Ответы:

1. В первом. 3. Увеличится в 216 раз. 4. Уменьшится в 64 раза. 5. Уменьшится в 8 раз. 6. На 30⁰. 7. 1.6. 8. 8 : 27.

Глава 9. Химическое равновесие

9.1. Понятие о химическом равновесии

Химические реакции разделяются на обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении. Условиями протекания необратимых реакций являются следующие факторы:

а) выделение газа:

Na₂CO₃ + 2HCl  CO₂ + H₂O + 2NaCl

б) выпадение осадка:

BaCl₂ + Na₂SO₄  BaSO₄ + 2NaCl

в) образование малодиссоциированного соединения (например, воды):

HCl + NaOH  H₂O + NaCl

г) выделение большого количества тепла:

2Mg + O₂  2MgO (H =  603 кДж/моль).

Обратимыми называются реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, например:

N₂ + 3H₂ D 2NH₃; CH₃COOH D CH₃COO^ + H⁺

Химическое равновесие - это состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Равновесие называется динамическим или подвижным, так как после достижения состояния равновесия и прямая, и обратная реакция по-прежнему идут, хотя видимых изменений в системе не происходит.

Закон действующих масс для химического равновесия выражается следующим образом:

если: аА + вВ D сС + dD , то К_р = (18)

где К_р - константа равновесия процесса, [A]_p, [B]_p, [C]_p, [D]_p - молярные равновесные концентрации веществ А, В, С и D.

Если К  1, то равновесие смещено вправо, если К  1 - влево.

Отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к такому же произведению молярных концентраций исходных веществ, есть величина постоянная при постоянной температуре.

Поскольку выражение для константы равновесия является следствием кинетических уравнений, в него не могут входить концентрации твердых веществ:

C_(тв.) + СO_2(газ) D 2CO_(газ) ; К_р =

При изменении условий реакции равновесие может нарушаться (сме-щаться). Если при этом увеличивается скорость прямой реакции, то говорят о смещении равновесия вправо, обратной - влево.

Направление смещения определяется принципом Ле-Шателье (1884).

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру или давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.

Катализатор, влияющий на скорость установления равновесия, не влияет на его смещение, т.к. ускоряет и прямую, и обратную реакцию в равной степени.

9.2. Способы смещения химического равновесия

Положение равновесия можно смещать, изменяя концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Так, при гидролизе иона аммония

NH + H₂O D NH₄OH + H⁺

увеличение концентрации исходных веществ (например, воды), либо уменьшение концентрации продуктов (например, связывание иона водорода добавлением щелочи) в соответствии с принципом Ле-Шателье приведет к смещению равновесия вправо.

Уменьшение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции, так как при этом тепло выделяется, что противодействует понижению температуры, и наоборот. Реакция синтеза аммиака экзотермична, поэтому при повышении температуры равновесие смещается влево, в сторону исходных веществ.

N_2(газ) + 3Н_2(газ) D 2NH_3(газ) Н =  52 кДж/моль

Однако, известно, что синтез аммиака проводят при высокой температуре (450 ⁰С), которая необходима для разрушения молекулы азота.

Для реакций с участием газообразных веществ при повышении давления (и следовательно, увеличении концентраций веществ) равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газа (т.е. в сторону уменьшения концентраций веществ). Например, при синтезе аммиака увеличение давления смещает равновесие в сторону его образования:

В следующем примере давление смещает равновесие в сторону обратной реакции, так как именно она протекает с уменьшением числа молей газообразных веществ:

Равновесие при изменении давления не смещается, когда число молекул (или молей) газов в правой и левой частях уравнения равно: