В каком случае наступает равновесие при постоянных давлении и температуре

Химия ЕГЭ. Равновесие в химических процессах

Согласно спецификации в 24 задании проверяют Ваши знания: обратимых и необратимых химических реакций, химическое равновесие, смещение равновесия под действием различных факторов.

Давайте разберем эту тему по пунктам.

Сначала, приведу определения обратимой и необратимой реакций.

Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.

Условия необратимости реакции:

• образование осадка: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
• выделение газа: K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑
• образование слабого электролита: HCl + NaOH = NaCl + H2O.

Обратимой называется реакция самопроизвольно протекающая как в

прямом, так и в обратном направлении.

Некоторые обратимые реакции:

NH4Cl(тв) ⇄ NH3(г) + HCl(г)

СН3СООН ⇄ СН3СОО(-) + Н(+)

Исходя из определения обратимой реакции, можем представить себе, что начиная с какого-то момента, параллельно проходят обе реакции, как прямая, так обратная. Образующиеся в результате прямой реакции продукты реагируют между собой, превращаясь в исходные вещества, а исходные, в свою очередь, продолжают реагировать с образованием продуктов реакции. Понятно, что на начальном этапе скорость прямой реакции значительно больше скорости обратной, только по тому, что концентрации исходных веществ несоизмеримо больше концентраций продуктов реакции. Но, через некоторое время, концентрации продуктов увеличиваются, и скорость их взаимодействия между собой также увеличивается, а концентрации исходных веществ – уменьшаются, как и скорость их взаимодействия. В некоторый момент скорости прямой и обратной реакции уравниваются V(пр.) = V(обр.) (на рисунке, линии, описывающие скорость прямой и обратной реакции, сливаются в одну) и система приходит к состоянию химического равновесия. То есть, к состоянию с минимумом энергии в котором система может находиться неограниченно долгое время.

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

О том, что система достигла состояния химического равновесия можно судить по тому, что концентрации всех веществ, участвующих в процессе, на протяжении достаточно долгого времени будут постоянны (не равны между собой, но постоянны во времени), как это видно на рисунке. Такие концентрации называются равновесными.

Для смещения равновесия, например для получения большего количества продуктов реакции, нужно целенаправленно повлиять на систему.

О влиянии на равновесную систему внешних факторов: температуры, давления, концентрации веществ говорит принцип Ле-Шателье (принцип «наоборот» ):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменив температуру, давление или концентрации веществ), то положение равновесия сместится таким образом, чтобы ослабить внешнее воздействие.

Разберем влияние каждого из факторов.

Изменение температуры

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (реакции проходящей с поглощением теплоты):

Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (реакции проходящей с выделением теплоты):

Изменение давления

Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества моль газа :

Понижение давления смещает равновесие в сторону большего количества моль газ ообразных веществ:

Изменение концентрации

Увеличение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению их концентраций:

где С – концентрация вещества.

Уменьшение концентрации реагентов или продуктов смещает равновесие в сторону той реакции, которая приводит к увеличению их концентраций:

Хочу отметить, что ни добавление твердых веществ, ни их измельчение не приводит к смещению равновесия, так как равновесная реакция проходит на границе раздела фаз (твердое-газ, твердое- жидкость) и увеличивая поверность раздела фаз мы ускоряем как прямую, так и обратную реакции.

Влияние других веществ, не участвующих в реакции

• Прибавление веществ не участвующих в реакции, но взаимодействующих с реагентами или продуктами реакции:

добавление Н2SO4(конц.) (сильное водоотнимающее средство) снижает концентрацию Н2О(ж). Равновесие смещается вправо.

Добавление NaOH снижает концентрацию CH3COOH(ж), так как образуется соль — ацетат натрия. Равновесие смещается влево.

• Прибавление веществ, несущих одноименный ион.

добавление НCl увеличивает концентрацию ионов H(+). Равновесие

Разбавление усиливает диссоциацию слабых электролитов (закон разбавления Оствальда).

Ниже приведен график зависимости степени диссоциации слабого электролита от его концентрации.

Как видно из графика, с увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается и наоборот с уменьшением концентрации, разбавлением — степень диссоциации увеличивается.

Рассмотрим это на примере уксусной кислоты:

для уксусной кислоты концентрацией 0,1 моль/л — степень диссоциации составляет 1,42%, а при разведении ее в 10 раз до концентарции 0,01 моль/л — степень диссоциации уже увеличится до 4,2%.

• Добавление инертного газа к газовой смеси

Здесь инертным можно считать любой газ, не реагирующий с веществами входящими в уравнение реакции.

• При условии сохранения постоянного объема ( V — const ) – равновесие не смещается, так как не изменяются концентрации газообразных веществ.
• При условии постоянного давления ( Р -const ) увеличивается объем смеси, что равносильно уменьшению давления в системе и смещению равновесия в сторону образования большего числа моль газа.

Добавление катализатора (ингибитора)

Катализаторы (ингибиторы) не приводят к смещению равновесия, а только ускоряют (замедляют) достижение состояния равновесия.

А теперь давайте рассмотрим некоторые примеры тестовых заданий:

А — повышение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего количества моль газов. Смотрим на уравнение реакции и видим, что у нас слева 3 моль газа (Н2) и справа 3 моль газа (Н2О (г)), поэтому равновесие практические не смещается. ( ответ 3 )

Б — добавление катализатора не смещает равновесие. ( ответ 3 )

В — увеличение концентрации паров воды приводит к увеличению концентрации одного из продуктов, поэтому равновесие сместиться в сторону их расходования, то есть в сторону обратной реакции. ( ответ 2 )

Г — измельчение железа, твердого вещества — не смещает равновесие. ( ответ 3 )

А — повышение давления не влияет на смещение равновесия в растворе. ( ответ 3 ).

Б — добавление твердого гидроксида натрия в раствор приведет к его растворению. В растворе гидроксид натрия прореагирует с соляной кислотой. Таким образом равновесие сместится в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов реакции. ( ответ 1 )

В — увеличение температуры приводит к усилению гидролиза. ( ответ 1 )

Для реакций гидролиза тепловой эффект реакции могут не указывать, но Вы должны помнить, что гидролиз это эндотермический процесс.

Г — разбавление или увеличение концентрации воды приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. ( ответ 1)

Третий и последний пример:

А — введение инертного газа при постоянном объеме не влияет на смещение равновесия. ( ответ 3 )

Б — уменьшение концентрации бутадиена смещает равновесие в сторону прямой реакции, так как уменьшается концентрация одного из продуктов. ( ответ 1 )

В — увеличение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, то есть в сторону прямой реакции. ( ответ 1 )

Г — понижение давления смещает равновесие в сторону образования большего числа моль газа, то есть в сторону прямой реакции, в ходе которой образуется 3 моль газа. ( ответ 1)

А вот некоторые задания для самостоятельного решения:

Источник

Химическое равновесие

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:

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 υ1 и обратной υ2 реакций:

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

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

При изменении условий протекания химического процесса, возможно смещение равновесия.

Факторы, влияющие на смещение равновесия:

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

Принцип Ле-Шателье

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

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

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

Если в равновесную систему, состоящую из N2(г), H2(г) и NH3(г), добавить, например, азот, то равновесие должно сместиться в направлении, которое способствовало бы уменьшению количества водорода в сторону его исходного значения, т.е. в направлении образования дополнительного количества аммиака (вправо). При этом одновременно произойдет и уменьшение количества водорода. При добавлении в систему водорода, также произойдет смещение равновесия в сторону образования нового количества аммиака (вправо). Тогда как внесение в равновесную систему аммиака, согласно принципу Ле-Шателье, вызовет смещение равновесия в сторону того процесса, который благоприятен для образования исходных веществ (влево), т.е. концентрация аммиака должна уменьшится посредством разложения некоторого его количества на азот и водород.

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

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

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:

из 4 молеул газа (1 N2(г) и 3 H2(г)) образуется 2 молекулы газа (2 NH3(г)), т.е. давление в системе уменьшается. Вследствие чего, рост давления будет способствовать образованию дополнительного количества аммиака, т.е. равновесие сместится в сторону его образования (вправо).

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

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

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

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:

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:

Это выражение показывает нам, что не важно, какое количество CaCO3(тв) и CaO(тв) содержится в равновесной системе, пока в ней присутствует хотя бы незначительное количество любого из этих веществ.

Источник