1.5. Химическое равновесие

Для решения задач этого раздела рекомендуем воспользоваться литературой 6, 7, 9 и таблицей 1 ᾽᾽Стандартные энтальпии образования веществ᾽᾽.

Химические реакции бывают обратимыми и необратимыми. Для обратимых реакций характерно состояние химического равновесия.

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т.е.

υ_пр = υ_обр

Равновесное состояние системы характеризуется константой химического равновесия. Так, например, для обратимой реакции

⇄

константа химического равновесия выражается следующим образом

В общем случае в обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно постоянной величине, называемой константой равновесия.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий, таких как температура, концентрация, давление, приводят к нарушению равновесия в системе и переходу ее в новое равновесное состояние.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производить какое-либо внешнее воздействие, то в этой системе самопроизвольно происходят процессы, ослабляющие оказанное воздействие.

Пример 1. Куда будет смещаться равновесие при изменении температуры для системы 2NO₂ ⇄ N₂O₄; ∆H= -57 кДж/моль?

Решение: В ходе реакции наблюдается выделение теплоты, реакция является экзотермической. В соответствии с принципом Ле Шателье равновесие для данной системы будет смещаться в сторону ослабления оказанных воздействий. Значит, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Если же температуру системы понижать, то равновесие сместится вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Пример 2. В какую сторону сместится равновесие в системе:

⇄ при уменьшении концентрации иода?

Решение: По принципу Ле Шателье изменение концентрации одного из исходных веществ приводит к определенным изменениям в равновесном состоянии системы. В конкретном случае при уменьшении концентрации иода равновесие сместится в сторону его воспроизведения, т.е. в сторону обратной реакции, в результате которой из иодоводорода и будет получаться дополнительное количество иода.

Пример 3. Как сместится равновесие в системе:

⇄ , если увеличить давление?

Решение: В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение внешнего давления вызовет такие изменения, которые приведут к уменьшению давления в системе. Так как из 4 моль газа (из четырех объемов) образуется 2 моль (два объема) аммиака, то равновесие сместится вправо, т.е. в сторону меньшего объема.

Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы:

⇄ при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:

[СО]_исх = 3 моль/л, [Н₂О]_исх = 2 моль/л.

Решение: При равновесии скорость прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

υ_пр = k₁[СО][Н₂О]; υ_обр = k₂[СО₂][Н₂];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ составляют:

; ; .

Зная константу равновесия, находим значение х, затем исходные концентрации всех веществ:

; ; .

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО₂]_р = 1,2 моль/л; [Н₂]_р = 1,2 моль/л; [СО]_р = 3-1,2 = 1,8 моль/л; [Н₂О]_р = 2-1,2 = 0,8 моль/л.