При каких условиях химическое равновесие нарушается. Химия
Изучение параметров системы, включающей исходные вещества и продукты реакции, позволяет выяснить, какие факторы смещают химическое равновесие и ведут к желаемым изменениям. На выводах Ле Шателье, Брауна и других ученых о способах проведения обратимых реакций основаны промышленные технологии, позволяющие осуществить ранее казавшиеся невозможными процессы, получить экономическую выгоду.
Разнообразие химических процессов
По особенностям теплового эффекта многие реакции относят к экзо- или эндотермическим. Первые идут с образованием теплоты, например, окисление углерода, гидратация концентрированной серной кислоты. Второй тип изменений связан с поглощением тепловой энергии. Примеры эндотермических реакций: распад карбоната кальция с образованием гашеной извести и углекислого газа, образование водорода и углерода при термическом разложении метана. В уравнениях экзо- и эндотермических процессов необходимо указывать тепловой эффект. Перераспределение электронов между атомами реагирующих веществ происходит в окислительно-восстановительных реакциях. Четыре типа химических процессов выделяют по особенностям реагентов и продуктов:
Для характеристики процессов важна полнота взаимодействия реагирующих соединений. Этот признак лежит в основе деления реакций на обратимые и необратимые.
Обратимость реакций
Обратимые процессы составляют большинство среди химических явлений. Образование конечных продуктов из реагентов является прямой реакцией. В обратной же исходные вещества получаются из продуктов своего разложения или синтеза. В реагирующей смеси возникает химическое равновесие, при котором получается столько же соединений, сколько разлагается исходных молекул. В обратимых процессах вместо знака «=» между реагентами и продуктами используются символы «↔» или «⇌». Стрелки могут быть неодинаковыми по длине, что связано с доминированием одной из реакций. В химических уравнениях можно указывать агрегатные характеристики веществ (г — газы, ж — жидкости, т — твердые). Огромное практическое значение имеют научно обоснованные приемы влияния на обратимые процессы. Так, производство аммиака стало рентабельным после создания условий, сдвигающих равновесие в сторону образования целевого продукта: 3Н 2(г) + N 2(г) ⇌ 2NH 3(г) . Необратимые явления приводят к появлению нерастворимого или малорастворимого соединения, образованию газа, покидающего сферу реакции. К таким процессам можно отнести ионный обмен, распад веществ.
Химическое равновесие и условия его смещения
На характеристики прямого и обратного процессов влияет несколько факторов. Один из них — время. Концентрация взятого для реакции вещества постепенно снижается, а конечного соединения — возрастает. Реакция прямого направления идет все медленнее, обратный процесс набирает скорость. В определенный промежуток два противоположных процесса идут синхронно. Взаимодействие между веществами происходит, но концентрации не меняются. Причина — динамическое химическое равновесие, установившееся в системе. Его сохранение или изменение зависит от:
- температурных условий;
- концентрации соединений;
- давления (для газов).
Смещение химического равновесия
В 1884 году выдающийся ученый из Франции А. Л. Ле Шателье предложил описание способов вывода системы из состояния динамического равновесия. В основе метода лежит принцип нивелирования действия внешних факторов. Ле Шателье обратил внимание, что в реагирующей смеси возникают процессы, компенсирующие влияние посторонних сил. Сформулированный французским исследователем принцип гласит, что изменение условий в состоянии равновесия благоприятствует протеканию реакции, ослабляющей постороннее воздействие. Смещение равновесия подчиняется этому правилу, оно соблюдается, когда меняется состав, температурные условия и давление. Технологии, основанные на выводах ученых, используются в промышленности. Многие химические процессы, считавшиеся практически неосуществимыми, проводятся благодаря способам смещения равновесия.
Влияние концентрации
Сдвиг равновесия происходит, если изъять из зоны взаимодействия определенные компоненты или дополнительно ввести порции вещества. Удаление продуктов из реакционной смеси обычно вызывает увеличение скорости их образования, добавление веществ, наоборот, приводит к их преимущественному распаду. В процессе этерификации для обезвоживания используют серную кислоту. При введении ее в сферу реакции повышается выход метилацетата: СН 3 СООН + СН 3 ОН ↔ СН 3 СООСН 3 + Н 2 О. Если добавлять кислород, взаимодействующий с диоксидом серы, то химическое равновесие смещается в сторону прямой реакции образования триоксида серы. Кислород связывается в молекулы SO 3 , его концентрация понижается, что согласуется с правилом Ле Шателье для обратимых процессов.
Изменение температуры
Процессы, идущие с поглощением или выделением тепла, — эндо- и экзотермические. Для смещения равновесия используется нагревание или отвод тепла от реагирующей смеси. Рост температуры сопровождается повышением скорости эндотермических явлений, в которых дополнительная энергия поглощается. Охлаждение приводит к преимуществу экзотермических процессов, идущих с выделением тепла. При взаимодействии диоксида углерода с углем нагревание сопровождается увеличением концентрации монооксида, а охлаждение ведет к преимущественному образованию сажи: СО 2(г) + С (т) ↔ 2СО (г) .
Влияние давления
Изменение давления — важный фактор для реагирующих смесей, включающих в себя газообразные соединения. Также следует обратить внимание на разницу объемов исходных и получившихся веществ. Понижение давления ведет к преимущественному протеканию явлений, в которых увеличивается общий объем всех компонентов. Рост давления направляет процесс в сторону снижения объема всей системы. Такая закономерность соблюдается в реакции образования аммиака: 0,5N 2(г) + 1,5Н 2(г) ⇌ NH 3(г) . Изменение давления не повлияет на химическое равновесие в тех реакциях, которые идут при неизменном объеме.
Оптимальные условия осуществления химического процесса
Создание условий для смещения равновесия во многом определяет развитие современных химических технологий. Практическое использование научной теории способствует получению оптимальных результатов производства. Наиболее яркий пример — получение аммиака: 0,5N 2(г) + 1,5Н 2(г) ⇌ NH 3(г) . Повышение содержания в системе молекул N 2 и Н 2 благоприятно для синтеза сложного вещества из простых. Реакция сопровождается выделением теплоты, поэтому снижение температуры вызовет увеличение концентрации NH 3 . Объем исходных компонентов больше, чем целевого продукта. Рост давления обеспечит повышение выхода NH 3 .
В условиях производства подбирают оптимальное соотношение всех параметров (температуры, концентрации, давления). Кроме того, имеет большое значение площадь соприкосновения между реагентами. В твердых гетерогенных системах увеличение поверхности ведет к росту скорости реакции. Катализаторы увеличивают скорость прямой и обратной реакции. Применение веществ с такими свойствами не приводит к смещению химического равновесия, но ускоряет его наступление.
Если внешние условия химического процесса не изменяются, то состояние химического равновесия может сохраняться сколь угодно долго. Изменением условий проведения реакции (температуры, давления, концентрации) можно добиться смещения или сдвига химического равновесия в требуемом направлении.
Смещение равновесия вправо приводит к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся в правой части уравнения. Смещение равновесия влево будет приводить к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся слева. При этом система перейдет в новое состояние равновесия, характеризующееся другими значениями равновесных концентраций участников реакции .
Смещение химического равновесия, вызванное изменением условий, подчиняется правилу, сформулированному в 1884 году французским физиком А. Ле Шателье (принцип Ле Шателье).
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, например, изменить температуру, давление или концентрации реагентов, то равновесие сместится в направлении той реакции, которая ослабляет оказываемое воздействие.
Влияние изменения концентрации на смещение химического равновесия.
Согласно принципу Ле Шателье увеличение концентрации любого из участников реакции вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению концентрации этого вещества.
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении концентрации одного из исходных веществ возрастает скорость прямой реакции и равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции и наоборот;
При повышении концентрации одного из продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции, что приводит к смещению равновесия в направлении образования исходных веществ и наоборот.
Например, если в равновесной системе:
SO 2(г) + NO 2(г) SO 3(г) + NO (г)
увеличить концентрации SO 2 или NO 2 , то, в соответствии с законом действующих масс, возрастет скорость прямой реакции. Это приведет к смещению равновесия вправо, что обусловит расходование исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции. Установится новое состояние равновесия с новыми равновесными концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. При уменьшении концентрации, например, одного из продуктов реакции, система отреагирует таким образом, чтобы концентрацию продукта увеличить. Преимущество получит прямая реакция, приводящая к увеличению концентрации продуктов реакции.
Влияние изменения давления на смещение химического равновесия.
Согласно принципу Ле Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных частиц, т.е. в сторону меньшего объема.
Например, в обратимой реакции:
2NO 2(г) 2NO (г) + O 2(г)
из 2 моль NO 2 образуется 2 моль NO и 1 моль O 2 . Стехиометрические коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают, что протекание прямой реакции приводит к увеличению числа моль газов, а протекание обратной реакции, наоборот, уменьшает число моль газообразного вещества. Если на такую систему оказать внешнее воздействие путем, например, путем увеличения давления, то система отреагирует таким образом, чтобы это воздействие ослабить. Давление может снизиться, если равновесие данной реакции сместится в сторону меньшего числа молей газообразного вещества, а значит, и меньшего объема.
Наоборот, повышение давления в этой системе связано со смещением равновесия вправо - в сторону разложения NO 2 , что увеличивает количество газообразного вещества.
Если число моль газообразных веществ до и после реакции остаетсяпостоянным, т.е. объем системы в ходе реакции не меняется, то изменение давления одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций и не оказывает влияния на состояние химического равновесия.
Например, в реакции:
H 2(г) + Cl 2(г) 2HCl (г) ,
общее количество моль газообразных веществ до и после реакции остается постоянным и давление в системе не меняется. Равновесие в данной системе при изменении давления не смещается.
Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.
В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.
N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) + Q (-ΔH).
При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, однако, изменение скоростей происходит не в одинаковой степени. В соответствии с уравнением Аррениуса в большей степени на изменение температуры реагирует эндотермическая реакция, характеризующаяся большим значением энергии активации.
Следовательно, для оценки влияния температуры на направление смещения химического равновесия необходимо знать тепловой эффект процесса. Его можно определить экспериментально, например, с помощью калориметра, или рассчитать на основе закона Г. Гесса . Следует отметить, что изменение температуры приводит к изменению величины константы химического равновесия (K p).
Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.
Таким образом, повышение температуры в реакции синтеза аммиака приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Преимущество получает обратная реакция, протекающая с поглощением тепла.
Понятие химического равновесия
Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием . Такое равновесие называется еще подвижны м или динамическим равновесием.
Признаки химического равновесия
1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.
Принцип Ле Шателье
Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.
Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.
Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:
2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г) ; H о 298 = - 113,4 кДж/моль.
Влияние температуры на химическое равновесие
При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.
Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции H, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.
В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.
Влияние давления на химическое равновесие
Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону. В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO 2 . Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.
Влияние концентрации на химическое равновесие
Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O 2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO 2 . Увеличение концентрации NO 2 смещает равновесие в сторону исходных веществ.
Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.
При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении ин
Константа химического равновесия
Для химической реакции:
2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г)
константа химической реакции К с есть отношение:
(12.1)
В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.
Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:
G T о = – RTlnK . (12.2).
Примеры решения задач
При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O 2 (г) 2CO 2 (г) составляли: = 0,2 моль/л, = 0,32 моль/л, = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O 2 , если исходная смесь не содержала СО 2 .
.
2CO (г) + O 2(г) 2CO 2(г).
Во второй строке под с прореагир понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO 2 , причем, с исходн = с прореагир + с равн .
Используя справочные данные, рассчитать константу равновесия процесса3 H 2 (Г) + N 2 (Г) 2 NH 3 (Г) при 298 К.
G 298 о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.
G T о = - RTlnK.
lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .
Определить равновесную концентрацию HI в системеH 2(г) + I 2(г) 2HI (г) ,
если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H 2 , I 2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.
Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H 2.
.
Решая это уравнение, получаем x = 0,67.
Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.
Используя справочные данные, определить температуру, при которой константа равновесия процесса: H 2(г) + HCOH (г) CH 3 OH (г) становится равной 1. Принять, что Н о Т » Н о 298 , а S о T » S о 298 .Если К = 1, то G о T = - RTlnK = 0;
G о T » Н о 298 - ТD S о 298 . Тогда ;
Н о 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = - 86,1× 10 3 Дж;
S о 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;
К.
Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO 2.
SO 2(Г) + Cl 2(Г) SO 2 Cl 2(Г)
Тогда получаем:
.
Решая это уравнение, находим: x 1 = 3 и x
2 = 1,25. Но x
1 = 3 не удовлетворяет условию задачи.
Следовательно, = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.
Задачи для самостоятельного решения
12.1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обосновать.
1) 2 NH 3 (г) 3 H 2 (г) + N 2 (г)
2) ZnCO 3 (к) ZnO (к) + CO 2 (г)
3) 2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (ж)
4) CO 2 (г) + C (графит) 2CO (г)
12.2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе
2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (г)
составляли: = 0,3 моль/л, = 0,6 моль/л, = 0,6 моль/л. Определить константу равновесия и исходную концентрацию HBr.
12.3. Для реакции H 2(г) + S (г) H 2 S (г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определить равновесные концентрации H 2 и S, если исходные концентрации H 2 , S и H 2 S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.
Химическое равновесие, отвечающее равенству скоростей прямой и обратной реакций ( = ) и минимальному значению энергии Гиббса (∆ G р,т = 0), является наиболее устойчивым состоянием системы при заданных условиях и остается неизменным до тех пор, пока сохраняются постоянными параметры, при которых равновесие установилось.
При изменении условий равновесие нарушается и смещается в сторону прямой или обратной реакции. Смещение равновесия связано с тем, что внешнее воздействие в разной степени изменяет скорость двух взаимно противоположных процессов. Через некоторое время система вновь становится равновесной, т.е. она переходит из одного равновесного состояния в другое. Новое равновесие характеризуется новым равенством скоростей прямой и обратной реакций и новыми равновесными концентрациями всех веществ в системе.
Направление смещения равновесия в общем случае определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии устойчивого равновесия, оказать внешнее воздействие, то смещение равновесия происходит в сторону процесса, ослабляющего эффект внешнего воздействия .
Смещение равновесия может быть вызвано изменением температуры, концентрации (давления) одного из реагентов.
Температура – тот параметр, от которого зависит величина константы равновесия химической реакции. Вопрос смещения равновесия при изменении температуры в зависимости от условий использования реакции решается путем использования уравнения изобары (1.90) - =
1. Для изотермического процесса ∆ r Н 0 (т) < 0, в правой части выражения (1.90) R > 0, T > 0, следовательно первая производная логарифма константы равновесия по температуре отрицательна < 0, т.е. ln Kp (и сама константа Кр) являются убывающими функциями температуры. При увеличении температуры константа химического равновесия (Кр) уменьшается и что согласно закону действующих масс (2.27), (2.28)соответствует смещению химического равновесия в сторону обратной (эндотермической) реакции. Именно в этом проявляется противодействие системы оказанному воздействию.
2. Для эндотермического процесса ∆ r Н 0 (т) > 0 производная логарифма константы равновесия по температуре положительна ( > 0), тема образом ln Kp и Кр являются возрастающими функциями температуры, т.е. в соответствии с законом действующих масс при увеличении температуры равновесие смещается в сторону прямой (эндотермической реакции). Однако надо помнить, что скорость как изотермического так и эндотермического процессов при повышении температуры возрастает, а при понижении понижается, но изменение скоростей и при изменении температуры неодинаково, поэтому, варьируя температуру, можно смещать равновесия в заданном направлении. Смещение равновесия может быть вызвано изменением концентрации одного из компонентов: добавлением вещества в равновесную систему или выводом из системы.
По принципу Ле Шателье при изменении концентрации одного из участников реакции равновесие смещается в сторону компенсирующую изменение, т.е. при увеличении концентрации одного из исходных веществ – в правую сторону, а при увеличении концентрации одно из продуктов реакции – в левую. Если в обратимой реакции участвуют газообразные вещества, то при изменении давления, одинаково и одновременно изменяются все их концентрации. Изменяются и скорости процессов, а следовательно, может произойти и смещение химического равновесия. Так, например, при увеличении давления (по сравнению с равновесным) на систему СаСО 3(К) СО (к) + СО 2(г) возрастает скорость обратной реакции = что приведет к смещению равновесия в левую сторону. При понижении давления на туже систему скорость обратной реакции уменьшается, и равновесие смещается в правую сторону. При увеличении давления на систему 2HCl H 2 +Cl 2 , находящуюся в состоянии равновесия, смещение равновесия не произойдет, т.к. обе скорости и возрастут одинаково.
Для системы 4HCl + О 2 2Cl 2 + 2Н 2 О (г) увеличение давления приведет к увеличению скорости прямой реакции и смещению равновесия вправо.
И так, в соответствии с принципом Ле Шателье при повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества молей газообразных веществ в газовой смеси и соответственно в сторону уменьшения давления в системе.
И наоборот, при внешнем воздействии, вызывающем понижение давления, равновесие смещается в сторону образования большего количества молей газообразных веществ, что вызовет увеличение давления в системе и будет противодействовать произведенному воздействию.
Принцип Ле Шателье имеет большое практическое значение. На его основе можно подобрать такие условия осуществления химического взаимодействия, которые обеспечат максимальный выход продуктов реакции.
Темы кодификатора : обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.
По возможности протекания обратной реакции химические реакции делят на обратимые и необратимые.
Обратимые химические реакции
— это реакции, продукты которых при данных условиях могут взаимодействовать друг с другом.Необратимые реакции
— это реакции, продукты которых при данных условиях взаимодействовать друг с другом не могут.Более подробно про классификацию химических реакций можно прочитать .
Вероятность взаимодействия продуктов зависит от условий проведения процесса.
Так, если система открытая , т.е. обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией, то химические реакции, в которых, например, образуются газы, будут необратимыми. Например , при прокаливании твердого гидрокарбоната натрия:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
будет выделяться газообразный углекислый газ и улетучиваться из зоны проведения реакции. Следовательно, такая реакция будет необратимой при данных условиях. Если же рассмотреть замкнутую систему , которая не может обмениваться веществом с окружающей средой (например, закрытый ящик, в котором происходит реакция), то углекислый газ не сможет улететь из зоны проведения реакции, и будет взаимодействовать с водой и карбонатом натрия, то реакция будет обратимой при данных условиях:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Рассмотрим обратимые реакции . Пусть обратимая реакция протекает по схеме:
aA + bB = cC + dD
Скорость прямой реакции по закону действующих масс определяется выражением: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , скорость обратной реакции: v 2 =k 2 ·C С с ·C D d . Если в начальный момент реакции в системе нет веществ C и D, то сталкиваются и взаимодействуют преимущественно частицы A и B, и идет преимущественно прямая реакция. Постепенно концентрация частиц C и D также начнет повышаться, следовательно, скорость обратной реакции будет расти. В какой-то момент скорость прямой реакции станет равна скорости обратной реакции . Это состояние и называют химическим равновесием .
Таким образом, химическое равновесие — это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны .
Т.к. скорости прямо и обратной реакции равны, скорость образования веществ равна скорости их расходования, и текущие концентрации веществ не изменяются . Такие концентрации называют равновесными .
Обратите внимание, при равновесии идет и прямая, и обратная реакции , то есть реагенты взаимодействуют друг с другом, но и продукты взаимодействуют с такой же скоростью. При этом внешние факторы могут воздействовать и смещать химическое равновесие в ту или иную сторону. Поэтому химическое равновесие называют подвижным, или динамическим.
Исследования в области подвижного равновесия начались еще в XIX веке. В трудах Анри Ле-Шателье были заложены основы теории, которые позже обобщил ученый Карл Браун. Принцип подвижного равновесия, или принцип Ле-Шателье-Брауна, гласит:
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, воздействовать внешним фактором, который изменяет какое-либо из условий равновесия, то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Иными словами: при внешнем воздействии на систему равновесие сместится так, чтобы компенсировать это внешнее воздействие.
Этот принцип, что очень важно, работает для любых равновесных явлений (не только химических реакций). Однако мы сейчас рассмотрим его применительно к химическим взаимодействиям. В случае химических реакций внешнее воздействие приводит к изменению равновесных концентраций веществ.
На химические реакции в состоянии равновесия могут воздействовать три основных фактора — температура, давление и концентрации реагентов или продуктов.
1. Как известно, химические реакции сопровождаются тепловым эффектом. Если прямая реакция идет с выделением теплоты (экзотермическая, или +Q), то обратная — с поглощением теплоты (эндотермическая, или -Q), и наоборот. Если повышать температуру в системе, равновесие сместится так, чтобы это повышение компенсировать. Логично, что при экзотермической реакции повышение температуры компенсировать не получится. Таким образом, при повышении температуры равновесие в системе смещается в сторону поглощения теплоты, т.е. в сторону эндотермических реакций (-Q); при понижении температуры — в сторону экзотермической реакции (+Q).
2. В случае равновесных реакций, когда хотя бы одно из веществ находится в газовой фазе, на равновесие также существенно влияет изменение давления в системе. При повышении давления химическая система пытается компенсировать это воздействие, и увеличивает скорость реакции, в которой количество газообразных веществ уменьшается. При понижении давления система увеличивает скорость реакции, в которой образуется больше молекул газообразных веществ. Таким образом: при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления — в сторону увеличения числа молекул газов .
Обратите внимание! На системы, где число молекул газов-реагентов и продуктов одинаково, давление не оказывает воздействие! Также изменение давления практически не влияет на равновесие в растворах, т.е. на реакции, где газов нет.
3. Также на равновесие в химических системах влияет изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов. При повышении концентрации реагентов система пытается их израсходовать, и увеличивает скорость прямой реакции. При понижении концентрации реагентов система пытается их наработать, и увеличивается скорость обратной реакции. При повышении концентрации продуктов система пытается их также израсходовать, и увеличивает скорость обратной реакции. При понижении концентрации продуктов химическая система пувеличивает скорость их образования, т.е. скорость прямой реакции.
Если в химической системе увеличивается скорость прямой реакции вправо , в сторону образования продуктов и расходования реагентов . Если увеличивается скорость обратной реакции , мы говорим, что равновесие сместилось влево , в сторону расходования продуктов и увеличения концентрации реагентов .
Например , в реакции синтеза аммиака:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
повышение давления приводит к увеличению скорости реакции, в которой образуется меньшее число молекул газов, т.е. прямой реакции (число молекул газов-реагентов равно 4, число молекул газов в продуктах равно 2). При повышении давления равновесие смещается вправо, в сторону продуктов. При повышении температуры равновесие сместится в сторну эндотермической реакции , т.е. влево, в сторону реагентов. Увеличение концентрации азота или водорода сместит равновесие в сторону их расходования, т.е. вправо, в сторону продуктов.
Катализатор
не влияет на равновесие, т.к. ускоряет и прямую, и обратную реакции.
