Обратимые реакции и химическое равновесие
Как понять, в какую сторону качнётся реакция, если нагреть, сжать или добавить реагент. Принцип Ле Шателье на живой схеме и разбор всех типовых воздействий.
1Что такое равновесие
Обратимая реакция идёт одновременно в двух направлениях. Сначала быстрее прямая, потом накапливаются продукты и разгоняется обратная. Когда скорости сравниваются, наступает химическое равновесие: концентрации перестают меняться, хотя обе реакции продолжают идти.
2Принцип Ле Шателье
Если на систему в равновесии воздействовать извне, равновесие смещается в ту сторону, которая это воздействие ослабляет. Проще говоря, система сопротивляется изменению.
| Воздействие | Смещение |
|---|---|
| Повышение температуры | в сторону эндотермической реакции |
| Понижение температуры | в сторону экзотермической реакции |
| Повышение давления | туда, где меньше молекул газа |
| Понижение давления | туда, где больше молекул газа |
| Увеличение концентрации вещества | в сторону его расходования |
| Вывод продукта из системы | вправо, к продуктам |
| Катализатор | не смещает |
3Проверьте каждое воздействие
Выберите равновесие и нажимайте на воздействия — маркер покажет смещение, а рядом появится объяснение. Обратите внимание на реакцию H₂ + I₂: там число молекул газа одинаково, и давление не работает.
Выберите равновесие и воздействие — увидите, куда сместится реакция и почему
Синтез аммиака: газа справа меньше, реакция экзотермическая.
В какую сторону сместится равновесие C(тв) + CO₂(г) ⇄ 2CO(г) − Q при повышении давления?
Твёрдый углерод при подсчёте молекул газа не учитывается. Слева 1 моль газа (CO₂), справа 2 моля (CO). Повышение давления смещает равновесие туда, где газа меньше, — влево.
4Константа равновесия
Константа показывает соотношение концентраций в равновесной смеси. Твёрдые вещества в выражение не входят: их концентрация постоянна.
Двигайте выход аммиака — концентрации и K пересчитываются
K < 1: равновесие смещено к исходным веществам.
5Как это работает в производстве
Условия синтеза всегда компромисс между скоростью и выходом. Для аммиака выгодны низкая температура и высокое давление, но на холоде реакция идёт слишком медленно. Поэтому берут умеренные 450 °C, компенсируют потерю выхода давлением 20–30 МПа и катализатором, а аммиак постоянно выводят из системы.
| Производство | Условия | Зачем |
|---|---|---|
| Аммиак N₂ + 3H₂ | 450 °C, 20–30 МПа, Fe | давление повышает выход, катализатор — скорость |
| Серный ангидрид 2SO₂ + O₂ | 400–500 °C, V₂O₅ | избыток воздуха смещает равновесие вправо |
| Метанол CO + 2H₂ | 250 °C, 5–10 МПа, ZnO·Cr₂O₃ | сжатие выгодно: 3 объёма → 1 |
Понижение температуры действительно сместило бы равновесие вправо и повысило выход. Но скорость упала бы так сильно, что равновесия пришлось бы ждать неделями. В промышленности важен выход за единицу времени, а не теоретический максимум — отсюда компромиссные условия.
Что произойдёт с равновесием 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ + Q при введении катализатора V₂O₅?
Катализатор в равной мере ускоряет прямую и обратную реакции, поэтому положение равновесия и константа остаются прежними. Выигрыш только во времени: нужное состояние достигается быстрее.
Коротко
- Равновесие динамическое: обе реакции идут, скорости равны
- Нагрев смещает в сторону эндотермической реакции
- Сжатие смещает туда, где меньше молекул газа
- Твёрдые вещества не учитываются ни в K, ни при подсчёте давления
- Катализатор не смещает равновесие, а лишь ускоряет его достижение
- Константа зависит только от температуры