Необратимые и обратимые реакции. Обратимые и необратимые реакции — Гипермаркет знаний

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

Химическое равновесие

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми .

Большинство химических процессов являются обратимыми . Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

$CaCO_3{→}↖{t}CaO+CO_2$

в открытой системе необратима;

б) эта же реакция

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

в замкнутой системе обратима.

Рассмотрим более подробно процессы, протекающие при обратимых реакциях, например, для условной реакции:

На основании закона действующих масс скорость прямой реакции

${υ}↖{→}=k_{1}·C_{A}^{α}·C_{B}^{β}$

Так как со временем концентрации веществ $А$ и $В$ уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.

Появление продуктов реакции означает возможность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ $С$ и $D$ увеличиваются, а значит, увеличивается и скорость обратной реакции:

${υ}↖{→}=k_{2}·C_{C}^{γ}·C_{D}^{δ}$

Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения. Их называют равновесными концентрациями . На макроуровне кажется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы продолжают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим .

Константа равновесия

Обозначим равновесные концентрации веществ $[A], [B], [C], [D]$.

Тогда так как ${υ}↖{→}={υ}↖{←}, k_{1}·[A]^{α}·[B]^{β}=k_{2}·[C]^{γ}·[D]^{δ}$, откуда

${[C]^{γ}·[D]^{δ}}/{[A]^{α}·[B]^{β}}={k_1}/{k_2}=K_{равн.}$

где $γ, δ, α, β$ — показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции; $K_{равн.}$ — константа химического равновесия.

Полученное выражение количественно описывает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.

При неизменной температуре константа равновесия — величина постоянная для данной обратимой реакции. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Константы равновесия рассчитывают из опытных данных, определяя равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции при определенной темпера туре.

Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают $K_{равн.} >> 1$, это означает, что при равновесии $[C]^{γ}·[D]^{δ} >> [A]^{α}·[B]^{β}$, т. е. концентрации продуктов реакции преобладают над концентрациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.

При $K_{равн.}

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

константа равновесия

$K_{равн.}={·}/{·}$

при $20°С$ имеет значение $0.28$ (т.е. меньше $1$). Это означает, что значительная часть эфира не гидролизовалась.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

константа равновесия выражается так:

$K_{равн.}={^2}/{}$

Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и темпера туры.

От присутствия катализатора константа не зависит, по скольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же величину. Катализатор может лишь ускорить наступление равновесия, не влияя на значение константы равновесия.

Смещение равновесия под действием различных факторов

Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: температуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).

Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия .

Рассмотрим разные способы смещения равновесия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_{равн.}={^2}/{·^3}$

Влияние изменения концентрации веществ

При добавлении в реакционную смесь азота $N_2$ и водорода $Н_2$ увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции. Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, т.е. в сторону аммиака $NH_3$.

Этот же вывод можно сделать, анализируя выражение для константы равновесия. При увеличении концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как $K_{равн.}$ — величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количество продукта реакции $NH_3$.

Увеличение же концентрации продукта реакции аммиака $NH_3$ приведет к смещению равновесия влево, в сторону образования исходных веществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.

Влияние изменения давления

Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ находится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, увеличивается их концентрация.

Предположим, что давление в замкнутой системе повысили, например, в $2$ раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ ($N_2, H_2, NH_3$) в рассматриваемой нами реакции возрастут в $2$ раза. В этом случае числитель в выражении для $K_{равн.}$ увеличится в 4 раза, а знаменатель — в $16$ раз, т.е. равновесие нарушится. Для его восстановления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления.

Влияние изменения температуры

При повышении температуры, как вы знаете, скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем повышение температуры больше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических.

Таким образом, скорость обратной реакции (в нашем примере эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторону процесса, сопровождающегося поглощением энергии.

Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (1884 г.):

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

Сделаем выводы:

• при увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции;
• при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;
• при увеличении давления химическое равновесие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше;
• при повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции;
• при понижении температуры - в сторону экзотермического процесса.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химических процессов, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.

Среди многочисленных классификаций типов реакций, например таких, которые определяются по тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические), по изменению степеней окисления веществ (окислительно-восстановительные), по количеству участвующих в них компонентов (разложения, соединения) и так далее, рассматриваются реакции, протекающие в двух взаимных направлениях, иначе, называемых обратимыми . Альтернативой обратимых реакций являются реакции необратимые, в процессе которых образуется конечный продукт (осадок, газообразное вещество, вода). Среди таких реакций можно указать следующие:

Реакции обмена между растворами солей, в процессе которых образуются либо нерастворимый осадок – СаСО 3:

Са(ОН) 2 + К 2 СО 3 → СаСО 3 ↓ + 2КОН (1)

либо газообразное вещество – СО 2:

3 К 2 СО 3 + 2Н 3 РО 4 →2К 3 РО 4 + 3СО 2 + 3Н 2 О (2)

или получается малодиссоциируемое вещество – Н 2 О:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O (3)

Если рассматривать обратимую реакцию, то она протекает не только в прямом (в реакциях 1,2,3 слева направо), но и в обратном направлении. Примером такой реакции является синтез аммиака из газообразных веществ - водорода и азота:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Таким образом, химическая реакция называется обратимой, если она протекает не только в прямом(→) , но и в обратном направлении (←) и обозначается символом (↔).

Главной особенностью данного типа реакций является то, что из исходных веществ образуются продукты реакции, но и одновременно из этих же продуктов, обратно, образуются исходные реагенты. Если рассматривать реакцию (4), то в относительную единицу времени одновременно с образованием двух молей аммиака будет происходить их распад с образованием трёх молей водорода и одного моля азота. Обозначим скорость прямой реакции (4) символом V 1 тогда выражение этой скорости примет вид:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

где величина «k» определяется как константа скорости данной реакции, величины [Н 2 ] 3 и соответствуют концентрациям исходных веществ, возведённых в степени, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В соответствии с принципом обратимости, скорость обратной реакции примет выражение:

V 2 = kˑ 2 (6)

В начальный момент времени скорость прямой реакции принимает наибольшее значение. Но постепенно концентрации исходных реагентов уменьшаются и скорость реакции замедляется. Одновременно скорость обратной реакции начинает возрастать. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми (V 1 = V 2) , наступает состояние равновесия , при котором уже не происходит изменения концентраций как исходных, так и образующихся реагентов.

Следует отметить, что некоторые необратимые реакции не следует понимать в буквальном смысле слова. Приведём пример наиболее часто приводимой реакции взаимодействия металла с кислотой, в частности, цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (7)

В действительности, цинк, растворяясь в кислоте, образует соль: хлорид цинка и газообразный водород, но по истечении некоторого времени скорость прямой реакции замедляется, поскольку увеличивается концентрация соли в растворе. Когда реакция практически прекращается, в растворе наряду с хлоридом цинка будет присутствовать некоторое количество соляной кислоты, поэтому реакцию (7) следует приводить в следующем виде:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Или в случае образования нерастворимого осадка, получаемого при сливании растворов Na 2 SO 4 и BaCl 2:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

осажденная соль BaSO 4 пусть и в малой степени, но будет диссоциировать на ионы:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Поэтому понятия необратимой и необратимой реакций является относительным. Но тем не менее, и в природе и в практической деятельности людей данные реакции имеют большое значение. К примеру, процессы горения углеводородов или более сложных органических веществ, например спирта:

СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О (11)

2С 2 Н 5 ОН + 5О 2 = 4СО 2 + 6Н 2 О (12)

являются процессами абсолютно необратимыми. Было бы считать счастливой мечтой человечества, если бы реакции (11) и (12) были бы обратимыми! Тогда бы можно было из СО 2 и Н 2 О опять синтезировать и газ и бензин и спирт! С другой стороны, обратимые реакции, такие как (4) или окисление сернистого газа:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

являются основными в производстве солей аммония, азотной кислоты, серной кислоты и др. как неорганических, так и органических соединений. Но данные реакции являются обратимыми! И чтобы получать конечные продукты: NH 3 или SO 3 необходимо использовать такие технологические приёмы, как: изменение концентраций реагентов, изменение давления, повышение или понижение температуры. Но это уже будет являться предметом следующей темы: «Смещение химического равновесия».

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.

Протекание реакции возможно при благоприятном соотношении энергетического и энтропийного факторов. Если эти факторы уравновешивают друг друга, состояние системы не меняется. В таких случаях говорят, что системы находится в равновесии.
Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми. Большинство химических реакций являются обратимыми. Эта значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения (равновесные концентрации).

Константа равновесия

Рассмотрим реакцию получения аммиака:

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2 NH 3(г)

Запишем выражения для вычисления скоростей прямой (1) и обратной (2) реакций:

1 = k 1 [ H 2 ] 3

2 = k 2 2

Скорости прямой и обратной реакций равны, следовательно можно записать:

k 1 3 = k 2 2

k 1 / k 2 = 2 / 3

Отношение двух постоянных величин – величина постоянная. Константа равновесия– отношение констант скоростей прямой и обратной реакций.

К = 2 / 3

Если выразить в общем виде, то константа равновесия:

mA + nB ↔ pC +qD

К =[C] p [D] q / [A] m [B] n

Константа равновесия –отношение произведений концентраций продуктов реакции, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам к произведению концентраций исходных веществ, возведенных в степени равные их стехиометрическим коэффициентам.

Если К выражают через равновесные концентрации, то чаще всего обозначают К с. Возможно также рассчитать К для газов через их парциальные давления. В этом случае К обозначают как К р. Между К с и К р существует зависимость:

К р = К с × (RT) Δn ,

где Δn – изменение числа всех моль газов при переходе от реагентов к продуктам, R – универсальная газовая постоянная.

К не зависит от концентрации, давления, объема и наличия катализатора и зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Если К много меньше 1, то в смеси больше исходных веществ, а в случае много большем 1 – в смеси больше продуктов.

Гетерогенное равновесие

Рассмотрим реакцию

CaCO 3(тв) ↔ CaO (тв) +CO 2(г)

В выражение для константы равновесия концентрации компонентов твердой фазе не входят, следовательно

Химическое равновесие наступает при наличии всех компонентов системы, но константа равновесия не зависит от концентраций веществ в твердой фазе. Химическое равновесие – динамический процесс. К дает информацию о протекании реакции, а ΔG – о ее направлении. Они связаны между собой отношением:

ΔG 0 = -R × T × lnK

ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

С точки зрения технологических процессов обратимые химические реакции не выгодны, поскольку нужно обладать знаниями, каким образом повысить выход продукта реакции, т.е. необходимо научиться смещать химическое равновесие в сторону продуктов реакции.

Рассмотрим реакцию, в которой необходимо повысить выход аммиака:

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) , ΔН < 0

Для того, чтобы сместить равновесие в сторону прямой или обратной реакции необходимо воспользоваться принципом Ле-Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии подействовать каким-либо фактором из вне (увеличить или уменьшить температуру, давление, объем, концентрацию веществ), то система оказывает противодействие данному воздействию.

Например, если в равновесной системе повысить температуру, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая будет эндотермической; если повысить давление, то равновесие сместится в сторону реакции с большим числом моль веществ; если в системе увеменьшить объем, то смещение равновесия будет направлено на увеличение давления; если увеличить концентрацию одного из исходных веществ, то из 2-х возможных реакций пойдет та, которая приведет к уменьшению равновесной концентрации продукта.

Так, применительно, к рассмотренной реакции, чтобы повысить выход аммиака, нужно увеличить концентрации исходных веществ; понизить температуру, поскольку прямая реакция экзотермическая, увеличить давление или уменьшить объем.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Одной из важнейших характеристик химической реакции является глубина (степень) превращения, показывающая, насколько исходные вещества превращаются в продукты реакции. Чем она больше, тем экономичнее можно проводить процесс. Глубина превращения, помимо других факторов, зависит от обратимости реакции.

Обратимые реакции, в отличие от необратимых , протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Одновременно идет взаимодействие продуктов реакции с образованием исходных веществ.

Рассмотрим примеры:

1) в замкнутый сосуд при определенной температуре введены равные объемы газообразного йода и водорода. Если столкновения молекул этих веществ происходят с нужной ориентацией и достаточной энергией, то химические связи могут перестроиться с образованием промежуточного соединения (активированный комплекс, см. п.1.3.1). Дальнейшая перестройка связей может привести к распаду промежуточного соединения на две молекулы йодистого водорода. Уравнение реакции:

H 2 + I 2 ® 2HI

Но молекулы йодистого водорода также будут беспорядочно сталкиваться с молекулами водорода, йода и между собой. При столкновении молекул HI ничто не помешает образоваться промежуточному соединению, которое затем может разложиться на йод и водород. Этот процесс выражается уравнением:

2HI ® H 2 + I 2

Таким образом, в этой системе одновременно будут протекать две реакции - образование йодистого водорода и его разложение. Их можно выразить одним общим уравнением

H 2 + I 2 « 2HI

Обратимость процесса показывает знак «.

Реакция, направленная в данном случае в сторону образования йодистого водорода, называется прямой, а противоположная - обратной.

2) если смешать два моль диоксида серы с одним моль кислорода, создать в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении времени провести анализ газовой смеси, то результаты покажут, что в системе будут присутствовать как SO 3 – продукт реакции, так и исходные вещества – SO 2 и O 2 . Если в те же условия в качестве исходного вещества поместить оксид серы (+6), то можно будет обнаружить, что часть его разложится на кислород и оксид серы (+4), причем конечное соотношение между количествами всех трех веществ будет такое же, как и в том случае, когда исходили из смеси диоксида серы и кислорода.

Таким образом, взаимодействие диоксида серы с кислородом также является одним из примеров обратимой химической реакции и выражается уравнением

2SO 2 + O 2 « 2SO 3

3) взаимодействие железа с соляной кислотой протекает согласно уравнению:

Fe + 2HCL ® FeCL 2 + H 2

При достаточном количестве соляной кислоты реакция закончится, когда

все железо израсходуется. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении – пропускать водород через раствор хлорида железа, то металлического железа и соляной кислоты не получится – эта реакция не может идти в обратном направлении. Таким образом, взаимодействие железа с соляной кислотой – необратимая реакция.

Однако, следует иметь ввиду, что теоретически любой необратимый процесс можно представить протекающим в определенных условиях обратимо, т.е. в принципе все реакции можно считать обратимыми. Но очень часто одна из реакций явно преобладает. Это бывает в тех случаях, когда продукты взаимодействия удаляются из сферы реакции: выпадает осадок, выделяется газ, при ионообменных реакциях образуются практически недиссоциирующие продукты; или же когда за счет явного избытка исходных веществ противоположный процесс практически подавляется. Таким образом, естественное или искусственное исключение возможности протекания обратной реакции позволяет довести процесс практически до конца.

Примерами таких реакций могут служить взаимодействие хлорида натрия с нитратом серебра в растворе

NaCL + AgNO 3 ® AgCl¯ + NaNO 3 ,

бромида меди с аммиаком

CuBr 2 + 4NH 3 ® Br 2 ,

нейтрализация хлороводородной кислоты раствором едкого натра

HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O.

Это все примеры лишь практически необратимых процессов, так как и хлорид серебра несколько растворим, и комплексный катион 2+ не абсолютно устойчив, и вода диссоциирует, хотя и в крайне незначительной степени.

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми .

Большинство химических процессов являются обратимыми . Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

в открытой системе необратима ;

б) эта же реакция

в замкнутой системе обратима .

Химическое равновесие

Рассмотрим более подробно процессы, протека­ющие при обратимых реакциях, например, для ус­ловной реакции:

На основании закона действующих масс ско­рость прямой реакции :

Так как со временем концентрации веществ А и В уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.

Появление продуктов реакции означает воз­можность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ С и D увеличиваются, а зна­чит, увеличивается и скорость обратной реакции .

Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными = .

Состояние системы, при котором скорость прямой ре­акции равна скорости обрат­ной реакции, называют хи­мическим равновесием .

При этом концентрации реагирующих веществ и про­дуктов реакции остаются без изменения. Их называют рав­новесными концентрациями. На макроуровне ка­жется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы про­должают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим.

Обозначим равновесные концентрации ве­ществ [A], [B], [C], [D]. Тогда так как = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , откуда

где α, β, γ, δ - показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции ; К равн - констан­та химического равновесия .

Полученное выражение количественно описы­вает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.

При неизменной температуре константа равно­весия - величина постоянная для данной обрати­мой реакции . Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое уста­навливается при равновесии.

Константы равновесия рассчитывают из опыт­ных данных, определяя равновесные концентра­ции исходных веществ и продуктов реакции при определенной температуре.

Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают К » 1, это означает, что при равновесии [C] γ [D] δ » [A] α [B] β , т. е. концентра­ции продуктов реакции преобладают над концен­трациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.

При К равн « 1 соответственно выход продуктов реакции мал. Например, для реакции гидролиза этилового эфира уксусной кислоты

константа равновесия:

при 20 °C имеет значение 0,28 (то есть меньше 1).

Это означает, что значительная часть эфира не ги­дролизовалась.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации толь­ко тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

Константы равновесия выражается так:

Значение константы равновесия зависит от при­роды реагирующих веществ и температуры.

От присутствия катализатора константа не за­висит , поскольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же ве­личину. Катализатор может лишь ускорить насту­пление равновесия, не влияя на значение констан­ты равновесия.

Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: темпе­ратуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).

Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвеча­ющее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия .

Рассмотрим разные способы смещения равно­весия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:

Влияние изменения концентрации веществ

При добавлении в реакционную смесь азота N 2 и водорода H 2 увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции . Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, то есть в сторону аммиака NH 3 .

N 2 +3H 2 → 2NH 3

Этот же вывод можно сделать, анализируя вы­ражение для константы равновесия. При увеличе­нии концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как K равн. - величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количе­ство продукта реакции NH 3 .

Увеличение же концентрации продукта реак­ции аммиака NH 3 приведет к смещению равно­весия влево, в сторону образования исходных ве­ществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.

Влияние изменения давления

Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ нахо­дится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, уве­личивается их концентрация.

Предположим, что давление в замкнутой си­стеме повысили, например, в 2 раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ (N 2 , H 2 , NH 3) в рассматриваемой реакции возрастут в 2 раза. В этом случае числитель в выражении для К равн увеличится в 4 раза, а знаменатель - в 16 раз, т. е. равновесие нарушится. Для его вос­становления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т. е. не изме­няет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления .

Влияние изменения температуры

При повышении темпера­туры скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем по­вышение температуры боль­ше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических .

Таким образом, скорость обратной реакции (эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторо­ну процесса, сопровождающегося поглощением энергии.

Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье :

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая осла­бляет данное воздействие.

Таким образом:

При увеличении концентрации реагирующих ве­ществ химическое равновесие системы смещает­ся в сторону образования продуктов реакции;

При увеличении концентрации продуктов реак­ции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;

При увеличении давления химическое равнове­сие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше;

При повышении температуры химическое рав­новесие системы смещается в сторону эндотер­мической реакции;

При понижении температуры - в сторону экзо­термического процесса.

Принцип Ле Шателье применим не только к хи­мическим реакциям, но и ко многим другим про­цессам: к испарению, конденсации, плавлению, кри­сталлизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и рас­четы, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для про­ведения химических процессов, которые обеспечи­вают максимальный выход желаемого вещества.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости