Содержание статьи.
- Обратимость химических реакций.
- Химическое равновесие.
- Константой химического равновесия.
- Законом действующих масс.
- Принцип Ле Шателье.
- Факторы внешней среды, влияющие на равновесие.
Химические реакции заключаются во взаимодействии реагентов с образовани-ем продуктов реакции, но в действительности, химические реакции протекают и в прямом, и в обратном направлениях:
Прямая реакция – реакция, которая направлена в сторону продуктов реакции.
Обратная реакция – реакция, которая направлена в сторону реагентов (исход-ных веществ).
Необратимая реакция – это реакция, которая протекает только в прямом нап-равлении.
ZnS + 2HCl ⇒ ZnCl₂ + H₂S
Продукты этой реакции не взаимодействуют между собой, поэтому реакция не идет в обратном направлении.
Обратимая реакция, такая реакция, которая протекает в обоих направлениях (и прямом, и обратном).
В такой реакции можно из продукта реакции получить реагенты (исходные ве-щества), поэтому в их уравнеиях вместо знака равенства используют знак обра-тимости: ⇄
Скорость реакции показывает, насколько быстро расходуются реагенты и обра-зуются продукты. Обратимые реакции широко распространены. К ним относят-ся в основном реакции соединения, диссоциация воды и слабых кислот, гидро-лиз некоторых солей, многие промышленно важные реакции.
Обратимые химические реакции в промышленности неэффективны, так как выход продукта в таких реакциях не превышает 30%.
Направление протекания химической реакции определяется условиями ее про-ведения (температура, давление, концентрация веществ).
Многие реакции имеют одно преимущественное направление и для проведе-ния таких реакций в противоположном направлении требуются экстремальные условия. В подобных реакциях происходит почти полное превращение реаген-тов в продукты.
Когда в единицу времени в единице объема или на единицу поверхности обра-зуется одинаковое количество и продуктов, и реагентов, то наступает химичес-кое равновесие.
Во всех обратимых реакциях скорость (V) прямой реакции (Vпр) уменьшается, скорость обратной реакции (Vобр) возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными (Vпр=Vобр) и не установится состояние равновесия (G).
Химическое равновесие имеет динамический характер. То есть в состоянии равновесия идут обе реакции, но концентрации всех веществ находятся в рав-новесии (не енняются), так как уравновешены скорости реакций (Vпр = Vобр).
Равновесные концентрации- концентрации всех веществ в состоянии равновесия.
Химическое равновесие (или подвижное химическое равновесие )– это состоя-ние системы, когда скорость её прямой и обратной реакции равны.
В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реа-гирующими веществами и продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлага-ется. Состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.
Равновесие характеризуется константой химического равновесия, которая вы-ражается сводной формулой:
Kp = kпр / kобр = const
Константа равновесия - отношения скоростей прямой и обратной реакции.
Величина Кр показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше ско-рости обратной реакции. Чем больше константа равновесия, тем выше выход продуктов реакции.
Это количественная характеристика, показывающая направление реакции и смещение концентрации веществ. Позволяет рассчитывать концентрации веществ при химическом равновесии и выход продуктов реакций.
Кр определяется через концентрации всех участников реакции в состоянии рав-новесия, т. е. через равновесные концентрации, по формуле:
произведение равновесных концентраций продуктов, делённое на произведе-ние равновесных концентраций исходных веществ, концентрация каждого ве-щества возводится в степень, равную коэффициенту при этом веществе в урав-нении реакции aA + bB = dD + eE
Где квадратные скобки обозначают равновесные концентрации участников реа-кции (в моль/л). Концентрация твёрдого вещества постоянна и поэтому не вхо-дит в выражение для константы равновесия.
Например. N2 г. + 3H2 г. ⇄ 2NH3 г. + 92,4 кДж
Здесь Кр выражается: υ1 = υ2
υ1 (прямой реакции) = k1[N2][H2]3, υ2 (обратной реакции) = k2 [NH3]2
k1[N2][H2]3 = k2 [NH3]2
Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3
Общие свойства константы равновесия.
- Константы равновесия зависят только от природы реагирующих веществ и те-мпературы.
- Любая константа равновесия не зависит от концентраций отдельных веществ. При изменении концентрации любого из веществ концентрации остальных веществ также изменяются, и константа равновесия остаётся постоянной. При любой начальной концентрации веществ, их равновесные концентрации од-нозначно определяются константой равновесия.
- Чем больше константа равновесия , тем сильнее равновесие смещено в сто-рону образования продуктов прямой реакции. Очень большое значение кон-станты равновесия соответствует практически необратимой реакции, а очень малое значение говорит о том, что прямая реакция практически не протека-ет.
Количественная характеристика состояние химического равновесия описыва-ется законом действующих масс:
При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси.
В равновесном состоянии соотношение количеств реагентов и продуктов для данной реакции и в заданных условиях вполне определённо и может сохраняться бесконечно долго.
Химическое равновесие устойчиво, т. е. система противодействует внешним во-здействиям.
Изменение внешних условий может повлиять на скорость и прямой, и обратной реакции, это приводит к смещению равновесия. Система перейдёт в новое рав-новесное состояние, в котором будет другое соотношение равновестных концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции.
Если после изменения условий проведения обратимой реакции скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то равновесие смещается вправо: равновесные концентрации продуктов реакции увеличиваются, а исходных веществ — уменьшаются.
Если после изменения условий с большей скоростью начинает протекать обратная реакция, то равновесие обратимой реакции смещается влево: равновесные концентрации исходных веществ увеличиваются, а продуктов реакции — уменьшаются.
Нарушить равновесие (сместить скорость какой-либо из реакций: прямой или обратной) можно тремя способами:
- Изменив концентрацию вещества.
- Изменив температуру.
- Изменив давление.
Произойдет нарушение химического равновесия, т. е. смещение равновесия (сдвиг равновесия) за счет преобладания скорости прямой или обратной реак-ции.
Определить, как какое-то воздействие повлияет на химическое равновесие мо-жно с помощью пранципа (правила) Анри Луи Ле Шателье (французский химик и физик 1850-1936 г. г.).
Принцип Ле Шателье (1884 г.).
если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той реакции, ко-торая ослабит это внешнее воздействие.
Суть правила - действие вызывает противодействие (проявляется действие противоположное!).
Принцип Ле Шателье универсален и применим не только к химическим, но и к другим процессам, например физическим процессам (плавление, кипение и т. д.).
Факторы, влияющие на равновесие.
1. Концентрация.
При увеличении концентрации какого-либо вещества реакции, система будет стремиться восстановить равновесие, т. е. равновесие будет смещаться в сторо-ну расходования добавленного вещества (куда добавить - оттуда сместиться, от-куда убрать - туда сместиться).
- При повышении концентрации реагентов (жидких или газообразных) и по-нижении концентрации продуктов происходит смещение равновесия в сто-рону продуктов (в правую сторону). Т. е. в сторону той реакции, при проте-кании которой это вещество расходуется.
Например. Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3
При добавлении в реакционную смесь азота (возрастает концентрация) - зна-менатель увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого усло-вия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси воз-растает количество продукта реакции. Происходит смещении равновесия впра-во.
При уменьшении концентрации (разбавлении) наоборот – вещество экономит-ся.
- При понижении концентрации реагентов (жидких или газообразных) и по-вышении концентрации продуктов происходит смещение равновесия в сто-рону реагентов (в правую сторону). То есть, в сторону той реакции, при про-текании которой это вещество образуется.
Добавление твердых нерастворимых веществ не оказывает влияния на смещение равновесия. Но, если добавляют твердые растворимые вещества в раствор, то смещение может происходить, так как в растворе эти вещества диссоциируют на ионы.
2. Температура.
В любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части. Прямая и обратная реакция имеют одинаковые по величине, но противоположные по знаку тепловые эффекты.
- При повышении температуры равновесие будет смещаться в сторону охлаждения, т. е. усиливается та реакция, которая теплоту поглощает (эндотермическая реакция -Q);
Если прямая реакция - экзотермическая (Q>0), то равновесие при нагревании смещается влево, а если прямая реакция - эндотермическая (Q<0), то вправо.
- При понижении температуры равновесие будет смещаться в сторону нагревания, т. е. усиливается та реакция, которая теплоту выделяет (экзотер-мической реакции +Q).
Если прямая реакция - эндотермическая (-Q) , то равновесие при нагревании смещается вправо, а если прямая реакция - экзотермическая (+Q) , то влево.
3. Давление.
Влиять на равновесие в системе, при помощи давления, можно только в обрати-мых реакциях с газами, в которых изменяется общего числа молекул газа.
При увеличении давления количество столкновений молекул возрастает. При этом повышается концентрация газов в системе и изменяются скорости прямой и обратной реакций - равновесие нарушается. Чтобы восстановить равновесие система пытается уменьшить давление.
Для понимания влияния давления, надо рассчитывать объемы газов, участвую-щих в реакции.
Для этого считаем, по уравнению реакции, сколько всего моль газов в исходных веществах и в продуктах реакции (твердые вещества и жидкости не ститать). В какой части уравнения количество вещества больше, там объем больше.
Давление и объем обратно пропорциональны, поэтому:
- при увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших объе-мов газов;
- при уменьшении давления – в сторону больших объемов газов.
При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно, концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3
В этом случае числитель выражения увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16 раз, т. е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация аммиака и уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо.
Например. Для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции:
Так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).
Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т. е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реак-ций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления.
Увеличить давление можно двумя способами:
- уменьшением объема системы;
- введением инертного газа.
Много обратимых реакций, в ходе которых общее количество газов не изменяется. Например.
Очевидно, что в таких случаях изменение объёма системы или общего давления газообразных реагентов и продуктов реакции в ней не влияет на положение химического равновесия.
4. Катализатор и ингибитор.
Катализаторы и ингибиторыне влияют на смещение равновесия, так как влияет одинаково на скорости прямой и обратной реакции (катализатора понижает энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же величину, а ингибитор наоборот). Они лишь способствует приближению времени наступле-ния равновесия.
ФАКТЧЕК.
- Необратимая реакция – это реакция, которая протекает только в прямом направлении.
- Обратимая реакция, такая реакция, которая протекает в обоих направлениях.
- Химическое равновесие – это состояние системы, когда скорость её прямой и обратной реакции равны.
- Закон действующих масс: "При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не завися-щая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси.
- Равновестные концентрации - концентрации всех веществ в состоянии равновесия.
- Константа равновесия - соотношение произведения равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, концентрация каждого вещества возводится в степень, равную коэффициенту при этом веществе в уравнении реакции: Kp = kпр / kобр = const
- Принцип Ле Шателье: "Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той реакции, которая ослабит это внешнее воздействие".
- На смещение в химического равновесия влияют:
- Концентрация. При повышении концентрации реагентов смещение равновесия в сторону продуктов. При понижении концентрации реагентов смещение равновесия в сторону реагентов.
- Температура. Повышении температуры равновесие будет смещаться в сторону эндотермической реакции. Понижении температуры равновесие будет смещаться в сторону экзотермической реакции.
- Давление. При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших объемов газов. При уменьшении давления – в сторону больших объемов газов.
Катализатор не влияет на смещение равновесия.
Содержание контента канала:
Приглашаю подписаться на канал:
Интересно, но необязательно.
Независимо от А. Л. Ле Шателье принцип химического равновесия в обратимых реакциях в 1887 г. сформулировал и теоретически обосновал немецкий физик К. Ф. Браун. Этот принцип применим к обратимым реакциям в газах, а также к реа-кциям в растворах или к гетерогенным реакциям с участием твёрдых и газооб-разных веществ.