Факторы смещения химического равновесия. Химическое равновесие.смещение равновесия. Оптимальные условия осуществления химического процесса

Большинство химических реакций обратимы, т. е. протекают одновременно в противоположных направлениях. В тех случаях, когда прямая и обратная реакция идут с одинаковой скоростью, наступает химическое равновесие.

При наступлении химического равновесия число молекул веществ, составляющих систему, перестает меняться и остается постоянным во времени при неизменных внешних условиях.

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

Например, равновесие реакции H 2 (г) + I 2 (г) ⇆ 2HI (г) наступает тогда, когда в единицу времени образуется по прямой реакции ровно столько же молекул йодоводорода, сколько их распадается по обратной реакции на йод и водород.

Способность реакции протекать в противоположных направлениях называется кинетической обратимостью .

В уравнении реакции обратимость обозначается двумя противоположными стрелками (⇆) вместо знака равенства между левой и правой частями химического уравнения.

Химическое равновесие является динамическим (подвижным). При изменении внешних условий равновесие сдвигается и возвращается в исходное состояние, если внешние условия приобретают постоянные значения. Влияние на химическое равновесие внешних факторов вызывает его смещение.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции:

Температуры;

Давления;

Концентрации.

Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье (Рис. 1).

Рис. 1. Анри Луи Ле Шателье

Современная формулировка принципа Ле-Шателье

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

1. Влияние температуры

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

Пример: промышленное производство аммиака. Рис. 2.

Рис. 2. Установка для производства аммиака

Реакция синтеза аммиака:

N 2 + 3H 2 ⇆ 2NH 3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.

Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам.

При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

Чтобы сместить равновесие в сторону получения аммиака, температуру нужно понизить.

2. Влияние давления

Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам.

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом.

В реакции синтеза аммиака при повышении давления равновесие смещается в сторону образования аммиака, потому что реакция идет с уменьшением объёма.

3. Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам.

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

В реакции получения аммиака, чтобы сместить равновесие в сторону получения аммиака, необходимо повысить концентрацию водорода и азота.

Подведение итога урока

На уроке вы узнали о понятии «химическое равновесие» и способах его смещения, какие условия влияют на смещение химического равновесия и как действует «принцип Ле Шателье».

Список литературы

1. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия. Учебник для 10 класса общеобр. учрежд. Профильный уровень. - М.: ООО «ТИД «Русское слово - РС», 2008. (§§ 24, 25)
2. Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Лёвкин А.Н. Химия: 11 класс: Учебник для учащихся общеобраз. учрежд. (профильный уровень): в 2-х ч. Ч.2. М.: Вентана-Граф, 2008. (§ 24)
3. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учеб. для общеобр. учрежд.: базовый уровень/ Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2010. (§ 13)
4. Радецкий А.М. Химия. Дидактический материал. 10-11 классы. - М.: Просвещение, 2011. (с. 96-98)
5. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 65-68)

1. Hemi.nsu.ru ().
2. Alhimikov.net ().
3. Prosto-o-slognom.ru ().

Домашнее задание

1. с. 65-66 №№ 12.10-12.17 из Сборника задач и упражнений по химии для средней школы (Хомченко И.Д.), 2008.
2. В каком случае изменение давления не будет вызывать смещение химического равновесия в реакциях с участием газообразных веществ?
3. Почему катализатор не способствует смещению химического равновесия?

Достигнув состояния химического равновесия, система будет находиться в нём до тех пор, пока не будут изменены внешние условия. Это приведёт к изменению параметров системы, т.е. к сдвигу химического равновесия в сторону одной из реакций. Для качественного определения направления смещения равновесия в химической реакции служит принцип Ле-Шателье - Брауна:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, т.е. изменить условия, при которых система находилась в равновесии, то в системе с большей скоростью начнут протекать процессы, УМЕНЬШАЮЩИЕ оказанное воздействие.

На состояние химического равновесия наибольшее влияние оказывают концентрация, давление, температура.

Как видно из выражения для константы скорости реакции, увеличение концентраций исходных веществ N и M приводит к возрастанию скорости прямой реакции. Говорят, что равновесие сдвинулось в сторону прямой реакции. Наоборот, увеличение концентраций продуктов смещает равновесие в сторону протекания обратной реакции.

При изменении общего давления в равновесной смеси парциальные давления всех участников реакции изменяются в одинаковое число раз. Если в реакции число моль газов не изменяется, как, например, в реакции H2 + Cl2 - 2 HCl, то состав смеси остаётся равновесным и равновесие не смещается. Если же число моль газов в реакции изменяется, то состав смеси газов в результате изменения давления станет неравновесным и одна из реакций начнёт протекать с большей скоростью. Направление смещения равновесия в этом случае зависит от того, увеличилось или уменьшилось число моль газов.

Рассмотрим, к примеру, реакцию

N2 + 3 H2 - 2 NH3

Все участники этой реакции - газы. Пусть в равновесной смеси увеличили общее давление (сжали смесь). Равновесие нарушится, в системе должны начаться процессы, которые приведут к уменьшению давления. Но давление пропорционально числу ударов молекул о стенки, т.е. числу молекул. Из уравнения реакции видно, что в результате протекания прямой реакции число молекул газов уменьшается с 4 моль до 2 моль, а в результате обратной соответственно увеличивается. Следовательно, уменьшение общего давления произойдёт, если равновесие сместится в направлении протекания прямой реакции. При уменьшении общего давления в этой системе равновесие сместится в направлении протекания обратной реакции, приводящей к увеличению числа молекул газов, т.е. к увеличению давления.

В общем случае при повышении общего давления равновесие смещается в сторону реакции, приводящей к уменьшению числа молекул газообразных веществ, а при уменьшении давления - в сторону реакции, в которой увеличивается число молекул газов.

Для определения направления смещения равновесия при изменении температуры системы необходимо знать тепловой эффект реакции, т.е. экзотермическая данная реакция или эндотермическая. При этом нужно помнить, что при протекании экзотермической реакции теплота выделяется и температура повышается. При протекании эндотермической реакции температура падает за счёт поглощения теплоты. Следовательно, при повышении температуры равновесие всегда смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении - в сторону экзотермической реакции. Например, в системе, где протекает обратимая реакция

Под равновесием обычно понимают особое состояние системы или тела, когда все оказываемые на нее воздействия компенсируют друг друга. Или же отсутствуют вовсе. В химии же применяют понятие равновесия к реакциям, происходящим между различными веществами, а точнее, к условиям их протекания.

Понятие равновесия

Химические реакции имеют множество классификаций по различным признакам, но, говоря о химическом равновесии, что такое обратимые и необратимые реакции следует вспомнить.

Если в результате реакции образуются продукты, которые не взаимодействуют друг с другом, говорят о необратимых реакциях, то есть они идут только в прямом направлении. Обычно в них одним из продуктов является газообразное, мало диссоциирующее или нерастворимое соединение. Например:

Pb(NO 3) 2 + 2ΗCl <―> PbCl 2 ↓ + 2HNO 3

Na 2 CO 3 + 2ΗCl <―> 2NaCl + CO 2 + Η 2 O

NaOΗ + ΗCl <―> NaCl + Η 2 O

Продукты обратимых реакций способны взаимодействовать друг с другом, образуя при этом исходные вещества, то есть одновременно происходят две противоположно направленные реакции. Если в какой-то момент времени при определенных условиях скорость прямой реакции будет равняться скорости обратной, то устанавливается химическое равновесие.

Следует упомянуть, что такое равновесие характеризуется как динамическое. Иными словами, обе реакции продолжаются, но значения концентраций всех ее участников остаются неизменными и называются равновесными.

Математически это состояние выражают с использованием константы равновесия (Кр). Пусть происходит взаимодействие веществ, описываемое уравнением аΑ + bB <―> сС + dD. Для противоположных реакций можно записать формулы расчета их скоростей через закон действующих масс. Поскольку в состоянии равновесия скорости эти будут равны, то можно выразить отношение констант скоростей двух противоположных реакций. Вот оно-то и будет численно равняться константе равновесия.

Значение К р помогает определить полноту протекающих реакций. Если К р <1, то реакция в прямом направлении почти не протекает. Если К р >1, то равновесие сдвинуто к продуктам.

Виды равновесия

Химическое равновесие бывает истинным, кажущимся и ложным. Для истинного равновесия наблюдаются признаки:

• Если отсутствует внешнее воздействие, то оно неизменно во времени.
• Если внешние воздействия изменяются (это касается температуры, давления и др.), то состояние системы тоже изменяется. Но стоит только вернуть исходные значения условий, равновесие тут же восстанавливается.
• Состояния истинного равновесия достичь можно как со стороны продуктов химической реакции, так и от исходных веществ.

Если не выполняется хотя бы одно из этих условий, то говорят, что такое равновесие является кажущимся (метастабильным). Если же состояние системы начинает изменяться необратимо при изменении внешних условий, то такое равновесие называют ложным (или заторможенным). Примером последнего является реакция железа с кислородом.

Понятие равновесия несколько отличается с точек зрения термодинамики и кинетики. Под термодинамическим равновесием понимается минимальное значение энергии Гиббса для конкретной системы. Истинное равновесие характеризуется ΔG = 0. А про состояние, для которого скорости прямой и обратной реакций уравнены, то есть v 1 = v 2 , говорят, что такое равновесие - кинетическое.

Принцип Ле-Шателье

Исследованием закономерностей смещения равновесия занимался Анри Ле-Шателье в 19 веке, однако обобщил все эти труды и сформулировал принцип подвижного равновесия позднее Карл Браун:

если на равновесную систему, подействовать извне, то равновесие будет смещаться в направлении уменьшения произведенного воздействия

Иными словами, если на равновесную систему оказывается какое-либо воздействие, она стремится измениться таким образом, чтобы это воздействие было минимальным.

Смещение равновесия

Следствия из принципа Ле-Шателье рассмотрим на примере уравнения реакции:

N 2 + 3Η 2 <―> 2NΗ 3 + Q.

Если увеличить температуру, то сместится равновесие в сторону эндотермической реакции. В данном примере теплота выделяется, значит прямая реакция - экзотермическая, а равновесие сместится к исходным веществам.

Если увеличить давление, то это приведет к смещению равновесия к меньшим объемам газообразных веществ. В приведенном примере имеется 4 моля газообразных исходных веществ и 2 моля газообразных продуктов, значит, равновесие сдвинется к продуктам реакции.

Если увеличить концентрацию исходного вещества, то равновесие сместится в направлении прямой реакции и наоборот. Таким образом, если увеличить концентрации N 2 или Η 2 , то равновесие сместится в прямом направлении, а если аммиака - то в обратном.

Химическое равновесие присуще обратимым реакциям и не характерно для необратимых химических реакций.

Часто, при осуществлении химического процесса, исходные реагирующие вещества полностью переходят в продукты реакции. Например:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Невозможно получить металлическую медь, проводя реакцию в обратном направлении, т.к. данная реакция необратима . В таких процессах реагенты полностью переходят в продукты, т.е. реакция протекает до конца.

Но основная часть химических реакций обратима , т.е. вероятно параллельное протекание реакции в прямом и обратном направлениях. Иначе говоря, реагенты лишь частично переходят в продукты и реакционная система будет состоять как из реагентов, так и из продуктов. Система в данном случае находится в состоянии химического равновесия.

При обратимых процессах, вначале прямая реакция имеет максимальную скорость, которая постепенно снижается, в связи с уменьшением количества реагентов. Обратная реакция, наоборот, вначале имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере накапливания продуктов. В конце концов, наступает момент, когда скорости обоих реакций становятся равными – система приходит в состояние равновесия. При наступлении состояния равновесия, концентрации компонентов остаются неизменными, но химическая реакция при этом не прекращается. Т.о. – это динамичное (подвижное) состояние. Для наглядности, приведем следующий рисунок:

Допустим, протекает некая обратимая химическая реакция :

а А + b В = с С + d D

тогда, исходя из закона действующих масс, запишем выражения для прямой υ 1 и обратной υ 2 реакций:

υ1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

υ2 = k 2 ·[C] c ·[D] d

В состоянии химического равновесия , скорости прямой и обратной реакции равны, т.е.:

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

получаем

К = k 1 / k 2 = [C] c ·[D] d ̸ [A] a ·[B] b

Где К = k 1 / k 2 – константа равновесия.

Для любого обратимого процесса, при заданных условиях k является величиной постоянной. Она не зависит от концентраций веществ, т.к. при изменении количества одного из веществ, количества других компонентов также меняются.

При изменении условий протекания химического процесса, возможно смещение равновесия.

Факторы, влияющие на смещение равновесия:

• изменение концентраций реагентов или продуктов,
• изменение давления,
• изменение температуры,
• внесение катализатора в реакционную среду.

Принцип Ле-Шателье

Все вышеперечисленные факторы влияют на смещение химического равновесия, которое подчиняется принципу Ле-Шателье : если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению. Т.е. равновесие стремится к смещению в направлении, приводящему к уменьшению влияния воздействия, которое привело к нарушению состояния равновесия.

Итак, рассмотрим отдельно влияние каждого их факторов на состояние равновесия.

Влияние изменения концентраций реагентов или продуктов покажем на примере процесса Габера :

N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г)

Если в равновесную систему, состоящую из N 2(г) , H 2(г) и NH 3(г) , добавить, например, азот, то равновесие должно сместиться в направлении, которое способствовало бы уменьшению количества водорода в сторону его исходного значения, т.е. в направлении образования дополнительного количества аммиака (вправо). При этом одновременно произойдет и уменьшение количества водорода. При добавлении в систему водорода, также произойдет смещение равновесия в сторону образования нового количества аммиака (вправо). Тогда как внесение в равновесную систему аммиака, согласно принципу Ле-Шателье , вызовет смещение равновесия в сторону того процесса, который благоприятен для образования исходных веществ (влево), т.е. концентрация аммиака должна уменьшится посредством разложения некоторого его количества на азот и водород.

Уменьшение концентрации одного из компонентов, сместит равновесное состояние системы в сторону образования этого компонента.

Влияние изменения давления имеет смысл, если в исследуемом процессе принимают участие газообразные компоненты и при этом имеет место изменение общего числа молекул. Если общее число молекул в системе остается постоянным , то изменение давления не влияет на ее равновесие, например:

I 2(г) + H 2(г) = 2HI (г)

Если полное давление равновесной системы увеличивать посредством уменьшения ее объема, то равновесие сместится в сторону уменьшения объема. Т.е. в сторону уменьшения числа газа в системе. В реакции:

N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г)

из 4 молеул газа (1 N 2(г) и 3 H 2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH 3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

Если температура системы постоянна, то изменение полного давления системы не приведет к изменению константы равновесия К.

Изменение температуры системы влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К. Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то равновесие сместится в сторону поглощения теплоты. Рассмотрим :

N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г) + 22 ккал

Итак, как видно, прямая реакция протекает с выделением теплоты, а обратная – с поглощением. При увеличении температуры, равновесие этой реакции смещается в сторону реакции разложения аммиака (влево), т.к. она является и ослабляет внешнее воздействие – повышение температуры. Напротив, охлаждение приводит к смещению равновесия в направлении синтеза аммиака (вправо), т.к. реакция является экзотермической и противодействует охлаждению.

Таким образом, рост температуры благоприятствует смещению химического равновесия в сторону эндотермической реакции, а падение температуры – в направлении экзотермического процесса. Константы равновесия всех экзотермических процессов при росте температуры уменьшаются, а эндотермических процессов – увеличиваются.