Правило ле шателье химия егэ для тупых - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

В большом количестве заданий, которые мне довелось увидеть, я ни один раз видел, как коверкают это определение. Например, в заданиях верно-неверно
предлагают похожий вариант, однако говорят о «равенстве концентраций исходных веществ и продуктов» — это грубая ошибка. Химическое равновесие —
равенство скоростей.

Принцип Ле Шателье

В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии
равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать
внешнее воздействие.

Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных
задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно
справляться с заданиями.

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие:
равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.

Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону.
Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) — смещается в сторону исходных веществ. Посмотрите на пример ниже.

Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое»
место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:

Можно подвести итог полученным знаниям таким образом: «Куда добавляем — оттуда смещается, откуда берем — туда смещается». Воспользуйтесь
этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности

Изменения давления и химическое равновесие

Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа.
Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:

CO_2(г) + С_(тв) ⇄ 2CO_(г) — Q

В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части — 1, в правой — 2.

Запомните правило: «При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов».
Для нашей системы правило действует таким образом:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) — Q

Слева — 2 газа, и справа — 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие.

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или
эндотермическая.

Следуйте следующему правилу: «При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при
уменьшении — в сторону экзотермической реакции». У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части:

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор и ингибитор

Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют на равновесие.

Константа равновесия

Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа
равновесия будет записана следующим образом:

Решим задачу. Дана реакция: 2NO + Cl₂ ⇄ 2NOCl . Вычислите константу равновесия, если равновесные концентрации
веществ для данной реакции: c(NO) = 1.8 моль/л , c(Cl₂) = 1.2 моль/л , c(NOCl) = 0.8 моль/л.

Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10^-1.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

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 подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
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:

2NO_(г) + O_2(г) → 2NO_2(г); ΔH^о₂₉₈ = — 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 ΔH, 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 – NO₂. 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 O₂ вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO₂. Увеличение концентрации NO₂ 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 инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

2NO_(г) + O_2(г) → 2NO_2(г)

константа химической реакции К_с есть отношение:

К_с = [NO₂]²/([NO]² · [O₂]) (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:

ΔG_T^о = – RTlnK (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO_(г) + O_{2 (г)}→2CO_{2 (г)}составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

Решение.

2CO_(г) + O_2(г) →2CO_2(г)

Вещество	CO	O₂	CO₂
С_исходн, моль/л	0,36	0,40	0
С_{прореагир,}моль/л	0,16	0,08	0,16
С_равн, моль/л	0,2	0,32	0,16

Во второй строке под С_{прореагир}понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO₂, причем, С_исходн= С_{прореагир}+ С_равн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

3 H_{2 (г)} + N_{2 (г)} →2 NH_{3 (г)} при 298 К.

Решение.

ΔG₂₉₈^о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10³ Дж.

ΔG_T^о = — RTlnK.

lnK = 33,42·10³/(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10⁵.

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

H_2(г) + I_2(г) →2HI_(г),

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H₂, I₂ и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H_2.

Вещество	H₂	I₂	HI
с_{исходн.}, моль/л	1	2	0
с_{прореагир.}, моль/л	x	x	2x
c_равн., моль/л	1-x	2-x	2x

Тогда, К = (2х)²/((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H_2(г) + HCOH_(г) →CH₃OH_(г) становится равной 1. Принять, что ΔН^о_Т » ΔН^о₂₉₈, а ΔS^о_T » ΔS^о₂₉₈.

Решение.

Если К = 1, то ΔG^о_T = — RTlnK = 0;

ΔG^о_T = ΔН^о₂₉₈ — ТΔ S^о₂₉₈ .

ΔН^о₂₉₈ = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10³ Дж;

ΔS^о₂₉₈ = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

0 = — 86100 — Т·(-109,52)

Т = 786,15К

Задача 5. Для реакции SO_2(Г) + Cl_2(Г) →SO₂Cl_2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO₂Cl₂, если исходные концентрации SO₂, Cl₂ и SO₂Cl₂ равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO_2.

SO_2(г) + Cl_2(г) →SO₂Cl_2(г)

Вещество	SO₂	Cl₂	SO₂Cl₂
c_{исходн.}, моль/л	2	2	1
c_{прореагир.}, моль/л	x	x	х
c_равн., моль/л	2-x	2-x	x + 1

Тогда получаем:

(х + 1)/(2 — х)² = 4

Решая это уравнение, находим: x₁ = 3 и x₂ = 1,25. Но x₁ = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO₂Cl₂] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

1) 2 NH_{3 (г)} → 3H_{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)

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества
газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

2HBr_(г) →H_{2 (г)} + Br_{2 (г)}

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H₂] = 0,6 моль/л, [Br₂] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

3. Для реакции H_2(г) + S_(г) →H₂S_(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H₂ и S, если исходные концентрации H₂, S и H₂S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

CO_2(г) + C_{(графит)} →2CO_(г)

становится равной 1. Примите, что ΔН^о_Т≈ΔН^о₂₉₈, а ΔS^о_T≈ΔS^о₂₉₈

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

С₂Н_4(г) →С₂Н_2(г) + Н_2(г) при 298 К

6. Для реакции 2С₃Н_8(г) → н-С₅Н_12(г)+СН_4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

СО_2(г) + 3Н_2(г) → СН₃ОН_(г) + Н₂О_(г)

равна 3,4·10^-5. Вычислите Δ G^о₅₀₀.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С₆Н_14(г)+ 2С₃Н_6(г)+Н_2(г) равна 8,71. Определите ΔG^о_f,800(С₃Н_6(г)), если ΔG^о_f,800(н-С₆Н_14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО_(г) + Cl_2(г) →СO₂Cl_2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO₂Cl_2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО_(г) и Cl_2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО_2(г) + О_2(г) →2SO_3(г) составляли: [SО₂ ]=0,10 моль/л, [О₂]=0,16 моль/л, [SО₃]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО₂ и О₂.

К=4,0; исходная концентрация SО₂ составляет 0,18 моль/л;
исходная концентрация О₂ составляет 0,20 моль/л.

Источник

Химическое равновесие

Автор статьи — профессиональный репетитор И. Давыдова (Юдина).

Химическим равновесием называется состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем, но при этом протекают химические реакции, а система является закрытой, то есть не обменивается с окружающим миром веществом.

То есть равновесной не будет ни система, в которой количество вещества постоянно потому, что никаких реакций нет, ни система, в которой постоянство состава поддерживается добавлением или отводом каких-то компонентов системы.

При равновесии в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций равны.

Рассмотрим закрытый сосуд, в котором идет обратимая химическая реакция, например СО + H₂О ⇄ CО₂+ H₂. Эта запись означает одновременное протекание двух процессов: прямого СО + H₂О→ CО₂+ H₂ и обратного CO₂+ H₂ → CO + H₂O.

В состоянии равновесия в системе не изменяются концентрации реагентов и продуктов, то есть кажется, что в реакционном сосуде ничего не происходит. На самом деле прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью и за то время, пока некоторое количество смеси CО и Н₂О превращается в углекислый газ и водород, столько же СО и Н₂О образуются из СO₂ и Н₂.

Обратите внимание: в равновесии равны скорости прямой и обратной реакций, а концентрации участников постоянны, но не обязательно равны. Например, в нашей стране равновесие: один президент на 140 миллионов человек. Скорость, с которой старый президент уходит с работы, равна скорости, с которой избирается новый; таким образом, концентрация президентов постоянна.

Но стоит изменить условия, в которых находится система, положение равновесия (то есть равновесные концентрации участников процесса) изменится.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы это воздействие нейтрализовать.

Основные факторы, влияющие на положение равновесия:

Давление
Температура
Концентрации реагентов и продуктов

Важно: катализатор не влияет на положение равновесия!

1) Давление

Изменение давления влияет только на газы. Твердые тела и жидкости практически несжимаемы, а газы подчиняются уравнению Менделеева-Клапейрона или , где с – концентрация. При увеличении давления возрастает концентрация газа, то есть расстояние между молекулами уменьшается.

При увеличении давления молекулы газа становятся ближе друг к другу, при уменьшении – дальше, чем были в равновесии. Для того, чтобы согласно принципу Ле Шателье сделать межмолекулярное расстояние прежним при увеличении давления равновесие смещается туда, где меньше моль газов, при уменьшении – туда, где больше.

Рассмотрим три реакции:

Реакция	Число моль газа слева и справа	Больше моль газов	Увеличение давления	Уменьшение давления
H₂_(г) + Cl₂_(г) ⇄ 2HCl _(г)	2	2	поровну	не влияет	не влияет
N₂O₄₍_г₎ ⇄ 2NO_{2 (}_г₎	1	2	справа	←	→
СO_{2 (}_г₎ + H2O ₍_ж₎⇄ H2CO3 ₍_ж₎	1	0	слева	→	←

2) Температура.

Процессы, происходящие с выделением тепла, называют экзотермическими, с поглощением – эндотермическими. К экзотермическим относятся реакции горения большинства веществ в кислороде и хлоре, получение аммиака из простых веществ.

С2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O+Q

К эндотермическим – получение NO из азота или аммиака (исключения, которые нужно знать наизусть!)

N2 + O2 → 2NO – Q

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O-Q

При изменении температуры равновесии сместится так, чтобы это изменение нивелировать: при нагревании система «захочет» остыть, при охлаждении – нагреться. То есть в эндотермическом процессе при нагревании равновесие сместится в сторону продуктов, при охлаждении – реагентов, а в экзотермическом – наоборот.

Реакция	Экзо- или эндо- термическая	Увеличение t	Уменьшение t
H_{2 (г)} + Cl_{2 (г)} ⇄ 2HCl _(г)+ Q	экзо	←	→
N₂O₄₍_г₎ ⇄ 2NO_{2 (}_г₎-Q	эндо	→	←

3) Концентрация

После добавления какого-либо участника реакции согласно принципу Ле Шателье его концентрация должна уменьшится, то есть он начинает расходоваться быстрее и равновесие смещается в сторону «от него». При понижении концентрации вещества оно начинает накапливаться (чтобы концентрация возросла и стала прежней) – равновесие смещается « к нему».

Реакция	Увеличение концентрации	Уменьшение концентрации
H₂_(г) + Cl₂_(г) ⇄ 2HCl _(г)	H₂	→	Cl₂	←
N₂O₄₍_г₎ ⇄ 2NO_{2 (}_г₎	NO₂	←	NO₂	→
СO_{2 (}_г₎ + H2O ₍_ж₎⇄ H2CO3 ₍_ж₎	CO₂	→	CO₂	←

Спасибо за то, что пользуйтесь нашими публикациями.
Информация на странице «Химическое равновесие» подготовлена нашими авторами специально, чтобы помочь вам в освоении предмета и подготовке к экзаменам.
Чтобы успешно сдать необходимые и поступить в высшее учебное заведение или техникум нужно использовать все инструменты: учеба, контрольные, олимпиады, онлайн-лекции, видеоуроки, сборники заданий.
Также вы можете воспользоваться другими статьями из данного раздела.

Публикация обновлена:
08.03.2023

Источник

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

Изменения давления и химическое равновесие

CO_2(г) + С_(тв) ⇄ 2CO_(г) — Q

В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части — 1, в правой — 2.

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) — Q

Изменение температуры и химическое равновесие

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор и ингибитор

Константа равновесия

Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10^-1.

Темы кодификатора: обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Химическое равновесие реакции» (задание 24 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

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.

Например, синтез аммиака — реакция обратимая:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Процесс протекает при высокой температуре, под давлением и в присутствии катализатора (железо). Такие процессы, как правило, обратимые.

Необратимые реакции – это реакции, продукты которых при данных условиях взаимодействовать друг с другом не могут.

Например, реакции горения или реакции, протекающие со взрывом — чаще всего, необратимые. Горение углерода протекает необратимо:

C + O₂ = CO₂

Более подробно про классификацию химических реакций можно прочитать здесь.

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:

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑+ H₂O

выделяется газообразный углекислый газ и улетучиватся 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:

2NaHCO₃ ⇔ Na₂CO₃ + CO₂+ H₂O

Рассмотрим обратимые реакции. Пусть обратимая реакция протекает по схеме:

aA + bB ⇔ cC + dD

Скорость прямой реакции по закону действующих масс определяется выражением:

v₁=k₁·C_A^a·C_B^b

Скорость обратной реакции:

v₂=k₂·C_С^с·C_D^d

Здесь k₁ и k₂ – константы скорости прямой и обратной реакции соответственно, С_A, C_B, C_C, C_D – концентрации веществ А, В, С и D соответственно.

Если в начальный момент реакции в системе нет веществ C и D, то сталкиваются и взаимодействуют преимущественно частицы A и B, и протекает преимущественно прямая реакция.

Постепенно концентрация частиц C и D также начнет повышаться, следовательно, скорость обратной реакции будет увеличиваться. 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.

Так как скорости прямой и обратной реакции равны, скорость образования реагентов равна скорости их расходования, и текущие концентрации веществ не изменяются. Такие концентрации называют равновесными.

Обратите внимание, при равновесии протекает и прямая, и обратная реакции, то есть реагенты взаимодействуют друг с другом, но и продукты взаимодействуют друг с другом 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 увеличивает скорость их образования, т.е. скорость прямой реакции.

Если в химической системе увеличивается скорость прямой реакции, мы говорим, что равновесие сместилось 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:

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ + 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 сторону 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.

171

Создан на
16 января, 2022 От Admin

Химическое равновесие

Тренажер задания 22 ЕГЭ по химии

1 / 10

Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему

4HBr_(г) + O_2(г) ↔ 2H₂O_(r) + 2Br_2(г) + Q

и смещением химического равновесия в результате этого воздействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) увеличение концентрации кислорода

Б) уменьшение концентрации брома

В) повышение температуры

Г) понижение давления
1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

2 / 10

Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему

СН₃СООСН_3(ж) + Н₂О_(ж) ↔ СН₃СООН_(ж) + СН₃ОН_(ж) — Q

и смещением химического равновесия в результате этого воздействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) увеличение концентрации спирта

Б) добавление катализатора

В) отгонка спирта

Г) понижение давления

1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

3 / 10

Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему

CS_2(г) + 4H_2(г) ↔ CH_4(г) + 2H₂S_(г) — Q

и смещением химического равновесия в результате этого воздействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) повышение давления

Б) повышение концентрации метана

В) повышение температуры

Г) введение катализатора
1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

4 / 10

Установите соответствие между уравнением обратимой реакции и направлением смещения химического равновесия при повышении давления.

К каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ
ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) CaCO_3(тв.) ⇄ CaO_(тв.) + CO_2(г)

Б) C₂H_4(г) + H_2(г) ⇄ C₂H_6(г)

В) N_2(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_(г)

Г) 2NO_(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_2(г)

1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной
реакции

3) практически не смещается

5 / 10

Установите соответствие между фактором, действующим на равновесную систему

Fe₃O_4(тв.) + 4СО_(г.)↔ 3Fe_(тв.) + 4СО_2(г.) — Q

и направлением смещения химического равновесия в этой системе: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) добавление катализатора

Б) увеличение концентрации оксида углерода(II)

В) снижение давления

Г) повышение температуры

1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

6 / 10

Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при уменьшении концентрации водорода в системе: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) С₂Н_2(г)+ 2H_2(г) ↔ С₂Н_6(г) + Q

Б) H₂O_(г) + NO_(г) ↔ NO_2(г)+ H_2(г) — Q

В) 2NH_3(г) ↔ N_2(г) + 3H_2(г) — Q

Г) Н_2(г) + Br_2(г) ↔ 2HBr_(г) + Q

1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

7 / 10

Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему

Br_2(p-p) + H₂O_(ж) ↔ H⁺_(р-р) + Br^—_(р-р) + HBrO_(p-p) — Q

и смещением химического равновесия в результате этого воздействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) уменьшение давления

Б) повышение температуры

В) добавление твёрдого бромида лития

Г) повышение концентрации брома
1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

8 / 10

Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему

CH₃I_(р-р) + OH^–_(р-р)↔ CH₃OH_(р-р) + I^–_(р-р) + Q

и смещением химического равновесия в результате этого воздействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) повышение температуры

Б) добавление конц. фосфорной кислоты

В) добавление щёлочи

Г) понижение давления
1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

9 / 10

Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему

СН₃ОН_(г) ↔ СО_(г) + 2Н_2(г) — Q

и направлением смещения химического равновесия в результате этого воздействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) добавление катализатора

Б) понижение давления

В) повышение температуры

Г) уменьшение концентрации водорода

1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

10 / 10

Установите соответствие между способом воздействия на равновесную систему

СОСl_2(г) ↔ CO_(г) + Сl_2(г) — Q

и направлением смещения химического равновесия в результате этого воздействия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ВОЗДЕЙСТВИЕ НА СИСТЕМУ НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А) понижение давления

Б) добавление катализатора

В) увеличение концентрации хлора

Г) повышение температуры

1) смещается в сторону прямой реакции

2) смещается в сторону обратной реакции

3) практически не смещается

Ваша оценка

The average score is 29%

Химическое равновесие

Автор статьи — профессиональный репетитор И. Давыдова (Юдина).

При равновесии в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций равны.

Основные факторы, влияющие на положение равновесия:

Давление
Температура
Концентрации реагентов и продуктов

Важно: катализатор не влияет на положение равновесия!

1) Давление

Рассмотрим три реакции:

Реакция	Число моль газа слева и справа	Больше моль газов	Увеличение давления	Уменьшение давления
H₂_(г) + Cl₂_(г) ⇄ 2HCl _(г)	2	2	поровну	не влияет	не влияет
N₂O₄₍_г₎ ⇄ 2NO_{2 (}_г₎	1	2	справа	←	→
СO_{2 (}_г₎ + H2O ₍_ж₎⇄ H2CO3 ₍_ж₎	1	0	слева	→	←

2) Температура.

С2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O+Q

К эндотермическим – получение NO из азота или аммиака (исключения, которые нужно знать наизусть!)

N2 + O2 → 2NO – Q

4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O-Q

Реакция	Экзо- или эндо- термическая	Увеличение t	Уменьшение t
H_{2 (г)} + Cl_{2 (г)} ⇄ 2HCl _(г)+ Q	экзо	←	→
N₂O₄₍_г₎ ⇄ 2NO_{2 (}_г₎-Q	эндо	→	←

3) Концентрация

Реакция	Увеличение концентрации	Уменьшение концентрации
H₂_(г) + Cl₂_(г) ⇄ 2HCl _(г)	H₂	→	Cl₂	←
N₂O₄₍_г₎ ⇄ 2NO_{2 (}_г₎	NO₂	←	NO₂	→
СO_{2 (}_г₎ + H2O ₍_ж₎⇄ H2CO3 ₍_ж₎	CO₂	→	CO₂	←

Публикация обновлена:
08.03.2023

Источник

1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):

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.

Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:

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)
Катализатор	На равновесие не влияет!!!

Источник

07.01.2021
12422

Задание 24 вызвало немало споров и вопросов после ЕГЭ 2020. Классическое задание, связанное со смещением химического равновесия, оказалось вдруг невероятно сложным — многие выпускники получили за него ноль баллов. В этой статье мы разберем 24 задание ЕГЭ по химии и научимся справляться с его усложненной версией.

Что такое равновесие?

Чтобы решить 24 задание ЕГЭ по химии, для начала вспомним, что такое равновесие и как его смещать.

Химическое равновесие — состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

Записав уравнение химической реакции в тетради, мы можем понять, какое количество реагентов вступает в эту реакцию, какие продукты мы получаем. Но на практике превращения далеки от идеала. Вещества реагируют не полностью, образуются отходы, возникают потери. Смещение равновесия позволяет регулировать течение реакции так, как этого требует производственный процесс.

Мы будем сталкиваться с понятиями «смещение в сторону прямой реакции» или «в сторону продуктов». Это означает, что в результате реакции мы сможем получить больше продуктов, то есть увеличить выход.

«Смещение в сторону обратной реакции» или «в сторону реагентов» позволяет уменьшить выход продуктов, уменьшить их выход и тем самым увеличить выход обратной реакции.

В 1884 году французский химик Анри Ле Шателье сформулировал принцип, согласно которому, при воздействии на систему, находящуюся в состоянии равновесия (температура, давление, концентрация), система стремится компенсировать внешнее воздействие.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления — в сторону больших газов;
При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении — в сторону экзотермической реакции;
При увеличении концентрации реагентов равновесие смещается в сторону продуктов реакции и наоборот.

Посмотрим, как в 2020 году изменили варианты ответов, сделав это задание «суперсложным» (на самом деле нет).

Самостоятельно подготовиться к ЕГЭ непросто. На то, чтобы разобраться со всеми темами, понадобится много времени. Но и это не решит проблему! Например, если вы запомнили какое-то решение из интернета, а оно оказалось неправильным, можно на пустом месте потерять баллы. Если хотите научиться решать все задания ЕГЭ по химии, обратите внимание на онлайн-курсы MAXIMUM! Наши специалисты уже проанализировали сотни вариантов ЕГЭ и подготовили для вас вас максимально полезные занятия.

Приходите к нам на консультацию — вы сможете пройти диагностику по выбранным предметам ЕГЭ, поставить цели и составить стратегию подготовки, чтобы получить на экзамене высокие баллы. Все это абсолютно бесплатно!

Пример 1

Установите соответствие между видом воздействия на равновесную систему и направлением смещения химического равновесия: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

CO₃^2- + H₂O ⇄ HCO₃^— + OH^— — Q

ВОЗДЕЙСТВИЕ
А) добавление кислоты
Б) повышение температуры
В) добавление катализатора
Г) разбавление раствора

НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ
ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
1) в сторону прямой реакции
2) в сторону обратной реакции
3) практически не смещается

Решение

А) Добавление кислоты. Видим, что в нашей реакции нет никакой кислоты. Будет ли изменяться равновесие в системе? Конечно, ведь кислота всегда реагирует со щелочью, а за щелочь в реакции отвечают гидроксид-ионы. Равновесие смещается в сторону протекания реакции, то есть вправо.

Б) Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, то есть туда, где теплоты меньше. В сторону прямой реакции.

В) Катализатор не влияет на положение равновесия.

Г) Разбавление раствора – это то же самое, что и добавление воды. А увеличение концентрации реагента смещает равновесие в сторону образования продуктов.

Ответ: 1131.

Если вам все же достанется добавление твердого вещества в качестве воздействия на равновесную систему, помните:

Твердое нерастворимое вещество не влияет на равновесие.
Твердое растворимое вещество диссоциирует на ионы. Увеличение концентрации ионов может повлиять на равновесие.
Твердое растворимое вещество может взаимодействовать с одним из участников реакции. В таком случае равновесие сместится в сторону протекания реакции.

Пример 2

NH_3(г) + H₂O_(ж) ⇄ NH₄⁺_(р-р) + OH^—_(р-р)

ВОЗДЕЙСТВИЕ

А) добавление хлорида калия
Б) повышение давления
В) добавление катализатора
Г) добавление твердой щелочи

НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
1) в сторону прямой реакции
2) в сторону обратной реакции
3) практически не смещается

Решение

Начнем с уже привычных нам давления и катализатора. Катализатор не влияет на смещение равновесия (ответ 3), а повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества газов, то есть в сторону прямой реакции (ответ 1).

Теперь обратимся к варианту А. Хлорид калия – растворимое вещество, значит, в растворе будет диссоциировать на ионы калия и хлорид-ионы. Но ни те, ни другие не будут взаимодействовать с нашими участниками реакции. Следовательно, KCl не влияет на равновесие системы.

В варианте Г нам предлагают рассмотреть добавление твердой щелочи. Здесь легко попасть в ловушку, ведь твердые вещества не смещают равновесие. Но не стоит забывать, что любая щелочь – это растворимое основание, а значит, она продиссоциирует в водном растворе на ионы Н⁺ и ОН^—, тем самым увеличивая концентрацию гидроксид-ионов. А при увеличении продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции — ответ 2.

Так мы получили ответ 3132.

Как видите, задание 24 ЕГЭ по химии не стало сложнее! Для его успешного выполнения вам необходимо вспомнить принцип Ле Шателье, а также обратить внимание на растворимость твердых веществ, если они присутствуют. Если хотите разобраться с остальными темами, обязательно приходите к нам на бесплатную консультацию. И удачи в подготовке!

Лайфхаки экзамена

К рубрике

Источник

…

Обратимые и необратимые реакции

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 + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

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. химическое равновесие – это динамичное (подвижное) состояние.

Для наглядности, приведем следующий рисунок:

химическое равновесие

Допустим, протекает некая обратимая химическая реакция:

а А + b В = с С + d D

тогда, исходя из закона действующих масс, запишем выражения для скорости прямой υ₁и обратной υ₂ реакций:

υ₁ = k₁·[A]^a·[B]^b

υ₂ = k₂·[C]^c·[D]^d

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

υ₁ = υ₂

k₁·[A]^a·[B]^b = k₂·[C]^c·[D]^d

получаем

К = k₁/ k₂ = [C]^c·[D]^d̸ [A]^a·[B]^b

Где К = k₁/ k₂ – константа равновесия.

Для любого обратимого процесса, при заданных условиях константа равновесия 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.

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.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:

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

Рассмотрим каждый фактор, влияющий на смещение равновесия подробнее:

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 химическое 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

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 молей 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. химическое равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

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

Влияние изменения температуры системы

Изменение температуры влияет не только на смещение ее равновесия, но также и на константу равновесия К.

Если равновесной системе, при постоянном давлении, сообщать дополнительную теплоту, то химическое равновесие сместится в сторону поглощения теплоты.

Рассмотрим экзотермическую реакцию:

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 эндотермической 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, повышение 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.

Влияние катализатора

Внесение катализатора в систему приводит к тому, что скорости как прямой, так и обратной реакций увеличиваются. Изменяется скорость приближения к состоянию равновесия, но k при этом не меняется.

Принцип Ле-Шателье также применим к таким реакциям, в которых компоненты находятся в различных фазовых состояниях, т.е. к гетерогенным реакциям. Тогда речь будет идти о гетерогенном равновесии, например:

CaCO_3(тв) → CaO_(тв) + CO_2(г)

В этой реакции газ и два твердых вещества находятся между собой в равновесии, и «концентрации» твердых компонентов остаются неизменными. Обычно «концентрации» твердых и жидких компонентов включаются в значение К, что позволяет не учитывать их при написании выражения для константы равновесия:

К = [CO₂]

Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO_3(тв) и CaO_(тв)содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.

Источник