Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций.
- Обратимая реакция — химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях.
- Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении. Условия необратимости реакции – образование осадка, газа или слабого электролита. Например:BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HClK 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 SHCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
- Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции.
Принцип Ле-Шателье — внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.
Одной из важнейших характеристик химической реакции является глубина (степень) превращения, показывающая, насколько исходные вещества превращаются в продукты реакции. Чем она больше, тем экономичнее можно проводить процесс. Глубина превращения, помимо других факторов, зависит от обратимости реакции.
Обратимые реакции, в отличие от необратимых , протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Одновременно идет взаимодействие продуктов реакции с образованием исходных веществ.
Рассмотрим примеры:
1) в замкнутый сосуд при определенной температуре введены равные объемы газообразного йода и водорода. Если столкновения молекул этих веществ происходят с нужной ориентацией и достаточной энергией, то химические связи могут перестроиться с образованием промежуточного соединения (активированный комплекс, см. п.1.3.1). Дальнейшая перестройка связей может привести к распаду промежуточного соединения на две молекулы йодистого водорода. Уравнение реакции:
H 2 + I 2 ® 2HI
Но молекулы йодистого водорода также будут беспорядочно сталкиваться с молекулами водорода, йода и между собой. При столкновении молекул HI ничто не помешает образоваться промежуточному соединению, которое затем может разложиться на йод и водород. Этот процесс выражается уравнением:
2HI ® H 2 + I 2
Таким образом, в этой системе одновременно будут протекать две реакции - образование йодистого водорода и его разложение. Их можно выразить одним общим уравнением
H 2 + I 2 « 2HI
Обратимость процесса показывает знак «.
Реакция, направленная в данном случае в сторону образования йодистого водорода, называется прямой, а противоположная - обратной.
2) если смешать два моль диоксида серы с одним моль кислорода, создать в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении времени провести анализ газовой смеси, то результаты покажут, что в системе будут присутствовать как SO 3 – продукт реакции, так и исходные вещества – SO 2 и O 2 . Если в те же условия в качестве исходного вещества поместить оксид серы (+6), то можно будет обнаружить, что часть его разложится на кислород и оксид серы (+4), причем конечное соотношение между количествами всех трех веществ будет такое же, как и в том случае, когда исходили из смеси диоксида серы и кислорода.
Таким образом, взаимодействие диоксида серы с кислородом также является одним из примеров обратимой химической реакции и выражается уравнением
2SO 2 + O 2 « 2SO 3
3) взаимодействие железа с соляной кислотой протекает согласно уравнению:
Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2
При достаточном количестве соляной кислоты реакция закончится, когда
все железо израсходуется. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении – пропускать водород через раствор хлорида железа, то металлического железа и соляной кислоты не получится – эта реакция не может идти в обратном направлении. Таким образом, взаимодействие железа с соляной кислотой – необратимая реакция.
Однако, следует иметь ввиду, что теоретически любой необратимый процесс можно представить протекающим в определенных условиях обратимо, т.е. в принципе все реакции можно считать обратимыми. Но очень часто одна из реакций явно преобладает. Это бывает в тех случаях, когда продукты взаимодействия удаляются из сферы реакции: выпадает осадок, выделяется газ, при ионообменных реакциях образуются практически недиссоциирующие продукты; или же когда за счет явного избытка исходных веществ противоположный процесс практически подавляется. Таким образом, естественное или искусственное исключение возможности протекания обратной реакции позволяет довести процесс практически до конца.
Примерами таких реакций могут служить взаимодействие хлорида натрия с нитратом серебра в растворе
NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,
бромида меди с аммиаком
CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2 ,
нейтрализация хлороводородной кислоты раствором едкого натра
HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.
Это все примеры лишь практически необратимых процессов, так как и хлорид серебра несколько растворим, и комплексный катион 2+ не абсолютно устойчив, и вода диссоциирует, хотя и в крайне незначительной степени.
Химические реакции бывают обратимые и необратимые.
т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.
т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).
По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.
Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия .
В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями .
Смещение химического равновесия под действием различных факторов
Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия .
Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:
Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.
Влияние температуры на состояние равновесия
При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.
Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.
Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:
Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.
Влияние концентрации на химическое равновесие
Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.
И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).
Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.
Влияние давления на химическое равновесие
В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.
Т.е. из двух реакций:
изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).
Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:
Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.
Влияние катализатора на химическое равновесие
Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.
Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.
Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия . Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:
Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, — повышение, ↓ — понижение
|
T |
Т — равновесие смещается в сторону эндотермической реакции |
| ↓Т — равновесие смещается в сторону экзотермической реакции | |
|
p |
p — равновесие смещается в сторону реакции с меньшей суммой коэффициентов перед газообразными веществами |
| ↓p — равновесие смещается в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразными веществами | |
|
c |
c (реагента) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) |
| ↓c (реагента) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| c (продукта) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| ↓c (продукта) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) | |
| На равновесие не влияет!!! |
Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимы е реакции. Необратимые реакции протекают до конца (до полного расхода одного из реагентов), а в обратимых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью, потому что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Пример необратимой реакции:
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Пример обратимой реакции:
Вначале скорость прямой реакции v пр велика, а скорость обратной реакции v об равна нулю
 | Зависимость скоростей прямой и обратной реакций от времени τ. При равенстве этих скоростей наступает химическое равновесие. |
По мере протекания реакции исходные вещества расходуются, и их концентрации падают. Одновременно появляются продукты реакции, их концентрации возрастают. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Оно является динамическим, т.к., хотя концентрации веществ в системе остаются постоянными, реакция продолжает протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
При равенстве v пр и v об можно приравнять их выражения согласно закону действия масс *. Например, для обратимого взаимодействия водорода с иодом:
k пр ··=k об · 2 или
Отношение констант скорости прямой и обратной реакций (K ) называется константой равновесия. При постоянной температуре константа равновесия представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов и исходных веществ, которое устанавливается при равновесии. Величина K зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.
Система находится в состоянии равновесия до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
Химические реакции часто протекают до конца, т.е. исходные продукты полностью расходуются в ходе химической реакции и образуются новые вещества - продукты реакции. Такие реакции идут только в одном направлении – в сторону прямой реакции.
Необратимые реакции – реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в конечные продукты реакции.
Необратимые реакции идут в трёх случаях, если:
1) образуется нерастворимое вещество, т.е. выпадает осадок .
Например:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl - это молекулярное уравнение
Теперь распишем каждую молекулу на ионы, кроме того вещества, которое выпало в осадок (заряды ионов смотри в таблице «Растворимость гидроксидов и солей» на последнем форзаце учебника).
Сократим одинаковые ионы в правой и левой частях уравнения и выпишем те ионы, которые остались:
| Ba | 2+ | + | SO | 2− | → | BaSO 4 ↓ | - это краткое ионное уравнение |
| 4 |
Таким образом, по сокращённому ионному уравнению видно, что осадок образуется из ионов бария (Ва 2+) и сульфат-ионов (SO 4 2 –).
2) образуется газообразное вещество, т.е. выделяется газ :
Например:
Na 2 S + 2HCl → 2NaCl + H 2 S - молекулярное уравнение
2Na + + S 2− + 2H + + 2Cl − → 2 Na + + 2 Cl − + H 2 S - полное ионное уравнение
S 2− + 2H + → H 2 S - краткое ионное уравнение
3) образуется вода:
Например :
KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O - молекулярное уравнение
K + + OH − + H + + NO 3 − → K + + NO 3 − + H 2 O - полное ионное уравнение
OH − + H + → H 2 O - краткое ионное уравнение
Однако, необратимых реакций не так много; большинство реакций протекают в двух направлениях (в сторону образования новых веществ, и наоборот, - в сторону разложения новых веществ на исходные продукты реакции), т.е. являются обратимыми.
Обратимые реакции – химические реакции, которые протекают в двух противоположных направлениях – прямом и обратном.
Например: реакция образования аммиака из водорода (Н 2 ) и азота (N 2) идёт по реакции:
3H 2 + N 2 → 2NH 3
и образующиеся молекулы аммиака разлагаются на Н 2 и N 2 (т.е. на исходные вещества):
2NH 3 → 3H 2 + N 2 , поэтому суммарно эти две реакции записывают : 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (стрелка ↔ показывает протекание реакции в двух направлениях).
В обратимых реакциях наступает момент, когда скорость прямой реакции (скорость образования новых веществ) становится равной скорости обратной реакции (скорость образования из новых веществ исходных продуктов реакции) – наступает равновесие.
Химическое равновесие – состояние химически обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Химическое равновесие является динамичным (т.е. подвижным), т.к. при его наступлении реакция не прекращается, а только концентрации веществ не изменяются. Это значит, что количество образовавшихся новых веществ равно количеству исходных веществ. При постоянной температуре и давлении равновесие в обратимой реакции может сохраняться неопределённо долгое время.
На практике (в лаборатории, на производстве) чаще всего заинтересованы в протекании прямых реакций.
Сместить равновесие обратимой системы можно, изменив одно из условий равновесия (концентрацию, температуру или давление).
Закон смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье): если на систему, находящуюся в равновесии, подействовать, изменив одно из условий равновесия, то состояние химического равновесия сместится в сторону уменьшения данного воздействия.
1) При увеличении концентрации реагирующих веществ , равновесие всегда смещается вправо – в сторону прямой реакции (т.е. в сторону образования новых веществ).
2) При увеличении давления путём сжатия системы, следовательно, и увеличения концентрации реагирующих веществ (только для веществ в газообразном состоянии), равновесие системы смещается в сторону меньшего количества молекул газа.
3) При увеличении температуры равновесие смещается:
а) при эндотермической реакции (реакции, идущей с поглощением теплоты) – вправо (в сторону прямой реакции);
б) при экзотермической реакции (реакции, идущей с выделением теплоты) – влево (в сторону обратной реакции).
4) При понижении температуры равновесие смещается:
а) при эндотермической реакции (реакции, идущей с поглощением теплоты) – влево (в сторону обратной реакции);
б) при экзотермической реакции (реакции, идущей с выделением теплоты) – вправо (в сторону прямой реакции).
Эндотермические реакции на письме обозначаются знаком в конце реакции «+ Q» или
«∆Н > 0», экзотермические - знаком в конце реакции «− Q» или «∆Н < 0».
Например: разберём, куда смещается равновесие в системе:
2NO 2 (г) ↔ 2NO(г) + O 2 (г) + Q
а) увеличении концентрации реагирующих веществ
б) уменьшении температуры
в) увеличении температуры
г) увеличении давления
Решение:
а) увеличении концентрации реагирующих веществ – равновесие смещается вправо (т.к. по закону действия масс чем больше концентрация веществ, тем выше скорость реакции);
б) уменьшении температуры (т.к. реакция эндотермическая) – смещение влево;
в) увеличении температуры – смещение вправо;
