Химическое равновесие и принцип Ле Шателье
Многие реакции не идут до полного исчезновения исходных веществ. Если смешать уксусную кислоту с водой, часть её молекул распадётся на ионы, но одновременно ионы снова будут соединяться в молекулы кислоты. В сосуде с йодом и водородом могут одновременно образовываться и распадаться молекулы йодоводорода. Через некоторое время видимый состав смеси перестаёт меняться. Такое состояние называют химическим равновесием.
Химическое равновесие это состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. Концентрации веществ при этом остаются постоянными, но сами превращения не прекращаются.
Динамическое равновесие
Обратимой называют реакцию, способную идти в обоих направлениях при одних и тех же условиях. Её записывают знаком ⇄. Например, N2 + 3H2 ⇄ 2NH3. В начале опыта азота и водорода много, поэтому прямое образование аммиака идёт достаточно быстро. Аммиака сначала нет, значит, обратная реакция почти не происходит.
По мере накопления аммиака его молекулы всё чаще распадаются на азот и водород. Скорость прямой реакции снижается, так как расходуются реагенты, а скорость обратной возрастает. Наконец скорости становятся одинаковыми. За одну секунду образуется столько же молекул аммиака, сколько распадается. Количество каждого вещества уже не меняется, хотя на уровне частиц реакция продолжается в обоих направлениях.
Поэтому равновесие называют динамическим. Оно отличается от покоя, когда ничего не происходит. Удобная аналогия связана с двумя соединёнными сосудами: если за минуту из первого во второй переходит столько же воды, сколько возвращается обратно, уровни воды постоянны, но движение воды есть. В химической системе постоянство концентраций означает равенство скоростей, а не остановку реакции.
Равновесие устанавливается только в закрытой или достаточно изолированной системе. Если непрерывно удалять один из продуктов, состав смеси будет меняться. Так же нарушит равновесие утечка газа из сосуда. Для школьных задач обычно предполагают, что сосуд закрыт, если об ином не сказано отдельно.
Константа равновесия
Состав равновесной смеси описывает константа равновесия K. Для реакции aA + bB ⇄ cC + dD при постоянной температуре она выражается отношением: K = [C]c[D]d / ([A]a[B]b). Квадратные скобки обозначают равновесные концентрации веществ. Коэффициенты из уравнения становятся степенями в формуле.
Для синтеза аммиака N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 запись будет такой: K = [NH3]2 / ([N2][H2]3). Большое значение K говорит, что при равновесии относительно много продуктов. Малое значение означает преобладание реагентов. Однако из одной только величины K нельзя судить о скорости установления равновесия. Реакция может быть очень медленной и всё же иметь большое значение константы.
В формулу обычно не включают чистые твёрдые вещества и жидкости, потому что их концентрация практически постоянна. Например, для разложения карбоната кальция CaCO3(тв) ⇄ CaO(тв) + CO2(г) константа зависит от концентрации или давления углекислого газа. Количество твёрдого известняка в выражение не подставляют, пока он присутствует в системе.
Принцип Ле Шателье
Равновесная система способна реагировать на внешнее воздействие. Направление этого ответа предсказывает принцип Ле Шателье: если на систему в равновесии воздействовать извне, равновесие сместится в сторону, ослабляющую это воздействие. Формулировка не означает, что система «стремится» что-то сделать. Она лишь кратко описывает наблюдаемый результат изменения условий.
Смещением равновесия называют изменение равновесного состава смеси. Если после воздействия начинает преобладать прямая реакция, говорят о смещении вправо, к продуктам. Когда усиливается обратное направление, равновесие смещается влево, к реагентам. После этого устанавливается новое равновесие, в котором скорости снова равны, но концентрации уже другие.
Принцип применяют только к системе, которая уже находилась в равновесии или рассматривается как способная его достичь. Не нужно подменять им правила о скорости реакции. Нагревание, например, часто ускоряет оба направления, но направление смещения определяет тепловой эффект, а не само ускорение.
Концентрация, давление и температура
При увеличении концентрации реагента система расходует избыток, поэтому равновесие смещается к продуктам. Если добавить аммиак в равновесную смесь N2 + 3H2 ⇄ 2NH3, усилится обратная реакция и равновесие сдвинется к азоту и водороду. Удаление вещества даёт обратный эффект: система пытается восполнить удалённый компонент.
Давление имеет значение для равновесий с газами. При повышении давления система смещается в сторону меньшего числа молекул газа. В реакции синтеза аммиака слева четыре молекулы газа, справа две, поэтому сжатие смеси благоприятствует образованию NH3. При понижении давления преимущество получает сторона с большим числом газовых молекул. Если число газовых молекул одинаково, как в реакции H2 + I2 ⇄ 2HI, изменение давления не смещает равновесие.
Температуру рассматривают как участника реакции. В экзотермической реакции тепло записывают среди продуктов, а в эндотермической среди реагентов. Для экзотермического синтеза аммиака повышение температуры равносильно добавлению продукта, поэтому равновесие смещается влево. Охлаждение, напротив, сдвигает его к аммиаку. У эндотермического процесса всё наоборот: нагревание поддерживает прямую реакцию.
Катализатор не меняет положение равновесия и значение K. Он ускоряет прямую и обратную реакции, помогая быстрее достичь уже заданного равновесного состава. Добавление катализатора в синтез аммиака не сделает в равновесной смеси больше аммиака, но сократит время ожидания.
Алгоритм решения задач
Сначала запишите уравнение и определите, где находятся реагенты и продукты. Затем назовите воздействие: добавили вещество, удалили его, изменили давление или температуру. При работе с концентрацией найдите, какое вещество стало в избытке или недостатке. Для давления посчитайте только молекулы газов по обе стороны уравнения. Для температуры установите, экзотермическая это реакция или эндотермическая.
Например, для равновесия 2SO2 + O2 ⇄ 2SO3 + Q добавление кислорода смещает равновесие вправо, потому что кислород расходуется в прямой реакции. Повышение давления тоже смещает его вправо: слева три молекулы газа, справа две. А повышение температуры сместит равновесие влево, поскольку прямое образование SO3 экзотермично и тепло является продуктом.
- В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакций равны, а концентрации постоянны.
- Добавление вещества сдвигает равновесие в сторону его расходования, удаление в сторону образования.
- Повышение давления смещает газовое равновесие в сторону меньшего числа молекул газа.
- Повышение температуры благоприятствует эндотермическому направлению.
- Катализатор ускоряет установление равновесия, но не меняет его положение.
Полезно в конце проверить ответ здравым смыслом: система должна ослаблять именно то изменение, которое внесено. Если добавили продукт, правильным будет направление, в котором этот продукт расходуется. Такой контроль помогает не запутаться в формулах и понять, почему промышленные условия выбирают как компромисс между выходом продукта, скоростью процесса и затратами энергии.