Смещение химического равновесия

Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении условий состояние равновесия нарушается, так как при этом скорости противоположных процессов изменяются в разной степени. Спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым, изменившимся условиям.

Смещение равновесия в зависимости от изменения условий определяется принципом Ле Шателье: “Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия”.

Иными словами: “Если изменить условия, при которых система находилась в равновесии, то оно смещается в сторону той реакции, которая противодействует произведенному изменению”.

Изменение температуры оказывает влияние на сдвиг химического равновесия для процессов, сопровождающихся тепловыми эффектами. Если прямая реакция для данной системы экзотермическая, то обратная - эндотермическая и наоборот. Повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, идущей с поглощением теплоты. Понижение температуры в системе смещает равновесие в сторону экзотермической реакции, идущей с выделением теплоты. В общем случае:

(Экзотермическая реакция)

повышение температуры

-¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾`

понижение температуры

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

(Эндотермическая реакция)

повышение температуры

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

понижение температуры

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

Увеличение концентрации одного из исходных веществ приводит к смещению равновесия вправо, т.е. в сторону большего выхода продукта. Этого эффекта можно добиться и при выведении полученных веществ из сферы реакции, т.к. это приводит к уменьшению скорости обратной реакции и возрастанию скорости прямой реакции.

В общем случае:

при увеличении концентрации веществ А и В

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

при уменьшении концентрации веществ Д и F

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾®

при уменьшении концентрации веществ А и В

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

при увеличении концентрации веществ Д и F

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

Изменение давления (путем уменьшения или увеличения объема) может нарушить равновесие в системе, содержащей газообразные вещества. Рассмотрим влияние давления на равновесие в системе.

2NO(г) + Cl₂(г) ⇄2NOCl(г)

Первоначальная скорость прямой и обратной реакций определяется уравнениями: _{; .}

Если в системе увеличить давление в 2 раза, то новые скорости прямой и обратной реакций определяются уравнениями:

Таким образом, в результате увеличения давления скорость прямой реакции возросла в 8 раз, а обратной - только в 4 раза. Равновесие в системе нарушится - прямая реакция будет преобладать над обратной. После того, как скорости через какой-то промежуток времени сравняются, вновь установится равновесие, но количество NOCl в системе возрастет (его парциальное давление увеличится) - равновесие сместится вправо.

Неодинаковое изменение скоростей прямой и обратной реакций связано с тем, что в левой и правой частях уравнение различно число молекул газов. Давление газа есть результат ударов его молекул о стенки сосуда; при прочих равных условиях давление газа тем выше, чем больше молекул заключено в данном объеме газа. Поэтому реакция, протекающая с увеличением числа молекул газов (обратная в данном случае), приводит к возрастанию давления, а реакция, протекающая с уменьшением числа молекул газов (прямая в данном случае), приводит к уменьшению давления.

Таким образом, при увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления в системе равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. При нагревании NO₂ в закрытом сосуде до некоторой температуры равновесие реакции 2NO₂(г)⇄ 2NO(г)+O₂(г) установилось при следующих равновесных концентрациях (моль/л): , , . Найти константу равновесия.

Решение: Для данной гомогенной системы

Значит, равновесие смещено в сторону продуктов реакции.

Пример 2. В системе FeO(к) + CO(г) ⇄ Fe(к) + CO₂(г) равновесные концентрации равны (моль/ л): , .Найти константу равновесия.

Решение: Для данной гетерогенной системы:

Равновесие смещено в сторону продуктов реакции.

Пример 3. Равновесие реакции N₂(г) + O₂(г) ⇄2NO(г) установилось при равновесных концентрациях (моль/л):

, , . Найти исходную концентрацию O₂.

Решение: должна быть больше равновесной на величину, необходимую для получения 0,8 молей NO, т.е. продукта реакции.

Исходная концентрация NO равна нулю. Исходя из уравнения реакции, получаем:

на 2 моль NO по уравнению реакции расходуется 1 моль О₂ ,

на 0,8 моль/л NO - х моль/л О₂ .

Отсюда:

Пример 4. Для процесса 2H₂(г) + O₂(г) ⇄ 2H₂O(ж) рассчитать DG и константу равновесия (Т=298 К). Концентрация каких веществ (исходных или продуктов) преобладает в равновесной смеси?

Решение:

определяем по веществ (5):

Прямая реакция может идти самопроизвольно, т.к. DG < 0. Следовательно, в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Зная , определим константу равновесия:

,

т.е. , что подтверждает преобладание продуктов реакции.

Пример 5. В каком направлении сместится равновесие в системах:

а) CO(г) +Cl₂(г) ⇄ COCl₂(г)

б)H₂(г) + I₂(г) ⇄ 2HI(г)

при понижении давления?

Решение:

а) Протекание прямой реакции приводит к уменьшению общего числа молекул газов, т.е. к уменьшению давления в системе. Поэтому понижение давления вызывает смещение равновесия влево.

б) Протекание реакции не сопровождается изменением числа молекул газов и не приводит к изменению давления. В этом случае изменение давления не вызовет смещение равновесия.

Пример 6. В какую сторону сместится равновесие в системе:

2H₂S(г) ⇄ 2H₂(г) + S₂(г)

при повышении давления в 3 раза?

Решение: Скорость прямой реакции при повышении давления в 3 раза увеличится в 9 раз, а обратной реакции в 27 раз:

Поэтому повышение давления в 3 раза приведет к смещению равновесия влево, т.е. в сторону меньшего давления.

Пример 7. В каком направлении сместится равновесие систем:

а)CO(г) + Cl₂(г) ⇄ COCl₂(г) (D Н = - 566 кДж)

б) N₂(г) + O₂(г) ⇄ 2NO(г)(D Н = + 180 кДж)

при понижении температуры?

Решение: В системе а) равновесие при понижении температуры сместится вправо, т.к. прямая реакция экзотермическая, идет с выделением теплоты. В системе б) равновесие сместится влево, т.к. прямая реакция эндотермическая, идет с поглощением теплоты.

Пример 8. Укажите, какими изменениями концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции можно сместить вправо равновесие:

CO₂(г) + C(к) ⇄ 2CO(г)

Решение: В данной гетерогенной системе в левой части уравнения стоит одна газообразная молекула, в правой - две, т.е. больше. Для того, чтобы равновесие реакции сместилось вправо, необходимо увеличить концентрацию СО₂ и уменьшить концентрацию СО.

Пример 9. Какими изменениями условий можно сместить вправо равновесие системы: CaCO₃(к) ⇄ CaO(к) + CO₂(г) (DН>0)- реакция эндотермическая

Решение: Равновесие можно сместить вправо:

1) повышением температуры, т.к. прямая реакция эндотермическая, идет с поглощение теплоты;

2) уменьшением давления, т.к. газообразные молекулы есть только в правой части системы, и давление в ней будет больше;

3) уменьшением концентрации СО₂.

Таким образом, изменяя условия, можно смещать химическое равновесие в нужном направлении, что и делается в производственной практике. Например, синтез аммиака 3H₂(г) + N₂(г) ⇄ 2NH₃(г) ведется при повышенном давлении (до 1000 атм) при постоянном подводе исходных веществ Н₂ и N₂ и отводе продукта реакции NH₃.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Какие реакции относятся к обратимым?

2. Какое состояние системы называется химическим равновесием?

3. Понятие о равновесных концентрациях.

4. Константа равновесия, ее зависимость от различных факторов.

5. Решить задачу: равновесие реакции 2N₂(г) + O₂(г) ⇄ 2N₂O(г)

установилось при равновесных концентрациях (моль/л):

; ; . Вычислить константу равновесия и рассчитать исходную концентрацию О₂

(Ответ: ; ).

6. Сформулировать принцип Ле Шателье.

7. В какую сторону сместятся равновесия систем:

Fe₃O₄(к) + 4H₂(г) ⇄ 3Fe(к) + 4H₂O(г) (DH>0)

4NH₃(г) + 5O₂(г) ⇄ 4NO(г) +6H₂O(г)(DH< 0)

а) при понижении температуры?

б) при повышении давления?

в) при увеличении концентрации Н₂О?

8. Для процесса 3H₂(г) + N₂(г) ⇄ 2NH₃(г) при Т = 315 К константа

равновесия . Вычислить данной реакции и

указать, возможна ли она (Ответ: . Возможна).

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Оборудование:штативы, пробирки, спиртовки, держатели, набор реактивов в капельницах и бюксах.

Опыт 1. Влияние изменения концентрации на химическое равновесие.

Примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа (III) FeCI₃ и роданидом калия KSCN:

FeCl₃(ж) + 3KSCN(ж) ⇄ 3KCl(ж) + Fe(SCN)₃(ж)

Образующийся в результате реакции раствор роданида железаFe(SCN)₃ окрашен в красный цвет. Интенсивность окраски раствора зависит от концентрации Fe(SCN)₃. По изменению интенсивности окраски можно судить о направлении смещения равновесия при изменении концентрации какого-либо из реагирующих веществ.

В пробирке смешайте по 2 капли растворов FeCl₃ и KSCN, полученный темно-красный раствор разбавьте дистиллированной водой до светло-красного цвета. Полученный окрашенный раствор разлейте в 4 пробирки. Одна из четырех пробирок с полученным (исходным) раствором необходима для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавьте следующие реактивы: в первую – 3-5 капель раствора роданида калия KSCN , во вторую – 3-5 капель раствора хлорида железа FeCl₃ , в третью – 1 шпатель кристаллического хлорида калия KCl. Пробирки встряхните. Сравните интенсивность окраски растворов в этих трех пробирках с интенсивностью окраски исходного раствора. Запишите свои наблюдения. Руководствуясь принципом Ле Шателье, укажите, в какую сторону сдвигается равновесие при добавлении в равновесную систему KSCN, FeCl₃ и KCl. Напишите выражение константы равновесия. Результаты опыта занесите в таблицу 4.1.

Таблица 4.1

Смещение равновесия в зависимости от концентрации реагирующих веществ

№ пробирки	Что добавлено в равновесную систему	Изменение интенсивности окраски	Направление смещения равновесия

Опыт 2. Влияние изменения температуры на химическое равновесие.

Налейте в две пробирки по 2 мл йодной воды (I₂) и добавьте по две капли раствора крахмала. Запишите свои наблюдения. Нагрейте одну из пробирок. Исходя из принципа Ле Шателье, объясните, почему при нагревании окраска, появившаяся после добавления крахмала, становится менее интенсивной или даже совсем исчезает. Равновесие системы можно условно изобразить следующим уравнением:

Крахмал + йод = окрашенное вещество; DН < 0 - реакция экзотермическая.

Сделайте выводы по 1 и 2 опытам.

Лабораторная работа №5

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Цель работы: проведение и составление уравнений реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, определение направления реакций ионного обмена.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Растворимость – способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы. Растворимость выражается в весовых единицах, отнесённых к 100 г растворителя (г/100 г).

В таблице растворимости, где представлена растворимость солей в воде, растворимыми считаются соли, чья растворимость больше 10г на 100г воды, малорастворимые соли – растворимость менее 1г на 100г воды, практически нерастворимые соли – растворимость менее 0,01 г на 100г воды.

Электролитами называют вещества, диссоциирующие (распадающиеся) в растворе на заряженные частицы - ионы (положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы).

Растворы электролитов способны проводить электрический ток. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.

Степень диссоциации α - это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые электролиты:

- сильные электролиты – те, для которых α>30%, к ним относят практически все растворимые соли, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты – HNO₃, HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄

- электролиты средней силы – те, для которых 3%<α<30%, к ним относят кислоты – H₃PO₄, H₂SO₃, HCOOH (муравьиная кислота)

- слабые электролиты – те, для которых α<3%, к ним относят малорастворимые и нерастворимые соли и основания, кислоты - CH₃COOH, HNO₂, H₂S, HCN, H₂CO₃, H₂SiO₃, HF и Н₂О.