Справочники / Врублевский А.И. Химия. Теоретический курс для подготовки к ЕГЭ

С повышением температуры доля активных молекул быстро растет, так как температура в уравнении Аррениуса входит в

показатель степени. Например, для реакции, протекающей с

Ея = 200 кДж/моль, повышение температуры с 298 К до 398 К, т. е. на 100 К, увеличивает долю активных молекул в 109 раз.

Как уже отмечалось, энергию активации £а можно предста­ вить как своего рода энергетический барьер на пути протекания реакции. Природа этого энергетического барьера двоякая. Во-пер­ вых, для реакции необходимо столкновение реагирующих частиц, чему препятствует отталкивание их электронных оболочек. Этот фактор, очевидно, практически не имеет значения для реакций между противоположно заряженными частицами, поэтому реак­ ции в растворах электролитов имеют малую энергию активации

ипротекают очень быстро. Во-вторых, происходящая в резуль­ тате реакции перестройка химических связей и перераспределе­ ние электронов (т. е. образование переходного состояния) тоже связаны с затратами энергии.

Энергия активации всегда положительная. На схемах наличие энергетического барьера в виде энергии активации изображают

колоколообразной кривой, высота которой пропорциональна

энергии активации (рис. 9.4). Напомним, что тепловой эффект химической реакции Q равен разности энергий исходных веществ

ипродуктов. Для прямого процесса

0 = £(А + В)-£(АВ),

для обратного

2 = Е(АВ)-£(А + В).

На рис. 9.4 вершина кривой соответствует переходному со­ стоянию (активированному комплексу), которое существует очень короткое время (~ 1О~10 с) и распадается с образованием про­ дуктов реакции. Переходное состояние можно представить как комплекс с очень непрочными связями А-"В.

Из рис. 9.4 следует:

•энергия активации равна разности энергий переходного состояния и исходных веществ (или продуктов);

•энергия активации обратной и прямой реакций отличается на величину теплового эффекта;

Сформулируем основные правила смещения равновесия.

Влияние концентрации: при увеличении концентрации вещества равновесие смещается в сторону его расходования, а при уменьшении концентрации вещества — в сторону его образования.

Например, при увеличении концентрации Н2 в обратимой реакции

Н2(г) + 12(г) <±2Н1(г)

скорость прямой реакции, зависящей от концентрации водоро­ да, увеличится. В результате равновесие сместится вправо. При уменьшении концентрации Н2 скорость прямой реакции умень­ шится, в результате равновесие процесса сместится влево.

Влияние температуры: при повышении температуры рав­ новесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры — в сторону экзотермической реакции.

Важно помнить, что при увеличении температуры возрас­ тает скорость как экзо-, так и эндотермической реакции, но в большее число раз — эндотермической реакции, для которой Еа всегда больше. При уменьшении температуры уменьшается скорость обеих реакций, но опять же в большее число раз — эндотермической реакции. Сказанное удобно проиллюстриро­ вать схемой, на которой значение скорости пропорционально длине стрелок, а равновесие смещается в направлении более длинной стрелки:

Влияние давления: изменение давления влияет на состояние равновесия только в том случае, если в реакции участвуют

газы, и даже тогда, когда газообразное вещество находится только в одной части химического уравнения. Примеры урав­ нений реакций:

• давление влияет на смещение равновесия:

• давление не влияет на смещение равновесия:

Си (тв) + S (тв) = CuS (тв),

NaOH (р-р) + НС1 (р-р) = NaCl (р-р) + Н2О (ж).

При уменьшении давления равновесие смещается в сторо­ ну образования большего химического количества газообразных веществ, а при увеличении давления — в сторону образования меньшего химического количества газообразных веществ. Если химические количества газов в обеих частях уравнения оди­ наковы, то давление не оказывает влияния на состояние хи­ мического равновесия:

Н2 (г) + С12 (г) = 2НС1 (г).

Сказанное легко понять, учитывая, что действие изменения давления аналогично действию изменения концентрации: при увеличении давления в п раз во столько же раз возрастает и концентрация всех веществ, находящихся в равновесии (и наоборот).

Влияние объема реакционной системы: изменение объема реакционной системы связано с изменением давления и ока­ зывает влияние только на состояние равновесия реакций с участием газообразных веществ. Уменьшение объема означает увеличение давления и смещает равновесие в сторону обра­ зования меньшего химического количества газов. Увеличение объема системы приводит к уменьшению давления и смещению равновесия в сторону образования большего химического ко­ личества газообразных веществ.

Введение в равновесную систему катализатора или изме­ нение его природы не смещает равновесие (не увеличивает

В состоянии равновесия процесса

2SO2 (г) + О2 (г) # 2SO3 (г)

концентрации веществ (моль/дм3) SO2, О2 и SO3 соответствен­ но равны 0,6; 0,4 и 0,2. Найдите исходные концентрации SO2 и О2 (исходная концентрация SO3 равна нулю).

Решение. В ходе реакции SO2 и О2 расходуются, поэтому

Сисх(8Ог) = Сравн(^^г) + Сизрасх($О2Х

Сисх(Ог) = Сравнит) + Сизрасх^2)'

Значение сизрасх находим по c(SO3):

х = 0,2 моль/дм3.

Поэтому

cHCX(SO2) = 0,6 + 0,2 = 0,8 (моль/дм3).