Тема 9. Химическое равновесие

Определения и обозначения

Обратимая реакция — реакция, которая при данных условиях может идти и от исходных веществ к продуктам, и обратно. Продукты способны взаимодействовать с образованием исходных веществ, поэтому оба процесса происходят одновременно. Обратимость обозначают двумя противоположно направленными стрелками, например A + B ⇄ C + D. Это обозначение напоминает, что состав смеси может изменяться в обоих направлениях.

Химическое равновесие — состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. Оно устанавливается не потому, что вещества перестали взаимодействовать, а потому, что оба процесса компенсируют друг друга. Равновесие нужно учитывать, когда оценивают состав смеси после длительного протекания реакции. Внешне состав перестаёт меняться, хотя на уровне частиц превращения продолжаются.

Константа равновесия — величина, выраженная через равновесные концентрации веществ, возведённые в степени, соответствующие коэффициентам уравнения. Для реакции aA + bB ⇄ cC + dD: Kс = [C]ᶜ[D]ᵈ / ([A]ᵃ[B]ᵇ). Квадратные скобки обозначают равновесные концентрации. Константа позволяет сравнить количества продуктов и исходных веществ в равновесной смеси при заданной температуре.

Смещение химического равновесия — изменение равновесного состояния системы при изменении условий реакции. После воздействия скорости прямого и обратного процессов на время становятся неодинаковыми, поэтому состав смеси меняется. Когда скорости снова сравняются, установится новое равновесие. Понятие смещения помогает предсказывать, в какую сторону изменится количество продуктов.

Как это устроено

В начале реакции исходных веществ много, поэтому прямой процесс обычно идёт быстро. По мере их расходования его скорость снижается, а количество продуктов растёт, и обратная реакция ускоряется. В итоге скорости становятся равными: число превращений в прямом направлении за выбранное время совпадает с числом превращений в обратном. Именно так система приходит к равновесию, а не останавливается.

При равновесии частицы продолжают сталкиваться и реагировать в обоих направлениях. За одно и то же время прямой процесс образует столько частиц продуктов, сколько обратный процесс превращает их обратно. Поэтому наблюдаемые концентрации остаются постоянными. Равенство скоростей не означает, что концентрации всех веществ одинаковы: их соотношение зависит от реакции и условий.

Чтобы записать константу, сначала берут уравнение реакции и определяют, какие вещества являются продуктами, а какие — исходными. Концентрации продуктов помещают в числитель, исходных веществ — в знаменатель, а коэффициенты уравнения используют как степени. Чистые твёрдые вещества в выражение не включают, поскольку их концентрация в ходе реакции практически не меняется. При постоянной температуре значение константы характеризует равновесие: большое Kс соответствует преобладанию продуктов, малое — исходных веществ.

Принцип Ле Шателье описывает ответ системы на внешнее воздействие: равновесие смещается так, чтобы ослабить это воздействие. Добавление исходного вещества способствует его расходованию, а добавление продукта — его превращению обратно в исходные вещества. Для газовой системы повышение давления при сжатии благоприятствует стороне с меньшим суммарным количеством молей газа; если числа молей равны, давление обычно не вызывает смещения. При повышении температуры усиливается эндотермическое направление, то есть поглощающее тепло, а при охлаждении — экзотермическое.

Катализатор снижает энергетический барьер реакции, поэтому ускоряет и прямой, и обратный процессы. Он не даёт преимуществ одному направлению: равновесие не смещается, а соотношение равновесных концентраций сохраняется. Константа равновесия при неизменной температуре также остаётся прежней. Практический эффект катализатора в том, что равновесное состояние достигается быстрее.

Влияние условий на химическое равновесие

Сначала определите, какое условие изменили, а затем выясните, как система может ослабить это изменение. Для давления обязательно сравните число молей газов по обе стороны уравнения, не считая твёрдые и жидкие вещества. Константу проверяйте отдельно: при постоянной температуре её не меняют концентрация, давление и катализатор.

Разбор задач

Задача 1. Для реакции N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ запишите выражение для константы равновесия через равновесные концентрации. Нужно различить продукты и исходные вещества, а затем учесть коэффициенты перед формулами. Квадратные скобки покажут, что используются концентрации именно в равновесной смеси.

1. Продукт реакции — NH₃, поэтому его концентрация будет в числителе. Коэффициент перед аммиаком равен 2, значит, концентрацию возводим во вторую степень.
2. Исходные вещества N₂ и H₂ записываем в знаменателе. Их коэффициенты равны 1 и 3, поэтому концентрация азота имеет степень 1, а концентрация водорода — степень 3.
3. Объединяем части выражения и обозначаем константу как Kс. Проверяем, что ни один коэффициент уравнения не пропущен и продукты находятся в числителе.

Ответ: Kс = [NH₃]² / ([N₂][H₂]³). Скобки обозначают равновесные концентрации веществ. Индексы в формулах веществ не влияют на степени: степени задаются коэффициентами уравнения.

Задача 2. В системе N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ увеличили концентрацию водорода. Определите направление смещения равновесия. Увеличение концентрации нарушает прежнее равновесное соотношение, и система отвечает на это изменением скоростей процессов. Нужно определить, какое направление расходует добавленный компонент.

1. Водород находится слева, среди исходных веществ. После его добавления система «стремится» уменьшить избыток этого вещества.
2. В прямой реакции N₂ и H₂ расходуются, а NH₃ образуется. Поэтому прямое направление ослабляет эффект добавления водорода.
3. Равновесие смещается к продуктам, пока скорости прямой и обратной реакций снова не сравняются. При постоянной температуре сама константа равновесия не изменится.

Ответ: равновесие сместится вправо, в сторону образования аммиака. Это предсказание не означает, что вся добавленная порция водорода обязательно прореагирует. Оно указывает направление изменения состава при установлении нового равновесия.

Задача 3. Для реакции 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ + Q определите влияние повышения давления и температуры на выход SO₃. Запись + Q показывает, что при прямой реакции выделяется тепло, то есть прямое направление экзотермическое. Рассмотрим воздействие давления и нагревания отдельно.

1. Слева находится три моля газов: два моля SO₂ и один моль O₂. Справа — два моля SO₃; при повышении давления равновесие смещается к меньшему числу молей газа.
2. Следовательно, повышение давления смещает равновесие вправо, к SO₃. Это увеличивает равновесный выход продукта при прочих одинаковых условиях.
3. При нагревании система усиливает эндотермическое направление. Поскольку в прямом направлении тепло выделяется, эндотермическим будет обратное направление, поэтому нагревание смещает равновесие влево.

Ответ: повышение давления благоприятствует образованию SO₃, а повышение температуры уменьшает его равновесное количество. Вывод о давлении основан на сравнении числа молей газов, а о температуре — на тепловом эффекте реакции. Одновременное изменение обоих условий даёт противоположные эффекты.

Типичные ошибки

Ошибка — считать, что при равновесии реакции прекращаются. Её допускают, потому что состав смеси перестаёт заметно меняться, и это принимают за остановку превращений. На самом деле оба процесса идут с равными скоростями. Проверка: если бы реакции остановились, равенство скоростей не требовалось бы объяснять компенсацией двух продолжающихся процессов.

Ошибка — путать равенство скоростей с равенством концентраций. Часто слова «равновесие» и «равны» ошибочно связывают с одинаковыми количествами всех веществ. В равновесии постоянны концентрации, но их значения обычно разные. Проверяйте себя: в определении равновесия сравниваются именно скорости прямой и обратной реакций.

Ошибка — неверно задавать степени в выражении константы или включать в него чистое твёрдое вещество. Это случается, когда показатели берут из индексов формулы или забывают свериться с коэффициентами уравнения. Для проверки выпишите коэффициенты перед веществами и перенесите их как степени; чистые твёрдые вещества исключите. Например, в N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ у [H₂] степень 3.

Ошибка — считать, что катализатор смещает равновесие или меняет его константу. Поскольку катализатор ускоряет реакцию, можно ошибочно решить, что продукта обязательно станет больше. Но он ускоряет оба направления, поэтому равновесный состав и Kс не меняются. Проверьте вывод вопросом: воздействует ли катализатор только на прямую реакцию? Нет, значит, смещения нет.

Связь с другими темами

Для понимания равновесия нужны знания об обратимых реакциях, скорости реакции, концентрации веществ и коэффициентах в уравнениях. Представление об экзотермических и эндотермических процессах позволяет предсказать эффект нагревания или охлаждения. Эти понятия связывают равновесие с химической кинетикой — изучением скоростей реакций. Они также нужны для расчётов выхода продукта и выбора условий промышленных процессов, где важно управлять составом смеси.

Что запомнить

• Химическое равновесие динамическое: прямой и обратный процессы продолжаются.
• В равновесии скорости прямой и обратной реакций равны.
• При равновесии концентрации веществ постоянны, но не обязательно одинаковы.
• Выражение константы равновесия составляют по равновесным концентрациям, а степени берут из коэффициентов уравнения.
• Изменение концентрации или давления может сместить равновесие, но не меняет константу равновесия при постоянной температуре.
• Изменение температуры влияет на константу равновесия.
• Катализатор не смещает равновесие, а ускоряет его установление.