Химическое равновесие
Химическое равновесие — состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, а концентрации веществ перестают меняться. Равновесие можно сместить, изменив концентрацию, температуру или давление; куда именно, подсказывает принцип Ле Шателье. Ниже — обратимые и необратимые реакции, правила смещения равновесия и разбор двух производственных примеров: синтеза аммиака и окисления SO₂ в SO₃.
Обратимые и необратимые реакции
Необратимые реакции идут в одном направлении практически до конца — пока не израсходуется одно из исходных веществ. Обратимые одновременно идут в двух противоположных направлениях: продукты, образуясь, реагируют друг с другом и снова дают исходные вещества. В их уравнениях ставят знак ⇄:
- N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ — синтез аммиака;
- H₂ + I₂ ⇄ 2HI — образование иодоводорода;
- CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃ — растворение углекислого газа в воде;
- C₂H₅OH + CH₃COOH ⇄ CH₃COOC₂H₅ + H₂O — этерификация.
Реакция обмена в растворе становится практически необратимой, если один из продуктов уходит из сферы реакции (правило Бертолле): выделяется газ (CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O), выпадает осадок (CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄) или образуется вода (NaOH + HCl → NaCl + H₂O). Все три случая можно увидеть в лаборатории: опыты «Углекислый газ», «Ионы меди(II)» и «Нейтрализация».
Обратимые реакции в справочнике
- N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃СоединенияОВРКаталитическаяПроизводствоАгрохимияt°, p, кат. Fe
- 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃СоединенияОВРКаталитическаяПроизводствоt°, кат. V₂O₅
- N₂ + O₂ ⇄ 2NOСоединенияОВРВ природе и бытуАгрохимияt° (эл. разряд)
- H₂ + I₂ ⇄ 2HIСоединенияОВРt°
- CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃СоединенияВ природе и быту
- SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃СоединенияВ природе и быту
- NH₃ + H₂O ⇄ NH₃·H₂OСоединения
- Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClOДругого типаОВР
- Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOHОбменаГидролиз
- C₂H₅OH + CH₃COOH ⇄ CH₃COOC₂H₅ + H₂OОбменаОрганическаяКаталитическаяt°, H₂SO₄ (конц.)
Химическое равновесие: что это такое
Пусть в сосуд поместили азот и водород. Сначала идёт только прямая реакция, и её скорость максимальна. По мере расходования N₂ и H₂ она падает, а скорость обратной реакции — разложения образовавшегося аммиака — растёт. Наступает момент, когда vпр = vобр: сколько молекул NH₃ образуется за секунду, столько же и распадается, и состав смеси больше не меняется.
- Равновесие динамическое: обе реакции не прекращаются, просто идут с одинаковой скоростью.
- Равновесные концентрации постоянны при неизменных условиях, но не обязательно равны между собой: в одной системе в равновесии почти одни продукты, в другой — почти одни исходные вещества.
Положение равновесия описывает константа равновесия — отношение произведения равновесных концентраций продуктов к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных коэффициентам. Для синтеза аммиака K = [NH₃]² / ([N₂] · [H₂]³). Чем больше K, тем сильнее равновесие сдвинуто к продуктам. Константа зависит от температуры, но не зависит от концентраций и катализатора.
Катализатор равновесие не смещает: он одинаково ускоряет прямую и обратную реакции, и равновесие лишь быстрее устанавливается. Как катализатор действует на скорость — на странице скорость химической реакции.
Смещение химического равновесия: принцип Ле Шателье
Французский химик Анри Луи Ле Шателье в 1884 году сформулировал правило: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, равновесие смещается в сторону той реакции, которая это воздействие ослабляет. Система как бы сопротивляется изменению условий.
| Воздействие | Куда смещается равновесие |
|---|---|
| Увеличили концентрацию исходного вещества | вправо, к продуктам |
| Увеличили концентрацию продукта | влево, к исходным веществам |
| Вывели продукт из смеси | вправо |
| Повысили температуру | в сторону эндотермической реакции (−Q, ΔH > 0) |
| Понизили температуру | в сторону экзотермической реакции (+Q, ΔH < 0) |
| Повысили давление | в сторону меньшего числа моль газов |
| Понизили давление | в сторону большего числа моль газов |
| Добавили катализатор | не смещается |
Концентрация
Добавленное вещество система стремится израсходовать, убранное — восполнить. Концентрации твёрдых веществ на равновесие не влияют: в системе CaCO₃ ⇄ CaO + CO₂ добавка известняка ничего не меняет, а вывод углекислого газа из печи сдвигает равновесие вправо.
Температура
Нужно знать знак теплового эффекта прямой реакции (см. тепловой эффект реакции). Реакция N₂ + O₂ ⇄ 2NO − 180 кДж эндотермическая: при комнатной температуре оксид азота(II) из воздуха не образуется, а в разряде молнии и в цилиндрах двигателя — образуется.
Давление
Считают моли только газов; твёрдые и жидкие вещества не учитывают. Если число моль газов слева и справа одинаково, как в H₂ + I₂ ⇄ 2HI, давление на равновесие не влияет. Бытовой пример — газировка: при открывании бутылки давление падает, и равновесие растворения CO₂ смещается в сторону газа.
Синтез аммиака: смещение равновесия на примере
N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + 92 кДж (кат. Fe)
- Концентрация. Чтобы получить больше аммиака, увеличивают концентрации азота и водорода и выводят NH₃ из смеси. На заводе газ после колонны синтеза охлаждают, аммиак сжижается и отделяется, а непрореагировавшие N₂ и H₂ возвращают в колонну.
- Температура. Прямая реакция экзотермическая, поэтому охлаждение смещает равновесие вправо, нагревание — влево.
- Давление. Слева 1 + 3 = 4 моль газов, справа 2 моль. Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа моль — вправо.
- Катализатор — железо с добавками — равновесие не смещает, но ускоряет его установление.
Здесь видно противоречие между равновесием и скоростью: при низкой температуре равновесие выгодно, но реакция идёт слишком медленно. Поэтому выбирают компромисс — температуру около 400–500 °C, давление порядка 15–30 МПа и катализатор. Аммиак идёт на производство азотных удобрений и азотной кислоты.
Окисление SO₂ в SO₃: равновесие в производстве серной кислоты
2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ + 198 кДж (кат. V₂O₅)
- Температура. Прямая реакция экзотермическая, понижение температуры смещает равновесие вправо. Но на холоду катализатор V₂O₅ почти не работает, поэтому процесс ведут при 400–500 °C.
- Давление. Слева 2 + 1 = 3 моль газов, справа 2. Повышение давления смещает равновесие вправо, однако на практике обходятся давлением, близким к атмосферному: выход SO₃ и без того высокий.
- Концентрация. Берут избыток кислорода воздуха и выводят SO₃ из смеси — оба приёма смещают равновесие вправо.
Затем оксид серы(VI) превращают в кислоту: SO₃ + H₂O → H₂SO₄. На заводе SO₃ поглощают не водой, а концентрированной серной кислотой: с водой он образует трудноуловимый сернокислотный туман.
Как определить, куда сместится равновесие
- Убедитесь, что реакция обратимая (знак ⇄).
- Определите вид воздействия: концентрация, температура, давление или катализатор.
- Концентрация: вещество добавили — равновесие уходит от него, убрали — смещается к нему.
- Температура: найдите знак теплового эффекта прямой реакции. Нагрев смещает в сторону −Q, охлаждение — в сторону +Q.
- Давление: посчитайте моли газов слева и справа. Рост давления — к меньшему числу моль; при равенстве давление не влияет.
- Катализатор и добавка твёрдого вещества равновесие не смещают.
Пример. Для 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ равновесие сместится вправо при добавлении кислорода, охлаждении и сжатии; влево — при нагревании и снижении давления; не сместится — при внесении катализатора.
Проведите опыт онлайн
Эти опыты есть в виртуальной лаборатории: запустите прямо здесь или откройте на весь экран.
Ионы меди(II)
Щёлочь к раствору медного купороса — голубой осадок гидроксида меди(II).
Нейтрализация
Щёлочь с фенолфталеином титруют кислотой, пока малиновая окраска не исчезнет.
Читайте также
Частые вопросы
Что такое химическое равновесие простыми словами?
Это состояние обратимой реакции, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью. Вещества продолжают превращаться друг в друга, но их количество в смеси уже не меняется.
Как давление влияет на химическое равновесие?
Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа моль газов, понижение — в сторону большего. Если число моль газов слева и справа одинаково, давление на равновесие не влияет.
Смещает ли катализатор химическое равновесие?
Нет. Катализатор одинаково ускоряет прямую и обратную реакции, поэтому равновесие только быстрее устанавливается, а равновесный состав смеси остаётся тем же.
Чем обратимые реакции отличаются от необратимых?
Обратимые реакции идут одновременно в двух направлениях и не доходят до конца — устанавливается равновесие. Необратимые идут в одном направлении до полного расходования реагента, обычно потому, что продукт уходит из смеси в виде газа, осадка или воды.
Как температура смещает равновесие?
При нагревании равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, которая поглощает теплоту, при охлаждении — в сторону экзотермической. Например, равновесие синтеза аммиака (+92 кДж) при нагревании смещается влево.