний индекс означает незначащую цифру) 0,01198 отличается от 0,012 на 0,17%. Произвольное отсечение для этих типов расчетов составляет около 5%, так что это хорошее предположение. Теперь мы можем рассчитать равновесную активность. a NOCl = 12 — 2x ≈ 12 (округлить до двух знаков. инжир) и НЕТ = 2x = 0,0023 a Класс 2 =   х  =  0,0011.     р NOCl = 12 100 = 1200 кПа стр НЕТ = 0.0023 100 = 0,23 кПа р Класс 2 = 0,0011 100 = 0,11 кПа Опять же, мы можем проверить правильность нашей работы, заменив эти в выражение равновесия, чтобы увидеть, получим ли мы правильное значение для K (мы делаем, в пределах примерно 5%). Этот метод предположения о том, что произошла реакция (маленький x ) из-за небольшого значения K решить проблему немного проще. Это действителен большую часть времени, если константа K составляет не менее двух порядков величины меньше, чем деятельности. Вы можете видеть, что в этом случае мы были на грани. Наши ответы были точными примерно до 2 сиг. инжир Если бы нам нужно было больше точности на наши числовые ответы, мы не могли сделать предположение. Системы с большими константами K Когда константа K велика, мы можем упростить расчеты, добавив один дополнительный шаг перед использованием ледяного стола.Так как K велико, почти 100% реакция протекает до достижения равновесия. В этом случае количество реакции (выполненной обычным способом) было бы почти точно таким же, как количества (предельного) реагента, и наши расчеты были бы очень трудными. Если мы сначала притворимся, что реакция завершается, а затем позволим ей обратимся к равновесию, мы получим результаты, с которыми легче работать.   Рассмотрим реакцию горения 100 кПа метана в избытке кислорода. (80 кПа) для производства окиси углерода и газообразного водорода. CH 4 (ж) + 1/2 O 2 (ж) $\rightarrow$ CO (г) + 2 H 2 (ж) К = 1,410 15 Сначала сделаем это обычным способом.     CH 4 (г)   + 1/2 O 2       $\rightarrow$ СО(и) + 2 Н 2 (г) Я  (давление) 100 кПа 80 кПа 0 0   (деятельность) 1.00 0.80 0 0             C   -x -1/2x +x +2x             E   1. {1/2}}\] Таким образом, х = 0,9999999999999984. Так как только два знака. фиги действительны, нам пришлось бы округлить до 1,0 и от что мы должны были бы предположить, что все CH 4 были израсходованы (1 —  x = 0). Но мы знаем, что существует измеримая константа K, поэтому должно быть измеряемое количество CH 4 в состоянии равновесия. Попробуем еще раз, сначала проведем предельный расчет реагента (в серый) посмотреть какой реагент израсходован, сколько другого осталось и сколько производится каждый продукт.В этом случае расчет предельных реагентов показало бы, что весь метан израсходован. Мы можем быстро разобраться в количество израсходованного кислорода и продуктов, созданных с использованием стехиометрии. Как только расчет предельных реагентов выполнен, мы можем составить таблицу ICE.     CH 4 (г)   + 1/2 O 2 $\rightarrow$ СО(и)   + 2 Н 2 (г)    (давления)   100 кПа 80 кПа 0 0   100% реакция Изменение   -100 кПа -(100/2) кПа +100 кПа +1002 кПа   (После лимитирующего реагента вычисл. )   0 30 кПа 100 кПа 200 кПа             Я (преобразовать в действия)   0 0,30 1,00 2,00             С   +х +1/2x -х -2x             Е   х 0.2}{х\раз\sqrt{0,30}}\] Здесь мы предполагаем, что 90 006 x 90 007 – это мало. В другими словами, мы предполагаем, что 1,00 — x = 1,00 и 2,00 — 2 x = 2,00 и 0,30 + 1/2 x = 0,30. Таким образом, мы смогли упростить выражение. Получаем х = 1,610 -14 . Значение x как минимум на 13 порядков меньше, чем константы; очевидно, наше предположение о x является маленьким. Теперь мы умножаем на 100 кПа, чтобы преобразовать значения равновесной активности в давление, так что теперь мы можем сообщать количество (давление) всех химических веществ. p (CH 4 ) = 100 кПа 1,610 -14 = 1,610 -12 кПа. p (O 2 ) = 30 кПа p (CO 2 ) = 100 кПа p (H 0 ) знак равно 200 кПа. Вернуться к началу Химическая система, находящаяся в равновесии, имеет множество факторов, влияющих на положение то равновесие. Количество каждого из компонентов, температура, давление (особенно в газофазных реакциях), наличие радиации, и т.д. . Мы должны быть в состоянии проанализировать эти условия и определить, является ли одно из них изменило то, какое влияние это окажет на положение равновесия. Во всем этом путеводной звездой является Принцип Ле Штелье (LP).Это штаты: Если к системе, находящейся в равновесии, приложено изменение (напряжение), система настроить, чтобы попытаться уменьшить изменение . Рассмотрим снова процесс Габера для производства NH 3 . Опыт показывает, что давление и температура влияют на равновесие. Более высокое давление дает большее количество NH 3 и более высокие температуры. дают меньшие количества NH 3 при равновесии.глядя только на эти данные, можно подумать, что высокое давление, низкая температура — хороший набор условий для получения высоких выходов аммиака. К сожалению, при низких температурах скорость реакции медленнее. Должен быть достигнут баланс между термодинамическими требования к высокому выходу и кинетические требования для достижения результаты быстро. Кинетику мы рассмотрим позже. Мы сосредоточимся на термодинамических свойствах смеси в качестве примера. Эффект изменения концентрации Рассмотрим процесс Габера (3 H 2 + N 2 2 NH 3 ) в равновесии со следующими концентрациями: [Н 2 ] = 0,399 М , [H 2 ] = 1,197 M ,       [NH 3 ] = 0,202 М . Какой эффект произведет добавление N 2 в систему таким образом, что ее концентрация повышается (мгновенно) на 1.000 М . Из LP мы можем догадаться, что если добавление N 2 является изменением, то равновесие сместится, чтобы попытаться израсходовать часть лишних N 2 . То равновесие сместится вправо. Расчет Q подтвердит это количественно. Теперь мы можем рассчитать константу равновесия из равновесия концентрации. В данном случае мы просто сравниваем K . с Q , поэтому мы просто проведем расчеты, используя концентрацию значения, а не пытаться преобразовать в деятельность. {-2}\] Очевидно, что Q c < K c и, следовательно, равновесие сместится вправо, чтобы произвести больше продукции (увеличив Q , пока не будет равно K снова). Это как раз то, что предсказал LP качественно. Влияние изменения давления Есть три способа повлиять на изменение давления газовой реакции смесь. Добавление или удаление газообразного реагента или продукта. Добавить инертный газ (не участвует в реакции). Изменить объем контейнера. Первый вариант мы уже рассматривали выше. Второй не повлияет на реакцию в газовой фазе (согласно предположения, сделанные при выводе закона идеального газа). Поскольку парциальные давления (или концентрации) отдельных газовых компонентов реакции не изменяются, инертный газ не изменит равновесия. При изменении объема контейнера отдельные значения давления изменятся (и их концентрации тоже). отзыв n i /V = P i /RT . Если n i есть постоянна, то при изменении объема V концентрация ( n i /V ) изменится и P i . Качественно мы можем использовать ЛП для предсказания влияния на равновесие, если мы слово исходное определение слегка. При изменении давления в газовой системе в состоянии равновесия система будет приспосабливаться, чтобы попытаться уменьшить изменение давления . Снова рассмотрим процесс Габера (3 H 2 + N 2 2 NH 3 ). Мы видим, что в со стороны реагента и два моля молекул газа со стороны продукта (все они газы).Таким образом, если равновесие сместится вправо, давление упадет и если он сместится вправо, давление возрастет. Теперь рассмотрим систему, находящуюся в равновесии (при некотором равновесном давлении = сумме все парциальные давления). Если мы сожмем сосуд так, чтобы увеличить давления (каждого парциального давления) мы изменим равновесие. LP предсказывает что равновесие сместится вправо, чтобы уменьшить дополнительное давление. То новое равновесие будет достигнуто при наличии большего количества продуктов, чем раньше. Упражнение: Что произойдет со следующими реакциями, если давление увеличить (на уменьшение громкости). P 4 (с) + 6 Cl 2 (ж) 4 PCl 3 ( л ) [ответ1] PCl 3 (г) + Cl 2 (г) ПКл 5 (г) [ответ2] PCl 3 (г) + 3 NH 3 (г) P(NH 2 ) 3 (г) + 3 HCl (г) [ответ3] Влияние изменения температуры Обсуждаемые до сих пор изменения изменили положение равновесия, но не повлияло на саму константу равновесия.Изменения температуры будут почти всегда вызывают изменение константы равновесия. Думать об этом используя ЛП, нужно помнить, что все реакции связаны с разрывом связей (поглощение энергии) и/или образование новых (выделение энергии). Это чрезвычайно редко можно найти химическую реакцию, в которой поглощаемая энергия точно равна выделяемой энергии. В общем можно предположить, что есть всегда некоторое чистое изменение энергии, связанное с химической реакцией.Нам надо рассматривайте это чистое изменение как реагент или продукт для использования LP. Снова рассмотрим процесс Габера, но на этот раз обратите внимание, что энергия высвобождается в процессе (экзотермический). 3 H 2 (г) + N 2 (г) 2 NH 3 (г) + энергия. Теперь с помощью LP легко предсказать, что если температура (кинетическая энергия) системы увеличивается, равновесие сместится влево, чтобы попытаться использовать до избыточной энергии.Поскольку больше ничего не изменилось, новое равновесие положение будет иметь другую константу равновесия, чем старая. Поскольку в новом равновесии продуктов меньше, чем в старом, новая константа K будет равна меньше, чем старый (с ростом T K падает). Температура (К) К 500 90 600 3 700 0.3 800 0,04  Реакция, которая потребляет энергию (эндотермическая), будет иметь противоположное эффект. энергия + CaCO 3 (с) CaO(т) + CO 2 (г) Если система изначально при температуре T 1 с константа равновесия ( K 1 ) нагревается до T 2 добавляя энергию, реакция сдвинется вправо (чтобы израсходовать часть дополнительной энергии), установив новое равновесие с новым K 2 > К 1 . Мы можем представить эту температурную зависимость К с помощью уравнения Вант Уравнение Хоффа. Далее в этом курсе будет дан строгий вывод этого уравнения. \[ln\left(\frac{K_2}{K_1}\right)=\frac{-\Delta H}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\ правильно)\] Пример: Константа равновесия процесса Габера 3/2 Н 2 + 1/2 Н 2 НХ 3 — это 668 при 300 К и 6.04 при 400 К. Что в среднем энтальпия реакции процесса в этом интервале температур? \[ln\left(\frac{668}{6.04}\right)=\frac{-\Delta H}{8.3145}\left(\frac{1}{300}-\frac{1}{400}\ правильно)\] Д Н = -47 кДж/моль. Подыскивая значение D H при 298,15 К, мы находим -46,11 кДж/моль, допустимо близко к нашему расчетному среднему значению. Вернуться к началу До этого момента мы всегда использовали приближения идеального газа, когда обсуждение констант равновесия и т. {набл.})} \] Поскольку наблюдаемое давление отклоняется от идеального давления заметно при высоком давлении это расчетное значение будет в некоторой ошибке, и ошибка будет увеличиваться по мере увеличения давления.См. таблицу ниже для набора давлений и наблюдаемых констант равновесия, чтобы проиллюстрировать эта точка. Общее давление (атм) К р заб (атм -2 ) 10 4.410 -5 50 4.610 -5 100 5.210 -5 300 7.710 -5 600 1. 710 -4 1000 5.310 -4 Мы можем исправить эту ошибку, используя более полное определение для виды деятельности. Это не будет обсуждаться здесь, на первом курсе химии. Ты увидит обсуждения на эту тему, если вы сдаете курс физической химии в старших классах курсы позже в вашей карьере. Вернуться к началу Майкл Дж. Момбуркетт. Авторское право © 1998 Отредактировано: 15 января 2018 г. факторов, влияющих на химическое равновесие — видео и расшифровка урока Нарушения равновесия Небольшое нарушение равновесия может сместить положение равновесия либо вправо, образуя больше продуктов, либо влево, образуя больше реагентов. Любая реакция системы носит временный характер, и в конечном итоге система вернется к равновесию. Анри Луи Ле Шателье был одним из первых химиков, исследовавших влияние концентрации, температуры и давления на равновесие. Его исследования привели его к следующему заключению: «Если систему, находящуюся в равновесии, подвергнуть изменению, произойдут процессы, которые имеют тенденцию противодействовать введенному изменению». Концентрация Рассмотрим следующую обратимую реакцию: У нас есть U-образная трубка, в которой реагент А находится с одной стороны, а продукт В — с другой. Если представить себе, что некоторое количество А удаляется из равновесной реакции, это означает, что на мгновение содержимое U-образной трубки не будет находиться в равновесии. Такая система не может оставаться в этой несбалансированной ситуации. Согласно принципу Ле Шателье, система будет реагировать так, чтобы вернуть равновесие этой реакции. Таким образом, обратная реакция способствует восстановлению равновесия. Температура Химические реакции могут протекать либо с поглощением энергии (эндотермические), либо с выделением энергии (экзотермические). В эндотермической реакции энергия может рассматриваться как реагент. В экзотермической реакции энергия может рассматриваться как продукт. Рассмотрим эту гипотетическую реакцию: Если прямая реакция экзотермическая, то реакция будет протекать с повышением температуры; обратная реакция автоматически будет эндотермической и будет протекать с понижением температуры. Что произойдет с равновесием, если повысить температуру? Что ж, система будет противодействовать понижением температуры, способствуя обратной реакции. Что произойдет с равновесием, если понизить температуру? Здесь система будет противодействовать повышением температуры, способствуя прямой реакции. Рассмотрим три идентичные запаянные пробирки, содержащие темно-коричневый диоксид азота (NO2) в равновесии с бледно-желтым четырехокисью азота (N 2 O 4 ). Изначально все три пробирки содержат одинаковое количество NO 2 и N 2 O 4 и имеют одинаковый средне-коричневый цвет. Пробирка первая помещается в ледяную воду; эта трубка приобретает бледно-желтый цвет Вторая пробирка оставлена ​​при комнатной температуре; эта трубка остается средне-коричневого цвета Третья трубка помещается в горячую воду; эта трубка приобретает темно-коричневый цвет Это показывает, что равновесие реакции смещается в сторону образования темно-коричневого NO2 при более высоких температурах.Равновесие смещается в сторону образования желтого N2O4 при более низких температурах. Давление Давление является фактором, влияющим на равновесие газовых систем. Рассмотрим процесс Габера: Если мы увеличим общее давление в системе, это сблизит молекулы. Дополнительное давление может быть уменьшено, если молекулы могут реагировать и уменьшать общее количество присутствующих молекул. В реакции одна молекула азота реагирует с тремя молекулами водорода с образованием двух молекул аммиака. Другими словами, четыре молекулы газа реагируют, образуя только две молекулы газа. Поскольку давление пропорционально числу молекул, это уменьшение общего числа молекул газа приводит к уменьшению общего давления. Любое повышение давления в системе может быть уменьшено за счет превращения азота и водорода в аммиак, причем благоприятна прямая реакция.И наоборот, понижение давления будет способствовать образованию азота и водорода. Это приводит к увеличению количества присутствующих молекул, тем самым противодействуя снижению давления. Как правило, для газообразных реакций повышение давления благоприятствует реакции, при которой образуется меньше молекул. Снижение давления благоприятствует газовой реакции, в результате которой образуется больше молекул. Если по обе стороны уравнения находится одинаковое количество молекул газа, изменение давления не повлияет на равновесие. Краткое содержание урока Давайте повторим. Изменения концентрации, температуры и давления могут повлиять на положение равновесия обратимой реакции. Химические реакции являются равновесными реакциями. Равновесие возникает, когда определенная часть смеси существует в виде реагентов, а остальная часть выходит в виде продуктов. В закрытых системах равновесие наступает, когда ни продукты, ни реагенты не могут выйти во внешнюю среду. Согласно Анри-Луи Ле Шателье , если систему, находящуюся в равновесии, подвергнуть изменению, то произойдут процессы, которые имеют тенденцию противодействовать введенному изменению. Увеличение концентрации одного или нескольких реагентов или уменьшение концентрации одного или нескольких продуктов вызовет сдвиг системы в сторону продуктов. Уменьшение концентрации одного или нескольких реагентов или увеличение концентрации продуктов приводит к смещению системы в сторону реагентов. Если прямая реакция экзотермическая, повышение температуры заставляет систему смещаться в сторону реагентов. Если прямая реакция является эндотермической, повышение температуры приводит к смещению системы в сторону продуктов.Противоположные эффекты будут наблюдаться при понижении температуры. Повышение давления заставляет систему смещаться в сторону меньшего количества молекул газа, а снижение давления заставляет систему смещаться в сторону большего количества молекул газа. Когда количество частиц на каждой стороне реакции одинаково, изменение давления не будет иметь никакого эффекта. Выражения равновесия Выражения равновесия Равновесие Постоянные выражения Реакции не прекращаются, когда они приходят в равновесие.Но прямая и обратная реакции находятся в равновесии, поэтому нет чистого изменения концентраций реагентов или продуктов, и реакция, по-видимому, останавливается на макроскопическом масштаб. Химическое равновесие является примером динамического баланс между противодействующими силами прямой и обратной реакции не статический баланс. Давайте посмотрим на логические следствия предположения, что реакция между ClNO 2 и NO в конечном итоге достигает равновесие. ClNO 2 ( г ) + НЕТ( г ) № 2 ( г ) + ClNO( г ) Скорости прямой и обратной реакции одинаковы когда эта система находится в равновесии. В равновесии:   скорость вперед = курс реверс Замена законов скорости для прямого и обратного реакции в это равенство дает следующий результат. В равновесии:   k f (ClNO 2 )(НЕТ) = k r (NO 2 )(ClNO) Но это уравнение справедливо только тогда, когда система равновесия, поэтому мы должны заменить (ClNO 2 ), (NO), (NO 2 ) и (ClNO) термины с символами, которые указывают что реакция находится в равновесии.По соглашению мы используем квадрат кронштейны для этой цели. Уравнение, описывающее баланс между прямой и обратной реакциями, когда система находится в Поэтому равновесие должно быть записано следующим образом. В равновесии:   k f [ClNO 2 ][NO] = k r [NO 2 ][ClNO] Преобразование этого уравнения дает следующий результат. Начиная с k f и k r константы, отношение k f к k r также должно быть константой. Это соотношение является равновесием . константа для реакции, K c . Соотношение концентраций реагентов и продуктов равно известное как выражение константы равновесия . Независимо от комбинации концентраций реагентов и продукты, с которых мы начинаем, реакция достигнет равновесия, когда отношение концентраций, определяемое равновесием постоянное выражение равно константе равновесия для реакция.Мы можем начать с большого количества ClNO 2 и очень мало NO или много NO и очень мало ClNO 2 . Это не имеет значения. Когда реакция достигает равновесия, зависимость между концентрациями реагентов и продукты, описываемые выражением константы равновесия, будут всегда быть одинаковым. При 25 o С эта реакция всегда достигает равновесия, когда отношение этих концентраций равно 1,3 х 10 4 . Процедура, используемая в этом разделе для получения равновесия константное выражение работает только с реакциями, происходящими в одностадийный, такой как перенос атома хлора из ClNO 2 на НЕТ.Многие реакции включают ряд стадий превращения реагентов. в продукты. Но любая реакция, которая достигает равновесия, не независимо от того, насколько он прост или сложен, имеет константу равновесия выражение, удовлетворяющее правилам следующего раздела. Правила письма Постоянные выражения равновесия Даже если химические реакции достигают равновесия происходят в обоих направлениях, реагенты с правой стороны уравнения считаются «продукты» реакции и реагенты на левая часть уравнения принимается равной «реагенты. » Продукты реакции всегда пишутся над строчка в числителе. Реагенты всегда пишутся под чертой в знаменатель. Для однородных систем константа равновесия выражение содержит термин для каждого реагента и каждого продукт реакции. Числитель выражения константы равновесия равен произведение концентраций «продукты» реакции, возведенные в степень равным коэффициенту для этой составляющей в сбалансированное уравнение реакции. Знаменатель равновесия постоянное выражение есть произведение концентраций «реагентов», возведенных в степень, равную коэффициент для этой составляющей в сбалансированном уравнение реакции. Газофазные реакции были выбраны для этого введения в кинетика и равновесие, потому что они являются одними из самых простых химические реакции. Однако у некоторых может возникнуть вопрос, почему постоянные выражения равновесия в предыдущем упражнении: выражается через концентрации газов в единицах моль на литр. единицы концентрации были использованы, чтобы подчеркнуть взаимосвязь между химическим равновесием и скоростью химических реакций, которые указываются в виде концентраций реагенты и продукты. Этот выбор единиц обозначается добавление индекса « c» к символам для константы равновесия, чтобы показать, что они были рассчитаны из концентрации компонентов реакции. Изменение или Объединение равновесных реакций Что происходит с величиной константы равновесия для реакция, когда мы переворачиваем уравнение? Рассмотрим например, после реакции. ClNO 2 ( г ) + НЕТ( г ) № 2 ( г ) + ClNO( г ) Выражение константы равновесия для этого уравнения: написано следующим образом. Поскольку это обратимая реакция, ее также можно представлен уравнением, записанным в обратном направлении. № 2 ( г ) + ClNO( г ) ClNO 2 ( г ) + НЕТ( г ) Выражение константы равновесия теперь записывается следующим образом. Каждое из этих выражений константы равновесия является обратным другого.Таким образом, мы можем вычислить K c путем деления К с на 1. Мы также можем рассчитать константы равновесия, комбинируя два или более реакций, для которых значение K c известен. Предположим, например, что мы знаем равновесие константы следующих газофазных реакций при 200 o С. Н 2 ( г ) + O 2 ( г ) 2 НО( г )   К c1 = 2,3 x 10 -19               2 НО( г ) + O 2 ( г ) 2 № 2 ( г )   К c2 = 3 x 10 6 Мы можем объединить эти реакции, чтобы получить общее уравнение для реакции между N 2 и O 2 с образованием № 2 .   Н 2 ( г ) + O 2 ( г ) 2 НО( г ) + 2 НО( г ) + O 2 ( г ) 2 № 2 ( г ) ______________________________________________________________   Н 2 ( г ) + 2 O 2 ( г ) 2 № 2 ( г ) Легко показать, что выражение константы равновесия полная реакция равна произведению константы равновесия для двух стадий в этом реакция. Таким образом, константа равновесия всей реакции равна равно произведению констант равновесия для отдельные шаги. К с = К с1 х К с2 = (2,3 х 10 -19 )(3 х 10 6 ) = 7 х 10 -13 Реакция Коэффициенты: способ определить, находится ли реакция в равновесии У нас есть модель, описывающая, что происходит, когда реакция достигает равновесия: на молекулярном уровне скорость скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.Поскольку реакция протекает в обоих направлениях с одинаковой скоростью, нет видимых изменений в концентрациях реагентов или продуктов в макроскопическом масштабе уровень предметы, видимые невооруженным глазом. Эту модель также можно использовать для предсказать направление, в котором реакция должна сместиться, чтобы достичь равновесие. Если концентрации реагентов слишком велики для реакция находится в равновесии, скорость прямой реакции будет быстрее, чем обратная реакция, и часть реагенты будут превращаться в продукты до тех пор, пока не установится равновесие достигнуто.И наоборот, если концентрации реагентов слишком мала, скорость обратной реакции будет больше скорости прямая реакция, и реакция преобразует часть избыточные продукты обратно в реагенты, пока система не достигнет равновесие. Мы можем определить направление, в котором должна идти реакция. сдвиг для достижения равновесия путем расчета реакции частное ( Q c ) для реакция.Коэффициент реакции определяется как произведение концентрации продуктов реакции, деленные на произведение концентраций реагентов в любой момент времени время. Чтобы проиллюстрировать, как используется коэффициент реакции, давайте рассмотрим следующую газофазную реакцию. Н 2 ( г ) + I 2 ( г ) 2 HI( г )   Выражение константы равновесия для этой реакции: написано следующим образом. По аналогии можно написать выражение для реакции частное следующим образом. Q c может принимать любое значение между ноль и бесконечность. Если в системе много HI и очень мало H 2 и I 2 реакция частное очень велико. Если в системе относительно мало HI и большое количество H 2 и I 2 , коэффициент реакции очень мал. В любой момент времени есть три возможности. 1. Q c меньше, чем K c . Система содержит слишком много реагента и слишком мало продукта для находиться в равновесии. Значение Q c должна возрастать, чтобы реакция достигла равновесия. Таким образом, реакция должна превратить часть реагентов в продукты приходят в равновесие. 2. Q c равно К c . Если это так, то реакция находится в равновесии. 3. Q c больше, чем K c . Система содержит слишком много продукта и недостаточно реагента для находиться в равновесии.Значение Q c должно стать меньше, прежде чем реакция сможет прийти к равновесию. Таким образом, реакция должна превратить часть продуктов в реагентов для достижения равновесия. Практическая задача 2: Предположим что концентрации H 2 , I 2 , и HI можно измерить для следующей реакции в любой момент во времени. H 2 ( г ) + I 2 ( г ) 2 HI( г ) К с = 60 Для каждого из следующих наборов концентраций определить, находится ли реакция в равновесии. Если это нет, решите, в каком направлении он должен идти, чтобы достичь равновесие. (а) (H 2 ) = (I 2 ) = (HI) = 0.010 М (б) (HI) = 0,30 М ; (Н 2 ) = 0,01 М ; (I 2 ) = 0,15 М (с) (H 2 ) = (HI) = 0,10 M ; (Я 2 ) = 0,0010 М Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 2 Изменения в Концентрация, возникающая при достижении равновесия реакции Относительный размер Q c и K c поскольку реакция говорит нам, находится ли реакция в равновесии при любой момент времени. Если это не так, относительный размер Q c и K c сообщите нам направление в которые должна сместить реакция, чтобы достичь равновесия. Теперь нам нужен способ предсказать, как далеко должна зайти реакция, чтобы достичь равновесие. Предположим, вы столкнулись со следующим проблема. Пентахлорид фосфора разлагается до фосфора трихлорида и хлора при нагревании. PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Класс 2 ( г )   Константа равновесия для этого реакция равна 0,030 при 250 o С. Если предположить, что начальная концентрация PCl 5 равна 0. 100 молей за литр и отсутствует PCl 3 или Cl 2 в системе, когда мы начинаем, давайте рассчитаем концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 в равновесии. Первым шагом к решению этой проблемы является организация информацию, чтобы она давала подсказки о том, как действовать дальше. Задача содержит четыре порции информации: (1) сбалансированный уравнение, (2) константа равновесия реакции, (3) a описание начальных условий и (4) указание цель расчета равновесные концентрации три компонента реакции. Следующий формат предлагает полезный способ обобщить это Информация.     PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Класс 2 ( г )   К с = 0. 030 Начальный номер:   0,100 М   0   0     Равновесие:   ?   ?   ?     Начнем со сбалансированного уравнения и равновесия постоянной для реакции, а затем добавить то, что мы знаем о начальные и равновесные концентрации различных компонентов реакции. Первоначально в колбе содержится 0,100 моль/л. литр PCl 5 и без PCl 3 или Cl 2 . Наша цель – рассчитать равновесные концентрации этих три вещества. Прежде чем делать что-либо еще, мы должны решить, реакция находится в равновесии. Мы можем сделать это, сравнив коэффициент реакции для начальных условий с равновесием константа для реакции. Хотя константа равновесия мала ( K c = 3.0 x 10 -2 ), коэффициент реакции еще меньше ( Q c = 0). Единственным способом достижения равновесия этой реакции является некоторые из PCl 5 разлагаются на PCl 3 и Кл 2 . Поскольку реакция не находится в равновесии, одно можно сказать наверняка: концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 все изменится, когда реакция придет к равновесию. Поскольку реакция должна сместиться вправо, чтобы достичь равновесия, PCl 5 концентрация станет меньше, а PCl 3 и Концентрация Cl 2 станет больше. На первый взгляд эта проблема кажется имеют три неизвестных: равновесные концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 . Потому что трудно решить задачу с тремя неизвестными, надо искать отношения, которые могут уменьшить сложность проблемы.В одну сторону достижения этой цели заключается в рассмотрении взаимосвязи между изменения, происходящие в концентрациях PCl 5 , PCl 3 , и Cl 2 по мере приближения реакции к равновесию. Практическая задача 3: Рассчитать увеличение PCl 3 и Cl 2 концентрации, возникающие при протекании следующей реакции к равновесию, если концентрация PCl 5 уменьшается на 0. 042 моля на литр. PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Cl 2 ( г ) Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 3 Существует простая связь между изменением в концентрации трех компонентов реакции, как это приходит в равновесие из-за стехиометрии реакция. Было бы полезно иметь символ, обозначающий изменение происходящее при концентрации одного из компонентов реакции при переходе от начальных условий к равновесию. А функция состояния является свойством системы, значение которого зависит только от состояния системы. Изменение стоимости функции состояния определяется следующим уравнением. X = X окончательный — X начальный Мы можем распространить этот аргумент на обсуждение химических реакции, которые приходят к равновесию, определяя ( X ) как величина изменения, которое происходит в концентрации X , когда реакция приходит в равновесие. Мы можем определить (ПКл 5 ), например, как величина изменения концентрации PCl 5 , который возникает при разложении этого соединения до формы PCl 3 и Cl 2 . (PCl 5 ) = (PCl 5 ) — [PCl 5 ]   ПКл 5 потребляется как реакция доходит до равновесие   начальный концентрация   концентрация в равновесие   Преобразовывая это уравнение, мы находим, что концентрация PCl 5 в равновесии равен исходному концентрация PCl 5 минус количество PCl 5 расходуется, когда реакция приходит в равновесие. [PCl 5 ] = (PCl 5 ) — (PCl 5 )   концентрация в равновесие   начальный концентрация   ПКл 5 потребляется как реакция доходит до равновесие Затем мы можем определить (PCl 3 ) и (Cl 2 ) как изменения, которые происходят в PCl 3 и Cl 2 концентрации по мере того, как реакция приходит в равновесие. То концентрации обоих этих веществ при равновесии будут превышает их первоначальную концентрацию. [PCl 3 ] = (PCl 3 ) + (PCl 3 )   [Кл 2 ] = (Кл 2 ) + (Кл 2 )   Величина изменений концентраций этих три вещества, когда реакция придет в равновесие, будет то же.Из-за стехиометрии реакции 1:1:1 величина изменения концентрации PCl 5 когда реакция приходит в равновесие, равна величине изменение концентраций PCl 3 и Cl 2 . (PCl 5 ) = (PCl 3 ) = (Кл 2 ) Таким образом, мы можем переписать уравнения, определяющие равновесные концентрации PCl 5 , PCl 3 , и Cl 2 в пересчете на одно неизвестное: C. [PCl 5 ] = (PCl 5 ) — C [PCl 3 ] = (PCl 3 ) + C [Кл 2 ] = (Кл 2 ) + С Подставляя то, что мы знаем о начальных концентрациях PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 в эти уравнений дает следующий результат. [PCl 5 ] = 0,100 — С [PCl 3 ] = [Cl 2 ] = 0 + C Теперь мы можем обобщить то, что мы знаем об этой реакции, как следует.     PCl 5 ( г ) PCl 3 ( г ) + Класс 2 ( г ) Начальный номер:   0. 100 М   0   0 Равновесие:   0,100 — С   С   С Теперь у нас есть только одно неизвестное C, и нам нужно решить только одно уравнение для один неизвестный.Очевидным уравнением, к которому нужно обратиться, является равновесие постоянное выражение для этой реакции. Подставляя то, что мы знаем о равновесных концентрациях из PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 в этот уравнение дает следующий результат. Это уравнение можно расширить, а затем преобразовать, чтобы получить квадратное уравнение С 2 + 0.030 С — 0,0030 = 0 , которое можно решить по квадратичной формуле. С = 0,042 или -0,072 Хотя из этого расчета вытекают два ответа, только положительный корень имеет физический смысл, потому что мы не можем иметь отрицательная концентрация. Таким образом, величина изменения концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 когда эта реакция приходит в равновесие, равна 0.042 моля на литр. С= 0,042 М Подставляя это значение обратно в уравнения, определяющие равновесные концентрации PCl 5 , PCl 3 , и Cl 2 дает следующие результаты. [PCl 5 ] = 0,100 — 0,042 = 0,058 M [PCl 3 ] = [Cl 2 ] = 0 + 0,042 = 0,042 М Другими словами, чуть меньше половины PCl 5 присутствует первоначально разлагается на PCl 3 и Cl 2 когда эта реакция придет в равновесие. Чтобы проверить, представляют ли результаты этого расчета допустимые значения равновесных концентраций трех компоненты этой реакции, мы можем подставить эти значения в постоянное выражение равновесия. Эти результаты должны быть законными, потому что константа равновесия, рассчитанная по этим концентрациям, равна равно значению K c , приведенному в задача, в пределах погрешности эксперимента. Скрытые предположения которые облегчают расчет равновесия Предположим, вас попросили решить немного сложную задачу. проблема. Триоксид серы разлагается с образованием серы диоксида и кислорода с константой равновесия из 1,6 x 10 -10 на 300 или C. 2 SO 3 ( г ) 2 SO 2 ( г ) + O 2 ( г ) Рассчитаем равновесие концентрации трех компонентов этого система при начальной концентрации SO 3 равно 0.100 М . Первым шагом в этой задаче является создание представление информации в задаче.     2 SO 3 ( г ) 2 SO 2 ( г ) + O 2 ( г )   К с = 1.6 х 10 -10 Начальный номер:   0,100 М   0   0     Равновесие:   ?   ?   ?     Затем мы сравниваем коэффициент реакции для начального условия с константой равновесия реакции. Поскольку начальные концентрации SO 2 и O 2 равны нулю, реакция должна сместиться вправо, чтобы достичь равновесие. Как и следовало ожидать, некоторые из SO 3 имеют разложить на SO 2 и O 2 . Стехиометрия этой реакции сложнее, чем реакция в предыдущем разделе, но изменения в концентрации трех компонентов реакции все еще Связанный.На каждые два моля SO 3 , которые разлагаются, мы получить два моля SO 2 и один моль O 2 , т.к. показано на рисунке ниже. Мы можем включить это отношение в формат, который мы использовали ранее, используя сбалансированное уравнение для реакции в качестве ориентира. Определены знаки членов C в этой задаче тем, что реакция должна смещаться слева направо достичь равновесия.Коэффициенты в терминах C отражать коэффициенты в сбалансированном уравнении для реакция. Потому что в два раза больше молей SO 2 в виде молей O 2 , изменение концентрация SO 2 по мере того, как реакция доходит до равновесия должно быть в два раза больше, чем изменение концентрация O 2 . Потому что два моля SO 3 потребляются на каждый произведенный моль O 2 , изменение в SO 3 концентрация должна быть в два раза больше, чем изменение концентрации O 2 . Подстановка того, что мы знаем о проблеме, в выражение для константы равновесия реакции дает следующее уравнение. Расширить это уравнение немного сложнее, но оно можно преобразовать, чтобы получить следующее кубическое уравнение. 4 С 3 — 6,4 x 10 -10 С 2 + 6,4 х 10 -11 С — 1,6 х 10 -12 = 0 Однако решать кубические уравнения сложно.Эта проблема поэтому пример семейства проблем, которые трудны, если не невозможно, то решить точно. Эти проблемы решаются с общей стратегией, которая состоит из предположения или приближение, которое превращает их в более простые задачи. То следующие общие правила будут направлять наше обсуждение методов приближение. ПРАВИЛА ИСПОЛЬЗОВАНИЯ ПРИБЛИЖЕНИЯ МЕТОДЫ 1. Нет ничего плохого в том, чтобы сделать предположение. 2. Есть два смертных греха: (а) Забвение сделанных предположений. (b) Забыть проверить, верны ли предположения. действительный. Какое предположение можно сделать, чтобы упростить эту задачу? Пойдем вернуться к первому действию, которое мы сделали после построения представления для проблемы. Мы начали наш расчет со сравнения коэффициент реакции для начальных концентраций с константа равновесия реакции. Затем мы пришли к выводу, что коэффициент реакции ( Q c = 0) меньше константы равновесия ( K c = 1,6 x 10 -10 ) и решили, что некоторые из SO 3 должны были разложиться, чтобы эта реакция пришла к равновесие. А как быть с относительными величинами коэффициента реакции и константа равновесия реакции? Начальные значения Q c и K c относительно малы, что означает, что начальные условия достаточно близки к равновесия, как показано на рисунке ниже.В результате реакции не нужно далеко ходить, чтобы достичь равновесия. это поэтому разумно предположить, что C является относительно невелик в этой задаче. Важно понимать природу допущения Быть сделанным. Мы не предполагаем, что C нуль. Если бы мы это сделали, все неизвестное исчезло бы из уравнение! Мы только предполагаем, что C маленький.Так мало по сравнению с начальной концентрацией SO 3 что это не имеет существенного значения, когда 2 C вычитается из этого числа. Мы можем записать это предположение как следует. 0,100 — 2 С 0,100 Теперь вернемся к уравнению, которое мы пытаемся решить. Предполагая, что 2 C является намного меньше 0,100, мы можем заменить это уравнение на следующее приближенное уравнение. Расширение этого дает уравнение, которое намного легче решить за . 4 C 3 1,6 x 10 -12 С 7,4 x 10 -5 М Прежде чем двигаться дальше, мы должны проверить наше предположение. что 2 С настолько мало по сравнению с 0,100, что не имеет значения. существенная разница, когда она вычитается из этого числа.Является это предположение справедливо? Является ли 2 C достаточно маленьким по сравнению с 0,100 до игнорировать? 0,100 — 2(0,000074) 0,100 Да, 2 С на порядок меньше ошибки эксперимента участвует в измерении исходной концентрации SO 3 . Таким образом, мы можем использовать это приблизительное значение C для рассчитать равновесные концентрации SO 3 , SO 2 , и О 2 . [SO 3 ] = 0,100 — 2 C 0,100 M [SO 2 ] = 2 C 1,5 x 10 -4 M [O 2 ] = C 7,4 x 10 -5 M Равновесие между SO 3 и смесями SO 2 и O 2 поэтому решительно выступает за SO 3 , а не СО 2 . Мы можем проверить результаты нашего расчета, подставив эти результаты в выражение константы равновесия для реакция. Значение константы равновесия, вытекающее из этого расчет согласуется со значением, приведенным в задаче, в пределах экспериментальная ошибка. Наше предположение, что 2 C пренебрежимо мала по сравнению с начальной концентрацией SO 3 поэтому действителен, и мы можем быть уверены в ответах на него. обеспечивает. Полезное правило для Проверка достоверности предположений Справедливость предположения о малости C не вызывала сомнений. по сравнению с начальной концентрацией SO 3 в предыдущий раздел.Значение Кл было настолько мало, что 2 Кл было на порядок меньше погрешности эксперимента при измерении начальной концентрации SO 3 . В общем, мы можем получить некоторое представление о том, может ли C быть достаточно мала, чтобы ее можно было игнорировать при сравнении начальной реакции частное от константы равновесия реакции. Если Q c и K c оба намного меньше 1, или оба намного больше 1, реакция не очень далеко идти к равновесию, а предположение о том, что C мало достаточно, чтобы быть проигнорированным, вероятно, является законным. Возникает интересный вопрос: как мы решаем, допустимо ли предположить, что достаточно мало игнорировать? Ответ на этот вопрос зависит от того, насколько ошибку, которую мы готовы допустить в наших расчетах, прежде чем мы больше не доверяйте результатам. Как правило, химики предположим, что C пренебрежимо мало до тех пор, пока прибавляется или вычитается из начальных концентраций реагентов или продуктов составляет менее 5% от исходного концентрация.Лучший способ решить, является ли предположение соответствует этому эмпирическому правилу в конкретном расчете, это попробовать и посмотрите, работает ли он. Практическая задача 5: Аммиак получают из азота и водорода по следующей схеме обратимая реакция. N 2 ( г ) + 3 H 2 ( г ) 2 NH 3 ( г ) Предположим, что начальная концентрация N 2 равно 0. 050 молей на литр и начальная концентрация H 2 составляет 0,100 моль на литр. Рассчитать равновесные концентрации трех компонентов эта реакция при 500 o С, если равновесие константа реакции при этой температуре равна 0,040. Нажмите здесь, чтобы проверить свой ответ на практическое задание 5 Нажмите здесь, чтобы увидеть решение практической задачи 5 Что мы делаем, когда приближение не удается? Легко представить задачу, в которой предположение о том, что C мало по сравнению с начальными концентрациями не может быть достоверным.Все, что нам нужно сделать, это построить задачу, в которой большая разница между значениями Q c для исходных концентраций и К с для реакции в состоянии равновесия. Рассмотрим следующую задачу, Например. Оксид азота реагирует с кислородом с образуют диоксид азота. 2 НО( г ) + O 2 ( г ) 2 № 2 ( г ) Константа равновесия для эта реакция 3 x 10 6 при 200 o С.Предполагать исходные концентрации 0,100 M для NO и 0,050 M для O 2 . Давайте посчитаем концентрация трех компоненты этой реакции при равновесие. Начнем снова с представления информации в проблема следующим образом.     2 НО( г ) + O 2 ( г ) 2 № 2 ( г )   К c = 3 x 10 6   Начальный номер:   0. 100 М   0,050 М   0       Равновесие:   ?   ?   ?       Первый шаг всегда один и тот же: сравните начальное значение коэффициента реакции при равновесии постоянный. Связь между коэффициентом начальной реакции ( Q c = 0) и константа равновесия ( K c = 3 x 10 6 ) говорит нам о чем-то, что у нас уже может быть подозревается, реакция должна сместиться вправо, чтобы достичь равновесие. Кто-то может спросить: «Зачем вычислять начальное значение коэффициент этой реакции? Разве не очевидно, что реакция должна сместиться вправо, чтобы получить хотя бы какое-то NO 2 ?» Да, это.Но вычисление значения Q c ибо реакция не только говорит нам, в каком направлении она движется. смещаться, чтобы достичь равновесия. Это также дает нам указание на какой путь должна пройти реакция, чтобы достичь равновесия. В данном случае Q c это очень много менее K c для реакции что мы должны заключить, что начальные условия очень далеки от равновесия.Поэтому было бы ошибкой полагать, что маленький. Мы не можем считать, что в этой задаче пренебрежимо мало, но мы можем переопределить задачу так, чтобы это предположение стало действительный. Ключ к достижению этой цели – помнить о условия, при которых мы можем предположить, что это достаточно мало, чтобы быть игнорируется. Это предположение справедливо только при Q c того же порядка, что и K c .(Когда Q c и K c оба много больше 1 или намного меньше 1.) Мы можем решить проблемы, для которых Q c не подходит K c путем переопределения начального условия так, что Q c становится близким до K c (см. рис. ниже). Чтобы показать, как это можно сделать, вернемся к задаче приведены в этом разделе. Константа равновесия реакции между NO и O 2 для формирования NO 2 намного больше, чем 1 ( K c = 3 х 10 6 ). Это означает, что равновесие благоприятствует продукты реакции. Лучший способ справиться с этой проблемой — провести реакцию как можно дальше вправо, а затем пусть вернется к равновесию. Поэтому давайте определим промежуточный набор условий, которые соответствуют тому, что произойдет, если мы сдвинем реакцию как можно дальше вправо.     2 НО( г ) + O 2 ( г ) 2 № 2 ( г )   К c = 3 x 10 6 Начальный номер:   0.100 М   0,050 М   0     Промежуточный:   0   0   0. 100 М     Мы можем увидеть, к чему это приведет, рассчитав реакцию частное для промежуточных условий. Коэффициент реакции теперь больше равновесного постоянна, и реакция должна сместиться влево, чтобы достичь равновесие. Некоторые из NO 2 теперь должны разлагаться на форма NO и O 2 .Связь между изменениями в концентрация трех компонентов этой реакции равна определяется стехиометрией реакции, как показано на рисунок ниже. (NO 2 ) в два раза больше, чем (O 2 ). Подставим теперь то, что мы знаем о реакции, в постоянное выражение равновесия. Поскольку коэффициент реакции для промежуточных условий и константа равновесия относительно велики, мы можем предположим, что реакция не должна идти очень далеко, чтобы достичь равновесие. Другими словами, мы предполагаем, что 2 C равно небольшая по сравнению со средней концентрацией NO 2 и вывести следующее приближенное уравнение. Затем мы решаем это уравнение для приблизительного значения C. Теперь проверим наше предположение, что 2 C достаточно мал по сравнению с промежуточной концентрацией NO 2 игнорировать. Значение 2С составляет менее 2% от промежуточного концентрация NO 2 , что означает, что его можно правомерно игнорировать в этом расчете. Поскольку аппроксимация верна, мы можем использовать новое значение для расчета равновесных концентраций NO, NO 2 , и О 2 . Результаты этого расчета дают представление о химия загрязняющих веществ, образующихся при внутреннем сгорании двигатель. При сгорании смеси бензина и воздуха N 2 и O 2 на воздухе реагируют с образованием NO, который затем может реагировать с кислородом с образованием NO 2 . Н 2 ( г ) + O 2 ( г ) 2 НО( г )   2 НО( г ) + O 2 ( г ) 2 № 2 ( г )   Хотя продукт этих реакций часто описывается как № x для обозначения того, что это смесь NO и NO 2 это Расчет показывает, что доминирующий продукт реакции будет NO 2 , если эта реакция придет в равновесие. Мы можем проверить наши расчеты, подставив эти концентрации обратно в выражение константы равновесия. Еще раз, мы можем принять справедливость предположения, что мы должны были сделать, чтобы получить эти равновесные концентрации, потому что значение константы равновесия, которое получается из этого расчет согласуется со значением K c дано в задаче, в пределах погрешности эксперимента. В общем, предположение, что C мало по сравнению с начальные концентрации реагентов или продуктов работают лучше всего при следующих условиях. 1. Когда К с << 1 и мы приближаться к равновесию слева направо. (Начнем с избытка реагенты и образуют некоторые продукты.) 2. Когда К с >> 1 и мы приближаться к равновесию справа налево. (Начнем с избытка продукты и образуют некоторые реагенты.) Равновесие Выражено в парциальных давлениях Химики обычно изучают газофазные равновесия, следуя парциальные давления газов в реакции.Мы можем понять почему это возможно, если преобразовать уравнение идеального газа в дайте следующую зависимость между давлением газа и его концентрация в молях на литр. Таким образом, мы можем охарактеризовать следующую реакцию Н 2 ( г ) + 3 H 2 ( г ) 2 NH 3 ( г ) с константой равновесия, определяемой в единицах концентрация или константа равновесия, определяемая через парциальные давления. Какая связь между К р и K c для газофазной реакции? Согласно перестроенной версии уравнения идеального газа, давление газа равно концентрации газа произведение постоянной идеального газа на температуру в единицах кельвина. Следовательно, мы можем вычислить значение K p для реакции путем умножения каждого из членов в K c выражение по RT . Сбор терминов в этом примере дает следующий результат. К р = К с х ( РТ ) -2 В общем значение К р для реакции можно рассчитать из K c со следующим уравнением. В этом уравнении n — это разница между числом молей продуктов и количество молей реагентов в уравновешенном уравнение. Техника решения задач с использованием К р выражения те же, что и для K c проблемы, за исключением того, что парциальные давления используются вместо концентрации для представления количества исходных материалов и продукты, которые присутствуют как изначально, так и в равновесии. Эффект Температура химической реакции Если константа равновесия действительно постоянна, почему мы имеем беспокоиться о температуре реакции? Ответ прост.Оба K c и K p для реакции являются константами при данной температуре, но они могут меняться с температурой. Учитывать равновесие между NO 2 и его димером N 2 O 4 , Например. 2 № 2 ( г ) N 2 O 4 ( г ) На рисунке ниже показано влияние температуры на этот равновесие. Когда мы охлаждаем запечатанный тюбик, содержащий NO 2 в бане с сухим льдом/ацетоном при -78 90–191 o 90–192 С интенсивность коричневая окраска газа NO 2 значительно уменьшается. Если прогреваем пробирку на водяной бане, коричневый цвет становится интенсивнее, чем при комнатной температуре. Константа равновесия этой реакции изменяется с температуры, как показано в таблице ниже. При низких температурах, равновесие благоприятствует димеру N 2 O 4 .В при высоких температурах равновесие благоприятствует NO 2 . То тот факт, что константы равновесия зависят от температуры объясняет, почему вы можете найти разные значения равновесия постоянной для одной и той же химической реакции. Температура Зависимость константы равновесия для Димеризация NO 2 Температура ( o C)   К р   К с 100   0. 067   2,1 25   7,1   170 0   63   1400 -78   25 000 000   400 000 000 Переключение Равновесие Принцип Ле Шателье Система в равновесии — это особая ситуация, когда все находится в равновесии.Вещи редко остаются в равновесии; происходят изменения, которые смещают баланс и существовавшее равновесие. Мы обсуждали такие изменения в предыдущих главах. Вспомним равновесие, существующее между жидкостью и ее паром в закрытом сосуде: жидкость пар При данной температуре пар имеет определенное давление; если температура увеличивается, он имеет более высокое давление. Повышение температуры вызывает сдвиг равновесия вправо в сторону более высокой концентрации пара, но если систему поддерживать при этой более высокой температуре, равновесие снова установится. В главе 12 мы обсуждали Эффект общего иона. Мы показали, что при добавлении ацетат-иона к раствору уксусной кислоты концентрация ионов водорода уменьшалась. Добавление ацетата ион вызвал равновесие HC 2 H 3 O 2 H + + C 2 H 3 O 2 — для смещения влево.Исходное равновесие было нарушено добавлением иона ацетата. Когда устанавливалось новое равновесие, было больше ионов ацетата, меньше ионов водорода и больше молекул уксусной кислоты. Но помните, как до, так и после добавления ионов ацетата концентрации уксусной кислоты, иона водорода и иона ацетата были связаны константой равновесия   К а = [H + ][C 2 H 3 O 2 — ] [HC 2 H 3 O 0 Можно предсказать, как конкретное напряжение или изменение условий повлияет на равновесие.Такие предсказания основаны на принципе, впервые сформулированном французским химиком Анри Ле Шателье (1850–1936). В 1888 году принцип Ле Шателье было предложено следующим образом: когда к системе, находящейся в равновесии, применяется напряжение или изменение условий, система смещается, чтобы поглотить эффект этого напряжения. При рассмотрении этого принципа важно понимать, что равновесие отсутствует во время изменения. Последовательность такова: Система находится в равновесии, приложено напряжение, система изменяется, чтобы поглотить напряжение, и, наконец, снова достигается равновесие.В следующих разделах обсуждаются влияние различных напряжений на равновесие. A. Влияние изменения концентрации на Эквилибрии Если напряжение, приложенное к системе, находящейся в равновесии, представляет собой изменение концентрации компонента равновесия, система смещается, чтобы противодействовать этому изменению. Если концентрация вещества увеличивается, реакция, которая потребляет это вещество, становится более предпочтительной, и равновесие смещается в сторону от этого вещества.Если концентрация вещества уменьшается, реакция, в результате которой образуется это вещество, становится более предпочтительной, и равновесие смещается в сторону этого вещества. Уточним, что равновесие представляет собой комбинацию двух реакций, одна из которых идет вперед и один реверс. Изменение концентрации реагента в уравнении изменяется скорость этой реакции. Когда концентрация компонента в равновесии увеличивается, скорость реакции, в которой это вещество является реагентом увеличена; образуется больше продукта этой реакции.Когда концентрация компонента уменьшается, скорость реакции, которая использует это вещество уменьшается; образуется меньше его продукта. При изучении эффекта обыкновенных ионов в мы рассчитывали влияние концентрации изменение равновесия между уксусной кислотой и ее ионами: HC 2 H 3 O 2 H + + C 2 H 3 O 2 — В 1.0 М уксусной кислоты концентрации ионов водорода и ацетата были рассчитаны как 4,2 X 10 -3 М. Затем мы повысили концентрацию ацетат-ионов до 1,0 М добавлением твердого ацетата натрия. Как это изменения влияют на равновесие? Реакция, в которой расходуется ацетат-ион, называется один слева — образование молекул уксусной кислоты. Каждая уксусная кислота образующаяся молекула расходует ион водорода, что снижает концентрацию ионов водорода во вновь установившемся равновесии и увеличивает концентрацию молекул уксусной кислоты.Мы рассчитали концентрации в новом равновесии и обнаружили, что концентрация ионов водорода уменьшилась с 4,2 х 10 до 3 М до 1,8 X 10 -5 М. Равновесие сместилось, чтобы поглотить эффект стресса, вызванного увеличением концентрации ионов ацетата. Пример: Рассмотрим равновесие PCl 3 (г) + Cl 2 (г) PCl 5 (г) Напишите выражение для константы равновесия этой реакции.Предсказывать как на положение равновесия повлияет и . увеличение концентрации PCl 3 б . снижение концентрации Cl 2 Решение Выражение для константы равновесия реакции: Кэкв =    [PCl 5 ] [PCl 3 ][Cl 2 ] и .Реакция, в которой расходуется трихлорид фосфора, является прямой. реакция. Увеличение концентрации PCl3 увеличивает скорость этой реакции, уменьшить концентрацию хлора и увеличить концентрация пятихлористого фосфора. Равновесие сместится правильно. б. Реакция, в результате которой образуется хлор, показана слева. (обратная реакция). Если концентрация хлора снижается, скорость обратной реакции увеличится.Равновесие сместится для получения хлора и треххлористого фосфора. Когда равновесие восстанавливается, будет меньше пятихлористого фосфора и больше треххлористого фосфора настоящее время. Таким образом, при уменьшении концентрации хлора скорость прямой реакции, и равновесие сместится влево. B. Влияние изменений давления на равновесие С участием газов Изменение давления является стрессом для тех равновесий, которые включают газы, то есть тех равновесий, которые имеют разное количество газообразных молекул в левой и правой частях уравнения равновесия.Повышенное давление способствует реакции, которая уменьшает количество газообразных молекул. В равновесии N 2 (ж) + 3 H 2 (ж) 2 NH 3 (г) прямая реакция дает две молекулы газа, тогда как обратная реакция дает четыре молекулы газа. Если говорить о молях, то слева от этого равновесия находится четыре моля газа, а справа — два.Напомним, что объем газа не зависит от состава газа; то есть при той же температуре и давлении один моль любого газа, ведущего себя идеально, занимает тот же объем, что и один моль любого другого газа. Таким образом, газы слева занимают всего четыре объема, а газы справа — два объема. Повышенное давление уменьшает объем, доступный для этого газового равновесия, и благоприятствует прямой реакции, поскольку прямая реакция уменьшает количество молекул газа.Увеличение давления на это равновесие будет способствовать образованию большего количества аммиака (рис. 13.9). РИСУНОК 13.9 Объемы газа в равновесии N 2 , H 2 и NH 3 .   Пример: Рассмотрите следующие эйлибрии и предскажите, как они изменятся в ответ к повышению давления. а. PCl 3 (г) + Cl 2 (г) PCl 5 (г) б. CO 2 (г) + Н 2 H 2 O(г) + CO(г) Решение а. Это равновесие имеет две молекулы газа слева и один справа. Повышение давления сместит равновесие в справа, образуя больше PCl 5 . б. Это равновесие имеет две молекулы газа слева и тот же номер справа. Повышение давления не изменит равновесие в любом направлении. C. Влияние изменений температуры на равновесие Изменение температуры является стрессом для системы, находящейся в равновесии. Это меняет скорости как прямой, так и обратной реакции и одновременно изменяет значение константы равновесия.При любом равновесии протекают две реакции одновременно, один вперед и один назад. Один из них эндотермический ( H > 0), а один экзотермический ( Н < 0). Когда равновесие представлено в виде уравнения, член энтальпии H относится к прямой реакции. Например, в равновесии йодистого водорода прямая реакция является экзотермической, как показано уравнением H 2 (ж) + I 2 (ж) 2HI(г) Н = -51.0 кДж При повышении температуры равновесной смеси скорость обоих реакции увеличивается , но скорость эндотермической реакции (реакции который поглощает добавленную энергию) увеличивается больше. Для равновесия иодистого водорода повышение температуры способствует эндотермической обратной реакции. Когда система возвращается к равновесию, концентрация йодистого водорода будет меньше и концентрации йодоводорода больше.Константа равновесия будет быть изменен: при 445°C, K экв. = [H] 2 [H 2 ][I 2 ] = 64   при 490°C, К экв = [H] 2 [H 2 ][I 2 ] = 45,9 Пример: Как повышение температуры повлияет на следующее равновесие? PCl 3 (г) + Cl 2 (г) PCl 5 (ж)    H = -92.5 кДж Решение В этом равновесии прямая реакция (с образованием пентахлорида фосфора) экзотермичен; обратная реакция (израсходовать пентахлорид фосфора) является эндотермическим. Повышение температуры способствует протеканию эндотермической реакции, т. и равновесие сместится влево, чтобы поглотить добавочную энергию и производить больше треххлористого фосфора. Д.Влияние катализаторов на равновесие Катализатор изменяет скорость реакции, обеспечивая альтернативный путь с меньшей энергией активации. Низкоэнергетический путь доступен обоим прямая и обратная реакции равновесия. Добавление катализатор системы, находящейся в равновесии, не благоприятствует одной реакции над другой. Вместо этого он одинаково увеличивает скорости как прямого, так и обратного реакции.Скорость достижения равновесия увеличивается, но относительная концентрации реагентов и продуктов в равновесии, и, следовательно, равновесие постоянны, неизменны. Пример: Учитывая равновесие ПБр 2 (г) + Br 2 (г) PBr 5 (ж)    H = -151,1 кДж и .Напишите выражение для константы равновесия этой реакции. б. Как сместится равновесие при повышении температуры? с . Насколько плохо сместится равновесие, если добавить больше брома, Br 2 ? к реакционной смеси? Что произойдет с концентрацией фосфора трибромид, PBr 3 ? д. Как повышение давления повлияет на относительные концентрации продуктов и реагентов? эл. Как добавление катализатора повлияет на это равновесие ф. Является ли значение K eq увеличенным, уменьшенным или неизменным на изменение условий в частях b , c и d ? Решение а. Выражение константы равновесия равно . К экв =    [PBr 5 ] [ПБр 3 ][Бр 2 ] б. Прямая реакция экзотермическая; обратная реакция эндотермический. Повышение температуры увеличивает скорость обоих реакции, но еще больше увеличит скорость обратной реакции, которая является эндотермическим, что приводит к изменению константы равновесия. Концентрация пентабромида фосфора уменьшится; что брома и фосфора трибромид увеличится. г. Если к реакционной смеси добавить больше брома, скорость прямой реакции, та, которая потребляет добавленный бром, будет быть увеличена.Будет больше пентабромида фосфора и меньше фосфора трибромид. д. В прямой реакции две газообразные молекулы объединяются, образуя одна газообразная молекула. Author: alexxlab Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сайт 2019 © Все права защищены. Карта сайта