Смещение химического равновесия

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.

Направление смещения химического равновесия под­чиняется принципу Ле-Шателье:

если на систему, находящуюся в состоянии хими­ческого равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком напрвлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

При увеличении температуры равновесие смещается в сто­рону реакции идущей с поглощением тепла - эндотермической.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо.

При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону образования исходных веществ , т.е. влево.

Если реакция протекает с участием газообразных веществ, то повышение давления вызывает смещение рав­новесия в направлении уменьшения общего числа молей. Понижение давления смещает равно­весие в сторону уве­личения общего числа молей газообразных веществ.

Например, равновесие системы:

N₂ + 3H₂ Û 2NH₃;

DH = -46,25 кДж/моль

а) при увеличении температуры сместится влево;

б) при увеличении давления сместится вправо;

в) при увеличении концентрации азота сместится вправо.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ

На состояние химического равновесия

В результате обратимой реакции

FeCl₃ + 3KSCN Û Fe(SCN)₃ + 3KCl

образуется интенсивно окрашенное в красный цвет вещество роданид железа(III) Fe(SCN)₃. Поскольку интенсивность окраски раствора зависит от концентрации окрашенного вещества, то судить о смещении равно-весия в данной системе можно по изменению интенсивности окраски раствора.

а) Налить почти полную пробирку дистиллированной воды и добавить в нее по 1-2 капли концентрированных растворов хлорида железа(III) FeCl₃ и роданида калия KSCN. Раствор перемешать и затем разлить содержимое в четыре пробирки. Первую пробирку оставить для сравнения, во вторую прибавить 2-3 капли хлорида железа (III) FeCl₃, в третью 2-3 капли роданида калия KSCN, а в четвертую - нес­колько кристалликов хлорида калия KСl. Пробирки встряхнуть несколько раз. Сравнить интенсивность окрасок раствора во 2-й, 3-й и 4-й пробирках с окраской первой (контрольной) пробирки. Определить, в какой пробирке и в каком направлении прошло смещение химического равновесия. Как изменится в каждом отдельном случае концентрация компонентов равновесной системы:

1) роданида железа Fe(SCN)₃

2) хлорида железа (III) FeCl₃

3) роданида калия КSCN, по сравнению с их концентрациями при установлении первоначального равновесия?

Результаты наблюдения занести в таблицу 6.1.

Таблица 6.1

Результаты опыта №1

№ пробирок	Содержание пробирок	Цвет раствора	Направление смещения равновесия	Заключение об изменении концентрации компонентов
FeCl3	KSCN	Fe(SCN)3	KCl
	конр.р-р
	к.р.+FeCl3
	к.р.+КSCN
	к.р.+KCl

Написать выражение константы равновесия. Объяснить влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

б) Налить половину пробирки дистиллированной воды, добавить 2-3 капли гидроксида аммония NH₄OH и 2 капли фенолфталеина. Раствор перемешать. Отметить цвет раствора. Наличие, каких ионов придает раствору окрашивание?

Написать выражение константы диссоциации слабого электролита NH₄OH.

Разлить содержимое на две части. Первую пробирку оставить в качестве эталона, а к содержимому второй пробирки добавить несколько кристалликов хлорида аммония NH₄Cl. Отметить изменение цвета раствора. Написать уравнение диссоциации NH₄Cl. За счет каких ионов происходит смещение равновесия в данной системе, в каком направлении?

Опыт 2. Влияние температуры на состояние

хими­чес­кого равновесия

При взаимодействии йода с крахмалом образуется йод-крахмальное соединение сложного состава, имеющее синюю окраску. Реакция сопровождается выделением тепла. Равновесие данной системы можно условно представить схемой:

йод + крахмал Û [йод – крахмал], DН⁰<0

В пробирку налейте 10 капель дистиллированной воды, 2-3 капли раствора йода и добавьте 2-3 капли крахмала. Отметьте появление синей окраски. Пробирку нагрейте до кипения. Наблюдайте изменение окраски раствора. Затем пробирку охладите водой из-под крана. Наблюдайте вновь появление синей окраски.

В каком направлении смещается равновесие этой сис­темы при нагревании и при охлаждении?

Вопросы для самоконтроля

1. Какие реакции называются практически необра­тимыми? Приведите примеры.

2. Какие реакции называются обратимыми? Приведите примеры.

3. Рассмотрите признаки химического равновесия.

4. Почему химическое равновесие называется дина­ми­ческим?

5. От каких факторов зависит константа равно­весия? Каков ее физический смысл?

6. Напишите формулу для вычисления констант рав­но­весия реакций:

2Н₂(г) + О₂(г) Û 2Н₂О (г);

С (кр) + СО₂ (г) Û 2СО (г).

7. Что называется сдвигом (смещением) химического равновесия? Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

8. В какую сторону сместится химическое равно­весие следующих реакций:

N₂(г) + 3Н₂ (г) Û 2NH₃(г), DН⁰ = - 92,4 кДж;

N₂(г) + О₂(г) Û 2NО(г), DН⁰ = 180,7 кДж;

2Н₂О(г) Û 2Н₂ (г) + О₂ (г), DН⁰ = 483,7 кДж;

Н₂(г) + Вr₂(г)Û= 2HBr(г), DН⁰ = -72,5 кДж;

СаСО₃(кр) Û СаО(кр) + СО₂(г), DН⁰ = 179,0 кДж;

С(кр) + СО₂(г) Û 2СО(г), DН⁰ = 172,5 кДж

при а) повышении давления,

б) повышении температуры?

9. Реакция между йодом и водородом протекает по урав­нению:

Н₂(г) + I₂(г) Û 2НI(г).

Равновесие установилось при следующих концентрациях участвующих в реакции веществ

(Н₂) = (I₂) = 0,005 моль/л , (НI) = 0,4 моль/л.

Рассчитайте исходную концентрацию йода и значение константы равновесия.

10. Реакция образования фосгена CОСl₂ протекает в закрытом сосуде по уравнению:

CO(г) + СI₂(г) Û СОСl₂(г).