Самостоятельная работа по теме «Химическое равновесие»

Вариант 1

Задание 1

Химическое равновесие в реакции смещается в сторону образования продукта реакции при

1) понижении давления

2) повышении температуры

3) добавлении катализатора

4) добавлении водорода

Пояснение.

Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

 

Понижение давление (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов увеличивающих давление, значит равновесие сместится в сторону большего количества газообразных частиц (которые и создают давление), т.е. в сторону реагентов.

При повышении температуры (внешнее воздействие) система будет стремиться понизить температуру, значит усиливается процесс поглощающий тепло. равновесие сместится в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону реагентов.

 

Катализатор не влияет на смещение равновесия

 

Добавление водорода (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов расходующих водород, т.е. равновесие сместится в сторону продукта реакции

Ответ: 4

79

4

Источник: Яндекс: Тренировочная работа ЕГЭ по химии. Вариант 1.

Задание 2

Равновесие смещается в сторону исходных веществ при

 1) уменьшении давления

2) нагревании

3) введении катализатора

4) добавлении водорода

Пояснение.

Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

 

Понижение давление (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов увеличивающих давление, значит равновесие сместится в сторону большего количества газообразных частиц (которые и создают давление), т.е. в сторону продуктов реакции.

При повышении температуры (внешнее воздействие) система будет стремиться понизить температуру, значит усиливается процесс поглощающий тепло. равновесие сместится в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону продуктов реакции.

 

Катализатор не влияет на смещение равновесия

 

Добавление водорода (внешнее воздействие) приведет к усилению процессов расходующих водород, т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ

Ответ: 4

122

4

Источник: Яндекс: Тренировочная работа ЕГЭ по химии. Вариант 2.

Задание 3

В системе смещению химического равновесия вправо будет способствовать

  1) уменьшение температуры

2) увеличение концентрации оксида углерода (II)

3) увеличение давления

4) уменьшение концентрации хлора

Задание 4

Смещению химического равновесия влево в реакции

будет способствовать

 1) уменьшение концентрации хлора

2) уменьшение концентрации хлороводорода

3) увеличение давления

4) уменьшение температуры

Задание 5

Химическое равновесие в системе

сместится в сторону обратной реакции, если

  1) повысить давление

2) добавить катализатор

3) уменьшить концентрацию Н2

4) повысить температуру

Задание 6

Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:

 УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

 

НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А)

Б)

В)

Г)

 

1) в сторону продуктов реакции

2) в сторону исходных веществ

3) практически не смещается

 

 

Вариант 2

Задание 1

Химическое равновесие в системе

смещается в сторону исходных веществ в результате

 1) увеличения концентрации водорода

2) повышения температуры

3) повышения давления

4) использования катализатора

Задание 2

В системе

смещение химического равновесия влево произойдет при

  1) понижении давления

2) понижении температуры

3) увеличении концентрации кислорода

4) добавлении катализатора

Задание 3

В системе

смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способствовать

  1) увеличение давления

2) увеличение концентрации оксида углерода (IV)

3) уменьшение температуры

4) увеличение концентрации кислорода

Задание 4

В системе

смещению химического равновесия в сторону образования сложного эфира будет способствовать

  1) добавление метанола

2) повышение давления

3) повышение концентрации эфира

4) добавление гидроксида натрия

Задание 5

В какой системе при повышении давления химическое равновесие сместится в сторону исходных веществ? 

1)

2)

3)

4)

Задание 6

Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:

 УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

 

НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А)

Б)

В)

Г)

 

1) в сторону продуктов реакции

2) в сторону исходных веществ

3) практически не смещается

 

Вариант 3

Задание 1

В какой системе увеличение концентрации водорода смещает химическое равновесие влево?

  1)

2)

3)

4)

Задание 2

В системе

смещению химического равновесия вправо способствует

  1) увеличение температуры

2) уменьшение давления

3) увеличение концентрации хлора

4) уменьшение концентрации оксида серы (IV)

Пояснение.

Увеличение концентрации любого из исходных веществ смещает химическое равновесие вправо.

Ответ: 3

896

3

Задание 3

В системе

смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способствовать

  1) уменьшение давления

2) уменьшение температуры

3) увеличение концентрации SO2

4) уменьшение концентрации SO3

Пояснение.

Данная реакция протекает с уменьшением объема. При уменьшении давления объем увеличивается, следовательно, равновесие смещается в сторону увеличения объема. В данной реакции в сторону исходных веществ, т.е. влево.

Ответ: 1

939

1

Задание 4

Химическое равновесие в системе

смещается вправо при

  1) повышении давления

2) понижении температуры

3) повышении концентрации CO

4) повышении температуры

Задание 5

На состояние химического равновесия в системe

не влияет

  1) увеличение давления

2) увеличение концентрации I2

3) увеличение температуры

4) уменьшение температуры

Задание 6

Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при увеличении давления в системе:

 

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

 

НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А)

Б)

В)

Г)

 

1) в сторону продуктов реакции

2) в сторону исходных веществ

3) практически не смещается

 

Вариант 4

Задание 1

В какой системе при повышении давления химическое равновесие сместится в сторону исходных веществ?

  1)

2)

3)

4)

Пояснение.

По правилу Ле-Шателье, при повышении давления химическое равновесие сместится в сторону исходных веществ в гомогенной реакции, сопровождающейся увеличением количества моль газообразных продуктов. Такая реакция только одна — номер два.

Ответ: 2

1068

2

Задание 2

На состояние химического равновесия в системе

не влияет

  1) увеличение давления

2) увеличение концентрации I2

3) увеличение температуры

4) уменьшение температуры

Пояснение.

Изменение температуры и концентрации веществ будет влиять на состояние химического равновесия. При этом количество газообразных веществ слева и справа одинаково, поэтому даже не смотря на то что реакция идет с участием газообразных веществ, увеличение давления не повлияет на состояние химического равновесия.

Ответ: 1

1111

1

Задание 18

Химическое равновесие в системе

смещается вправо при

  1) повышении давления

2) повышении концентрации CO2

3) понижении температуры

4) повышении температуры

Задание 19

В системе

смещение химического равновесия влево произойдет при

  1) повышении давления

2) повышении температуры

3) увеличении концентрации оксида серы (VI)

4) добавлении катализатора

Задание 20

В системе

смещение химического равновесия вправо произойдет при

  1) повышении давления

2) повышении температуры

3) увеличении концентрации оксида серы (VI)

4) добавлении катализатора

Задание 6

Установите соответствие между уравнением химической реакции и направлением смещения химического равновесия при уменьшении давления в системе:

 УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

 

НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

А)

Б)

В)

Г)

 

1) в сторону продуктов реакции

2) в сторону исходных веществ

3) практически не смещается

 

 

Химическое равновесие — материалы для подготовки к ЕГЭ по Химии

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) ⇄ 2NO2 (г)

1

2

справа

СO2 (г) + h3O (ж) ⇄ h3CO3 (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 + 3h3O+Q

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

N2 + O2 → 2NO – Q

4Nh4 + 5O2 4NO + 6h3O-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

H2 (г) + Cl2 (г) ⇄ 2HCl (г)+ Q

экзо

N2O4(г) ⇄ 2NO2 (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) ⇄ 2NO2 (г)

NO2

NO2

СO2 (г) + h3O (ж) ⇄ h3CO3 (ж)

CO2

CO2

Ты нашел то, что искал? Поделись с друзьями!

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

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

1) повышении температуры 2)понижении температуры

3) использовании катализатора 4) уменьшении концентрации С4Н10

3) СО2(г) + 2Н2(г) СО(г) + Н2О(г) — Q 4)4HCl(г) + O2 Н2О(г) + 2Cl2(г) + Q

1) уменьшение давления 2) увеличение температуры

3) увеличение концентрации СО 4) увеличение концентрации Н2

1) повышении давления 2) повышении температуры

3) понижении давления 4) использовании катализатора

1) повышении давления 2) повышении температуры

3) понижении давления 4) применении катализатора

1) добавлении воды 2) уменьшении концентрации уксусной кислоты

3) увеличении концентрации эфира 4) при удалении сложного эфира

1) повышении давления 2) понижении температуры

3) повышении концентрации СО 4) повышении температуры

  • Для смещения равновесия в сторону продукта реакции в системе: N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) + Q необходимо: 1) увеличить температуру, 2) уменьшить давление, 3) уменьшить концентрацию водорода, 4) уменьшить температуру.

  • Для смещения равновесия в сторону исходных веществ в системе: N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) + Q необходимо: 1) увеличить температуру, 2) увеличить давление, 3) увеличить концентрацию азота, 4) уменьшить температуру.

  • Изменение давления практически не скажется на состоянии равновесия в системе: 1) А2(г) + В2(г) 2АВ(тв) 2) А2(г) + В2(тв) 2АВ(тв) 3) А2(г) + В2(г) 2АВ(г) 4) А2(г) + В2(тв) 2АВ(г)

  • Изменение давления приведет к смещению равновесия в системе: 1) А2(г) + В2(г) 2АВ(тв) 2) А2(г) + В2(тв) 2АВ(г) 3) А2(тв) + В2(г) А2В2(г) 4) А2(г) + В2(тв) АВ2(г)

  • Увеличение давления приведет к смещению равновесия в сторону исходных веществ в газовой системе: 1) 2Н2 + О22О 2) N2 + O22NO 3) H2 + Br22HBr 4) 2NH3 N2 + 3H2

  • Увеличение давления приведет к смещению равновесия в сторону продуктов реакции в газовой системе: 1) 2Н2 + О22О 2) N2 + O22NO 3) H2 + Br22HBr 4) 2NH3 N2 + 3H2

  • На состояние химического равновесия как правило не влияет: 1) изменение давления, 2) изменение температуры, 3) использование избытка реагентов 4) применение катализатора.

  • Для смещения равновесия в сторону исходных веществ в системе: 2Р(г) + 3Cl2(г) 2PCl3(г) + Q необходимо: 1) увеличить температуру, 2) увеличить давление, 3) увеличить концентрацию хлора, 4) уменьшить температуру.

  • В системе SO2(г) + Cl2(г) SO2Cl2(г) + Q смещение равновесия в сторону продукта реакции будет происходить при: 1) увеличении температуры, 2) увеличении давления, 3) увеличении давления, увеличении концентрации SO2Cl2 4) уменьшении концентрации SO2

  • Увеличение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону: 1) прямой реакции, 2) обратной реакции, 3) эндотермической реакции, 4) экзотермической реакции

  • В реакции: С3Н6(г) + Н2(г) С3Н8(г) – Q увеличить выход С3Н8 можно: 1) понизив температуру, 2) применив катализатор, 3) понизив концентрацию водорода, 4) повысив давление.

  • Равновесие в системе: Н2(г) + I2(г) 2HI – Q сдвинется вправо, если: 1) повысить давление, 2) понизить давление, 3) повысить температуру, 4) понизить температуру.

  • В реакции: N2(г) + O2(г) 2NO(г) – Q увеличить выход NO можно: 1) повысив давление, 2) понизив давление, 3) повысив температуру, 4) понизив температуру.

  • Давление не влияет на равновесие в реакции: 1) N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) 2) Fe3O4(тв) + CO(г) 3FeO(тв) + CO2(г) 3) C(тв) + Н2О(г) Н2(г) + СО(г) 4) С2Н4(г) + Н2(г) С2Н6(г)

  • Давление не влияет на равновесие в реакции: 1) N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) 2) N2(г) + O2(г) 2NO(г) 3) C(тв) + СО2(г) 2СО(г) 4) СО2(г) + Н2О(ж) Н2СО3(р-р)

  • Повышение температуры и давления сместит равновесие в одном направлении в системе: 1) N2(г) + O2(г) 2NO(г) – Q 2) 3О23 – Q 3) Н2(г) + I2(г) 2HI(г) – Q 4) С2Н4(г) + Н2(г) С2Н6(г) + Q

  • Повышение температуры и давления сместит равновесие в одном направлении в системе: 1) 3О23 – Q 2) N2(г) + O2(г) 2NO(г) – Q 4) Cl2(г) + H2(г) 2HCl(г) – Q 4) С3Н6(г) + Н2(г) С3Н8(г) + Q

  • Cмещению химического равновесия вправо в системе: N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) + Q будет способствовать: 1) повышение температуры, 2) понижение давления, 3) применение катализатора, 4) уменьшение концентрации аммиака.

  • Давление не влияет на равновесие в системе: 1) Fe3O4(тв) + CO(г) 3FeO(тв) + CO2(г) 2) C(тв) + СО2(г) 2СО(г) 3) C(тв) + Н2О(г) Н2(г) + СО(г) 4) 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г)

  • Cмещению химического равновесия вправо в системе: 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q будет способствовать: 1) повышение температуры, 2) понижение давления, 3) применение катализатора, 4) уменьшение концентрации оксида серы(VI).

  • Химическое равновесие в системе: 2НBr(г) Н2(г) + Br2(г) – Q сместится в сторону продуктов реакции при: 1) повышении давления, 2) повышении температуры, 3) понижении давления, 4) использовании катализатора.

  • Максимальный выход продукта реакции 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q будет при одновременном: 1) увеличении давления и понижении температуры, 2) уменьшении давления и повышении температуры, 3) увеличении давления и повышении температуры, 4) уменьшении давления и понижении температуры.

  • Приведет к смещению равновесия в реакции 2НСl(г) Н2(г) + Cl2(г) – Q 1) перемешивание смеси 2) повышение давления, 3) применение катализатора, 4) понижение температуры.

  • Как влияет повышение давления на равновесие: 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) : 1) не влияет, 2) сдвигает равновесие вправо. 3) сдвигает равновесие влево, 4) сначала сдвигает равновесие вправо, а потом влево.

  • В реакции 2Н2(г) + О2(г) 2H2О + Q химическое равновесие смещается в сторону продукта реакции при: 1) понижении давления, 2) повышении температуры, 3) повышении давления, 4) уменьшении концентрации кислорода.

  • Для смещения равновесия СО(г) + 2Н2(г) СН3ОН(г) + Q в сторону продукта реакции необходимо: 1) уменьшить температуру, 2) добавить метанол, 3) уменьшить давление, 4) добавить катализатор

  • Равновесие СО(г) + 2Н2(г) СН3ОН(г) + Q смещается в сторону исходных веществ при: 1) охлаждении, 2) увеличении концентрации водорода, 3) добавлении метанола, 4) увеличении давления

  • Для смещения равновесия 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q в сторону продукта реакции необходимо: 1) уменьшить температуру, 2) увеличить концентрацию SO3, 3) уменьшить давление, 4) добавить катализатор

  • Для смещения равновесия СН4(г) + Н2О(г) СО(г) + 3Н2(г) – Q в сторону водорода необходимо: 1) добавить водород, 2) увеличить общее давление, 3) увеличить температуру, 4) добавить катализатор.

  • Равновесие СН4(г) + Н2О(г) СО(г) + 3Н2(г) – Q смещается в сторону исходных веществ при: 1) уменьшении давления, 2) нагревании, 3) введении катализатора, 4) добавлении водорода

  • Для смещения равновесия C(тв) + Н2О(г) Н2(г) + СО(г) – Q в сторону водорода необходимо: 1) добавить СО, 2) увеличить общее давление, 3) увеличить температуру, 4) добавить катализатор.

  • Равновесие C(тв) + Н2О(г) Н2(г) + СО(г) – Q смещается в сторону исходных веществ при: 1) добавлении водорода, 2) охлаждении, 3) добавлении катализатора, 4) уменьшении давления.

  • При нагревании равновесие некоторой реакции смещается вправо. Реакция протекает с: 1) выделением теплоты, 2) поглощением теплоты, 3) участием катализатора, 4) увеличением числа частиц.

  • При увеличении давления равновесие некоторой реакции смещается вправо. Реакция протекает с: 1) поглощением теплоты, 2) уменьшением числа молекул в газовой фазе, 3) увеличением числа молекул в газовой фазе, 4) участием твердого катализатора.

  • Какое действие не повлияет на положение равновесия N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) — Q: 1) повышение давления, 2) охлаждение, 3) нагревание, 4) добавление водорода.

  • Какое действие не повлияет на положение равновесия Н2(г) + I2(г) 2HI(г) + Q: 1) повышение давления, 2) охлаждение, 3) нагревание, 4) добавление водорода.

  • Равновесие какой реакции смещается влево при увеличении давления: 1) Н2(г) + I2(г) 2HI(г) 2) N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) 3) C(тв) + Н2О(г) Н2(г) + СО(г) 4) СО(г) + 2Н2(г) СН3ОН(г)

  • Равновесие С2Н4(г) + Н2О(г) С2Н5ОН(г) – Q смещается в сторону исходных веществ при: 1) нагревании, 2) добавлении катализатора, 3) добавлении этанола, 4) увеличении давления.

  • Равновесие С2Н4(г) + Н2О(г) С2Н5ОН(г) – Q смещается в сторону продукта при: 1) добавлении катализатора, 2) охлаждении, 3) добавлении этанола, 4) увеличении давления.

  • При одновременном повышении температуры и понижении давления химическое равновесие сместится вправо в системе: 1) Н2(г) + S(г) 2H2S(г) + Q 2) 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q 3) 2NH3(г) N2(г) + 3Н2(г) — Q 4) 2НСl(г) Н2(г) + Cl2(г) – Q

  • Химическое равновесие в системе С4Н10(г) С3Н8(г) + Н2(г) – Q можно сместить в сторону продуктов реакции при: 1) повышении температуры, 2) повышении давления, 3) понижении температуры, 4) понижении концентрации бутана.

  • Химическое равновесие в системе 2NO(г) + O2(г) 2NО2(г) + Q смещается в сторону образования продуктов реакции при: 1) повышении температуры, 2) повышении давления, 3) уменьшении концентрации О2, 4) применении катализатора.

  • На смещение химического равновесия в системе N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г) + Q не оказывает влияния: 1) понижение температуры, 2) повышение давления, 3) удаление аммиака из зоны реакции, 4) применение катализатора.

  • Химическое равновесие в системе: C(тв) + СО2(г) 2СО(г) – Q сместится влево при: 1) применении катализатора, 2) понижении температуры, 3) повышении концентрации СО2. 4) повышении температуры.

  • Химическое равновесие. Смещение химического равновесия.

    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!!!

    Урок №6. Обратимые и необратимые реакции. Понятие о химическом равновесии

    1.       Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и необратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, при которых они протекают до конца. (вспомните их).

    Известны и такие реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистого газа происходит реакция: SO2  +  H2O → H2SO3. Но оказывается, что в водном растворе может образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду. Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходит две реакции – прямая (между оксидом серы и водой) и обратная (разложение сернистой кислоты). SO2  +  H2O ↔ H2SO3.

    Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.


    2.      Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции  (υпр ) должна быть максимальной,  а скорость обратной реакции (υобр) равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определенный момент времени скорость прямой и обратной реакций становятся равными:

    Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия:

    υпр = υобр   

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

           В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.

                Количественно состояние химического равновесия описывается законом действующих масс.

    При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси.

    Эта постоянная величина называется константой равновесияk

    Так для реакции:  N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж  константа равновесия выражается так:

    υ1 = υ2  

    υ1 (прямой реакции) = k1[N2][H2]3 , где [] – равновесные молярные концентрации, [] = моль/л

    υ2 (обратной реакции) = k2 [NH3]2

    k1[N2][H2]3 = k2 [NH3]2

    Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3константа равновесия.

    Химическое равновесие зависит – от концентрации, давления, температуры.

    Принцип Ле-Шателье определяет направление смешения равновесия:

    Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию.

    1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

    Например, Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3

    При добавлении в реакционную смесь, например азота, т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для К увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта.

    Таким образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов, т.е. в сторону обратной реакции.

    Изменение массы твердого вещества не изменяет положение равновесия.

    2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

    а) N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделение тепла)

    При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака (←)

    б) N2 (Г) + O2 (Г) ↔ 2NO (Г) – 180,8 кДж   (эндотермическая —  поглощение тепла)

    При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO (→)

    3) Влияние давления (только для газообразных веществ) – при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образования веществ, занимающих меньший объём.

    N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г)

    1V  — N2           

    3V  H2          

    2VNH3

    При повышении давления (P): до реакции  4V  газообразных веществ  →   после реакции 2V газообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо ()

       При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно, концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3

    В этом случае числитель выражения для К увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16 раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация аммиака и уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо.

                Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторону увеличения объёма.

    Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления.

     ! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается.

    Решите задачи:

    №1. Исходные концентрации СO и O2 в обратимой реакции

    2CO (г) + O2 (г)↔ 2 CO2 (г)

    Равны соответственно 6  и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрация CO2 в момент равновесия равна 2 моль/л.

    №2. Реакция протекает по уравнению

    2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г) + Q

    Укажите, куда сместится равновесие, если

    а) увеличить давление

    б) повысить температуру

    в) увеличить концентрацию кислорода

    г) введение катализатора?

    Видео «Химическое равновесие в растворах»

    Решение задачи  по теме «Химическое равновесие»

    Тесты части А по химии с комментариями | Тест (химия, 11 класс) по теме:

    1 задание.

    Определите тип реакции Zn+2HCl=ZnCl2+h3

    1. Обмена
    2. Соединения
    3. Разложения
    4. Замещения

    Это задание на знание классификации химических реакций. Для ответа необходимо знать определения типов хим. реакций. После этого уже нетрудно определить, что  данная реакция относится  к реакции замещения, т.к.  атомы простого вещества замещают один из элементов, входящих в состав второго сложного вещества.

    Ответ: 4.

    2 задание.

    Как сместится равновесие в системе:

    2NO( г) + O2(г) =2 NO2(г) +Q

    При

    1. Повышении давления
    2. Повышении температуры
    3. Понижении давления
    4. Использовании катализатора

    Для ответа по  теме химическое равновесие необходимо знать и использовать принцип Ле-Шателье.

    Данная реакция протекает с уменьшением объема, значит повышение давления сместит равновесие в сторону меньшего объема (вправо).

    Данная реакция экзотермическая (выделение теплоты) – повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. вправо).

    Понижение давления приведет к смещению в сторону увеличения объема (влево).

    Катализатор не влияет на смещение равновесия.

    Вывод: таким образом только  повышение давления способствует смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции т.е. вправо.

    Ответ: 1.

    3 задание.

    В какую сторону сместится равновесие реакций:

    2h3S 2Н2 + 2S – Q,

    N2O4 2NO2 – Q,

    CO + h3O (г.) СО2 + Н2 + Q,

    а) при понижении температуры;

    б) при повышении давления?

    Ответ.

    Смещение равновесия в реакциях:

    а) при понижении температуры:

    2Н2S 2Н2 + 2S – Q – влево,

    N2O4 2NO2 – Q – влево,

    CO + h3O (г.) СО2 + Н2 + Q – вправо;

    б) при повышении давления:

    2Н2S 2Н2 + 2S – Q – не сместится,

    N2O4 2NO2 – Q – влево,

          CO + h3O (г.) СО2 + Н2 + Q – не сместится

    Аналогичные рассуждения.

    4 задание.

    Из предложенных веществ выберите слабый электролит.

    1. HF
    2. HCl
    3. HBr
    4. HI

    В задании играет роль длина связи. Из-за увеличения радиуса атома галогенов увеличивается и длина связи. А т.к. длина связи увеличивается, то и прочность связи уменьшается в данном ряду. Самая короткая связь является самой прочной H – F, а  в соединении H – I самой непрочной. Вывод: чем меньше прочность связи, тем легче она разрывается¸ тем больше степень Э.Д.  Слабый электролит – HF, сильный – HI. Ответ:4.

    5 задание.

    Натрий энергичнее реагирует с водой, чем железо, поскольку:

    а) натрий – газообразный элемент;

    б) натрий – катализатор этой реакции;

    в) натрий – ингибитор этой реакции;

    г) натрий – щелочной металл.                +

    В данном задании необходимо знать химию щелочных металлов.

    Щелочные металлы — элементы первой группы главной подгруппы Периодической системы Менделеева: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. У них на последнем уровне один валентный электрон. Они очень легко его отдают, превращаясь в однозарядный ион, электронная конфигурация которого соответствует инертному газу. Поэтому все щелочные металлы — сильнейшие восстановители. В частности, они бурно реагируют с водой и с неметаллами.
    Поскольку от лития к цезию число внутренних электронов возрастает, связь валентного электрона с ядром ослабевает, а, следовательно, химическая активность растет. Если литий взаимодействует с водой спокойно, натрий и калий — с возгоранием, то рубидий и цезий взрываются во влажном воздухе. Если литий, натрий и калий достаточно хранить вод слоем керосина, ксилола или трансформаторного масла, то рубидий и цезий хранят в ампулах из специального стекла. Обычное не подходит, так как эти металлы с ним реагируют.
    В соединениях щелочные металлы всегда и только одновалентны, со степенью окисления +1.

    1 задание.

    В какую сторону сместится равновесие реакций:

    2h3S 2Н2 + 2S – Q,

    N2O4 2NO2 – Q,

    CO + h3O (г.) СО2 + Н2 + Q,

    а) при понижении температуры;

    б) при повышении давления?

    Ответ.

    Смещение равновесия в реакциях:

    а) при понижении температуры:

    2Н2S 2Н2 + 2S – Q – влево,

    N2O4 2NO2 – Q – влево,

    CO + h3O (г.) СО2 + Н2 + Q – вправо;

    б) при повышении давления:

    2Н2S 2Н2 + 2S – Q – не сместится,

    N2O4 2NO2 – Q – влево,

          CO + h3O (г.) СО2 + Н2 + Q – не сместится

    2 задание.

    Натрий энергичнее реагирует с водой, чем железо, поскольку:

    а) натрий – газообразный элемент;

    б) натрий – катализатор этой реакции;

    в) натрий – ингибитор этой реакции;

    г) натрий – щелочной металл.                +

     3 задание.

    Реакцию, уравнение которой

    3h3+N2  2Nh4 + Q, относят к реакциям:

    1) обратимым, экзотермическим;                +

    2) необратимым, экзотермическим;

    3) обратимым, эндотермическим;

    4) необратимым, эндотермическим.

    4 задание.

    Карбонат калия в растворе не взаимодействует с

    1. азотной кислотой
    2. углекислым газом
    3. сульфатом натрия  +
    4. хлоридом меди  II

     5 задание.

    Среда водного раствора хлорида аммония

    1. кислая   +
    2. нейтральная
    3. слабощелочная
    4. сильнощелочная

    Тесты и задачи прикладного характера

    3.1 Тесты типа «А»

    1. Равновесие реакции
    2. 2Н2S (г.) + 3О2 (г.) = 2Н2О (г.) + 2SO2 (г.) при повышении давления смещается:

    а) вправо;                                +

    б) влево;

    в) давление не влияет на равновесие.

    2. Вещество, ускоряющее ход реакции, но при этом не расходующееся:

    а) ингибитор;                                

    б) катализатор;                        +

    в) индикатор.

    3. Повышение температуры в реакции

     2Н2 + О2 = 2Н2О + Q кДж сказывается следующим образом:

    а) не оказывает влияния;

    б) смещает равновесие вправо;

    в) смещает равновесие влево.        +

    4. Натрий энергичнее реагирует с водой, чем железо, поскольку:

    а) натрий – газообразный элемент;

    б) натрий – катализатор этой реакции;

    в) натрий – ингибитор этой реакции;

    г) натрий – щелочной металл.                +

    5. Реакцию, протекающую с поглощением тепла, называют:

    экзотермической;                        3) реакцией разложения;

    реакцией соединения;                        4) эндотермической.                +

    6. Реакцию, уравнение которой

    2h3O + 2Na = 2NaOH + h3 + Q, относят к реакциям:

    замещения, экзотермическим;                +

    разложения, экзотермическим;

    присоединения, эндотермическим;

    обмена, эндотермическим.

    7. Реакцию, уравнение которой

    3h3+N2  2Nh4 + Q, относят к реакциям:

    1) обратимым, экзотермическим;                +

    2) необратимым, экзотермическим;

    3) обратимым, эндотермическим;

    4) необратимым, эндотермическим.

    8. В ходе химических реакций тепловая энергия реакционной системы:

    не изменяется;

    поглощается;

    выделяется;

    может поглощаться или выделяться.                +

    9. С наибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция взаимодействия:

    углерода с кислородом;

    железа с раствором уксусной кислоты;

    железа с соляной кислотой;

    растворов гидроксида натрия и серной кислоты.        +

    10. Какое из перечисленных условий не повлияет на смещение равновесия в системе: 2SO2 + O2  2SО3 + Q?

    введение катализатора;                +

    повышение давления;

    повышение концентрации кислорода;

    повышение температуры

    11 – 12. Реакция, сопровождающаяся 11. выделением теплоты 12. поглощением теплоты называется

    обратимой                                        3) прямой

    эндотермической         (12+)                4) экзотермической                 (11+)

    13. При протекании химической реакции теплота

    поглощается или выделяется                +

    обязательно поглощается

    обязательно выделяется

    условие недостаточно для однозначного ответа

    14 — 15. Скорость реакции А(г) + В(г)  … увеличивается при

    14.        1) понижении концентрации А

    повышении концентрации В        +

    охлаждении

    понижении давления

    15. 1) нагревании                                3) добавлении инертного газа

    2) повышение давления +                4) охлаждении

    16. Состояние химического равновесия характеризуется

    изменением химической природы продуктов

    постоянством концентраций веществ                +

    повышением температуры

    понижением давления

    17. Состояние химического равновесия означает, что

    все реагенты исчезли, полностью образовались продукты

    все реагенты сохранились, полностью образовались продукты

    часть реагентов исчезла, частично образовались продукты                +

    часть реагентов исчезла, но продукты не образовались

    18. Способ, смещающий равновесие реакции CО2(r) + 2SО3(г)  CS2(г) + 4О2(г) – Q вправо (), — это

    увеличение концентрации О2

    увеличение концентрации CS2

    повышение температуры                +

    повышение давления

    19. Способ, смещающий равновесие реакции

    2Nh4(г) + 3CuO(T)  3Cu(T) + N2(г) + 3Н2О(ж) + Q вправо (), — это

    увеличение концентрации азота

    повышение температуры

    понижение давления

    повышение давления                +

    20. Способ, смещающий равновесие гомогенной реакции

    2SO2 + О2  2SO3 вправо (), — это

    уменьшение концентрации SO2

    уменьшение концентрации кислорода

    уменьшение концентрации продукта                +

    понижение давления

    21. Способ, смещающий равновесие гомогенной реакции

    РСl3 + Сl2  РС15 влево (), — это

    уменьшение концентрации продукта

    увеличение концентрации хлора

    уменьшение концентрации хлора                +

    увеличение концентрации РС13

    22. При повышении давления равновесие реакции

     S(T) + 2HI  I2 + h3 сместится вправо                 3) не сместится        +

    сместится влево                 4) не знаю

    23. При понижении давления равновесие реакции

     СO2 + Н2  СО + Н2O(Ж)

    сместится влево         +        3) не сместится

    сместится вправо                 4) не знаю

    24. При охлаждении равновесие реакции Н2 + S  h3S + Q

    сместится влево                  3) не сместится

    сместится вправо        +         4) не знаю

    25. При нагревании равновесие реакции N2 + O2  2NO – Q

    сместится вправо +        3) не сместится

    сместится влево                 4) не знаю

    26. Равновесие в гетерогенной системе

    СаО(т) + СО2(г)  СаСО3(т) + Q

    сместится влево () при

    добавлении СаО                         3) сжатии

    добавлении СаСО3 +                4) нагревании        +

    27. Скорость прямой реакции

     N2 + 3h3  2Nh4 + Q возрастает при:

    1) увеличении концентрации азота;         +

    2) уменьшении концентрации азота;

    3) увеличение концентрации аммиака;

    4) уменьшение концентрации аммиака;        +

    28. При повышении температуры равновесие эндотермической химической реакции смещается в сторону:

    1) продуктов реакции;                 +

    2) исходных веществ;

    3) эндотермической реакции;         

    4) экзотермической реакции.         +

    29. Какой из факторов не оказывает влияния на скорость химической реакции в растворах:

    1) концентрация веществ;

    2) использование катализатора;

    3) использование индикатора;         +

    4) объем реакционного сосуда.        +

    30. Для увеличения выхода аммиака по уравнению реакции

     N2 + 3h3  2Nh4 + Q необходимо одновременно:

    1) повысить температуру, понизить давление;

    2) повысить давление, понизить температуру;                 +

    3) повысить давление и температуру;

    4) понизить давление и температуру.

    31. Скорость химической реакции между металлом и серой не зависит от:

    1) температуры;

    2) площади поверхности соприкосновения веществ;

    3) давления;                         +

    4) природы металла.

    32. С наименьшей скоростью протекает реакция между:

    1) железным гвоздем и 4%-ным раствором CuSO4;                 +

    2) железной стружкой и 4%-ным раствором CuSO4;

    3) железным гвоздем и 10%-ным раствором CuSO4;

    2) железной стружкой и 10%-ным раствором CuSO4;

    33. Химическое равновесие в системе СО2(г) + С(т)  2СО(г) – 173 кДж смещается в сторону продукта реакции при:

    1) повышении давления;

    2) повышении температуры;         +

    3) понижении температуры;

    4) использовании катализаторов.

    3.2 Тесты типа «В»

    1. Скорость химической реакции характеризует:

    изменение количеств веществ за единицу времени в единице объема или единице площади;                                                +

    время, за которое заканчивается химическая реакция;

    число структурных единиц вещества, вступивших в химическую реакцию;

    движение молекул или ионов реагирующих веществ относительно друг друга.

    2. Скорость химической реакции между медью и азотной кислотой зависит от:

    массы меди;

    объема кислоты;

    концентрации кислоты;                                 +

    объема колбы.

    3. Скорость химической реакции между цинком и кислотой зависит от:

    понижения давления;

    природы кислоты;                                         +

    повышения давления;         

    присутствия индикатора.

    4. При увеличении температуры на 30 °С скорость реакции возрастает в 8 раз. Чему равен температурный коэффициент реакции?

    1) 8;                 2) 2;         +        3) 3;                 4) 4.

    5. С большей скоростью идет взаимодействие соляной кислоты с:

    1) Сu;                 2) Fe;                 3) Mg;         4) Zn.                +

    6. Скорость химической реакции горения угля в кислороде уменьшается при:

    увеличении концентрации кислорода;

    повышении температуры;                        

    понижении температуры;                         +

    повышении давления.

    7. Молекулы оксида азота (IV) (бурого цвета) могут в определенных условиях димеризоваться, образовав бесцветную жидкость N2O4: 2NO2  N2O4 + 55 кДж/моль.

    Чтобы оксид азота (IV) максимально перевести в бесцветный димер, необходимо систему:

    охладить;                        +

    нагреть;

    подвергнуть облучению солнечным светом;

    выдерживать при комнатной температуре длительное время.

    8. Химическое равновесие в системе C4h20(г)  C4H8(г) + h3(г) – Q

    можно сместить в сторону продуктов реакции:

    повышением температуры и повышением давления;

    повышением температуры и понижением давления;         +

    понижением температуры и повышением давления;

    понижением температуры и понижением давления.

    9 – 12. Процесс

    9. 2РС13 = 2Р + 3С12 — Q

    11. Nh5C1 = Nh4 = НС1 + Q

    4Cr + 3O2 = 2Cr203 + Q

    12. C + 2S = CS2 – Q

    называется

    эндотермической реакцией соединения        (12+)

    экзотермической реакцией разложения        (11+)

    экзотермической реакцией соединения        (10+)

    эндотермической реакцией разложения        (9+)

    13 — 16. Процесс

    13. С + СuО = СО + Сu – Q

    14. Na2S + h3O = NaHS + NaOH – Q

    15. CdO + h3S = CdS + h3O + Q

    16. 2KI + C12 = I2 + 2KC1 + Q

    называется

    экзотермической реакцией замещения        (15+)

    экзотермической реакцией обмена                (14+)

    эндотермической реакцией замещения        (12+)

    эндотермической реакцией обмена                (13+)

    17. Скорость реакции 2Н2O2  2Н2O + О2 будет выше, если использовать

    3% -и раствор Н2О2 и катализатор

    30% -и раствор Н2О2 и катализатор                +

    3% -и раствор Н2О2 без катализатора

    30%-и раствор Н2О2 без катализатора

    18. Скорость реакции Мn + кислота  соль + Н2 будет выше при использовании

    кислоты НСl и охлаждения

    кислоты HF и нагревания                +

    кислоты НСl и нагревания

    кислоты HF и охлаждения

    19. Для гомогенной реакции А + В  … при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастет в

    1)2 раза         2)3 раза         3)6 раз         4) 9 раз        +

    20. Скорость реакции Н2(г) + I2(г)  2HI понизится в 16 раз при одновременном уменьшении молярных концентраций реагентов в

    1) 2 раза                 2) 4 раза         +        3) 8 раз                 4) 16 раз

    21. Скорость реакции N2 + О2  2NO при уменьшении давления системы в 4 раза понизится в

    1) 4 раза         2) 8 раз         3)16 раз +         4) 32 раза

    22. Скорость реакции СО2 + Н2  СО + Н2О при увеличении молярных концентраций в 3 раза (СО2) и в 2 раза (Н2) возрастет в

    1)2 раза         2) 3 раза         3) 5 раз         4) 6 раз        +

    23—24. Скорость реакции

    23. С(Т) + О2  СО2         24. С(Т) + 2Сl2  ССl4 при V = const и увеличении количества реагентов в 4 раза возрастет в 1) 4 раза (23+)        2) 8 раз 3) 16 раз (24+) 4) 32 раза

    25. В гомогенной реакции

    4НС1 + О2  2С12 + 2Н2О

    при повышении давления равновесие сместится

    1) влево         2) вправо +        3) не сместится         4) не знаю

    26. В гомогенной реакции 2h3S +3О2  2SO2 + 2Н2О

    при понижении давления равновесие сместится

    1) влево +         2) вправо         3) не сместится         4) не знаю

    27. Доменный процесс Fe2O3 + 3СО  2Fe + 3СО2 сопровождается экзо-эффектом, следовательно, при охлаждении выход продуктов

    увеличивается         +        3) не изменяется

    уменьшается                 4) не знаю

    28. Гашение извести СаО сопровождается выделением энергии в форме теплоты, следовательно, при нагревании выход продукта

    увеличивается                 3) не изменяется

    уменьшается         +        4) не знаю

    29. Выход продукта реакции СаS(т) + 2О2  СаSO4(т) + Q можно увеличить

    добавлением CaS         +        3) введением катализатора

    нагреванием                        4) повышением давления

    30. Во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на 20 С, если температурный коэффициент равен 3:

    1) в 3 раза;                 2) в 6 раз;                 3) в 9 раз;         +        4) в 90 раз

    31. В каком случае повышение давления и понижение температуры в системе приводит к повышению выхода продукта реакции:

    1) 2h3O  2h3 + O2 – Q

    2) N2 + 3h3  2Nh4 + Q        +

    3) h3 + I2  2HI – Q

    4) N2 + O2  2NO – Q

    32. Как повлияет на скорость реакции СаО + СО2  CaCO3 увеличение давления углекислого газа в 3 раза:

    1) скорость увеличится в 3 раза;         +

    2) скорость уменьшится в 9 раз;

    3) скорость уменьшится в 3 раза;

    4) скорость не изменится.

    33. Химическое равновесие в системе 2NO(г) + O2(г)  2NО2(г) + Q смещается в сторону продукта реакции при:

    1) повышении давления;                 +

    2) повышении температуры;

    3) понижении температуры;         +

    4) использовании катализаторов.

    34. Растворение железа в соляной кислоте будет замедляться при:

    1) увеличении концентрации кислоты;

    2) раздроблении железа;

    3) разбавлении кислоты;                +

    4) повышении температуры.

    35. Химическое равновесие в системе h3O(ж) + SO2(г)  h3SО3(р-р) + Q смещается в сторону исходных веществ при:

    1) повышении давления;

    2) повышении температуры;         +

    3) понижении температуры;

    4) перемешивании. [13 – 15]

    3.3 Тесты типа «С»

    1. Не оказывает воздействия на реакции, протекающие в твердой фазе, следующий фактор:

    а) концентрация реагентов;                +

    б) температура;

    в) природа реагирующих веществ;

    г) степень измельчения реагентов.

    2. Увеличение температуры проведения реакции:

    влияет на ее скорость, так как теплота не может быть признаком превращения веществ;

    увеличивает скорость реакции, так как увеличивается число эффективных соударений молекул;                                                        +

    повышает скорость реакции, так как увеличивается число упругих соударений молекул;

    не влияет на скорость реакции, так как в равной мере увеличивается число эффективных и упругих соударений молекул.

    3. Замедлить гидролиз сульфата меди возможно добавлением:

    1) ВаС12;                 2) КОН;                 3) h3SO4;         +        4) Н2О.

    4. При растворении нитрата калия температура смеси понижается, следовательно, процесс растворения сопровождается

    эндо-эффектом         +                3) нулевым тепловым эффектом

    экзо-эффектом                         4) не знаю

    5. Скорость реакции 2А  … выше в том случае, где концентрация А, равная вначале 0,3 моль/л, через 40 с составит

    0,01 моль/л        +                3) 0,03 моль/л

    0,02 моль/л                        4) 0,04 моль/л

    6. Скорости реакции А + В  D выше в том случае, где через 30 с масса (в граммах) продукта равна

    1) 11                  2) 23                  3) 47                 4) 62        +

    Cxbnfnm!!!7 – 9. При взаимодействии Н2 с Сl2, Вr2 и I2 в сосудах одинакового объема через 27 с образуется

    7. по 0,04 моль продукта

    8. по 25 г продукта         

    9. 18,25 г НС1, 40,5 г НВr и 64 г HI следовательно, скорость реакции

     выше для I2                        3) одинакова (7+ 8+ 9+)

     выше для С12                         4) выше для Вг2

    10. Скорость реакции

    Fe + Н2SO4(разб.)  FeSO4 + Н2 будет наибольшей при использовании

     порошка Fe, 15% -го раствора h3SO4

     стружек Fe, 1,5%-го раствора h3SO4

     порошка Fe, 1,5 % -го раствора h3SO4

     стружек Fe, 15% -го раствора h3SO4                +

    11. Скорость реакции с температурным коэффициентом 2 при 10 °С равна 2 моль/(л • с), а ее численное значение при 30 °С составит 1) 2         2) 4         3) 6         4) 8        +

    12. Для увеличения скорости реакции в 64 раза (температурный коэффициент 4) необходимо повысить температуру на 1) 10°С         2) 20°С         3) 30°С +         4) 40°С

    13. При одновременном повышении давления и охлаждении смещение равновесия в гомогенной реакции N2 + 3Н2  2Nh4 + Q будет однонаправленным 1) влево 2) вправо + 3) не будет 4) не знаю

    14. При одновременном понижении давления и температуры в гомогенной реакции С(т) + 2N2O  СО2 + 2N2 + Q выход продуктов

    увеличится +        3) не изменится

    уменьшится                4) не знаю

    15. Катализатор AlCl3 увеличивает скорость:

    1) любой химической реакции между органическими веществами;

    2) некоторых реакций между органическими веществами;                +

    3) любой химической реакции между неорганическими веществами;

    4) некоторых химических реакций между неорганическими веществами.

    16. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В = 2С, если концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза:

    1) увеличится в 4 раза;

    2) уменьшиться в 2 раза;

    3) уменьшится в 4 раза;         +

    4) увеличится в 2 раза.

    17. С наименьшей скоростью при комнатной температуре протекает взаимодействие между:

    1) цинком и разбавленной серной кислотой;

    2) магнием и разбавленной серной кислотой;

    3) железом и кислородом;                 +

    4) раствором карбоната натрия и соляной кислотой. [13 – 15]

    Тесты закрытого типа или тесты, в которых испытуемому необходимо выбрать правильный ответ из предложенных вариантов.

    А) Репродуктивный уровень: тесты с альтернативными ответами, в которых испытуемый должен ответить да или нет. Оценка 1балл.

    1. Реакция горения фосфора-

    это обратимая реакция

    а) да б) нет

    1. Реакция разложения

    карбоната кальция-это

    обратимая реакция

    а) да б) нет

    1. Увеличение температуры

    способствует разложению

    оксида ртути II на ртуть

    и кислород

    а) да б) нет

    1. В живых системах

    происходят обратимые

    и необратимые процессы

    а) да б) нет.

    Тесты с выбором одного правильного ответа
    1.   В какой системе при повышении давления химическое равновесие сместится вправо?
    1. 2HI(г)↔h3(г)+I2(г)
    2. С (тв)+S2(г)↔CS2(г)
    3. C3H6(г)+h3(г)↔С3H8(г)
    4. h3(г)+F2(г)↔2HF(г)                      1балл
    1.   Химическое равновесие в системе

    CO2(г)+C(тв)↔2СO(г)-173кдж смещается в сторону продукта реакции при

    1. повышении давления
    2. повышении температуры
    3. использовании катализатора
    4. понижении температуры;                1балл
    1.   На состояние химического равновесия в системе

    h3(г)+J2(г)↔2HJ(г)-Q

    не влияет

    1. увеличение давления
    2. увеличение концентрации йода
    3. увеличение температуры
    4. уменьшение температуры;                  1балл
    1.   В какой системе увеличение концентрации водорода смещает химическое равновесие влево?
    1. C(тв)+2h3(г)↔Сh5(г)
    2. 2Nh4(г)↔N2(г)+3h3(г)
    3. 2h3(г)+O2(г)↔2h3O(г)
    4. FeO(тв)+h3(г)↔Fe+h3O(г)                    1балл
    1.   В какой системе повышение давления не влияет на смещение химического равновесия?
    1. h3(г)+J2(г)↔2HJ(г)
    2. SO2(г)+h3O(ж)↔h3SO3(г)
    3. Ch5(г)+h3O(г)↔CO(г)+3h3(г)
    4. 4HCl(г)+O2(г)↔2h3O(г)+2Сl2(г)             1балл
    1. На химическое равновесие в системе

    N2+3h3↔2Nh4+Q

    не оказывает влияние

    1. повышение температуры
    2. повышение давления
    3. удаление аммиака из зоны реакции
    4. применение катализатора                        1балл
    1. Химическое равновесие в системе

    2NO+O2↔2NO2+Q

    смещается в сторону образования продукта реакции при

    1. повышении давления
    2. повышении температуры
    3. понижении давления
    4. применения катализатора                       1балл
    1. В производстве серной кислоты на стадии окисления SO2 в SO3 для увеличения выхода продукта
    1. повышают концентрацию кислорода
    2. увеличивают температуру
    3. понижают давление
    4. вводят катализатор;                                 1,5балла

                                   pt

    1. Алкен + h3 ↔ алкан

    (разрыв пи-связи 65ккал/моль, разрыв H-H связи 104ккал/моль) образование двух связей C-H 98+98=196ккал/моль

    при нагревании реакционной смеси

    1. равновесие сместится вправо
    2. равновесие сместится влево
    3. равновесие будет протекать в обе стороны с одинаковой вероятностью
    4. эти вещества не находятся в состоянии равновесия в указанных условиях; 1,5балла
    1. Химическое равновесие в системе

    2NO2↔2NO+O2-Q

    смещается в сторону образования исходных веществ

    1) повышении давления

    1. повышении температуры
    2. понижении давления
    3. применения катализатора;               1балл
    1. На смещение равновесия вправо в системе

    2Nh4↔N2+3h3-Q

    оказывает влияние

    1. понижение температуры
    2. повышение давления
    3. использование катализатора
    4. повышение температуры;                 1балл
    1. Необратимой реакции соответствует уравнение
    1. азот+водород=аммиак
    2. ацетилен+кислород=углекислый газ+вода
    3. водород+йод=йодоводород
    4. сернистый газ+кислород=серный ангидрид;           1,5балла

    Тесты с множественным выбором правильного ответа, при выполнении которых испытуемому необходимо выбрать 1-2 правильных ответа,  или сопоставить 2 предложенных условия при выборе ответа.

    1. В какой системе химическое равновесие сместится в сторону продуктов реакции как при повышении давления, как и при понижении температуры?
    1. N2+O2↔2NO-Q
    2. N2+3h3↔2Nh4+Q
    3. h3+CL2↔2HCL+Q
    4. C2h3↔2C(тв)+h3-Q                        1,5балла
    1. Химическое равновесие в системе

                             +                —

    Nh4+h3O↔Nh5+OH

    сместится в сторону образования аммиака при добавлении к водному раствору аммиака

    1. хлорида натрия
    2. гидроксида натрия
    3. соляной кислоты
    4. хлорида алюминия;                    1,5балла

                                                                                        h3SO4

    19)    Реакция гидратации этилена Ch3=Ch3+h3O     ↔   имеет большое практическое значение, но она обратима, для смещения равновесия реакции вправо необходимо

    1. повысить температуру (>280градусов С)
    2. уменьшить количество воды в реакционной смеси
    3. повысить давление (больше 80 атмосфер)
    4. заменить кислотный катализатор на платину;                  1балл
    1. Реакция дегидрирования бутана эндотермична. Для смещения равновесия реакции вправо необходимо
    1. использовать более активный катализатор, например платину
    2. понизить температуру
    3. повысить давление
    4. повысить температуру;                                                    1балл

     

    1. Для реакции взаимодействия уксусной кислоты с метанолом с образованием эфира и воды смещению равновесия влево будет способствовать
    1. соответствующий катализатор
    2. добавление концентрированной серной кислоты
    3. использование обезвоженных исходных веществ
    4. добавление эфира;                                                                   1,5балла

    Тесты на исключение лишнего (встретил лишнее-убери)

    1. На смещение равновесия влияет
    1. изменение давления
    2. использование катализатора
    3. изменение концентраций веществ, участвующих в реакции
    4. изменение температуры;                                      1балл
    1. Повышение или понижение давления влияет на смещение химического равновесия в реакциях
    1. идущих с выделением тепла
    2. реакциях с участием газообразных веществ
    3. реакциях идущих с уменьшением объёма
    4. реакциях идущих с увеличением объёма;              1,5балла
    1. Необратимой является реакция
    1. горения угля
    2. горения фосфора
    3. синтез аммиака из азота и водорода
    4. горения метана;                                                           1,5балла

    Тесты группирования включают перечень предложенных формул, уравнений, терминов, которые следует распределить по заданным признакам

    1. При одновременном повышении температуры и понижении давления химическое равновесие сместится вправо в системе
    1. h3(г)+S(г)↔h3S(г)+Q
    2. 2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г)+Q
    3. 2Nh4(г)↔N2(г)+3h3(г)-Q
    4. 2HCL(г)↔h3(г)+СL2(г)-Q;                                    2балла
    1. Реакция гидрирование пропена экзотермическая. Для смещения химического равновесия вправо необходимо
    1. понижение температуры
    2. увеличение давления
    3. уменьшение концентрации водорода
    4. уменьшение концентрации пропена;                    1балл
    Задания на соответствие.

    При выполнении тестов испытуемому предлагается установить соответствие элементов двух списков, с несколькими возможными ответами.

    1. Равновесие реакции смещается вправо. Привести в соответствие.

    А) CO+CL2↔COCL2(г)+Q     1) При повышении давления

    Б) N2+3h3↔2Nh4+Q           2) При повышении температуры

    В) CO2+C(тв)↔2CO-Q        3) При понижении давления

    Г) N2O(г)+S(т)↔2N2(г)     4) При увеличении площади соприкосновения;                    2балла

    1. Равновесие реакции смещается в сторону образования продуктов реакции. Привести в соответствие.

    А) Ch5↔C+2h3-Q                            1)При увеличении концентрации водорода

    Б) 2h3+O2↔2h3O(г)+Q                      2)При повышении температуры

    В) Ch4OH+Ch4COOH↔Ch4COOCh4 3)При уменьшении давления

    Г) N2+O2↔2NO-Q                                   4) При добавлении эфира

                                                                       5) При добавлении спирта;  2балла

    Тесты открытого типа или тесты со свободными ответами, в которых испытуемому необходимо дописать понятия определения уравнения или предложить самостоятельное суждение в доказательном плане.

    Задания этого типа составляют заключительною, наиболее высоко оцениваемою часть тестов ЕГЭ по химии.

    Задания дополнения.

    Испытуемый должен сформулировать ответы с учетом предусмотренных в  задании ограничений.

    1. Допишите уравнение реакций, относящиеся к обратимым и одновременно к экзотермическим

    А) Гидроксид натрия + Азотная кислота

    Б) Водород + Йод

    В) Азот + Водород

    Г) Сернистый газ + Кислород

    Д) Углекислый газ + Углерод                    2балла

    1. Напишите уравнение реакций по схеме, из них выберите те обратимые реакции, в которых повышение температуры вызовет смещение равновесия вправо:

               1              2              3                  4  

    N2 → NO→ NO2→ HNO3→ Nh5NO3     2балла

         

    Тесты задания свободного изложения.

    Испытуемый должен самостоятельно сформулировать ответы, ибо никаких ограничений на них в задании не накладываются.

    31) Перечислите факторы, смещающие равновесие вправо в системе:

    CO + 2h3↔ Ch4OH(г)+Q                           2балла

    32) Перечислите факторы, смещающие равновесие в сторону образования исходных веществ в системе:

    С (тв) + 2h3(г)↔Ch5(г) + Q                    2балла

    Ответы к тестам.

    № теста        Правильный ответ

    1. Б
    1. А
    1. А
    1. А
    1. 3
    1. 2
    1. 1
    1. 2
    1. 1,2
    1. 4
    1. 1
    1. 1
    1. 2
    1. 1
    1. 4
    1. 2
    1. 2
    1. 2
    1. 1,3
    1. 3,4
    1. 4
    1. 2
    1. 1
    1. 3
    1. 3
    1. 1,2

    27                 А-1

                             Б-1

                         В-2,3,4

                         Г-3,4

    1.                А-2,3

    Б-1

    В-4

    Г-2

    1.                В- N2+3h3↔2Nh4+Q

                        Г-2SO2+O2↔2SO3+Q

    1.               1) N2+O2↔2NO-Q

                       2) 2NO+O2↔2NO2+Q

                       3) 4NO2+2h3O+O2↔4HNO3+Q

                       4) Nh4+HNO3=Nh5NO3

                              реакция первая

    1.              CO+2h3↔Ch4OH+Q

                      Равновесие вправо смещается при:

    1. уменьшении температуры
    2. увеличении давления
    3. увеличения концентрации CO
    4. увеличения концентрации h3
    5. уменьшение концентрации спирта
    1.                C+2h3↔Ch5+Q

                       Равновесие реакции смещается в сторону исходных веществ при: 1) повышении температуры

    2) понижении давления

    3) понижении концентрации водорода

    4) повышении концентрации метана.


    Презентация «Смещение химического равновесия» — химия, тесты

    библиотека
    материалов

    Содержание слайдов

    Номер слайда 1

    Тест по теме «Химическое равновесие»

    Номер слайда 2

    А 1. Скорость прямой химической реакции 2SO2 (г) + О2(г) =2SО3(г) + Q уменьшается при: А. понижении давления в системе; Б. понижение температуры; В. использовании катализатора; Г. повышение давления в системе.

    Номер слайда 3

    Г 2. Для смещения равновесия реакции N2(г) + 3h3(г) = 2Nh4(г) + Q в сторону прямой реакции следует: А. повысить температуру; Б. уменьшить давление в системе; В. уменьшить концентрацию водорода в системе; Г. повысить давление в системе

    Номер слайда 4

    А 3. Для смещения равновесия реакции СО2(г) + С(тв) =2СО(г) в сторону прямой реакции необходимо: А. уменьшить концентрацию СО; Б. повысить давление в системе; В. увеличить концентрацию СО; Г. уменьшить концентрацию СО2.

    Номер слайда 5

    А 4. Условие необратимости химического превращения. А. образование осадка; Б. поглощение большого количества теплоты; В. взаимодействие слабого и сильного электролитов; Г. ослабление окраски раствора.

    Номер слайда 6

    В 5. Для смещения равновесия в системе CaCO3(т) =CaO(т) + CO2(т) — Q в сторону продуктов реакции необходимо: А. увеличить давление; Б. ввести катализатор; В. увеличить температуру; Г. уменьшить температуру.

    Номер слайда 7

    В 6. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе А. 2h3S(г) + 3O2(г) = 2h3O(г) + 2SO2(г) Б. 2h3(г) + O2(г) = 2h3O (г) В. h3(г) + I2(г) = 2HI (г) Г. SO2(г) + Cl2(г) = SO2Cl2(г)

    Номер слайда 8

    нет 7. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе 2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г) + Q ? А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции. Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции.

    Номер слайда 9

    Г 8. Химическое равновесие в системе C4h20 (г) = C4H6(г) + 2h3(г) — Q в сторону обратной реакции, если А. повысить температуру; Б. уменьшить концентрацию h3 ; В. добавить катализатор; Г. повысить давление.

    Номер слайда 10

    А 9. В системе 2SO2(г) + O2(г)= 2SO3(г) + Q смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способствовать А. повышение температуры; Б. уменьшение температуры ; В. увеличение концентрации SO2; Г. уменьшение концентрации SO3.

    Номер слайда 11

    Б 10. В какой системе увеличение концентрации водорода (Н2) смещает химическое равновесие влево? А. C(тв) + 2h3(г) = Сh5(г) Б. 2Nh4(г) = N2(г) + 3h3(г) В. 2h3(г) + O2(г) = 2h3O(г) Г. FeO(тв) + h3(г) = Fe + h3O(г)

    Номер слайда 12

    А 11. Химическое равновесие в системе 2NO+O2 = 2NO2 + Q смещается в сторону образования продукта реакции при А. повышении давления; Б. повышении температуры ; В. понижении давления; Г. применение катализатора.

    Номер слайда 13

    Проверим, что получилось!

    Принцип Ле Шателье — Введение в химию — 1-е канадское издание

    Цели обучения

    1. Определите Принцип Ле Шателье .
    2. Предскажите направление сдвига для равновесия под напряжением.

    Как только равновесие установится, реакция закончится, верно? Не совсем. Экспериментатор имеет некоторую способность влиять на равновесие.

    Химическое равновесие можно изменить, изменив условия, в которых находится система.Мы говорим, что «подчеркиваем» равновесие. Когда мы подчеркиваем равновесие, химическая реакция больше не находится в равновесии, и реакция начинает возвращаться к равновесию таким образом, чтобы уменьшить напряжение. Формальное утверждение называется принципом Ле Шателье: если равновесие нарушено, реакция сдвигается, чтобы уменьшить напряжение.

    Есть несколько способов усилить равновесие. Один из способов — добавить или удалить продукт или реагент в химической реакции при равновесии.Когда добавляется дополнительный реагент, равновесие смещается, чтобы уменьшить это напряжение: получается больше продукта. Когда добавляется дополнительный продукт, равновесие смещается к реагентам, чтобы уменьшить напряжение. Если реагент или продукт удаляются, равновесие смещается, чтобы произвести больше реагента или продукта, соответственно, чтобы восполнить потерю.

    Пример 6

    Учитывая эту реакцию при равновесии:

    N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 NH 3

    В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

    1. H 2 добавлен.
    2. NH 3 добавлен.
    3. NH 3 удален.

    Решение

    1. Если добавить H 2 , то теперь реагента больше, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, чтобы уменьшить добавленный H 2 .
    2. Если добавить NH 3 , теперь продукта больше, поэтому реакция сместится в сторону реагентов, чтобы уменьшить добавленный NH 3 .
    3. Если удалить NH 3 , теперь остается меньше продукта, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, чтобы заменить удаленный продукт.

    Проверьте себя

    Учитывая эту реакцию при равновесии:

    CO (г) + Br 2 (г) ⇄ COBr 2 (г)

    В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

    1. Br 2 снят.
    2. COBr 2 добавлен.

    Ответы

    1. по реагентам
    2. в сторону реагентов

    Стоит отметить, что при добавлении или удалении реагентов или продуктов значение K экв. не изменяется .Химическая реакция просто сдвигается предсказуемым образом, чтобы восстановить концентрации, так что выражение K eq возвращается к правильному значению.

    Как равновесие реагирует на изменение давления? Изменения давления не оказывают заметного влияния на твердую или жидкую фазы. Однако давление сильно влияет на газовую фазу. Принцип Ле Шателье подразумевает, что повышение давления смещает равновесие в сторону реакции с меньшим количеством молей газа, в то время как снижение давления смещает равновесие в сторону реакции с большим количеством молей газа.Если количество молей газа одинаково на обеих сторонах реакции, давление не оказывает никакого влияния.

    Пример 7

    Как повлияет на это равновесие увеличение давления?

    N 2 (г) + 3 H 2 (г) ⇄ 2 NH 3 (г)

    Решение

    Согласно принципу Ле-Шателье, если давление увеличивается, то равновесие смещается в сторону с меньшим количеством молей газа. Эта конкретная реакция показывает в общей сложности 4 моля газа в качестве реагентов и 2 моля газа в качестве продуктов, поэтому реакция смещается в сторону продуктов.

    Проверьте себя

    Как повлияет на это равновесие уменьшение давления?

    3 O 2 (г) ⇄ 2 O 3 (г)

    Ответ

    Реакция смещается в сторону реагентов.

    Как изменение температуры влияет на равновесие? Это зависит от того, является ли реакция эндотермической или экзотермической. Напомним, что эндотермический означает, что энергия поглощается химической реакцией, а экзотермический означает, что энергия выделяется в результате реакции.Таким образом, энергия может рассматриваться как реагент или продукт, соответственно, реакции:

    эндотермический: энергия + реагенты → продукты
    экзотермический: реагенты → продукты + энергия

    Поскольку температура является мерой энергии системы, повышение температуры можно рассматривать как добавление энергии. Реакция будет реагировать так, как если бы добавлялся реагент или продукт, и будет действовать соответствующим образом, переходя на другую сторону. Например, если температура повышается для эндотермической реакции, по существу добавляется реагент, поэтому равновесие смещается в сторону продуктов.Снижение температуры эквивалентно уменьшению количества реагента (для эндотермических реакций) или продукта (для экзотермических реакций), и равновесие соответственно смещается.

    Пример 8

    Предсказать влияние повышения температуры на это равновесие.

    PCl 3 + Cl 2 ⇄ PCl 5 + 60 кДж

    Решение

    Поскольку энергия указана как продукт, она производится, поэтому реакция является экзотермической. Если температура повышается, продукт добавляется до равновесия, поэтому равновесие смещается, чтобы минимизировать добавление дополнительного продукта: он смещается обратно в сторону реагентов.

    Проверьте себя

    Предсказать влияние понижения температуры на это равновесие.

    N 2 O 4 + 57 кДж ⇄ 2 NO 2

    Ответ

    Смещение равновесия в сторону реагентов.

    В случае температуры значение равновесия изменилось, потому что K eq зависит от температуры. Вот почему равновесие смещается при изменении температуры.

    Катализатор — это вещество, увеличивающее скорость реакции. В целом катализатор не является реагентом и не расходуется, но все же влияет на скорость протекания реакции. Однако катализатор не влияет на степень или положение реакции при равновесии. Это помогает реакции быстрее достичь равновесия.

    Химия везде: равновесие в саду

    Гортензии — распространенные цветковые растения во всем мире. Хотя многие гортензии белые, существует один распространенный вид ( Hydrangea macrophylla ), цветы которого могут быть красными или синими, как показано на прилагаемом рисунке.Как это растение может иметь такие разноцветные цветы?

    Рисунок 13.1 Садовое равновесие

    У этого вида гортензии цветы могут быть как красными, так и синими. Почему разница в цвете?
    Источник: «Гортензия» Янне Морена находится под лицензией Creative Commons Attribution-NonCommercial-ShareAlike 2.0 Generic.

    Интересно, что цвет цветов обусловлен кислотностью почвы, в которой высажена гортензия. Проницательный садовник может отрегулировать pH почвы и фактически изменить цвет цветов.Однако на цвет цветов влияют не ионы H + или OH . Скорее, изменение цвета вызывает присутствие алюминия.

    Растворимость алюминия в почве — и, следовательно, способность растений поглощать его — зависит от кислотности почвы. Если почва относительно кислая, алюминий более растворим, и растения легче усваивают его. В этих условиях цветки гортензии становятся синими, так как ионы Al взаимодействуют с антоциановыми пигментами в растении.В более основных почвах алюминий менее растворим, и в этих условиях цветки гортензии красные. Садоводы, которые меняют pH почвы, чтобы изменить цвет цветов гортензии, поэтому используют принцип Ле Шателье: количество кислоты в почве изменяет равновесие растворимости алюминия, что, в свою очередь, влияет на цвет цветов.

    Принцип Ле Шателье — Химия

    Цели обучения

    К концу этого раздела вы сможете:

    • Опишите способы воздействия на равновесную систему
    • Предсказать реакцию напряженного равновесия, используя принцип Ле Шателье

    Как мы видели в предыдущем разделе, реакции протекают в обоих направлениях (реагенты переходят в продукты, а продукты — в реагенты).Мы можем сказать, что реакция находится в равновесии, если коэффициент реакции ( Q ) равен константе равновесия ( K ). Далее мы рассмотрим, что происходит, когда система в состоянии равновесия нарушается, так что Q больше не равно K . Если система в состоянии равновесия подвергается возмущению или напряжению (например, изменению концентрации), положение равновесия изменяется. Поскольку это напряжение влияет на концентрации реагентов и продуктов, значение Q больше не будет равно значению K .Чтобы восстановить равновесие, система будет либо сдвигаться в сторону продуктов (если Q < K), либо реагентов (если Q> K ) до тех пор, пока Q не вернется к тому же значению, что и K .

    Этот процесс описывается принципом Ле Шателье : Когда химическая система в состоянии равновесия нарушается, она возвращается в состояние равновесия, противодействуя этому нарушению. Как описано в предыдущем абзаце, возмущение вызывает изменение Q ; реакция сместится, чтобы восстановить Q = K .

    Принцип Ле Шателье можно использовать для прогнозирования изменений равновесных концентраций, когда система, находящаяся в равновесии, подвергается стрессу. Однако, если у нас есть смесь реагентов и продуктов, которые еще не достигли равновесия, изменения, необходимые для достижения равновесия, могут быть не такими очевидными. В таком случае мы можем сравнить значения Q и K для системы, чтобы спрогнозировать изменения.

    Влияние изменения концентрации на равновесие

    Химическая система в состоянии равновесия может быть временно выведена из состояния равновесия путем добавления или удаления одного или нескольких реагентов или продуктов.Затем концентрации реагентов и продуктов претерпевают дополнительные изменения, чтобы вернуть систему в равновесие.

    Напряжение в системе на Рисунке 1 является уменьшением равновесной концентрации SCN (снижение концентрации одного из реагентов приведет к тому, что Q будет больше, чем K ). Как следствие, принцип Ле Шателье приводит нас к предсказанию, что концентрация Fe (SCN) 2+ должна уменьшиться, увеличивая концентрацию SCN частично до его исходной концентрации и увеличивая концентрацию Fe 3. + выше его исходной равновесной концентрации.

    Рис. 1. (a) Пробирка содержит 0,1 M Fe 3+ . (b) Тиоцианат-ион был добавлен к раствору в (a), образуя красный ион Fe (SCN) 2+ . Fe 3+ ( водн. ) + SCN ( водн. ) ⇌ Fe (SCN) 2+ ( водн. ). (c) Нитрат серебра был добавлен к раствору в (b), осаждая часть SCN в виде белого твердого AgSCN. Ag + ( водн. ) + SCN ( водн. ) ⇌ AgSCN ( с ).Уменьшение концентрации SCN смещает первое равновесие в растворе влево, уменьшая концентрацию (и делая цвет более светлым) Fe (SCN) 2+ . (кредит: модификация работы Марка Отта)

    Влияние изменения концентрации на систему в состоянии равновесия дополнительно проиллюстрировано равновесием этой химической реакции:

    [латекс] \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {I} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {HI} (g) \; \; \; \; \; \; \; K_c = 50. {\ circ} \ text {C} [/ latex]

    Числовые значения для этого примера были определены экспериментально.Смесь газов при 400 ° C с [H 2 ] = [I 2 ] = 0,221 M и [HI] = 1,563 M находится в равновесии; для этой смеси Q c = K c = 50,0. Если H 2 вводится в систему так быстро, что его концентрация удваивается, прежде чем он начинает реагировать (новый [H 2 ] = 0,442 M ), реакция сдвинется так, что будет достигнуто новое равновесие, при котором [H 2 ] = 0.2} {(0,374) (0,153)} = 50,0 = K_c [/ latex]

    Мы подчеркнули эту систему, введя дополнительный H 2 . Напряжение снимается, когда реакция смещается вправо, израсходовав часть (но не весь) избыток H 2 , уменьшая количество несоединенного I 2 и образуя дополнительный HI.

    Влияние изменения давления на равновесие

    Иногда мы можем изменить положение равновесия, изменив давление в системе. Однако изменения давления имеют измеримый эффект только в системах, в которых задействованы газы, и только тогда, когда химическая реакция вызывает изменение общего количества молекул газа в системе.Легкий способ распознать такую ​​систему — это поискать различное количество молей газа на сторонах реагента и продукта равновесия. При оценке давления (а также связанных с ним факторов, таких как объем) важно помнить, что константы равновесия определяются с учетом концентрации (для K c ) или парциального давления (для K P ). Некоторые изменения общего давления, такие как добавление инертного газа, который не является частью равновесия, изменят общее давление, но не парциальные давления газов в выражении константы равновесия.Таким образом, добавление газа, не участвующего в равновесии, не нарушит равновесия.


    Перейдите по этой ссылке, чтобы увидеть впечатляющую визуальную демонстрацию того, как изменяется равновесие при изменении давления.

    Когда мы увеличиваем давление газовой системы в состоянии равновесия, либо уменьшая объем системы, либо добавляя больше одного из компонентов равновесной смеси, мы вводим напряжение, увеличивая парциальное давление одного или нескольких компонентов. составные части.В соответствии с принципом Ле Шателье, сдвиг в равновесии, который уменьшает общее количество молекул на единицу объема, будет предпочтительным, потому что это снимает напряжение. Обратной реакции будет способствовать снижение давления.

    Рассмотрим, что происходит, когда мы увеличиваем давление в системе, в которой NO, O 2 и NO 2 находятся в равновесии:

    [латекс] 2 \ text {NO} (g) \; + \; \ text {O} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} _2 (g) [/ latex]

    Образование дополнительных количеств NO 2 уменьшает общее количество молекул в системе, потому что каждый раз, когда образуются две молекулы NO 2 , расходуются в общей сложности три молекулы NO и O 2 .Это снижает общее давление, оказываемое системой, и снижает, но не снимает полностью напряжение повышенного давления. С другой стороны, снижение давления в системе способствует разложению NO 2 на NO и O 2 , что приводит к восстановлению давления.

    Теперь рассмотрим эту реакцию:

    [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; \ text {O} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} (g) [/ latex]

    Поскольку общее количество молекул в системе во время реакции не изменяется, изменение давления не способствует ни образованию, ни разложению газообразного монооксида азота.

    Влияние изменения температуры на равновесие

    Изменение концентрации или давления нарушает равновесие, потому что коэффициент реакции смещается от равновесного значения. Изменение температуры системы в состоянии равновесия имеет другой эффект: изменение температуры фактически изменяет значение константы равновесия. Однако мы можем качественно предсказать эффект изменения температуры, рассматривая его как нагрузку на систему и применяя принцип Ле Шателье.

    Когда водород реагирует с газообразным йодом, выделяется тепло.

    [латекс] \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {I} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {HI} (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = -9,4 \; \ text {кДж \; (экзотермический)} [/ латекс]

    Поскольку эта реакция является экзотермической, мы можем записать ее с теплотой в качестве продукта.

    [латекс] \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {I} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {HI} (g) \; + \; \ текст {heat} [/ latex]

    Повышение температуры реакции увеличивает внутреннюю энергию системы.Таким образом, повышение температуры приводит к увеличению количества одного из продуктов этой реакции. Реакция смещается влево, чтобы снять стресс, и наблюдается увеличение концентрации H 2 и I 2 и снижение концентрации HI. Понижение температуры этой системы уменьшает количество имеющейся энергии, способствует выделению тепла и способствует образованию йодистого водорода.

    Когда мы изменяем температуру системы в состоянии равновесия, константа равновесия реакции изменяется.Снижение температуры в системе HI увеличивает константу равновесия: в новом равновесии концентрация HI увеличилась, а концентрации H 2 и I 2 уменьшились. Повышение температуры снижает значение константы равновесия с 67,5 при 357 ° C до 50,0 при 400 ° C.

    Температура влияет на равновесие между NO 2 и N 2 O 4 в этой реакции

    [латекс] \ text {N} _2 \ text {O} _4 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} _2 (g) \; \; \; \; \; \; \ ; {\ Delta} H = 57.20 \; \ text {кДж} [/ латекс]

    Положительное значение Δ H говорит нам, что реакция эндотермическая и может быть записана как

    [латекс] \ text {heat} \; + \; \ text {N} _2 \ text {O} _4 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} _2 (g) [/ latex ]

    При более высоких температурах газовая смесь имеет темно-коричневый цвет, что свидетельствует о значительном количестве коричневых молекул NO 2 . Если, однако, мы оказываем нагрузку на систему, охлаждая смесь (забирая энергию), равновесие смещается влево, чтобы восполнить часть энергии, потерянной при охлаждении.Концентрация бесцветного N 2 O 4 увеличивается, а концентрация коричневого NO 2 уменьшается, что приводит к исчезновению коричневого цвета.


    Эта интерактивная анимация позволяет применить принцип Ле Шателье для прогнозирования влияния изменений концентрации, давления и температуры на концентрации реагентов и продуктов.

    Как мы узнали во время изучения кинетики, катализатор может увеличить скорость реакции. Хотя это увеличение скорости реакции может привести к более быстрому достижению равновесия в системе (за счет ускорения прямой и обратной реакций), катализатор не влияет ни на значение константы равновесия, ни на равновесные концентрации.

    Взаимодействие изменений концентрации или давления, температуры и отсутствие влияния катализатора на химическое равновесие иллюстрируется промышленным синтезом аммиака из азота и водорода в соответствии с уравнением

    [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NH} _3 (g) [/ latex]

    В результате этой реакции образуется большое количество аммиака. Ежегодно аммиак входит в десятку крупнейших химических веществ, производимых в мире по массе.Ежегодно в США производится около 2 миллиардов фунтов стерлингов.

    Аммиак играет жизненно важную роль в нашей глобальной экономике. Он используется в производстве удобрений и сам по себе является важным удобрением для выращивания кукурузы, хлопка и других культур. Большие количества аммиака превращаются в азотную кислоту, которая играет важную роль в производстве удобрений, взрывчатых веществ, пластмасс, красителей и волокон, а также используется в сталелитейной промышленности.

    Фриц Габер

    В начале 20 века немецкий химик Фриц Габер (рис. 2) разработал практический процесс преобразования двухатомного азота, который не может использоваться растениями в качестве питательного вещества, в аммиак — форму азота, которая легче всего усваивается растениями.

    [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) \; {\ leftrightharpoons} \; 2 \ text {NH} _3 (g) [/ latex]

    Наличие азота является сильным ограничивающим фактором для роста растений. Несмотря на то, что на его долю приходится 78% воздуха, двухатомный азот (N 2 ) недоступен с точки зрения питания из-за огромной стабильности тройной связи азот-азот. Чтобы растения могли использовать атмосферный азот, азот должен быть преобразован в более биодоступную форму (это преобразование называется азотфиксацией).

    Габер родился в Бреслау, Пруссия (ныне Вроцлав, Польша) в декабре 1868 года. Он продолжил изучать химию и в Университете Карлсруэ разработал то, что позже будет известно как процесс Габера: каталитическое образование аммиака. из водорода и атмосферного азота при высоких температурах и давлениях. За эту работу Габер был удостоен Нобелевской премии по химии 1918 года за синтез аммиака из его элементов. Процесс Хабера был благом для сельского хозяйства, поскольку он позволил производству удобрений больше не зависеть от добываемого сырья, такого как нитрат натрия.В настоящее время годовое производство синтетических азотных удобрений превышает 100 миллионов тонн, а производство синтетических удобрений увеличило количество людей, которые могут содержать пахотные земли, с 1,9 человека на гектар в 1908 году до 4,3 в 2008 году.

    Рисунок 2. Работа лауреата Нобелевской премии Фрица Хабера произвела революцию в сельскохозяйственной практике в начале 20 века. Его работа также повлияла на стратегии военного времени, добавив химическое оружие к артиллерии.

    Помимо работы в производстве аммиака, Хабер также запомнился историей как один из отцов химического оружия.Во время Первой мировой войны он сыграл важную роль в разработке ядовитых газов, используемых в позиционной войне. Что касается его роли в этих разработках, Хабер сказал: «В мирное время ученый принадлежит Миру, но во время войны он принадлежит своей стране». Хабер защищал использование газовой войны от обвинений в бесчеловечности, говоря, что смерть есть смерть, какими бы средствами она ни была. Он является примером этических дилемм, с которыми сталкиваются ученые во время войны, и обоюдоострого характера меча науки.

    Как и Haber, изделия из аммиака могут быть многогранными. Помимо их ценности для сельского хозяйства, соединения азота также могут использоваться для достижения разрушительных целей. Нитрат аммония также использовался во взрывчатых веществах, в том числе в самодельных взрывных устройствах. Нитрат аммония был одним из компонентов бомбы, использованной при нападении на федеральное здание Альфреда П. Мурра в центре Оклахома-Сити 19 апреля 1995 года.

    Давно известно, что азот и водород реагируют с образованием аммиака.Однако производство аммиака в полезных количествах путем реакции азота и водорода стало возможным только в начале 20 века после того, как были выяснены факторы, влияющие на его равновесие.

    Чтобы быть практичным, производственный процесс должен относительно быстро давать большой выход продукта. Одним из способов увеличения выхода аммиака является увеличение давления в системе, в которой N 2 , H 2 и NH 3 находятся в равновесии или приходят в равновесие.

    [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NH} _3 (g) [/ latex]

    Образование дополнительных количеств аммиака снижает общее давление, оказываемое системой, и несколько снижает нагрузку от повышенного давления.

    Хотя увеличение давления смеси N 2 , H 2 и NH 3 приведет к увеличению выхода аммиака, при низких температурах скорость образования аммиака низкая. При комнатной температуре, например, реакция настолько медленная, что если бы мы приготовили смесь N 2 и H 2 , никакое обнаруживаемое количество аммиака не образовалось бы в течение нашей жизни.Образование аммиака из водорода и азота — экзотермический процесс:

    [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {NH} _3 (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = -92,2 \; \ text {кДж} [/ latex]

    Таким образом, увеличение температуры для увеличения скорости снижает урожайность. Если мы понижаем температуру, чтобы сместить равновесие, чтобы способствовать образованию большего количества аммиака, равновесие достигается медленнее из-за значительного уменьшения скорости реакции с понижением температуры.

    Часть скорости образования, потерянную при работе при более низких температурах, можно восстановить с помощью катализатора. Чистый эффект катализатора на реакцию заключается в более быстром достижении равновесия.

    При промышленном производстве аммиака условия около 500 ° C, 150–900 атм и присутствие катализатора используются для достижения наилучшего компромисса между скоростью, выходом и стоимостью оборудования, необходимого для производства и содержания высоких концентраций. -давление газов при высоких температурах (рис. 3).

    Рис. 3. Промышленное производство аммиака требует тяжелого оборудования, способного выдерживать высокие температуры и давления. На этой схеме представлена ​​конструкция аммиачной установки.

    Системы, находящиеся в равновесии, могут быть нарушены из-за изменений температуры, концентрации и, в некоторых случаях, объема и давления; изменения объема и давления будут нарушать равновесие, если количество молей газа на стороне реагента и продукта реакции различно. Реакция системы на эти возмущения описывается принципом Ле Шателье: система будет реагировать таким образом, чтобы противодействовать возмущению.Не все изменения в системе приводят к нарушению равновесия. Добавление катализатора влияет на скорость реакции, но не меняет равновесия, а изменение давления или объема не вызовет значительного возмущения систем без газов или с равным количеством молей газа на стороне реагента и продукта.

    Нарушение Наблюдаемое изменение при восстановлении равновесия Направление переключения Влияние на K
    реагент добавлен добавленный реагент частично израсходован в сторону продуктов нет
    товар добавлен добавленный товар частично израсходован в сторону реагентов нет
    уменьшение объема / увеличение давления газа понижение давления в сторону с меньшим количеством молей газа нет
    увеличение объема / уменьшение давления газа давление увеличивается в сторону с большим количеством молей газа нет
    повышение температуры поглощается тепло в сторону продуктов для эндотермии, в сторону реагентов для экзотермических реакций изменений
    понижение температуры отводится тепло в сторону реагентов для эндотермических, в сторону продуктов для экзотермических реакций изменений
    Таблица 2. Эффекты нарушения равновесия и K

    Упражнения по химии в конце главы

    1. Следующее уравнение представляет обратимое разложение:
      [латекс] \ text {CaCO} _3 (s) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {CaO} (s) \; + \; \ text {CO} _2 (g) [/ латекс]

      При каких условиях разложение в закрытом контейнере будет продолжаться до полного отсутствия CaCO 3 ?

    2. Объясните, как распознать условия, при которых изменения давления повлияют на системы, находящиеся в равновесии.
    3. Какое свойство реакции мы можем использовать, чтобы предсказать влияние изменения температуры на значение константы равновесия?
    4. Что произойдет с цветом раствора в части (b) на рисунке 1, если добавить небольшое количество NaOH и выпадет в осадок Fe (OH) 3 ? Поясните свой ответ.
    5. При зажигании горелки газовой плиты происходит следующая реакция:
      [латекс] \ text {CH} _4 (g) \; + \; 2 \ text {O} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \ ; \ text {CO} _2 (g) \; + \; 2 \ text {H} _2 \ text {O} (g) [/ latex]

      Установлено ли в этих условиях равновесие между CH 4 , O 2 , CO 2 и H 2 O? Поясните свой ответ.

    6. Необходимым этапом производства серной кислоты является образование триоксида серы SO 3 из диоксида серы SO 2 и кислорода O 2 , показанных здесь. При высоких температурах скорость образования SO 3 выше, но равновесное количество (концентрация или парциальное давление) SO 3 ниже, чем было бы при более низких температурах.
      [латекс] 2 \ text {SO} _2 (g) \; + \; \ text {O} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {SO} _3 (g) [/ latex]

      (a) Константа равновесия реакции увеличивается, уменьшается или остается примерно такой же, как увеличивается температура?

      (b) Реакция является эндотермической или экзотермической?

    7. Предложите четыре способа увеличения концентрации гидразина N 2 H 4 в равновесии, описываемом следующим уравнением:
      [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; 2 \ text {H} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {N} _2 \ text {H} _4 (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta } H = 95 \; \ text {кДж} [/ латекс]
    8. Предложите четыре способа увеличения концентрации PH 3 в равновесии, описываемом следующим уравнением:
      [латекс] \ text {P} _4 (g) \; + \; 6 \ text {H} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 4 \ text {PH} _3 (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 110.5 \; \ text {кДж} [/ латекс]
    9. Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих состояний равновесия? Как повлияет на каждую из них уменьшение объема реакционного сосуда?

      (a) [латекс] 2 \ text {NH} _3 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) \ ; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 92 \; \ text {kJ} [/ latex]

      (b) [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; \ text {O} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} (g) \; \ ; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 181 \; \ text {kJ} [/ latex]

      (c) [латекс] 2 \ text {O} _3 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 3 \ text {O} _2 (g) \; \; \; \; \; \; \; { \ Delta} H = -285 \; \ text {кДж} [/ латекс]

      (d) [латекс] \ text {CaO} (s) \; + \; \ text {CO} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {CaCO} _3 (s) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = -176 \; \ text {kJ} [/ latex]

    10. Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих состояний равновесия? Как повлияет на каждую из них уменьшение объема реакционного сосуда?

      (a) [латекс] 2 \ text {H} _2 \ text {O} (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {O} _2 (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 484 \; \ text {kJ} [/ latex]

      (b) [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NH} _3 (g) \ ; {\ Delta} H = -92.2 \; \ text {кДж} [/ латекс]

      (c) [латекс] 2 \ text {Br} (g) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {Br} _2 (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta } H = -224 \; \ text {кДж} [/ латекс]

      (d) [латекс] \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {I} _2 (s) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {HI} (g) \; \ ; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 53 \; \ text {kJ} [/ latex]

    11. Водяной газ представляет собой смесь монооксида углерода и водорода в соотношении 1: 1 и называется водяным газом, потому что он образуется из пара и горячего углерода в следующей реакции: [латекс] \ text {H} _2 \ text {O} (g ) \; + \; \ text {C} (s) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {CO} (g) [/ latex].Метанол, жидкое топливо, которое могло бы заменить бензин, можно получить из водяного газа и водорода при высокой температуре и давлении в присутствии подходящего катализатора.

      (a) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) для обратимой реакции

      [латекс] 2 \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {CO} (g) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {CH} _3 \ text {OH} (g) \ ; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = -90,2 \; \ text {кДж} [/ латекс]

      (b) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в состоянии равновесия, если добавить еще H 2 ?

      (c) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в равновесии, если удалить CO?

      (d) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в равновесии, если добавить CH 3 OH?

      (e) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в состоянии равновесия, если температура системы повысится?

      (f) Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в состоянии равновесия, если будет добавлено больше катализатора?

    12. Азот и кислород вступают в реакцию при высоких температурах.

      (a) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) для обратимой реакции

      [латекс] \ text {N} _2 (g) \; + \; \ text {O} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 181 \; \ text {кДж} [/ латекс]

      (b) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если добавить еще O 2 ?

      (c) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если удалить N 2 ?

      (d) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если NO будет добавлен?

      (e) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если давление в системе увеличится за счет уменьшения объема реакционного сосуда?

      (f) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если температура системы повысится?

      (g) Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в равновесии, если добавить катализатор?

    13. Водяной газ, смесь H 2 и CO, является важным промышленным топливом, получаемым в результате реакции пара с докрасна коксом, по существу, чистым углеродом.

      (a) Напишите выражение для константы равновесия обратимой реакции

      [латекс] \ text {C} (s) \; + \; \ text {H} _2 \ text {O} (g) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {CO} (g) \; + \; \ text {H} _2 (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 131,30 \; \ text {кДж} [/ латекс]

      (b) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если добавить еще C?

      (c) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если удалить H 2 O?

      (d) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия при добавлении CO?

      (e) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если температура системы повысится?

    14. Чистое металлическое железо может быть получено восстановлением оксида железа (III) газообразным водородом.

      (a) Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) для обратимой реакции

      [латекс] \ text {Fe} _2 \ text {O} _3 (s) \; + \; 3 \ text {H} _2 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {Fe} (s ) \; + \; 3 \ text {H} _2 \ text {O} (g) \; \; \; \; \; \; \; {\ Delta} H = 98,7 \; \ text {кДж} [ / латекс]

      (b) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если будет добавлено больше Fe?

      (c) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если удалить H 2 O?

      (d) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если добавить H 2 ?

      (e) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если давление в системе увеличится за счет уменьшения объема реакционного сосуда?

      (f) Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если температура системы повысится?

    15. Аммиак — слабое основание, которое реагирует с водой согласно следующему уравнению:
      [латекс] \ text {NH} _3 (aq) \; + \; \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; { \ rightleftharpoons} \; \ text {NH} _4 ^ {\; \; +} (aq) \; + \; \ text {OH} ^ {-} (aq) [/ latex]

      Будет ли что-либо из следующего увеличивать процент аммиака, который превращается в ион аммония в воде?

      (а) Добавление NaOH

      (b) Добавление HCl

      (c) Добавление NH 4 Cl

    16. Уксусная кислота — это слабая кислота, которая реагирует с водой в соответствии с этим уравнением:
      [латекс] \ text {CH} _3 \ text {CO} _2 \ text {H} (aq) \; + \; \ text {H} _2 \ text {O} (aq) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {H} _3 \ text {O} ^ {+} (aq) \; + \; \ text {CH} _3 \ text {CO } _2 ^ {\; \; -} (водн. {\; \; -} [/ латекс], контактирующий с твердым AgCl.{-})[/латекс]?

    Глоссарий

    Принцип Ле Шателье
    когда химическая система в состоянии равновесия нарушается, она возвращается в равновесие, противодействуя нарушению
    положение равновесия
    концентрации или парциальные давления компонентов реакции при равновесии (обычно используются для описания условий до возмущения)
    напряжение
    изменение условий реакции, которое может вызвать смещение равновесия

    Решения

    Ответы на упражнения в конце главы по химии

    1.Количество CaCO 3 должно быть настолько малым, чтобы [латекс] P _ {\ text {CO} _2} [/ latex] было меньше K P , когда CaCO 3 полностью разложился. Другими словами, исходное количество CaCO 3 не может полностью генерировать полный [латекс] P _ {\ text {CO} _2} [/ латекс], необходимый для равновесия.

    3. Можно использовать изменение энтальпии. Если реакция экзотермическая, выделяемое тепло можно рассматривать как продукт. Если реакция эндотермическая, добавленное тепло можно рассматривать как реагент.Дополнительное тепло сместит экзотермическую реакцию обратно к реагентам, но сместит эндотермическую реакцию на продукты. Охлаждение экзотермической реакции вызывает смещение реакции в сторону продукта; охлаждение эндотермической реакции приведет к ее смещению на сторону реагентов.

    5. Нет, не в равновесии. Поскольку система не ограничена, продукты непрерывно выходят из области пламени; реагенты также непрерывно добавляются из горелки и окружающей атмосферы.

    7. Добавить N 2 ; добавить H 2 ; уменьшить объем контейнера; нагрейте смесь.

    9. (a) Δ T увеличение = сдвиг вправо, Δ P увеличение = сдвиг влево; (b) Δ T увеличение = сдвиг вправо, Δ P увеличение = нет эффекта; (c) Δ T увеличение = сдвиг влево, Δ P увеличение = сдвиг влево; (d) Δ T увеличение = сдвиг влево, Δ P увеличение = сдвиг вправо. 2 [\ text {CO}]} [/ latex ]; (б) [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] увеличивается; (c) [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] уменьшается; (d) [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] увеличивается; (e) [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] уменьшается; (е), без изменений.

    13. (a) [латекс] K_c = \ frac {[\ text {CO}] [\ text {H} _2]} {[\ text {H} _2 \ text {O}]} [/ latex]; (b) [H 2 O] без изменений, [CO] без изменений, [H 2 ] без изменений; (c) [H 2 O] уменьшается, [CO] уменьшается, [H 2 ] уменьшается; (d) [H 2 O] увеличивается, [CO] увеличивается, [H 2 ] уменьшается; (f) [H 2 O] уменьшается, [CO] увеличивается, [H 2 ] увеличивается. В пунктах (b), (c), (d) и (e) масса углерода изменится, но его концентрация (активность) не изменится.

    15. Только (б)

    17. Добавьте в раствор NaCl или другую соль, дающую Cl . Охлаждение раствора сдвигает равновесие вправо, выделяя больше AgCl ( с ).

    19. (а)

    Сдвиг равновесия: принцип Ле Шателье

    Цели обучения

    По окончании этого модуля вы сможете:

    • Опишите способы воздействия на равновесную систему
    • Предсказать реакцию напряженного равновесия, используя принцип Ле Шателье

    Как мы видели в предыдущем разделе, реакции протекают в обоих направлениях (реагенты переходят в продукты, а продукты — в реагенты).Мы можем сказать, что реакция находится в равновесии, если коэффициент реакции ( Q ) равен константе равновесия ( K ). Далее мы рассмотрим, что происходит, когда система в состоянии равновесия нарушается, так что Q больше не равно K . Если система в состоянии равновесия подвергается возмущению или напряжению (например, изменению концентрации), положение равновесия изменяется. Поскольку это напряжение влияет на концентрации реагентов и продуктов, значение Q больше не будет равно значению K .Чтобы восстановить равновесие, система будет либо сдвигаться в сторону продуктов (если Q < K), либо реагентов (если Q> K ) до тех пор, пока Q не вернется к тому же значению, что и K .

    Этот процесс описывается принципом Ле Шателье : Когда химическая система в состоянии равновесия нарушается, она возвращается в состояние равновесия, противодействуя этому нарушению. Как описано в предыдущем абзаце, возмущение вызывает изменение Q ; реакция сместится, чтобы восстановить Q = K .

    Предсказание направления обратимой реакции

    Принцип Ле Шателье можно использовать для прогнозирования изменений равновесных концентраций, когда система, находящаяся в равновесии, подвергается стрессу. Однако, если у нас есть смесь реагентов и продуктов, которые еще не достигли равновесия, изменения, необходимые для достижения равновесия, могут быть не такими очевидными. В таком случае мы можем сравнить значения Q и K для системы, чтобы спрогнозировать изменения.

    Влияние изменения концентрации на равновесие

    Химическая система в состоянии равновесия может быть временно выведена из состояния равновесия путем добавления или удаления одного или нескольких реагентов или продуктов. Затем концентрации реагентов и продуктов претерпевают дополнительные изменения, чтобы вернуть систему в равновесие.

    Напряжение в системе на Рисунке 1 является уменьшением равновесной концентрации SCN (снижение концентрации одного из реагентов приведет к тому, что Q будет больше, чем K ).Как следствие, принцип Ле Шателье позволяет нам предсказать, что концентрация Fe (SCN) 2+ должна уменьшиться, увеличивая концентрацию SCN частично обратно до исходной концентрации и увеличивая концентрацию Fe 3. + выше его исходной равновесной концентрации.

    Рис. 1. (a) Пробирка содержит 0,1 M Fe 3+ . (b) Тиоцианат-ион был добавлен к раствору в (a), образуя красный ион Fe (SCN) 2+ .Fe 3+ ( водн. ) + SCN ( водн. ) ⇌ Fe (SCN) 2+ ( водн. ). (c) Нитрат серебра был добавлен к раствору в (b), осаждая часть SCN в виде белого твердого AgSCN. Ag + ( водн. ) + SCN ( водн. ) ⇌ AgSCN ( с ). Уменьшение концентрации SCN смещает первое равновесие в растворе влево, уменьшая концентрацию (и делая цвет более светлым) Fe (SCN) 2+ .\ circ \ text {C} [/ latex]

    Числовые значения для этого примера были определены экспериментально. Смесь газов при 400 ° C с [H 2 ] = [I 2 ] = 0,221 M и [HI] = 1,563 M находится в равновесии; для этой смеси Q c = K c = 50,0. Если H 2 вводится в систему так быстро, что его концентрация удваивается, прежде чем он начинает реагировать (новый [H 2 ] = 0,442 M ), реакция сдвинется так, что будет достигнуто новое равновесие, при котором [H 2 ] = 0.{2}} {\ left (0,374 \ right) \ left (0,153 \ right)} = 50,0 = {K} _ {c} [/ латекс]

    Мы подчеркнули эту систему, введя дополнительный H 2 . Напряжение снимается, когда реакция смещается вправо, израсходовав часть (но не весь) избыток H 2 , уменьшая количество несоединенного I 2 и образуя дополнительный HI.

    Влияние изменения давления на равновесие

    Иногда мы можем изменить положение равновесия, изменив давление в системе.Однако изменения давления имеют измеримый эффект только в системах, в которых задействованы газы, и только тогда, когда химическая реакция вызывает изменение общего количества молекул газа в системе. Легкий способ распознать такую ​​систему — это поискать различное количество молей газа на сторонах реагента и продукта равновесия. При оценке давления (а также связанных с ним факторов, таких как объем) важно помнить, что константы равновесия определяются с учетом концентрации (для K c ) или парциального давления (для K P ).Некоторые изменения общего давления, такие как добавление инертного газа, который не является частью равновесия, изменят общее давление, но не парциальные давления газов в выражении константы равновесия. Таким образом, добавление газа, не участвующего в равновесии, не нарушит равновесия.

    Посмотрите это видео, чтобы увидеть впечатляющую визуальную демонстрацию того, как изменяется равновесие при изменении давления.

    Когда мы увеличиваем давление газовой системы в состоянии равновесия, либо уменьшая объем системы, либо добавляя больше одного из компонентов равновесной смеси, мы вводим напряжение, увеличивая парциальное давление одного или нескольких компонентов. составные части.В соответствии с принципом Ле Шателье, сдвиг в равновесии, который уменьшает общее количество молекул на единицу объема, будет предпочтительным, потому что это снимает напряжение. Обратной реакции будет способствовать снижение давления.

    Рассмотрим, что происходит, когда мы увеличиваем давление в системе, в которой NO, O 2 и NO 2 находятся в равновесии:

    [латекс] 2 \ text {NO} \ left (g \ right) + {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {NO}} _ {2} \ левый (г \ правый) [/ латекс]

    Образование дополнительных количеств NO 2 уменьшает общее количество молекул в системе, потому что каждый раз, когда образуются две молекулы NO 2 , расходуются всего три молекулы NO и O 2 .Это снижает общее давление, оказываемое системой, и снижает, но не снимает полностью напряжение повышенного давления. С другой стороны, снижение давления в системе способствует разложению NO 2 на NO и O 2 , что приводит к восстановлению давления.

    Теперь рассмотрим эту реакцию:

    [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 \ text {NO} \ left (г \ справа) [/ латекс]

    Поскольку общее количество молекул в системе во время реакции не изменяется, изменение давления не способствует ни образованию, ни разложению газообразного монооксида азота.

    Влияние изменения температуры на равновесие

    Изменение концентрации или давления нарушает равновесие, потому что коэффициент реакции смещается от равновесного значения. Изменение температуры системы в состоянии равновесия имеет другой эффект: изменение температуры фактически изменяет значение константы равновесия. Однако мы можем качественно предсказать эффект изменения температуры, рассматривая его как нагрузку на систему и применяя принцип Ле Шателье.

    Когда водород реагирует с газообразным йодом, выделяется тепло.

    [латекс] {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {I}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 \ text {HI} \ left (g \ right) \ Delta H = -9,4 \ text {kJ} \ left (\ text {экзотермический} \ right) [/ latex]

    Поскольку эта реакция является экзотермической, мы можем записать ее с теплотой в качестве продукта.

    [латекс] {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {I}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 \ text {HI} \ left (g \ right) + \ text {heat} [/ latex]

    Повышение температуры реакции увеличивает внутреннюю энергию системы.Таким образом, повышение температуры приводит к увеличению количества одного из продуктов этой реакции. Реакция смещается влево, чтобы снять стресс, и наблюдается увеличение концентрации H 2 и I 2 и снижение концентрации HI. Понижение температуры этой системы уменьшает количество имеющейся энергии, способствует выделению тепла и способствует образованию йодистого водорода.

    Когда мы изменяем температуру системы в состоянии равновесия, константа равновесия реакции изменяется.Снижение температуры в системе HI увеличивает константу равновесия: в новом равновесии концентрация HI увеличилась, а концентрации H 2 и I 2 уменьшились. Повышение температуры снижает значение константы равновесия с 67,5 при 357 ° C до 50,0 при 400 ° C.

    Температура влияет на равновесие между NO 2 и N 2 O 4 в этой реакции

    [латекс] {\ text {N}} _ {2} {\ text {O}} _ {4} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {NO}} _ {2} \ left (g \ справа) \ Delta H = 57.20 \ text {кДж} [/ латекс]

    Положительное значение Δ H говорит нам, что реакция эндотермическая и может быть записана как

    [латекс] \ text {heat} + {\ text {N}} _ {2} {\ text {O}} _ {4} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {NO}} _ { 2} \ left (g \ right) [/ латекс]

    При более высоких температурах газовая смесь имеет темно-коричневый цвет, что свидетельствует о значительном количестве коричневых молекул NO 2 . Если, однако, мы оказываем нагрузку на систему, охлаждая смесь (забирая энергию), равновесие смещается влево, чтобы восполнить часть энергии, потерянной при охлаждении.Концентрация бесцветного N 2 O 4 увеличивается, а концентрация коричневого NO 2 уменьшается, что приводит к исчезновению коричневого цвета.

    Эта интерактивная анимация позволяет применить принцип Ле Шателье для прогнозирования влияния изменений концентрации, давления и температуры на концентрации реагентов и продуктов.

    Катализаторы не влияют на равновесие

    Как мы узнали во время изучения кинетики, катализатор может увеличить скорость реакции.Хотя это увеличение скорости реакции может привести к более быстрому достижению равновесия в системе (за счет ускорения прямой и обратной реакций), катализатор не влияет ни на значение константы равновесия, ни на равновесные концентрации.

    Взаимодействие изменений концентрации или давления, температуры и отсутствие влияния катализатора на химическое равновесие иллюстрируется промышленным синтезом аммиака из азота и водорода в соответствии с уравнением

    [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) +3 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {NH} } _ {3} \ left (g \ right) [/ латекс]

    В результате этой реакции образуется большое количество аммиака.Ежегодно аммиак входит в десятку крупнейших химических веществ, производимых в мире по массе. Ежегодно в США производится около 2 миллиардов фунтов стерлингов.

    Аммиак играет жизненно важную роль в нашей глобальной экономике. Он используется в производстве удобрений и сам по себе является важным удобрением для выращивания кукурузы, хлопка и других культур. Большие количества аммиака превращаются в азотную кислоту, которая играет важную роль в производстве удобрений, взрывчатых веществ, пластмасс, красителей и волокон, а также используется в сталелитейной промышленности.

    Фриц Габер

    Рис. 2. Работа лауреата Нобелевской премии Фрица Габера произвела революцию в сельскохозяйственной практике в начале 20 века. Его работа также повлияла на стратегии военного времени, добавив химическое оружие к артиллерии.

    В начале 20 века немецкий химик Фриц Габер (рис. 2) разработал практический процесс преобразования двухатомного азота, который не может использоваться растениями в качестве питательного вещества, в аммиак — форму азота, которая легче всего усваивается растениями.

    [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) +3 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {NH} } _ {3} \ left (g \ right) [/ латекс]

    Наличие азота является сильным ограничивающим фактором для роста растений. Несмотря на то, что на его долю приходится 78% воздуха, двухатомный азот (N 2 ) недоступен с точки зрения питания из-за огромной стабильности тройной связи азот-азот. Чтобы растения могли использовать атмосферный азот, азот должен быть преобразован в более биодоступную форму (это преобразование называется азотфиксацией).

    Габер родился в Бреслау, Пруссия (ныне Вроцлав, Польша) в декабре 1868 года. Он продолжил изучать химию и в Университете Карлсруэ разработал то, что позже будет известно как процесс Габера: каталитическое образование аммиака. из водорода и атмосферного азота при высоких температурах и давлениях. За эту работу Габер был удостоен Нобелевской премии по химии 1918 года за синтез аммиака из его элементов. Процесс Хабера был благом для сельского хозяйства, поскольку он позволил производству удобрений больше не зависеть от добываемого сырья, такого как нитрат натрия.В настоящее время годовое производство синтетических азотных удобрений превышает 100 миллионов тонн, а производство синтетических удобрений увеличило количество людей, которые могут содержать пахотные земли, с 1,9 человека на гектар в 1908 году до 4,3 в 2008 году.

    Помимо работы в производстве аммиака, Хабер также запомнился историей как один из отцов химического оружия. Во время Первой мировой войны он сыграл важную роль в разработке ядовитых газов, используемых в позиционной войне. Что касается его роли в этих разработках, Хабер сказал: «В мирное время ученый принадлежит Миру, но во время войны он принадлежит своей стране.Хабер защищал использование газовой войны от обвинений в бесчеловечности, говоря, что смерть есть смерть, какими бы средствами она ни была. Он является примером этических дилемм, с которыми сталкиваются ученые во время войны, и обоюдоострого характера меча науки.

    Как и Haber, изделия из аммиака могут быть многогранными. Помимо их ценности для сельского хозяйства, соединения азота также могут использоваться для достижения разрушительных целей. Нитрат аммония также использовался во взрывчатых веществах, в том числе в самодельных взрывных устройствах.Нитрат аммония был одним из компонентов бомбы, использованной при нападении на федеральное здание Альфреда П. Мурра в центре Оклахома-Сити 19 апреля 1995 года.

    Давно известно, что азот и водород реагируют с образованием аммиака. Однако производство аммиака в полезных количествах путем реакции азота и водорода стало возможным только в начале 20 века после того, как были выяснены факторы, влияющие на его равновесие.

    Чтобы быть практичным, производственный процесс должен относительно быстро давать большой выход продукта.Одним из способов увеличения выхода аммиака является увеличение давления в системе, в которой N 2 , H 2 и NH 3 находятся в равновесии или приходят в равновесие.

    [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) +3 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {NH} } _ {3} \ left (g \ right) [/ латекс]

    Образование дополнительных количеств аммиака снижает общее давление, оказываемое системой, и несколько снижает нагрузку от повышенного давления.

    Хотя увеличение давления смеси N 2 , H 2 и NH 3 приведет к увеличению выхода аммиака, при низких температурах скорость образования аммиака низкая. При комнатной температуре, например, реакция настолько медленная, что если бы мы приготовили смесь N 2 и H 2 , никакое обнаруживаемое количество аммиака не образовалось бы в течение нашей жизни. Образование аммиака из водорода и азота — экзотермический процесс:

    [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) +3 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightarrow 2 {\ text {NH }} _ {3} \ left (g \ right) \ Delta H = -92.2 \ text {кДж} [/ латекс]

    Таким образом, увеличение температуры для увеличения скорости снижает урожайность. Если мы понижаем температуру, чтобы сместить равновесие, чтобы способствовать образованию большего количества аммиака, равновесие достигается медленнее из-за значительного уменьшения скорости реакции с понижением температуры.

    Часть скорости образования, потерянную при работе при более низких температурах, можно восстановить с помощью катализатора. Чистый эффект катализатора на реакцию заключается в более быстром достижении равновесия.

    При промышленном производстве аммиака условия около 500 ° C, 150–900 атм и присутствие катализатора используются для достижения наилучшего компромисса между скоростью, выходом и стоимостью оборудования, необходимого для производства и содержания высоких концентраций. -давление газов при высоких температурах (рис. 3).

    Рис. 3. Промышленное производство аммиака требует тяжелого оборудования, способного выдерживать требуемые высокие температуры и давления. На этой схеме представлена ​​конструкция аммиачной установки.

    Ключевые концепции и резюме

    Системы, находящиеся в равновесии, могут быть нарушены из-за изменений температуры, концентрации и, в некоторых случаях, объема и давления; изменения объема и давления будут нарушать равновесие, если количество молей газа на стороне реагента и продукта реакции различно.Реакция системы на эти возмущения описывается принципом Ле Шателье: система будет реагировать таким образом, чтобы противодействовать возмущению. Не все изменения в системе приводят к нарушению равновесия. Добавление катализатора влияет на скорость реакции, но не меняет равновесия, а изменение давления или объема не вызовет значительного возмущения систем без газов или с равным количеством молей газа на стороне реагента и продукта.

    Таблица 1.Эффекты нарушения равновесия и K
    Нарушение Наблюдаемое изменение при восстановлении равновесия Направление переключения Влияние на K
    реагент добавлен добавленный реагент частично израсходован в сторону продуктов нет
    товар добавлен добавленный товар частично израсходован в сторону реагентов нет
    уменьшение объема / повышение давления газа понижение давления в сторону с меньшим количеством молей газа нет
    увеличение объема / уменьшение давления газа давление увеличивается в сторону с меньшим количеством молей газа нет
    повышение температуры поглощается тепло в сторону продуктов для эндотермии, в сторону реагентов для экзотермических реакций изменений
    понижение температуры отводится тепло в сторону реагентов для эндотермических, в сторону продуктов для экзотермических реакций изменений

    Упражнения

    1. Следующее уравнение представляет обратимое разложение: [латекс] {\ text {CaCO}} _ {3} \ left (s \ right) \ rightleftharpoons \ text {CaO} \ left (s \ right) + {\ text { CO}} _ {2} \ left (g \ right) [/ latex]
      При каких условиях разложение в закрытом контейнере продолжится до полного завершения, так что не останется CaCO 3 ?
    2. Объясните, как распознать условия, при которых изменения давления повлияют на системы, находящиеся в равновесии.
    3. Какое свойство реакции мы можем использовать, чтобы предсказать влияние изменения температуры на значение константы равновесия?
    4. Что произойдет с цветом раствора в части (b) на рис. 1, если добавить небольшое количество NaOH и выпадет в осадок Fe (OH) 3 ? Поясните свой ответ.
    5. При зажигании горелки на газовой плите происходит следующая реакция: [латекс] {\ text {CH}} _ {4} \ left (g \ right) +2 {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons {\ text {CO}} _ {2} \ left (g \ right) +2 {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ left (g \ right ) [/ latex]
      Установлено ли в этих условиях равновесие между CH 4 , O 2 , CO 2 и H 2 O? Поясните свой ответ.
    6. Необходимым этапом производства серной кислоты является образование триоксида серы SO 3 из диоксида серы SO 2 и кислорода O 2 , как показано ниже. При высоких температурах скорость образования SO 3 выше, но равновесное количество (концентрация или парциальное давление) SO 3 ниже, чем было бы при более низких температурах. [латекс] 2 {\ text {SO}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightarrow 2 {\ text {SO} } _ {3} \ left (g \ right) [/ латекс]
      1. Константа равновесия реакции увеличивается, уменьшается или остается примерно такой же при повышении температуры?
      2. Реакция эндотермическая или экзотермическая?
    7. Предложите четыре способа увеличения концентрации гидразина N 2 H 4 в равновесии, описываемом следующим уравнением: [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) +2 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons {\ text {N}} _ {2} {\ text {H}} _ {4} \ left ( g \ right) \ Delta H = 95 \ text {кДж} [/ латекс]
    8. Предложите четыре способа увеличения концентрации PH 3 в равновесии, описываемом следующим уравнением: [латекс] {\ text {P}} _ {4} \ left (g \ right) +6 {\ текст {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons4 {\ text {PH}} _ {3} \ left (g \ right) \ Delta H = 110.5 \ text {кДж} [/ латекс]
    9. Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих состояний равновесия? Как повлияет на каждую из них уменьшение объема реакционного сосуда?
      1. [латекс] 2 {\ text {NH}} _ {3} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) +3 {\ text { H}} _ {2} \ left (g \ right) \ Delta H = 92 \ text {kJ} [/ latex]
      2. [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 \ text {NO} \ left (g \ right) \ Delta H = 181 \ text {кДж} [/ латекс]
      3. [латекс] 2 {\ text {O}} _ {3} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons3 {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ Delta H = -285 \ текст {кДж} [/ латекс]
      4. [латекс] \ text {CaO} \ left (s \ right) + {\ text {CO}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons {\ text {CaCO}} _ {3} \ left (s \ right) \ Delta H = -176 \ text {кДж} [/ латекс]
    10. Как повышение температуры повлияет на каждое из следующих состояний равновесия? Как повлияет на каждую из них уменьшение объема реакционного сосуда?
      1. [латекс] 2 {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {O}} _ {2} \ left (g \ right) \ Delta H = 484 \ text {кДж} [/ latex]
      2. [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) +3 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 {\ text {NH} } _ {3} \ left (g \ right) \ Delta H = -92.2 \ text {кДж} [/ латекс]
      3. [латекс] 2 \ text {Br} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons {\ text {Br}} _ {2} \ left (g \ right) \ Delta H = -224 \ text {kJ} [/ латекс]
      4. [латекс] {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {I}} _ {2} \ left (s \ right) \ rightleftharpoons2 \ text {HI} \ left (g \ right) \ Delta H = 53 \ text {кДж} [/ латекс]
    11. Водяной газ представляет собой смесь монооксида углерода и водорода в соотношении 1: 1 и называется водяным газом, потому что он образуется из пара и горячего углерода в следующей реакции: [латекс] {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ left (g \ right) + \ text {C} \ left (s \ right) \ rightleftharpoons {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) + \ text {CO} \ влево (г \ вправо) \ текст {.} [/ latex] Метанол, жидкое топливо, которое могло бы заменить бензин, может быть получено из водяного газа и водорода при высокой температуре и давлении в присутствии подходящего катализатора.
      1. Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) для обратимой реакции
        [латекс] 2 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) + \ text {CO} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons {\ text {CH}} _ {3} \ text {OH} \ left (g \ right) \ Delta H = -90.2 \ text {kJ} [/ latex]
      2. Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в состоянии равновесия, если добавить еще H 2 ?
      3. Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в равновесном состоянии, если удалить CO?
      4. Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в равновесном состоянии, если добавить CH 3 OH?
      5. Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в состоянии равновесия, если температура системы повысится?
      6. Что произойдет с концентрациями H 2 , CO и CH 3 OH в состоянии равновесия, если добавить еще катализатор?
    12. Азот и кислород вступают в реакцию при высоких температурах.
      1. Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) для обратимой реакции
        [латекс] {\ text {N}} _ {2} \ left (g \ right) + {\ text {O} } _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 \ text {NO} \ left (g \ right) \ Delta H = 181 \ text {kJ} [/ latex]
      2. Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если (i) добавить еще O 2 ?
      3. Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если удалить N 2 ?
      4. Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если NO будет добавлен?
      5. Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если давление в системе увеличится за счет уменьшения объема реакционного сосуда?
      6. Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если температура системы повысится?
      7. Что произойдет с концентрациями N 2 , O 2 и NO в состоянии равновесия, если добавить катализатор?
    13. Водяной газ, смесь H 2 и CO, является важным промышленным топливом, получаемым в результате реакции пара с докрасна коксом, по существу, чистым углеродом.
      1. Напишите выражение для константы равновесия обратимой реакции
        [латекс] \ text {C} \ left (s \ right) + {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons \ text {CO} \ left (g \ right) + {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ Delta H = 131,30 \ text {kJ} [/ latex]
      2. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если добавить еще C?
      3. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если удалить H 2 O?
      4. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия при добавлении CO?
      5. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если температура системы повысится?
    14. Чистое металлическое железо может быть получено восстановлением оксида железа (III) газообразным водородом.
      1. Напишите выражение для константы равновесия ( K c ) для обратимой реакции
        [латекс] {\ text {Fe}} _ {2} {\ text {O}} _ {3} \ left ( s \ right) +3 {\ text {H}} _ {2} \ left (g \ right) \ rightleftharpoons2 \ text {Fe} \ left (s \ right) +3 {\ text {H}} _ {2 } \ text {O} \ left (g \ right) \ Delta H = 98,7 \ text {кДж} [/ latex]
      2. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если добавить больше Fe?
      3. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если удалить H 2 O?
      4. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если добавить H 2 ?
      5. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если давление в системе увеличится за счет уменьшения объема реакционного сосуда?
      6. Что произойдет с концентрацией каждого реагента и продукта в состоянии равновесия, если температура системы повысится?
    15. Аммиак — слабое основание, которое вступает в реакцию с водой согласно следующему уравнению: [латекс] {\ text {NH}} _ {3} \ left (aq \ right) + {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ left (l \ right) \ rightleftharpoons {\ text {NH}} _ {4} {} ^ {+} \ left (aq \ right) + {\ text {OH}} ^ {-} \ left (aq \ right) [/ latex]
      Будет ли что-либо из следующего увеличивать процент аммиака, который превращается в ион аммония в воде?
      1. Добавление NaOH
      2. Добавление HCl
      3. Добавление NH 4 Cl
    16. Уксусная кислота — это слабая кислота, которая реагирует с водой по следующему уравнению: [латекс] {\ text {CH}} _ {3} {\ text {CO}} _ {2} \ text {H} \ left (aq \ right) + {\ text {H}} _ {2} \ text {O} \ left (aq \ right) \ rightleftharpoons {\ text {H}} _ {3} {\ text {O}} ^ {+ } \ left (aq \ right) + {\ text {CH}} _ {3} {\ text {CO}} _ {2} {} ^ {-} \ left (aq \ right) [/ latex]
      Будет любое из следующих действий увеличивает процент уксусной кислоты, которая вступает в реакцию и производит ион [латекс] {\ text {CH}} _ {3} {\ text {CO}} _ {2} {} ^ {-} [/ latex] ?
      1. Добавление HCl
      2. Добавление NaOH
      3. Добавление NaCH 3 CO 2
    17. Предложите два способа снижения равновесной концентрации Ag + в растворе Na + , Cl , Ag + и [латекс] {\ text {NO}} _ {3 } {} ^ {\ text {-}} [/ latex], в контакте с твердым AgCl.Концентрация ионов {2 -} [/ latex] уменьшится.
    Показать выбранные ответы

    1. Количество CaCO 3 должно быть настолько маленьким, чтобы [латекс] {P} _ {\ text {CO}} _ {2}} [/ latex] было меньше K P , когда CaCO 3 полностью разложился. Другими словами, начальное количество CaCO 3 не может полностью создать полный [латекс] {P} _ {{\ text {CO}} _ {2}} [/ латекс], необходимый для равновесия.

    3. Можно использовать изменение энтальпии.Если реакция экзотермическая, выделяемое тепло можно рассматривать как продукт. Если реакция эндотермическая, добавленное тепло можно рассматривать как реагент. Дополнительное тепло сместит экзотермическую реакцию обратно к реагентам, но сместит эндотермическую реакцию на продукты. Охлаждение экзотермической реакции вызывает смещение реакции в сторону продукта; охлаждение эндотермической реакции приведет к ее смещению на сторону реагентов.

    5. Нет, не в равновесии.Поскольку система не ограничена, продукты непрерывно выходят из области пламени; реагенты также непрерывно добавляются из горелки и окружающей атмосферы.

    7. Добавить N 2 ; добавить H 2 ; уменьшить объем контейнера; нагрейте смесь.

    9. Изменение температуры и давления дает следующие результаты:

    1. Δ T увеличение = сдвиг вправо, Δ P увеличение = сдвиг влево
    2. Δ T увеличение = сдвиг вправо, Δ P увеличение = нет эффекта
    3. Δ T увеличение = сдвиг влево, Δ P увеличение = сдвиг влево
    4. Δ T увеличение = сдвиг влево, Δ P увеличение = сдвиг вправо

    11.{2} \ left [\ text {CO} \ right]} [/ латекс]

  • [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] увеличивается
  • [H 2 ] увеличивается, [CO] уменьшается, [CH 3 OH] уменьшается
  • [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] увеличивается
  • [H 2 ] увеличивается, [CO] увеличивается, [CH 3 OH] уменьшается
  • без изменений
  • 13. Ответы следующие:

    1. [латекс] {K} _ {c} = \ frac {\ left [\ text {CO} \ right] \ left [{\ text {H}} _ {2} \ right]} {\ left [{ \ text {H}} _ {2} \ text {O} \ right]} [/ latex]
    2. [H 2 O] без изменений, [CO] без изменений, [H 2 ] без изменений
    3. [H 2 O] уменьшается, [CO] уменьшается, [H 2 ] уменьшается
    4. [H 2 O] увеличивается, [CO] увеличивается, [H 2 ] уменьшается
    5. [H 2 O] уменьшается, [CO] увеличивается, [H 2 ] увеличивается.Ион {+} [/ latex] заставляет равновесие смещаться влево, образуя больше NH 3 ( водн. ).

      17. Добавьте в раствор NaCl или другую соль, дающую Cl . Охлаждение раствора сдвигает равновесие вправо, выделяя больше AgCl ( с ).

      19. (a) Раствор уже удерживает столько ионов, сколько может.

      Аминокислота аланин имеет два изомера, α-аланин и β-аланин. Когда равные массы этих двух соединений растворяются в равных количествах растворителя, раствор α-аланина замерзает при самой низкой температуре.{\ text {-}} [/ latex])?

      Понижение точки замерзания пропорционально количеству частиц, образующихся в растворителе. Для слабого электролита Δ T = ik f m, где i — количество ионов, образующихся из растворенного вещества. Поскольку оба изомера имеют одинаковые молекулярные массы и растворяются в одном и том же количестве растворителя, k f и m являются константами. Следовательно, любое различие в снижении температуры замерзания должно отражать различие в степени ионизации, и , двух форм аланина на фрагменты, а именно, протон и анион.Большее количество ионов будет произведено формой с большей константой равновесия, что приведет к более низкой температуре замерзания для этого вида. Так как α-аланин имеет более низкую точку замерзания и, следовательно, большую депрессию точки замерзания, он должен иметь большее количество ионов в растворе и иметь большее значение K c .

      Глоссарий

      Принцип Ле Шателье: когда химическая система в состоянии равновесия нарушается, она возвращается в равновесие, противодействуя нарушению

      положение равновесия: концентрации или парциальные давления компонентов реакции при равновесии (обычно используются для описания условий до нарушения)

      стресс: изменение условий реакции, которые могут вызвать сдвиг в равновесии


      Сдвиг равновесия: принцип Ле Шателье

      13.3. Сдвиг равновесия: принцип Ле Шателье

      Цели обучения

      1. Определите Принцип Ле Шателье .
      2. Предскажите направление сдвига для равновесия под напряжением.

      Как только равновесие установится, реакция закончится, верно? Не совсем. Экспериментатор имеет некоторую способность влиять на равновесие.

      Химическое равновесие можно изменить, изменив условия, в которых находится система.Мы говорим, что «подчеркиваем» равновесие. Когда мы подчеркиваем равновесие, химическая реакция больше не находится в равновесии, и реакция начинает возвращаться к равновесию таким образом, чтобы уменьшить напряжение. Формальное утверждение называется принципом Ле Шателье: если равновесие нарушено, то реакция сдвигается, чтобы уменьшить напряжение: если равновесие нарушено, тогда реакция сдвигается, чтобы уменьшить напряжение.

      Есть несколько способов усилить равновесие. Один из способов — добавить или удалить продукт или реагент в химической реакции при равновесии.Когда добавляется дополнительный реагент, равновесие смещается, чтобы уменьшить это напряжение: получается больше продукта. Когда добавляется дополнительный продукт, равновесие смещается к реагентам, чтобы уменьшить напряжение. Если реагент или продукт удаляются, равновесие смещается, чтобы произвести больше реагента или продукта, соответственно, чтобы восполнить потерю.

      Пример 6

      Учитывая эту реакцию при равновесии:

      Н2 + 3х3⇄2Нх4

      В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

      1. H 2 добавлен.
      2. NH 3 добавлен.
      3. NH 3 удален.

      Решение

      1. Если добавить H 2 , то теперь реагента больше, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, чтобы уменьшить добавленный H 2 .
      2. Если добавить NH 3 , теперь продукта больше, поэтому реакция сместится в сторону реагентов, чтобы уменьшить добавленный NH 3 .
      3. Если удалить NH 3 , теперь остается меньше продукта, поэтому реакция сместится в сторону продуктов, чтобы заменить удаленный продукт.

      Проверьте себя

      Учитывая эту реакцию при равновесии:

      CO (г) + Br2 (г) ⇄COBr2 (г)

      В каком направлении — к реагентам или к продуктам — смещается реакция, если равновесие нарушается каждым изменением?

      1. Br 2 снят.
      2. COBr 2 добавлен.

      Ответы

      1. по реагентам
      2. в сторону реагентов

      Стоит отметить, что при добавлении или удалении реагентов или продуктов значение K экв. не изменяется .Химическая реакция просто сдвигается предсказуемым образом, чтобы восстановить концентрации, так что выражение K eq возвращается к правильному значению.

      Как равновесие реагирует на изменение давления? Изменения давления не оказывают заметного влияния на твердую или жидкую фазы. Однако давление сильно влияет на газовую фазу. Принцип Ле Шателье подразумевает, что повышение давления смещает равновесие в сторону реакции с меньшим количеством молей газа, в то время как снижение давления смещает равновесие в сторону реакции с большим количеством молей газа.Если количество молей газа одинаково на обеих сторонах реакции, давление не оказывает никакого влияния.

      Пример 7

      Как повлияет на это равновесие увеличение давления?

      N2 (г) + 3h3 (г) ⇄2Nh4 (г)

      Решение

      Согласно принципу Ле-Шателье, если давление увеличивается, то равновесие смещается в сторону с меньшим количеством молей газа. Эта конкретная реакция показывает в общей сложности 4 моля газа в качестве реагентов и 2 моля газа в качестве продуктов, поэтому реакция смещается в сторону продуктов.

      Проверьте себя

      Как повлияет на это равновесие уменьшение давления?

      3O2 (г) ⇄2O3 (г)

      Ответ

      Реакция смещается в сторону реагентов.

      Как изменение температуры влияет на равновесие? Это зависит от того, является ли реакция эндотермической или экзотермической. Напомним, что эндотермический означает, что энергия поглощается химической реакцией, а экзотермический означает, что энергия выделяется в результате реакции.Таким образом, энергия может рассматриваться как реагент или продукт, соответственно, реакции:

      эндотермический: энергия + реагенты → продукты экзотермический: реагенты → продукты + энергия

      Поскольку температура является мерой энергии системы, повышение температуры можно рассматривать как добавление энергии. Реакция будет реагировать так, как если бы добавлялся реагент или продукт, и будет действовать соответствующим образом, переходя на другую сторону. Например, если температура повышается для эндотермической реакции, по существу добавляется реагент, поэтому равновесие смещается в сторону продуктов.Снижение температуры эквивалентно уменьшению количества реагента (для эндотермических реакций) или продукта (для экзотермических реакций), и равновесие соответственно смещается.

      Пример 8

      Предсказать влияние повышения температуры на это равновесие.

      PCl3 + Cl2⇄PCl5 + 60 кДж

      Решение

      Поскольку энергия указана как продукт, она производится, поэтому реакция является экзотермической. Если температура повышается, продукт добавляется до равновесия, поэтому равновесие смещается, чтобы минимизировать добавление дополнительного продукта: он смещается обратно в сторону реагентов.

      Проверьте себя

      Предсказать влияние понижения температуры на это равновесие.

      N2O4 + 57 кДжÀ2NO2

      Ответ

      Смещение равновесия в сторону реагентов.

      В случае температуры значение равновесия изменилось, потому что K eq зависит от температуры. Вот почему равновесие смещается при изменении температуры.

      Катализатор: Вещество, увеличивающее скорость реакции.это вещество, увеличивающее скорость реакции. В целом катализатор не является реагентом и не расходуется, но все же влияет на скорость протекания реакции. Однако катализатор не влияет на степень или положение реакции при равновесии. Это помогает реакции быстрее достичь равновесия.

      Химия везде: равновесие в саду

      Гортензии — распространенные цветковые растения во всем мире. Хотя многие гортензии белые, существует один распространенный вид ( Hydrangea macrophylla ), цветы которого могут быть красными или синими, как показано на прилагаемом рисунке.Как это растение может иметь такие разноцветные цветы?

      Рисунок 13.1 Садовое равновесие

      У этого вида гортензии цветы могут быть как красными, так и синими. Почему разница в цвете?

      Интересно, что цвет цветов обусловлен кислотностью почвы, в которой высажена гортензия. Проницательный садовник может отрегулировать pH почвы и фактически изменить цвет цветов.Однако на цвет цветов влияют не ионы H + или OH . Скорее, изменение цвета вызывает присутствие алюминия.

      Растворимость алюминия в почве — и, следовательно, способность растений поглощать его — зависит от кислотности почвы. Если почва относительно кислая, алюминий более растворим, и растения легче усваивают его. В этих условиях цветки гортензии становятся синими, так как ионы Al взаимодействуют с антоциановыми пигментами в растении.В более основных почвах алюминий менее растворим, и в этих условиях цветки гортензии красные. Садоводы, которые меняют pH почвы, чтобы изменить цвет цветов гортензии, поэтому используют принцип Ле Шателье: количество кислоты в почве изменяет равновесие растворимости алюминия, что, в свою очередь, влияет на цвет цветов.

      Ключевые выводы

      • Принцип Ле Шателье касается того, как смещается равновесие при изменении условий равновесия.
      • Направление сдвига можно предсказать по изменениям концентрации, температуры или давления.
      • Катализаторы не влияют на положение равновесия; они помогают реакциям быстрее достичь равновесия.

      Упражнения

      1. Определите Принцип Ле Шателье .

      2. Что подразумевается под стрессом? Какими способами можно подчеркнуть равновесие?

      3. Учитывая это равновесие, спрогнозируйте направление сдвига для каждого напряжения.

        h3 (г) + I2 (т) + 53 кДж⇄2HI (г)
        1. пониженная температура
        2. повышенное давление
        3. снятие HI
      4. Учитывая это равновесие, спрогнозируйте направление сдвига для каждого напряжения.

        h3 (г) + F2 (г) ⇄2HF (г) + 546 кДж
        1. повышенная температура
        2. добавление H 2
        3. пониженное давление
      5. Учитывая это равновесие, спрогнозируйте направление сдвига для каждого напряжения.

        2SO2 (г) + O2 (г) 2SO3 (г) + 196 кДж
        1. удаление СО 3
        2. добавление О 2
        3. пониженная температура
      6. Учитывая это равновесие, спрогнозируйте направление сдвига для каждого из перечисленных напряжений.

        CO2 (г) + C (т) + 171 кДж⇄2CO (г)
        1. добавление CO
        2. повышенное давление
        3. добавка катализатора
      7. При синтезе NH 3 используется эта химическая реакция.

        N2 (г) + 3h3 (г) ⇄2Nh4 (г) + 92 кДж

        Укажите три напряжения, которые могут быть наложены на равновесие, чтобы максимизировать количество NH 3 .

      8. При синтезе CaCO 3 используется эта химическая реакция.

        CaO (т) + CO2 (г) ⇄CaCO3 (т) + 180 кДж

        Укажите три напряжения, которые могут быть наложены на равновесие, чтобы максимизировать количество CaCO. 3 .

      ответы

      1. Когда равновесие нарушено, равновесие смещается, чтобы минимизировать это напряжение.

        1. по реагентам
        2. в сторону реагентов
        3. в сторону продуктов
        1. в сторону продуктов
        2. в сторону продуктов
        3. в сторону продуктов
      2. повышенное давление, пониженная температура, удаление NH 3

      константы равновесия и изменяющиеся условия

      КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ и ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ

       

      На этой странице рассматривается взаимосвязь между константами равновесия и принципом Ле Шателье.Студенты часто не понимают, как положение равновесия может изменяться при изменении условий реакции, хотя константа равновесия может оставаться неизменной.

      Имейте в виду, что эта страница предполагает хорошее понимание принципа Ле Шателье и того, как писать выражения для констант равновесия.


      Важно: Если вас не устраивают основы равновесия, изучите меню равновесия, прежде чем тратить время на эту страницу.

      Эту страницу следует читать только в том случае, если вы уверены во всем остальном, что связано с равновесием.



      Изменение концентрации

      Факты

      Константы равновесия не изменятся, если вы измените концентрации предметов, присутствующих в равновесии. Единственное, что меняет константу равновесия, — это изменение температуры.

      Положение равновесия будет изменено, если вы измените концентрацию чего-либо, присутствующего в смеси.Согласно принципу Ле Шателье, положение равновесия движется таким образом, что имеет тенденцию отменять внесенное вами изменение.

      Предположим, у вас установлено равновесие между четырьмя веществами A, B, C и D.

      Согласно принципу Ле-Шателье, если, например, вы уменьшите концентрацию C, положение равновесия сместится вправо, чтобы снова увеличить концентрацию.


      Примечание: Причина выбора уравнения с «2B» станет яснее, когда я рассмотрю влияние давления ниже по странице.


      Объяснение постоянства константы равновесия

      Константа равновесия K c для этой реакции выглядит так:

      Если вы переместили положение равновесия вправо (и таким образом увеличили количество C и D), почему не увеличилась константа равновесия?

      Это действительно неправильный вопрос! Нам нужно посмотреть на это с другой стороны.

      Предположим, что константа равновесия не должна измениться, если вы уменьшите концентрацию C, потому что константы равновесия постоянны при постоянной температуре. Почему положение равновесия перемещается именно так?

      Если вы уменьшите концентрацию C, верхняя часть выражения K c станет меньше. Это изменит значение K c . Чтобы этого не произошло, концентрации C и D должны снова увеличиться, а концентрации A и B должны снизиться.Это происходит до тех пор, пока не будет достигнут новый баланс, когда значение выражения константы равновесия вернется к тому, что было раньше.

      Положение равновесия смещается — не потому, что Ле Шателье говорит, что это необходимо, а из-за необходимости поддерживать постоянное значение константы равновесия.

      Если вы уменьшите концентрацию C:

       

       

      Изменение давления

      Это применимо только к системам, в которых используется хотя бы один газ.

      Факты

      Константы равновесия не изменяются при изменении давления в системе. Единственное, что меняет константу равновесия, — это изменение температуры.

      Положение равновесия может быть изменено при изменении давления. Согласно принципу Ле Шателье, положение равновесия движется таким образом, что имеет тенденцию отменять внесенное вами изменение.

      Это означает, что если вы увеличите давление, положение равновесия сместится таким образом, что давление снова снизится — если это возможно. Это можно сделать, поддерживая реакцию, в результате которой образуется меньше молекул. Если на каждой стороне уравнения находится одинаковое количество молекул, то изменение давления не влияет на положение равновесия.

      Пояснение

      Где на каждой стороне уравнения разное количество молекул

      Давайте посмотрим на то же равновесие, которое мы использовали ранее.На него будет влиять давление, потому что слева 3 молекулы, а справа только 2. Увеличение давления сдвинет положение равновесия вправо.

      Поскольку это равновесие для всех газов, гораздо проще использовать K p :

      Еще раз, легко предположить, что, поскольку положение равновесия сместится вправо, если вы увеличите давление, K p также увеличится. Не так!

      Чтобы понять, почему, вам нужно изменить выражение K p .

      Помните взаимосвязь между парциальным давлением, мольной долей и общим давлением?


      Примечание: Если вас это не устраивает, прочтите начало страницы о K p , прежде чем продолжить.

      Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.



      Замена всех членов парциального давления на мольные доли и полное давление дает:

      Если разобраться, большая часть «P» сокращается, но одна остается внизу выражения.

      Теперь вспомните, что K p должен оставаться постоянным, потому что температура не меняется. Как это может произойти, если вы увеличите P?

      Чтобы компенсировать, вам придется увеличить члены вверху, x C и x D , и уменьшить члены внизу, x A и x B .

      Увеличение членов вверху означает, что вы увеличили мольные доли молекул в правой части.Уменьшение значений внизу означает, что вы уменьшили мольные доли молекул слева.

      Это еще один способ сказать, что положение равновесия сместилось вправо — в точности то, что предсказывает принцип Ле Шателье. Положение равновесия перемещается так, что значение K p остается постоянным.

      Если на каждой стороне уравнения одинаковое количество молекул

      В этом случае на положение равновесия не влияет изменение давления.Почему нет?

      Проделаем тот же процесс, что и раньше:

      Подставляем мольные доли и полное давление:

      . . . и по возможности аннулировать:

      В выражении не осталось ни одной буквы «P». Изменение давления не может повлиять на выражение K p . Положение равновесия не должно изменяться, чтобы поддерживать постоянным K p .

       

      Изменение температуры

      Факты

      Константы равновесия изменяются при изменении температуры системы.K c или K p постоянны при постоянной температуре, но они изменяются при изменении температуры.

      Посмотрите на равновесие между водородом, йодом и йодистым водородом:

      Выражение K p :

       

      Два значения для K p :

      температура K p
      500 K 160
      700 K 54

      Вы можете видеть, что с повышением температуры значение K p падает.


      Примечание: Возможно, вам интересно, каковы единицы измерения K p . Этот конкретный пример был выбран потому, что в этом случае K p не имеет единиц измерения. Это всего лишь цифра.

      Единицы измерения констант равновесия варьируются от случая к случаю. Намного легче понять это по книге, чем по математике на экране. Вы найдете это объяснение в моей книге расчетов по химии.



      Это типично для любого равновесия, когда прямая реакция экзотермична.Повышение температуры уменьшает значение константы равновесия.

      Если прямая реакция эндотермическая, увеличение температуры увеличивает значение константы равновесия.


      Примечание: Любое объяснение этого требует знаний, выходящих за рамки любой учебной программы уровня A (или эквивалентной) в Великобритании.


      Положение равновесия также изменяется при изменении температуры.Согласно принципу Ле Шателье, положение равновесия движется таким образом, что имеет тенденцию отменять внесенное вами изменение.

      Если вы увеличите температуру, положение равновесия сместится таким образом, что температура снова снизится. Он будет делать это, способствуя реакции поглощения тепла.

      В равновесии, которое мы только что рассмотрели, это будет обратная реакция, потому что прямая реакция экзотермична.

      Итак, согласно принципу Ле Шателье, положение равновесия сместится влево.Будет образовываться меньше йодистого водорода, и равновесная смесь будет содержать больше непрореагировавшего водорода и йода.

      Это полностью соответствует падению значения константы равновесия.

       

      Добавление катализатора

      Факты

      Константы равновесия не изменяются, если вы добавляете (или меняете) катализатор. Единственное, что меняет константу равновесия, — это изменение температуры.

      Положение равновесия не изменяется , если вы добавляете (или меняете) катализатор.

      Пояснение

      Катализатор на одинаковую скорость ускоряет прямую и обратную реакции. Динамическое равновесие устанавливается, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Если катализатор ускоряет обе реакции в одинаковой степени, то они останутся равными без какого-либо изменения положения равновесия.


      Примечание: Если вы знаете об уравнении Аррениуса, нетрудно использовать его, чтобы показать, что на соотношение констант скорости прямой и обратной реакций не влияет добавление катализатора. Хотя энергии активации двух реакций изменяются при добавлении катализатора, они обе изменяются на одинаковую величину.

      Я не собираюсь заниматься этой частью алгебры, потому что ее никогда не спросят на этом уровне (британский уровень A или эквивалент).



       

      Изучение этого с помощью простой компьютерной программы

      Ссылка ниже приведет вас на страницу, где вы можете изучить влияние изменения условий на реакцию:

      Страница поступила из Дэвидсон-колледжа в Америке. Для этого необходимо, чтобы в вашем браузере была включена Java.


      Примечание: Если эта ссылка перестает работать, сообщите мне, используя адрес, указанный на странице об этом сайте.Если в вашем браузере не включена Java, вы не увидите важную часть страницы, и вам придется включить Java. Боюсь, что это ваша проблема — она ​​варьируется от браузера к браузеру. Вы можете попробовать прочитать эту страницу о включении Java.


      Вам говорят, что реакция эндотермическая, и вы можете изменить такие параметры, как температура, объем смеси и количества всех реагентов, чтобы увидеть, что произойдет.

      Было бы лучше, если бы вы выяснили, чего вы ожидали, прежде чем что-либо менять.Вы меняете ситуацию, перемещая серые ползунки.

      Вы заметите, что нет прямого способа изменить давление. Вместо этого вам нужно изменить громкость. Очевидно, что если вы уменьшите громкость, сохраняя постоянное количество всего, это приведет к увеличению давления.

      Если вы сделаете это для изменения давления, сконцентрируйтесь на красных полосах, показывающих, что происходит с количеством молей присутствующих веществ. Синие полосы сбивают с толку. Они представляют собой концентрации, и они будут меняться не только из-за изменения присутствующих количеств, но также из-за изменения объема.Это сбивает с толку!

       
       

      Куда бы вы сейчас хотели пойти?

      В меню равновесия. . .

      В меню «Физическая химия». . .

      В главное меню. . .

       

      © Джим Кларк, 2002 г. (последнее изменение — май 2013 г.)

      Изменение объемов и равновесия

      Многие промышленные газофазные реакции проходят при очень высоком давлении газа. создается за счет сжатия газов, первоначально при комнатной температуре, до значительного меньший объем.Чтобы понять, почему это делается, давайте подробнее рассмотрим влияние изменения объема на газофазные реакции.

      Если все остальные факторы остаются постоянными, изменение объема, занимаемого газ изменит свою концентрацию и, следовательно, изменит скорость на который вступает в реакцию с другими веществами. Например, для следующих реакции, уменьшение вдвое объема, занимаемого газами, приведет к удвоить их концентрации.

      N 2 O 4 (г) 2НО 2 (г)

      Удвоение концентрации N 2 O 4 удваивает прямая скорость реакции.Напротив, поскольку имеется два моля NO 2 участвует в обратной реакции, удваивая концентрацию NO 2 приводит к четырехкратной скорости обратной реакции. Первый Важным моментом здесь является то, что изменение объема, занимаемого газовой фазой система реакции приводит к изменению как прямой, так и обратной реакции тарифы. Второй важный момент заключается в том, что влияние на эти две ставки может быть не таким. Если влияние на ставки иное, равновесие будет нарушено, и реакция сместится в сторону большего продукты или несколько реагентов.В нашем случае, поскольку обратная скорость равна увеличился больше, чем форвардный курс, система переместится в сторону большего реагенты.

      В целом громкость уменьшилась и увеличилась концентрация приведет к увеличению как прямого, так и обратного ставки, но это приведет к большему увеличению ставки (вперед или обратный), чьи «реагенты» имеют больше молей газа. (Помните, «Продукты» являются «реагентами» обратной реакции.) Таким образом, уменьшенный объем для газовой фазы реакция сместит систему в сторону реакции с наименьшее количество молей газа.Например, уменьшилась громкость и, следовательно, повышенная концентрация как реагентов, так и продуктов для следующих реакция в равновесии сдвинет систему к большему количеству продуктов.

      CO (г) + Cl 2 (г) COCl 2 (г)

      2 моль 1 родинка

      Уменьшение объема нарушает равновесие, только если моли газообразные продукты и моли газообразных реагентов не равны.Если здесь равное количество молей газообразных веществ по обе стороны от стрелка, изменение объема одинаково влияет на концентрацию реактивы и продукты. Таким образом, он одинаково влияет на нападающего. и обратные скорости, и система остается в равновесии. Например, изменение объема не нарушает равновесия для реакции, которая образует водородный газ.

      CO (г) + H 2 O (г) CO 2 (г) + H 2 (г)

      2 моль 2 родинки

      ПРИМЕР 1 — Прогнозирование Влияние изменения объема на газофазные реакции: предсказать, будет ли уменьшение объема контейнера приведет в движение равновесную систему для каждой реакции на большее количество продуктов, на большее количество реагентов или ни один.Объясни свои ответы.

      а. NH 3 (г) + 2O 2 (г) HNO 3 (л) + H 2 O (л)

      г. CO 2 (г) + CF 4 (г) 2COF 2 (г)

      г. C (т) + H 2 O (г) CO (г) + H 2 (г)

      Решение :

      а. Уменьшение громкости смещает систему в сторону реакции в котором меньше молей газа.Для этой реакции есть три молей газообразных реагентов и нет молей газообразных продуктов, поэтому сдвиг будет в сторону продуктов.

      г. Эта реакция имеет такое же количество молей газообразного реагентов и продуктов, поэтому изменение объема реакции приведет к ни в коем случае не сдвигать систему. Ни реагенты, ни продукты не одобренный.

      г. С этим нужно быть осторожнее. Хотя есть одинаковое количество молей реагентов и продуктов, один из реагентов твердое тело.Таким образом, молей газообразных реагентов меньше, чем газообразные продукты, поэтому уменьшение объема смещает систему в сторону реагенты.

      Учитывая влияние изменения объема на давление газа, мы можем также использовать принцип Ле Шателье, чтобы помочь нам предсказать эффект изменение объема на газофазных реакциях. Уменьшение громкости приводит к повышение давления. Для идеального газа нужно сократить объем пополам. к удвоению давления газа.

      Принцип Ле Шателье помогает нам решить, что уменьшение объема для следующей реакции, увеличивая общее давление газа, приведет к сдвигу в системе, чтобы противодействовать этому изменению, то есть для уменьшения давления газа.

      N 2 O 4 (г) 2НО (г)

      Молей газообразных реагентов меньше, чем газообразных продуктов, если система смещается в сторону реагентов, давление газа снижается.В В таблице ниже представлено общее описание того, как принцип Ле Шателье может использоваться для прогнозирования сдвигов в равновесных системах.

      Сводка сдвигов при изменении объема в равновесии, предсказанных Ле Принцип Шателье

      Реакция

      Причина сбоя

      Противодействие изменению

      Направление переключения

      Молей газообразных продуктов больше, чем реагентов

      Уменьшить объем (и увеличить давление)

      Понизить давление

      К реактивам

      Молей газообразных продуктов больше, чем реагентов

      Увеличить объем (и уменьшить давление)

      Повышение давления

      К продуктам

      Молей газообразных реагентов больше, чем продуктов

      Уменьшить объем (и увеличить давление)

      Понизить давление

      К продуктам

      Молей газообразных реагентов больше, чем продуктов

      Увеличить объем (и уменьшить давление)

      Повышение давления

      К реактивам

      Равные моли газообразных реагентов и продуктов

      Уменьшить объем (и увеличить давление)

      Нет эффекта

      Без смены

      Равные моли газообразных реагентов и продуктов

      Увеличить объем (и увеличить давление)

      Нет эффекта

      Без смены

      ПРИМЕР 2 — Прогнозирование Влияние нарушений на равновесие: газообразный аммиак, который используется для делать удобрения и взрывчатые вещества, производится за счет реакции азота газ и водород.Прямая реакция экзотермична. Рассмотрим система, в которой газы сжимаются до небольшого объема достаточно, чтобы получить полное давление около 300 атм. (Это типичный давление для промышленного производства аммиака.) Предскажите, будет ли это изменение равновесной системы азота, водорода и аммиака приведет к переключить систему на большее количество продуктов, на большее количество реагентов или ни на что другое. Объясните каждый ответ двумя способами: (1) применяя Ле Шателье принципа и (2) описывая влияние изменения на нападающего и обратные скорости реакции.

      N 2 (г) + 3H 2 (г) 2NH 3 (г) + 92,2 кДж

      Решение :

      (1) Используя принцип Ле Шателье, мы предсказываем, что система смещается, чтобы частично противодействовать увеличению давления. Потому что там четыре моля газообразных реагентов на каждые два моля газообразного продуктов, система переместится в сторону большего количества продуктов.Уменьшение моль газа снизит общее давление.

      (2) Уменьшение объема при постоянных молях газа приводит к увеличение концентрации (моль / л) всех реагентов и товары. Это увеличит скорость как прямого, так и обратного реакции, но это увеличит скорость реакции, которая включает большее количество молей газа больше, чем скорость реакции это включает меньше молей газа.В нашей реакции нападающий реакция (с удвоенным количеством молей газа) увеличивается больше, чем обратная реакция (с вдвое меньшим количеством молей газа). Это приводит к переход к большему количеству продуктов.

      Химическое равновесие | Медицинская онлайн-библиотека Lecturio


      Изображение: «Баланс (균형)» Сонбин Им. Лицензия: CC BY-SA 2.0 Изображение вырезано.


      Природа химического равновесия

      Определение химического равновесия

      Химическое равновесие — это состояние химической системы, при котором постоянная концентрация продуктов и реагентов .Реакции, протекающие в гомогенных растворах, по-видимому, прекратились, поскольку невозможно определить изменения концентраций участвующих веществ. Обмен веществ происходит только на уровне частиц, поэтому химическое равновесие также называется динамическим равновесием .

      Для каждой реакции положение равновесия при определенных окружающих условиях определяется естественной константой.

      Эта форма реакции также известна как обратимая реакция , поскольку она протекает в обоих направлениях и одновременно.Это условие приводит к тому, что уравнение для типа реакции равновесная реакция содержит двойную стрелку. Однако обратимые реакции могут иметь место только в том случае, если ни один из партнеров реакции не покидает систему.

      Примечание: С химической точки зрения неверно утверждать, что в продуктах и ​​реагентах присутствуют одни и те же количества вещества. В состоянии химического равновесия прямая и обратная реакция происходит с одинаковой скоростью, поэтому изменений в концентрациях веществ не происходит.Следует категорически избегать приравнивания этих фактов.

      Примеры равновесных реакций

      • Чистая вода: H 2 O диссоциирует на H + и OH . В чистой воде существует равновесие между H 2 O и диссоциированными ионами. Положение очень далеко от H 2, , и это приводит к значению pH 7.
      • Если глюкоза растворяется в воде при комнатной температуре, стабильное соотношение концентраций дает 63% β-глюкозы и 37% α-глюкозы.

      Требования химического равновесия

      • Замкнутая или закрытая система: Обратимые реакции могут происходить только в том случае, если ни одно из участвующих веществ не может выйти.
      • Обратимая реакция: Если реакция началась и образовались первые продукты, происходит мгновенная и немедленная обратная реакция, так что продукты снова разлагаются до исходных веществ. Скорости реакции партнеров по реакции регулируются из-за качания реакций вперед и назад до тех пор, пока через определенный период времени не установится постоянная связь.

      Особенности химического равновесия

      • Прямая и обратная реакция происходит одновременно: динамическое равновесие.
      • Идентичные скорости реакции (v вперед = v назад )
      • Регулируется с двух сторон
      • Исходные вещества и продукты реакции присутствуют одновременно и в постоянном соотношении концентраций.
      • Незавершенный оборот вещества
      • Конверсия вещества наблюдается только на уровне частиц из-за постоянной концентрации вещества.
      • Действует: C RP / C OS = постоянная.
      • Катализаторы не влияют на положение равновесия.
      • Катализаторы сокращают время до достижения равновесия.

      Развитие химического равновесия

      Чтобы объяснить уравновешивание реакции, осознайте значение термина скорость реакции . Многие реакции могут идти как назад, так и вперед. Скорость реакции — это изменение концентрации вещества за определенный период времени .Если прямая и обратная реакции происходят одновременно, что типично для равновесной реакции, применяется следующее:

      A + B C + D
      V вперед = k 1 • c A • c B
      V назад = k 2 • c C • C D

      (k = коэффициент пропорциональности, c = концентрация)

      Таким образом, в химическом равновесии действует следующее:

      V вперед = v назад и k 1 • c A • c B = k 2 • c C • c D

      Если реакция протекает не полностью в замкнутой системе и также является обратимой (равновесная реакция), реакция первоначально имеет высокую скорость реакции , так как концентрации исходных веществ высоки.Скорость прямой реакции постепенно уменьшается, поскольку концентрации веществ в реагентах постоянно уменьшаются, в то время как обратная реакция набирает скорость, потому что концентрации веществ продуктов увеличиваются в ходе реакции.

      Этот процесс колеблется взад и вперед, пока не будет достигнуто состояние, при котором образуется одинаковое количество продуктов и реагентов. В этом состоянии скорости прямой и обратной реакции равны .Вот почему реакция, кажется, прекратилась. Макроскопически никаких изменений не наблюдается, поскольку химические переходы происходят только на уровне частиц.

      Примечание: Чем выше активность исходных веществ, тем выше скорость химической реакции. Другими словами, скорость реакции прямо пропорциональна активности реагентов.

      Положение химического равновесия индивидуально для каждой реакции и соответствует естественной константе, что означает, что его нельзя изменить.Однако время для уравновешивания может быть сокращено с помощью катализаторов.

      Время установления равновесия также индивидуально для каждой реакции, но только при постоянных температурных условиях. Сокращение времени можно объяснить способностью катализаторов вызывать более «эффективные столкновения» в их активном состоянии, так что химическая реакция ускоряется.

      Закон действия масс

      Закон действия масс, или LMA , предлагает математический инструмент для количественного описания положения химического равновесия .

      Если более 50% исходных веществ реагируют с продуктами, равновесие скорее находится в правой части общей картины, называемое равновесием , расположенным на правой стороне.

      Требования закона масс

      • Закрытая система
      • Уравновешенное состояние

      Расчет закона действия масс

      k = константа равновесия или массового действия
      c = концентрация вещества
      A, B, C, D = партнеры реакции или их концентрации веществ
      a, b, c, d = стехиометрические числа; можно взять из уравнения реакции

      Объяснение закона действия масс

      Одним из основных утверждений LMA является то, что отношение k умноженных концентраций продукта к умноженным концентрациям реагентов составляет , константу для определенных реакций при определенных условиях.Таким образом, частное K этого уравнения также обозначается как равновесие или константа действия массы.

      Однако следует учитывать, что LMA можно применять только для разбавленных растворов. В более концентрированных растворах наблюдаются отклонения между частицами из-за взаимодействий. Например, ионы OH не могут перемещаться в сильных основаниях, поскольку для ионов недостаточно растворителя. Это позволяет сделать вывод, что положение равновесия колеблется в зависимости от концентрации.Тем не менее, согласно LMA в равновесии развиваются одни и те же концентрации, поэтому разбавленные растворы всегда рассматриваются как «эталонные».

      Кроме того, положение равновесия зависит от температуры и, возможно, от соотношений давлений. В нижеследующем разделе, посвященном нарушениям химического равновесия, дается дальнейшее объяснение.

      Расчетная константа равновесия K c имеет большое значение для дальнейших расчетов. На основе значения Kc можно рассчитать преобразованное количество реагентов или использование продуктов реакции.Kc можно определить из экспериментальных значений.

      Нарушения или влияние на равновесие

      Если химическое равновесие нарушено, происходит ускорение реакции , которое затем устраняет или обращает нарушение. Это правило также известно как принцип наименьшего принуждения или принцип Ле Шателье. «Ограничение» относится к нарушению равновесия, которое приводит к тому, что реакция должна компенсироваться ускорением.

      Если применить ограничение к системе, находящейся в равновесии, система сдвинется в направлении нового уровня равновесия, так что эффект ограничения станет минимальным. Это самый маленький.

      Помехи могут быть вызваны разными факторами. Как упоминалось ранее, положение равновесия может быть изменено при отклонении температуры и давления в условиях . Кроме того, , участвующий в количестве вещества, также имеет влияние.

      В следующем разделе рассмотрены другие факторы, чтобы проиллюстрировать, как изменения могут быть вызваны различными факторами.

      Потребляемая энергия

      Подвод энергии (например, при нагревании) приводит к усиленной реакции «подъема в гору». Происходит усиление образования реагентов, которые фактически образуют продукты, которые накапливают там свою энергию в «нормальных» условиях.

      Это означает, что повышение температуры способствует эндотермической реакции и что значение константы равновесия уменьшается.Аналогично, обратное происходит в случае снижения энергии или температуры: положение равновесия смещается в направлении продуктов, и ускоряется экзотермическая реакция.

      Изменения количества вещества

      В целях «спасения» при добавлении или удалении партнеров реакции происходят следующие реакции: [реакция: A + B → C + D].

      1. Добавление исходных веществ A или B → повышенное образование продуктов реакции C и D
      2. Добавление продуктов C или D → повышенное образование реагентов A и B
      3. Удаление A или B → повышенное образование A или B
      4. Удаление C или D → повышенное образование продукта (C, D)

      Увеличение концентрации вещества на способствует его потреблению , а уменьшение концентрации на способствует его воспроизводству .

      Примечание: Если 1 человек хочет достичь 100% образования продукта, 1 продукт реакции должен быть полностью и постоянно удален из реакционной смеси. Это также приводит к тому, что изменение концентрации вещества всегда приводит к изменению концентрации других веществ.

      Однако при добавлении кислот, оснований или осадителей концентрация партнеров реакции также может быть нарушена. В таком случае две связанные равновесные реакции часто протекают параллельно.

      Изменения в условиях давления

      Если вещества, участвующие в равновесной реакции в замкнутой системе, являются газами, изменение давления приводит к изменению положения химического равновесия. Если партнеры реакции имеют другую агрегатную фазу, кроме газообразной, равновесие не изменяется и не изменяется. Предпосылкой этого явления является то, что изменения объема при реакциях с негазообразными веществами настолько малы, что зависимостью положения равновесия от давления можно пренебречь.