9. Швидкість хімічної реакції. Хімічне рівновагу
9.2. Хімічне рівновагу та її зміщення
Більшість хімічних реакційє оборотними, тобто. одночасно протікають як у бік утворення продуктів, так і у бік їхнього розпаду (зліва направо і праворуч наліво).
Приклади рівнянь реакцій оборотних процесів:
N 2 + 3H 2 ⇄ t ° , p , кат 2NH 3
2SO 2 + O 2 ⇄ t ° , p , кат 2SO 3
H 2 + I 2 ⇄ t ° 2HI
Оборотні реакції характеризуються особливим станом, який називається станом хімічної рівноваги.
Хімічне рівновагу- це такий стан системи, при якому швидкості прямої та зворотної реакцій стають рівними. При русі до хімічної рівноваги швидкість прямої реакції та концентрація реагентів зменшуються, а зворотної та концентрації продуктів – зростають.
У стані хімічної рівноваги в одиницю часу утворюється стільки продукту, як і розпадається. В результаті концентрації речовин, що перебувають у стані хімічної рівноваги, з часом не змінюються. Однак це зовсім не означає, що рівноважні концентрації або маси (обсяги) всіх речовин обов'язково рівні між собою (див. рис. 9.8 та 9.9). Хімічна рівновага - це динамічна (рухлива ) рівновага, яка може відгукуватися на зовнішній вплив.
Перехід рівноважної системи з одного рівноважного стану до іншого називається зміщенням або зрушенням рівноваги. На практиці говорять про зміщення рівноваги у бік продуктів реакції (вправо) або у бік вихідних речовин (ліворуч); Прямою називають реакцію, що протікає зліва направо, а зворотної - справа наліво. Стан рівноваги показують двома протилежно спрямованими стрілками: ⇄.
Принцип усунення рівновагибув сформульований французьким ученим Ле Шательє (1884): зовнішній вплив на систему, що перебуває в рівновазі, призводить до зміщення цієї рівноваги в напрямку, що послаблює ефект зовнішнього впливу
Сформулюємо основні правила усунення рівноваги.
Вплив концентрації: при збільшенні концентрації речовини рівновага зміщується у бік його витрати, а при зменшенні - у бік її утворення.
Наприклад, при збільшенні концентрації H 2 у оборотній реакції
H 2 (г) + I 2 (г) ⇄ 2HI (г)
швидкість прямої реакції, що залежить від концентрації водню, збільшиться. В результаті рівновага зміститься праворуч. При зменшенні концентрації H 2 швидкість прямої реакції зменшиться, в результаті рівновага процесу зміститься вліво.
Вплив температури: при підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, а при зниженні - у бік екзотермічної реакції.
Важливо пам'ятати, що при збільшенні температури зростає швидкість як екзо-, так і ендотермічної реакції, але в більша кількістьраз - ендотермічної реакції, на яку Е а завжди більше. При зменшенні температури зменшується швидкість обох реакцій, але знову ж таки в більшу кількість разів - ендотермічної. Сказане зручно проілюструвати схемою, де значення швидкості пропорційно довжині стрілок, а рівновага зміщується у бік довшої стрілки.
Вплив тиску: Зміна тиску впливає на стан рівноваги тільки в тому випадку, коли в реакції беруть участь гази, і навіть тоді, коли газоподібна речовина знаходиться тільки в одній частині хімічного рівняння. Приклади рівнянь реакцій:
- тиск впливає на зсув рівноваги:
3H 2 (г) + N 2 (г) ⇄ 2NH 3 (г),
CaO (тв) + CO 2 (г) ⇄ CaCO 3 (тв);
- тиск не впливає на усунення рівноваги:
Cu (тв) + S (тв) = CuS (тв),
NaOH (р-р) + HCl (р-р) = NaCl (р-р) + H2O(ж).
При зменшенні тиску рівновага зміщується у бік утворення більшої хімічної кількості газоподібних речовин, а при збільшенні – у бік утворення меншої хімічної кількості газоподібних речовин. Якщо хімічні кількості газів в обох частинах рівняння однакові, то тиск не впливає на стан хімічної рівноваги:
H 2 (г) + Cl 2 (г) = 2HCl (г).
Сказане легко зрозуміти, враховуючи, що дія зміни тиску аналогічна дії зміни концентрації: при збільшенні тиску в n разів у стільки ж разів зростає концентрація всіх речовин, що знаходяться в рівновазі (і навпаки).
Вплив обсягу реакційної системи: зміна обсягу реакційної системи пов'язана зі зміною тиску та впливає тільки на стан рівноваги реакцій за участю газоподібних речовин. Зменшення обсягу означає збільшення тиску та зміщує рівновагу у бік утворення меншої хімічної кількості газів. Збільшення обсягу системи призводить до зменшення тиску та зміщення рівноваги у бік утворення більшої хімічної кількості газоподібних речовин.
Введення у рівноважну систему каталізатора чи зміна його природи не зміщує рівновагу (не збільшує вихід продукту), оскільки каталізатор однаковою мірою прискорює і пряму, і зворотну реакції. Це пов'язано з тим, що каталізатор рівною мірою зменшує енергію активації прямого та зворотного процесів. Тоді навіщо ж у оборотних процесах використовують каталізатор? Справа в тому, що використання каталізатора в оборотних процесах сприяє якнайшвидшому настанню рівноваги, а це збільшує ефективність промислового виробництва.
Конкретні прикладивпливу різних факторів на зсув рівноваги наведено у табл. 9.1 для реакції синтезу аміаку, що протікає із виділенням теплоти. Іншими словами, пряма екзотермічна реакція, а зворотна - ендотермічна.
Таблиця 9.1
Вплив різних факторів на усунення рівноваги реакції синтезу аміаку
| Чинник впливу на рівноважну систему | Напрямок зміщення рівноваги реакції 3 Н 2 + N 2 t , p , кат 2 NН 3 + Q |
|---|---|
| Збільшення концентрації водню, c (H2) | Рівнавага зміщується праворуч, система відповідає зменшенням c (H 2) |
| Зменшення концентрації аміаку, c (NH 3)↓ | Рівнавага зміщується праворуч, система відповідає збільшенням c (NH 3) |
| Збільшення концентрації аміаку, c (NH 3) | Рівнавага зміщується вліво, система відповідає зменшенням c (NH 3) |
| Зменшення концентрації азоту, c (N 2)↓ | Рівнавага зміщується вліво, система відповідає збільшенням c (N 2) |
| Стиснення (зменшення обсягу, підвищення тиску) | Рівнавага зміщується вправо, у бік зменшення обсягу газів |
| Розширення (збільшення обсягу, зниження тиску) | Рівнавага зміщується вліво, у бік збільшення обсягу газу |
| Підвищення тиску | Рівнавага зміщується вправо, у бік меншого обсягу газу |
| Зниження тиску | Рівнавага зміщується вліво, у бік більшого обсягу газів |
| Підвищення температури | Рівнавага зміщується вліво, у бік ендотермічної реакції |
| Зниження температури | Рівнавага зміщується вправо, у бік екзотермічної реакції |
| Внесення каталізатора | Рівнавага не зміщується |
Приклад 9.3. У стані рівноваги процесу
2SO 2 (г) + O 2 (г) ⇄ 2SO 3 (г)
концентрації речовин (моль/дм 3) SO 2 , O 2 і SO 3 відповідно дорівнюють 0,6, 0,4 та 0,2. Знайдіть вихідні концентрації SO 2 та O 2 (вихідна концентрація SO 3 дорівнює нулю).
Рішення. У ході реакції SO 2 та O 2 витрачаються, тому
c ісх (SO 2) = c рівн (SO 2) + c ізрасх (SO 2),
c ісх (O 2) = c рівн (O 2) + c росх (O 2).
Значення c зрасх знаходимо по c (SO 3):
x = 0,2 моль/дм3.
c вих (SO 2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (моль/дм 3).
y = 0,1 моль/дм3.
c вих (O 2) = 0,4 + 0,1 = 0,5 (моль/дм 3).
Відповідь: 0,8 моль/дм 3 SO 2; 0,5 моль/дм 3 O 2 .
При виконанні екзаменаційних завдань часто плутають вплив різних факторів, з одного боку, на швидкість реакції, з другого - на зміщення хімічної рівноваги.
Для оборотного процесу
у разі підвищення температури зростає швидкість як прямої, і зворотної реакції; при зниженні температури зменшується швидкість як прямої, і зворотної реакції;
при підвищенні тиску зростають швидкості всіх реакцій, що протікають за участю газів, - і пряма, і зворотна. При зниженні тиску зменшується швидкість всіх реакцій, що протікають за участю газів, - і прямий, і зворотний;
введення в систему каталізатора або його заміна інший каталізатор рівновагу не зміщують.
Приклад 9.4. Протікає оборотний процес, що описується рівнянням
N 2 (г) + 3H 2 (г) ⇄ 2NH 3 (г) + Q
Розгляньте, які фактори: 1) збільшують швидкість синтезу реакції аміаку; 2) зміщують рівновагу вправо:
а) зниження температури;
б) підвищення тиску;
в) зменшення концентрації NH3;
г) використання каталізатора;
д) збільшення концентрації N2.
Рішення. Збільшують швидкість реакції синтезу аміаку фактори б), г) та д) (а також підвищення температури, збільшення концентрації Н 2); зміщують рівновагу вправо - а), б), в), д).
Відповідь: 1) б, г, д; 2) а, б, в, буд.
Приклад 9.5. Нижче наведено енергетичну схему оборотної реакції
Вкажіть усі справедливі твердження:
а) зворотна реакція протікає швидше, ніж пряма;
б) з підвищенням температури швидкість зворотної реакції зростає у більше разів, ніж прямої реакції;
в) пряма реакція протікає із поглинанням теплоти;
г) величина температурного коефіцієнта більша для зворотної реакції.
Рішення.
а) Твердження правильне, оскільки Е а обр = 500 − 300 = 200 (кДж) менше Е а пр = 500 − 200 = 300 (кДж).
б) Твердження неправильне, у більше разів зростає швидкість прямої реакції, на яку Е а більше.
в) Твердження правильне, Q пр = 200 − 300 = −100 (кДж).
г) Твердження неправильне, γ більше для прямої реакції, у разі якої більше Е а.
Відповідь: а), в).
Хімічне рівновагу та принципи його усунення (принцип Ле Шательє)
У оборотних реакціях за певних умов може настати стан хімічної рівноваги. Це стан, у якому швидкість зворотної реакції стає рівною швидкості прямої реакції. Але для того, щоб зрушити рівновагу в той чи інший бік, необхідно змінити умови протікання реакції. Принцип усунення рівноваги - принцип Ле Шательє.
Основні положення:
1. Зовнішній вплив на систему, що перебуває у стані рівноваги, призводить до зміщення цієї рівноваги у напрямку, при якому ефект виробленого впливу послаблюється.
2. При збільшенні концентрації однієї з реагуючих речовин рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини, при зменшенні концентрації рівновага зміщується у бік утворення цієї речовини.
3. При збільшенні тиску рівновага зміщується у бік зменшення кількості газоподібних речовин, тобто у бік зниження тиску; при зменшенні тиску рівновага зміщується у бік зростання кількості газоподібних речовин, тобто у бік збільшення тиску. Якщо реакція протікає без зміни числа молекул газоподібних речовин, тиск не впливає на положення рівноваги в цій системі.
4. При підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції.
За принципи дякуємо посібнику "Початку хімії" Кузьменко Н.Є., Єрьомін В.В., Попков В.А.
Завдання ЄДІ на хімічна рівновага(раніше А21)
Завдання №1.
H2S(г) ↔ H2(г) + S(г) - Q
1. Підвищення тиску
2. Підвищення температури
3. Зниження тиску
Пояснення:Спочатку розглянемо реакцію: все речовини є газами й у правій частині дві молекули продуктів, а лівої лише одна, як і реакція є эндотермической (-Q). Тому розглянемо зміну тиску та температури. Нам потрібно, щоб рівновага змістилася у бік продуктів реакції. Якщо ми підвищимо тиск, то рівновага зміститься у бік зменшення обсягу, тобто у бік реагентів – нам це не підходить. Якщо ми підвищимо температуру, то рівновага зміститься у бік ендотермічної реакції, у разі у бік продуктів, що й вимагалося. Правильна відповідь – 2.
Завдання №2.
Хімічне рівновагу у системі
SO3(г) + NO(г) ↔ SO2(г) + NO2(г) - Q
зміститься у бік утворення реагентів при:
1. Збільшення концентрації NO
2. Збільшення концентрації SO2
3. Підвищення температури
4. Збільшення тиску
Пояснення:всі речовини гази, але обсяги у правій та лівій частинах рівняння однакові, тому тиск на рівновагу в системі не впливатиме. Розглянемо зміну температури: при підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, саме у бік реагентів. Правильна відповідь – 3.
Завдання №3.
В системі
2NO2(г) ↔ N2O4(г) + Q
зсуву рівноваги вліво сприятиме
1. Збільшення тиску
2. Збільшення концентрації N2O4
3. Зниження температури
4. Введення каталізатора
Пояснення:звернемо увагу на те, що обсяги газоподібних речовин у правій та лівій частинах рівняння не рівні, тому зміна тиску впливатиме на рівновагу в даній системі. Зокрема, зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення кількості газоподібних речовин, тобто вправо. Нам це не підходить. Реакція екзотермічна, тому зміна температури впливатиме на рівновагу системи. При зниженні температури рівновага зміщуватиметься у бік екзотермічної реакції, тобто теж праворуч. При збільшенні концентрації N2O4 рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини, тобто вліво. Правильна відповідь – 2.
Завдання №4.
У реакції
2Fe(т) + 3H2O(г) ↔ 2Fe2O3(т) + 3Н2(г) - Q
рівновага зміститься у бік продуктів реакції при
1. Підвищення тиску
2. Додаванні каталізатора
3. Додаванні заліза
4. Додавання води
Пояснення:кількість молекул у правій та лівій частинах однакова, так що зміна тиску впливати на рівновагу в даній системі не буде. Розглянемо підвищення концентрації заліза - рівновага має зміститися у бік витрати цієї речовини, тобто праворуч (у бік продуктів реакції). Правильна відповідь – 3.
Завдання №5.
Хімічне рівновагу
Н2О(ж) + С(т) ↔ Н2(г) + СО(г) - Q
зміститься у бік освіти продуктів у разі
1. Підвищення тиску
2. Підвищення температури
3. Збільшення часу протікання процесу
4. Застосування каталізатора
Пояснення:зміна тиску нічого очікувати проводити рівновагу у цій системі, оскільки всі речовини газоподібні. При підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, тобто праворуч (у бік утворення продуктів). Правильна відповідь – 2.
Завдання №6.
При підвищенні тиску хімічна рівновага зміститься у бік продуктів у системі:
1. CH4(г) + 3S(т) ↔ CS2(г) + 2H2S(г) - Q
2. C(т) + CO2(г) ↔ 2CO(г) - Q
3. N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + Q
4. Ca(HCO3)2(т) ↔ CaCO3(т) + CO2(г) + H2O(г) - Q
Пояснення:на реакції 1 і 4 зміна тиску не впливає, тому не всі речовини газоподібні, що беруть участь, в рівнянні 2 в правій і лівій частинах кількості молекул однаково, так що тиск впливати не буде. Залишається рівняння 3. Перевіримо: при підвищенні тиску рівновага має зміститися у бік зменшення кількості газоподібних речовин (праворуч 4 молекули, ліворуч 2 молекули), тобто у бік продуктів реакції. Правильна відповідь – 3.
Завдання №7.
Не впливає на усунення рівноваги
H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г) - Q
1. Підвищення тиску та додавання каталізатора
2. Підвищення температури та додавання водню
3. Зниження температури та додавання йодоводороду
4. Додавання йоду та додавання водню
Пояснення:у правій та лівій частинах кількості газоподібних речовин однакові, тому зміна тиску впливати на рівновагу в системі не буде, також не впливатиме і додавання каталізатора, тому що як тільки ми додамо каталізатор прискоритися пряма реакція, а потім відразу ж зворотна та рівновага у системі відновиться . Правильна відповідь – 1.
Завдання №8.
Для зміщення праворуч рівноваги в реакції
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г); ΔH°<0
потрібно
1. Введення каталізатора
2. Зниження температури
3. Зниження тиску
4. Зниження концентрації кисню
Пояснення:Зниження концентрації кисню призведе до зміщення рівноваги у бік реагентів (ліворуч). Зниження тиску зрушить рівновагу у бік зменшення кількості газоподібних речовин, тобто вправо. Правильна відповідь – 3.
Завдання №9.
Вихід продукту в екзотермічній реакції
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)
при одночасному підвищенні температури та зниженні тиску
1. Збільшиться
2. Зменшиться
3. Не зміниться
4. Спочатку збільшиться, потім зменшиться
Пояснення:при підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, тобто у бік продуктів, а при зниженні тиску рівновага зміщується у бік збільшення кількості газоподібних речовин, тобто теж вліво. Тому вихід продукту зменшиться. Правильна відповідь – 2.
Завдання №10.
Збільшення виходу метанолу у реакції
СО + 2Н2 ↔ СН3ОН + Q
сприяє
1. Підвищення температури
2. Введення каталізатора
3. Введення інгібітору
4. Підвищення тиску
Пояснення:при підвищенні тиску рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, тобто у бік реагентів. Підвищення тиску зміщує рівновагу у бік зменшення кількості газоподібних речовин, тобто у бік утворення метанолу. Правильна відповідь – 4.
Завдання для самостійного вирішення (відповіді внизу)
1. У системі
СО(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г) + Q
зміщення хімічної рівноваги у бік продуктів реакції сприятиме
1. Зменшення тиску
2. Збільшення температури
3. Збільшення концентрації монооксиду вуглецю
4. Збільшення концентрації водню
2. У якій системі при підвищенні тиску рівновага зміщується у бік продуктів реакції
1. 2СО2(г) ↔ 2СО(г) + О2(г)
2. С2Н4(г) ↔ С2Н2(г) + Н2(г)
3. PCl3(г) + Cl2(г) ↔ PCl5(г)
4. H2(г) + Cl2(г) ↔ 2HCl(г)
3. Хімічне рівновагу у системі
2HBr(г) ↔ H2(г) + Br2(г) - Q
зміститься у бік продуктів реакції при
1. Підвищення тиску
2. Підвищення температури
3. Зниження тиску
4. Використання каталізатора
4. Хімічне рівновагу у системі
С2Н5ОН + СН3СООН ↔ СН3СООС2Н5 + Н2О + Q
зміщується у бік продуктів реакції при
1. Додавання води
2. Зменшення концентрації оцтової кислоти
3. Збільшення концентрації ефіру
4. При видаленні складного ефіру
5. Хімічне рівновагу у системі
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г) + Q
зміщується у бік утворення продукту реакції при
1. Підвищення тиску
2. Підвищення температури
3. Зниження тиску
4. Застосування каталізатора
6. Хімічне рівновагу у системі
СО2(г) + С(тв) ↔ 2СО(г) - Q
зміститься у бік продуктів реакції при
1. Підвищення тиску
2. Зниження температури
3. Підвищення концентрації СО
4. Підвищення температури
7. Зміна тиску не вплине на стан хімічної рівноваги у системі
1. 2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)
2. N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г)
3. 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г)
4. N2(г) + O2(г) ↔ 2NO(г)
8. У якій системі у разі підвищення тиску хімічна рівновага зміститься у бік вихідних речовин?
1. N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + Q
2. N2O4(г) ↔ 2NO2(г) - Q
3. CO2(г) + H2(г) ↔ CO(г) + H2O(г) - Q
4. 4HCl(г) + O2(г) ↔ 2H2O(г) + 2Cl2(г) + Q
9. Хімічне рівновагу у системі
С4Н10(г) ↔ С4Н6(г) + 2Н2(г) - Q
зміститься у бік продуктів реакції при
1. Підвищення температури
2. Зниження температури
3. Використання каталізатора
4. Зменшення концентрації бутану
10. На стан хімічної рівноваги у системі
H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г) -Q
не впливає
1. Збільшення тиску
2. Збільшення концентрації йоду
3. Збільшення температури
4. Зменшення температури
Завдання 2016 року
1. Встановіть відповідність між рівнянням хімічної реакції та усуненням хімічної рівноваги при збільшенні тиску в системі.
Зрівняння реакції Зміщення хімічної рівноваги
А) N2(г) + O2(г) ↔ 2NO(г) - Q 1. Зміщується у бік прямої реакції
Б) N2O4(г) ↔ 2NO2(г) - Q 2. Зміщується у бік зворотної реакції
В) CaCO3(тв) ↔ CaO(тв) +CO2(г) - Q 3. Не відбувається зміщення рівноваги
Г) Fe3O4(тв) + 4CO(г) ↔ 3Fe(тв) + 4CO2(г) + Q
2. Встановіть відповідність між зовнішнім впливом на систему:
СО2(г) + С(тв) ↔ 2СО(г) - Q
та зміщення хімічної рівноваги.
А. Збільшення концентрації СО 1. Зміщується у бік прямої реакції
В. Зниження тиску 3. Не відбувається зміщення рівноваги
3. Встановіть відповідність між зовнішнім впливом на систему
НСООН(ж) + С5Н5ОН(ж) ↔ НСООС2Н5(ж) + Н2О(ж) + Q
Зміщення хімічної рівноваги
А. Додавання НСООН 1. Зміщується у бік прямої реакції
В. Розведення водою 3. Не відбувається зміщення рівноваги
Г. Підвищення температури
4. Встановіть відповідність між зовнішнім впливом на систему
2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г) + Q
та зміщенням хімічної рівноваги.
Зміщення хімічної рівноваги
А. Зменшення тиску 1. Зміщується у бік прямої реакції
Б. Збільшення температури 2. Зміщується у бік зворотної реакції
В. Збільшення температури NO2 3. Не відбувається зміщення рівноваги
Г. Додавання О2
5. Встановіть відповідність між зовнішнім впливом на систему
4NH3(г) + 3O2(г) ↔ 2N2(г) + 6H2O(г) + Q
та зміщенням хімічної рівноваги.
Зміщення хімічної рівноваги
А. Зниження температури 1. Зміщення у бік прямої реакції
Б. Підвищення тиску 2. Зміщується у бік зворотної реакції
В. Підвищення концентрації в аміаку 3. Не відбувається зміщення рівноваги
Г. Видалення парів води
6. Встановіть відповідність між зовнішнім впливом на систему
WO3(тв) + 3H2(г) ↔ W(тв) + 3H2O(г) +Q
та зміщенням хімічної рівноваги.
Зміщення хімічної рівноваги
А. Підвищення температури 1. Зміщується у бік прямої реакції
Б. Підвищення тиску 2. Зміщується у бік зворотної реакції
В. Використання каталізатора 3. Не відбувається зміщення рівноваги
Г. Видалення парів води
7. Встановіть відповідність між зовнішнім впливом на систему
С4Н8(г) + Н2(г) ↔ С4Н10(г) + Q
та зміщенням хімічної рівноваги.
Зміщення хімічної рівноваги
А. Збільшення концентрації водню 1. Зміщується у бік прямої реакції
Б. Підвищення температури 2. Зміщується у бік зворотної реакції
В. Підвищення тиску 3. Не відбувається зміщення рівноваги
Г. Використання каталізатора
8. Встановіть відповідність між рівнянням хімічної реакції та одночасною зміною параметрів системи, що призводить до зміщення хімічної рівноваги у бік прямої реакції.
Зрівняння реакції Зміна параметрів системи
А. H2(г) + F2(г) ↔ 2HF(г) + Q 1. Збільшення температури та концентрації водню
Б. H2(г) + I2(тв) ↔ 2HI(г) -Q 2. Зменшення температури та концентрації водню
В. CO(г) + H2O(г) ↔ CО2(г) +H2(г) + Q 3. Збільшення температури та зменшення концентрації водню
Г. C4H10(г) ↔ C4H6(г) + 2H2(г) -Q 4. Зменшення температури та збільшення концентрації водню
9. Встановіть відповідність між рівнянням хімічної реакції та усуненням хімічної рівноваги при збільшенні тиску в системі.
Рівняння реакції Напрямок усунення хімічної рівноваги
А. 2HI(г) ↔ H2(г) + I2(тв) 1. Зміщується у бік прямої реакції
Б. C(г) + 2S(г) ↔ CS2(г) 2. Зміщується у бік зворотної реакції
C3H6(г) + H2(г) ↔ C3H8(г) 3. Не відбувається зміщення рівноваги
Г. H2(г) + F2(г) ↔ 2HF(г)
10. Встановіть відповідність між рівнянням хімічної реакції та одночасною зміною умов її проведення, що призводить до усунення хімічної рівноваги у бік прямої реакції.
Зрівняння реакції Зміна умов
А. N2(г) + H2(г) ↔ 2NH3(г) + Q 1. Збільшення температури та тиску
Б. N2O4(ж) ↔ 2NO2(г) -Q 2. Зменшення температури та тиску
В. CO2(г) + C(тв) ↔ 2CO(г) + Q 3. Збільшення температури та зменшення тиску
Г. 4HCl(г) + O2(г) ↔ 2H2O(г) + 2Cl2(г) + Q 4. Зменшення температури та збільшення тиску
Відповіді: 1 - 3, 2 - 3, 3 - 2, 4 - 4, 5 - 1, 6 - 4, 7 - 4, 8 - 2, 9 - 1, 10 - 1
1. 3223
2. 2111
3. 1322
4. 2221
5. 1211
6. 2312
7. 1211
8. 4133
9. 1113
10. 4322
За завдання дякуємо збірникам вправ за 2016, 2015, 2014, 2013 р.
Каверніна А.А., Добротіна Д.Ю., Снастіну М.Г., Савінкіну Є.В., Живейнова О.Г.
Теми кодифікатора: оборотні та незворотні реакції. Хімічна рівновага. Зміщення хімічної рівноваги під впливом різних чинників.
По можливості протікання зворотної реакції хімічні реакції поділяють на оборотні та необоротні.
Оборотні хімічні реакції - Це реакції, продукти яких за цих умов можуть взаємодіяти один з одним.
Необоротні реакції - Це реакції, продукти яких за цих умов взаємодіяти один з одним не можуть.
Докладніше про класифікацію хімічних реакційможна прочитати.
Імовірність взаємодії товарів залежить від умов проведення процесу.
Так, якщо система відкрита, тобто. обмінюється з довкіллям і речовиною, і енергією, то хімічні реакції, у яких, наприклад, утворюються гази, будуть необоротними. Наприклад , при прожарюванні твердого гідрокарбонату натрію:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
виділятиметься газоподібний вуглекислий газ і випаровується із зони проведення реакції. Отже, така реакція буде незворотнійза даних умов. Якщо ж розглянути замкнуту систему , яка не можеобмінюватися речовиною з навколишнім середовищем (наприклад, закритий ящик, в якому відбувається реакція), то вуглекислий газ не зможе полетіти із зони проведення реакції, і буде взаємодіяти з водою та карбонатом натрію, то реакція буде оборотною за даних умов:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Розглянемо оборотні реакції. Нехай оборотна реакція протікає за схемою:
aA + bB = cC + dD
Швидкість прямої реакції згідно із законом діючих мас визначається виразом: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , швидкість зворотної реакції: v 2 =k 2 ·C З ·C D d . Якщо початковий момент реакції в системі немає речовин C і D, то стикаються і взаємодіють переважно частинки A і B, і йде пряма реакція. Поступово концентрація частинок C і D також почне підвищуватися, отже швидкість зворотної реакції зростатиме. В якийсь момент швидкість прямої реакції дорівнюватиме швидкості зворотної реакції. Цей стан і називають хімічною рівновагою .
Таким чином, хімічна рівновага — це такий стан системи, за якого швидкості прямої та зворотної реакції рівні .
Т.к. швидкості прямо і зворотної реакції рівні, швидкість утворення речовин дорівнює швидкості їх витрати, та поточні концентрації речовин не змінюються . Такі концентрації називають рівноважними .
Зверніть увагу, при рівновазі йде і пряма, і зворотна реакція, тобто реагенти взаємодіють один з одним, але і продукти взаємодіють із такою ж швидкістю. При цьому зовнішні фактори можуть впливати та зміщуватихімічна рівновага в той чи інший бік. Тому хімічну рівновагу називають рухомою, або динамічною.
Дослідження у сфері рухомого рівноваги почалися ще ХІХ столітті. У працях Анрі Ле-Шательє було закладено основи теорії, які пізніше узагальнив учений Карл Браун. Принцип рухомої рівноваги, або принцип Ле-Шательє-Брауна, каже:
Якщо систему, що у стані рівноваги, впливати зовнішнім чинником, який змінює якесь з умов рівноваги, то системі посилюються процеси, створені задля компенсацію зовнішнього впливу.
Іншими словами: при зовнішньому впливі на систему рівновага зміститься так, щоб компенсувати цей зовнішній вплив.
Цей принцип, що дуже важливо, працює для будь-яких рівноважних явищ (не лише хімічних реакцій). Однак ми зараз розглянемо його стосовно хімічних взаємодій. У разі хімічних реакцій зовнішній вплив призводить до зміни рівноважних концентрацій речовин.
На хімічні реакції у стані рівноваги можуть впливати три основні фактори – температура, тиск та концентрації реагентів чи продуктів.
1. Як відомо, хімічні реакції супроводжуються тепловим ефектом. Якщо пряма реакція йде із виділенням теплоти (екзотермічна, або +Q), то зворотна — із поглинанням теплоти (ендотермічна, або -Q), і навпаки. Якщо підвищувати температуру в системі рівновага зміститься так, щоб це підвищення компенсувати. Логічно, що за екзотермічної реакції підвищення температури компенсувати не вдасться. Отже, у разі підвищення температури рівновагу у системі зміщується у бік поглинання теплоти, тобто. у бік ендотермічних реакцій (-Q); при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції (+Q).
2. У разі рівноважних реакцій, коли хоча б одна з речовин знаходиться в газовій фазі, на рівновагу також суттєво впливає зміна тискув системі. При підвищенні тиску хімічна система намагається компенсувати цей вплив і збільшує швидкість реакції, в якій кількість газоподібних речовин зменшується. При зниженні тиску система збільшує швидкість реакції, у якій утворюється більше молекул газоподібних речовин. Таким чином: при збільшенні тиску рівновага зміщується у бік зменшення числа молекул газів, при зменшенні тиску - у бік збільшення числа молекул газів.
Зверніть увагу! На системи, де число молекул газів-реагентів і продуктів однакове, тиск не впливає! Також зміна тиску мало впливає рівновагу в розчинах, тобто. на реакції, де газів немає.
3. Також на рівновагу у хімічних системах впливає зміна концентраціїреагуючих речовин та продуктів. При підвищенні концентрації реагентів система намагається їх витратити і збільшує швидкість прямої реакції. При зниженні концентрації реагентів система намагається їх напрацювати і збільшується швидкість зворотної реакції. При підвищенні концентрації продуктів система намагається їх витратити, і збільшує швидкість зворотної реакції. При зниженні концентрації товарів хімічна система збільшує швидкість освіти, тобто. швидкість прямої реакції.
Якщо у хімічній системі збільшується швидкість прямої реакції праворуч , у бік утворення продуктів і витрати реагентів . Якщо збільшується швидкість зворотної реакції, ми говоримо, що рівновага змістилася вліво , у бік витрачання продуктів і збільшення концентрації реагентів .
Наприклад, у реакції синтезу аміаку:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q
підвищення тиску призводить до збільшення швидкості реакції, у якій утворюється менше молекул газів, тобто. прямої реакції (число молекул газів-реагентів дорівнює 4, число молекул газів у продуктах дорівнює 2). При підвищенні тиску рівновага зміщується праворуч, у бік продуктів. При підвищення температурирівновага зміститься в сторону ендотермічної реакції, тобто. ліворуч, у бік реагентів. Збільшення концентрації азоту чи водню змістить рівновагу у бік їх витрати, тобто. праворуч, у бік товарів.
Каталізатор не впливає рівновагу, т.к. прискорює і пряму, і зворотну реакцію.
Перехід хімічної системи з одного рівноважного стану до іншого називається зміщенням (зсувом) рівноваги. У силу динамічного характеру хімічної рівноваги воно виявляється чутливим до зовнішніх умов і здатне реагувати на їхню зміну.
Напрямок зміщення положення хімічної рівноваги внаслідок зміни зовнішніх умов визначається правилом, вперше сформульованим французьким хіміком та металознавцем Анрі Луї Ле Шательє у 1884 році та названим на його честь принципом Ле Шательє:
Якщо систему, що у стані рівноваги, надають зовнішнє вплив, то системі відбувається таке зміщення рівноваги, яке послаблює цей вплив.
Існує три основні параметри, змінюючи які можна зміщувати хімічну рівновагу. Це – температура, тиск та концентрація. Розглянемо їх вплив на прикладі рівноважної реакції:
1) Вплив температури. Оскільки для цієї реакції DH°<0, следовательно, прямая реакция идет с выделением тепла (+Q), а обратная реакция – с поглощением тепла (-Q):
2NO(Г) + O 2(Г) 2NO 2(Г)
У разі підвищення температури, тобто. при внесенні до системи додаткової енергії, рівновага зміщується у бік зворотної ендотермічної реакції, яка цей надлишок енергії витрачає. При зменшенні температури, навпаки, рівновага зміщується у бік реакції, яка йде із тепла, щоб воно компенсувало охолодження, тобто. рівновага зміщується у бік прямої реакції.
При підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, що йде з поглинанням енергії.
При зниженні температури рівновага зміщується у бік екзотермічної реакції, що з виділенням енергії.
2) Вплив обсягу. При підвищенні тиску більшою мірою зростає швидкість реакції, що протікає зі зменшенням обсягу (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
При перебігу аналізованої реакції з 3 моль газоподібних речовин утворюється 2 моль газів:
2NO(Г) + O 2(Г) 2NO 2(Г)
3 моль газу 2 моль газу
V ІСХ > V ПРОД
DV = V ПРОД - V ІСХ<0
Тому за підвищенні тиск рівновагу зміщується убік меншого обсягу системи, тобто. продуктів реакції. При зниженні тиску усунення рівноваги відбувається у бік вихідних речовин, що займають більший обсяг
При підвищенні тиску рівновага зміщується у бік реакції, що йде з утворенням меншої кількості молей газоподібних речовин.
При зниженні тиску рівновага зміщується у бік реакції, що йде з утворенням більшої кількостімолей газоподібних речовин
3) Вплив концентрації. При підвищенні концентрації зростає швидкість реакції, за якою вводиться речовина витрачається. Дійсно при внесенні до системи додаткової кількості кисню система «витрачає» його на протікання прямої реакції. При зниженні концентрації O 2 цей недолік компенсується шляхом розпаду реакції продукту (NO 2) на вихідні речовини.
При підвищенні концентрації вихідних речовин або зниження концентрації продуктів рівновага зміщується у бік прямої реакції.
При зниженні концентрації вихідних речовин або підвищення концентрації продуктів рівновага зміщується у бік зворотної реакції.
Введення каталізатора в систему не впливає на зсув положення хімічної рівноваги, оскільки каталізатор однаково збільшує швидкість прямої, так і зворотної реакції.
Хімічне рівновагу, що відповідає рівності швидкостей прямої та зворотної реакцій ( = ) і мінімального значення енергії Гіббса (G G,т = 0), є найбільш стійким станом системи за заданих умов і залишається незмінним до тих пір, поки зберігаються постійними параметри, за яких рівновага встановилася.
При зміні умов рівновага порушується та зміщується у бік прямої або зворотної реакції. Зміщення рівноваги пов'язане з тим, що зовнішня дія різною мірою змінює швидкість двох взаємно протилежних процесів. Через деякий час система знову стає рівноважною, тобто. вона переходить з одного рівноважного стану до іншого. Нова рівновага характеризується новою рівністю швидкостей прямої та зворотної реакцій та новими рівноважними концентраціями всіх речовин у системі.
Напрямок зміщення рівноваги в загальному випадку визначається принципом Ле Шательє: якщо на систему, що перебуває в стані стійкої рівноваги, надати зовнішню дію, то зміщення рівноваги відбувається у бік процесу, що послаблює ефект зовнішнього впливу.
Зміщення рівноваги може бути викликано зміною температури, концентрації (тиску) одного з реагентів.
Температура – той параметр, якого залежить величина константи рівноваги хімічної реакції. Питання усунення рівноваги при зміні температури залежно від умов використання реакції вирішується шляхом використання рівняння ізобар (1.90) - =
1. Для ізотермічного процесу ∆ r Н 0 (т)< 0, в правой части выражения (1.90) R >0, T > 0, отже перша похідна логарифма константи рівноваги за температурою негативна< 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 ендотермічного процесу ∆ r Н 0 (т) > 0 похідна логарифма константи рівноваги за температурою позитивна ( > 0), тим самим ln Kp і Кр є зростаючими функціями температури, тобто. відповідно до закону діючих мас зі збільшенням температури рівновага зміщується у бік прямої (ендотермічної реакції). Однак треба пам'ятати, що швидкість як ізотермічного так і ендотермічного процесів при підвищенні температури зростає, а при зниженні знижується, але зміна швидкостей і при зміні температури неоднаково, тому, варіюючи температуру, можна зміщувати рівноваги в заданому напрямку. Зміщення рівноваги може бути викликане зміною концентрації одного з компонентів: додаванням речовини до рівноважної системи або виведенням із системи.
За принципом Ле Шательє при зміні концентрації одного з учасників реакції рівновага зміщується у бік компенсації, що компенсує, тобто. зі збільшенням концентрації однієї з вихідних речовин – в правий бік, а зі збільшенням концентрації одне з продуктів реакції – у ліву. Якщо в оборотній реакції беруть участь газоподібні речовини, то при зміні тиску однаково і одночасно змінюються всі їх концентрації. Змінюються і швидкості процесів, отже, може статися і зміщення хімічної рівноваги. Так, наприклад, зі збільшенням тиску (порівняно з рівноважним) на систему СаСО 3(К) СО (к) + СО 2(г) зростає швидкість зворотної реакції = що призведе до зміщення рівноваги в ліву сторону. При зниженні тиску тугіше систему швидкість зворотної реакції зменшується, і рівновага зміщується в праву сторону. При збільшенні тиску систему 2HCl H 2 +Cl 2 , що у стані рівноваги, зміщення рівноваги не відбудеться, т.к. обидві швидкості і зростуть однаково.
Для системи 4HCl + О 2 2Cl 2 + 2Н 2 О (г) збільшення тиску призведе до збільшення швидкості прямої реакції та усунення рівноваги вправо.
І так, відповідно до принципу Ле Шательє при підвищенні тиску рівновага зміщується у бік утворення меншої кількості молей газоподібних речовин у газовій суміші і відповідно у бік зменшення тиску в системі.
І навпаки, при зовнішньому впливі, що викликає зниження тиску, рівновага зміщується у бік утворення більшої кількості молей газоподібних речовин, що викличе збільшення тиску в системі та протидіятиме виробленому впливу.
Принцип Ле Шательє має велике практичного значення. На його основі можна підібрати такі умови здійснення хімічної взаємодії, що забезпечать максимальний вихід продуктів реакції.
Завантаження...