Изучение химического равновесия и принципа Ле Шателье в 9 классе с использованием компьютера

Это соотношение носит название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре  отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных  концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

Постоянная  величина (К_С) называется константой равновесия данной реакции. Индекс " с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации. 
Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону продуктов прямой реакции, если мала, то - в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень велика, то говорят, что реакция " практически необратима" , если константа равновесия очень мала, то реакция " практически не идет" . 
Константа равновесия - для каждой обратимой реакции величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения. 
Приведенное выражение для закона действующих масс справедливо только для реакций, все участники которых представляют собой либо газы, либо растворенные вещества. В других случаях уравнение для константы равновесия несколько меняется. 
Например, в протекающей при высокой температуре обратимой реакции

С_(гр) + СО₂2СО_(г)

участвует твердый графит С_(гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К': 

Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его " концентрация" не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси. 
Умножим правую и левую части уравнения на эту постоянную величину: 

Получившаяся  величина и есть константа равновесия этой реакции: 

Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой  реакции, протекающей также при  высокой температуре,

CaCO_3(кр)СаО_(кр) + СО_2(г),

получим константу равновесия

К_С = [CO₂].

В этом случае она просто равна равновесной  концентрации углекислого газа. 
С метрологической точки зрения константа равновесия не является одной физической величиной. Это группа величин с различными единицами измерений, зависящими от конкретного выражения константы через равновесные концентрации. Например, для обратимой реакции графита с углекислым газом [K_c] = 1 моль/л, такая же единица измерений и у константы равновесия реакции термического разложения карбоната кальция, а константа равновесия реакции синтеза йодоводорода - величина безразмерная. В общем случае [K_c] = 1 (моль/л)ⁿ.

ОБРАТИМАЯ РЕАКЦИЯ, РАВНОВЕСИЕ ОБРАТИМОЙ РЕАКЦИИ, РАВНОВЕСНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ, ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС ДЛЯ ХИМИЧЕСКОГОРАВНОВЕСИЯ. 
1.Почему химическоеравновесиеназывают " динамическим" равновесием? Какие еще случаи динамического равновесия вам известны?  
2.Составьте уравнения реакций синтеза воды и аммиака из простых веществ. Запишите выражения для констант равновесия этих реакций.  
3.Составьте выражения для констант равновесия следующих обратимых химических реакций:  
а) 2NO_(г) + O_2(г)2NO_2(г); б) 4HCl_(г) + O_2(г)2H₂O_(г) + 2Cl_2(г); 
в) PCl_3(г) + Cl_2(г)PCl_5(г); г) 3Fe_(кр) + 4H₂O_(г)Fe₃O_4(кр) + 4H_2(г); 
д) CH_4(г) + I_2(г)CH₃I_(кр) + HI_(г).

4.При определенных  условиях равновесие в системе  установилось при концентрации  водорода, йода и йодоводорода 0,25 моль/л; 0,05 моль/л и 0,90 моль/л, соответственно. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и определите исходные концентрации водорода и йода. 
5.Константа равновесия обратимой реакции

H_2(г) + Cl_2(г)2HCl_(г)

при комнатной  температуре равна примерно 1015. Что, основываясь на этом, можно сказать об этой реакции?  

[предыдущий раздел]

[содержание]

[следующий раздел] 

9.6. Смещениехимическогоравновесия.  Принцип Ле Шателье 

Так как почти все реакции в  той или иной степени обратимы, в промышленности илабораторной  практике возникают две проблемы: как получить продукт " полезной" реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов " вредной" реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит: 
1) от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры), 
2) от концентрации веществ, участвующих в реакции и 
3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ). 
Для качественной оценки влияния на химическоеравновесиевсех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик иметалловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал егов 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если  на систему, находящуюся  в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится  в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния на положение  равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим уже известную  вам обратимую реакцию получения  йодоводорода

H_2(г) + I_2(г) 2HI_(г).

По  закону действующих масс в состоянии  равновесия

.

Пусть в реакторе объемом 1 литр при некоторой  постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы  и равны 1 моль/л ([H₂] = 1 моль/л; [I₂] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К_С = 1. Так как объем реактора 1литр, n(H₂) = 1 моль, n(I₂) = 1 моль и n(HI) = 1 моль. В момент времени t ₁ введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К_С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

2HI_(г) = H_2(г) + I_2(г).

Пусть к моменту достижения нового состояния  равновесия t ₂ разложилось x моль HI и, следовательно, образовалось дополнительно по 0,5x моль H₂ и I₂. Новые равновесные концентрации участников реакции: [H₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [I₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [HI] = (2 - x) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение

.

Откуда  x = 0,667. Следовательно, [H₂] = 1,333 моль/л; [I₂] = 1,333 моль/л; [HI] = 1,333 моль/л.

Все эти изменения концентраций наглядно показаны на рисунке 9.3 а. 

В результате введения в реактор дополнительной порции HI равновесиев системе нарушилось исместилось в сторону образования исходных веществ (H₂ иI₂). В данном случае - это обратная реакция. Следовательно, равновесиесместилось в сторону обратной реакции (" влево" ). 
Если в тот же реактор при тех же условиях ввести 1 моль водорода, то равновесиесместится в направлении, в котором водород вступит в реакцию, иегоконцентрация за счет этого понизится, а концентрация HI повысится. Это происходит в прямой реакции, и, следовательно, теперь равновесиесмещается в сторону прямой реакции (" вправо" ). Легко посчитать новые равновесные концентрации в этом случае: [H₂] = 1,865 моль/л; [I₂] = 0,865 моль/л; [HI] = 1,270 моль/л (см. рис. 9.3 б).

Таким образом, введение в систему одного из веществ-участников реакции приводит к смещениюравновесияв направлении, в котором это вещество расходуется. 
В качестве примера влияния на положение равновесиятемпературы рассмотрим обратимую реакцию синтеза аммиака N_2(г) + 3H_2(г) 2NH_3(г). 
Прямая реакция здесь экзотермическая: N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г) + Q, 
и, следовательно, обратная реакция - эндотермическая: 2NH_3(г) = N_2(г) + 3H_2(г) - Q.

В прямой реакции выделяется теплота. Если нам нужно сместить равновесиевправо, то есть в сторону прямой реакции, то выделение теплоты должно стать " ответом" системы на внешнее  воздействие, а именно - на отвод теплоты. А отводя теплоту, мы понижаем температуру в реакторе. 
Наоборот, если мы нагреем реакционную смесь, то есть подведем теплоту, " ответом" системы будет поглощение теплоты, которое может произойти только при смещенииравновесия" влево" . 
Таким образом, при нагревании равновесиесмещается в сторону эндотермической реакции, а при охлаждении - наоборот. 
Конечно, ив этой системе равновесиеможно сместить, меняя концентрации веществ-участников реакции. Но посмотрим, как сместится равновесиев этой системе, если увеличить давление. По принципу Ле Шателье равновесиедолжно сместиться в сторону, компенсирующую внешнее воздействие, то есть в направлении той реакции, в которой при постоянном объеме общее давление уменьшается. Это возможно только при уменьшении общего числа молекул в системе. Общее число молекул уменьшается в ходе прямой реакции, следовательно, равновесиесместится в сторону образования аммиака. Инаоборот, при понижении давления равновесиесместится в сторону образования азота иводорода.

СМЕЩЕНИЕХИМИЧЕСКОГОРАВНОВЕСИЯ, ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ. 
1.Восстановление оксида железа(III) водородом при нагревании относится к обратимым реакциям. Почему железо можно восстановить полностью, проводя реакцию в токе водорода? 2.Как повлияет а) повышение температуры, б) повышение давления, в) уменьшение концентрации углекислого газа на равновесиев системе

2СО(г) + О₂(г) 2СО₂(г) + Q?

3.Для каждой  из следующих обратимых реакций  запишите выражение константы  равновесияиперечислите все способысмещенияравновесиявправо:

а) N₂O_4(г) Б 2NO_2(г) - 58,4 кДж; б) CO_(г) + H₂O_(г) CO_2(г) + H_2(г) + 41,2 кДж; 
в) COCl_2(г) CO_(г) + Cl_2(г) - 112,5 кДж; г) 2NO_(г) + O_2(г) 2NO_2(г) + 113 кДж; 
д) SO_2(г) + O_2(г) 2SO_3(г) + 196,6 кДж; е) 2HBr_(г) H_2(г) + Br_2(г) - 72,5 кДж; 
ж) C_(т)+ H₂O_(г) CO_(г) + H_2(г) - 132 кДж; и) CuO_(т) + C_(т) CO_(г) + Cu_(т) - 46 кДж; 
к) FeO_(т) + CO_(г) Fe_(т) + CO_2(г) + 17 кДж.  

9.7. Скорость химической  реакции. Механизм  реакции 

Возможность протекания реакции определяется энергетическим и энтропийным факторами. Если реакция возможна, она может протекать быстро (иногда даже слишком быстро - со взрывом) или медленно (иногда даже так медленно, что мы ее не замечаем). Но в любом случае мы можем говорить о скорости химической реакции. Как скорость тела характеризует быстроту перемещения этого тела, так и скорость реакции характеризует интенсивность реакции, показывая, сколько частиц прореагировало в единицу времени в единице объема реактора. Для удобства вместо числа частиц берут количество вещества, а отношение количества вещества к объему системы - это концентрация данного вещества. 

Скорость  химической реакции - физическая величина, характеризующая интенсивность протекания реакции и равная отношению изменения концентрации вещества, участвующего в реакции, к промежутку времени, за который это изменение произошло. 

Скорость  химической реакции рассчитывается с учетом коэффициента перед формулой данного вещества в уравнении  реакции (b_Б). 
Данное определение применимо только для реакций, протекающих в жидкой или газовой фазе. 

где v - скорость химической реакции,

 с_Б = с₂(Б) - с₁(Б) - изменение концентрации вещества Б (c₁ - начальное значение, c₂ - конечное значение концентрации),