Обратимые реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Цели урока

• Определять обратимые реакции и понимать состояние динамического равновесия
• Прогнозировать смещение равновесия при изменении условий
• Применять принцип Ле Шателье
• Объяснять влияние катализатора на равновесие

Зачем это нужно на ЕГЭ

Задания 22 и 23 проверяют знание химического равновесия. Задание 22 — качественное: определить, куда сместится равновесие при изменении температуры, давления или концентрации. Задание 23 — расчётное: вычислить константу равновесия, равновесные концентрации или степень превращения. Ошибки часто связаны с неверным определением направления смещения при изменении давления в реакциях с одинаковым числом молей газов.

Теория

Обратимые и необратимые реакции

Необратимые реакции протекают в одном направлении до полного расходования одного из реагентов. Признаки: образование осадка, газа, воды (слабого электролита), горение.

Обратимые реакции протекают одновременно в прямом и обратном направлении. Ни один из реагентов не расходуется полностью. Обозначаются двойной стрелкой $\rightleftharpoons$.

Примеры обратимых реакций:

• $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$ (синтез аммиака)
• $2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3$
• $H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$
• $CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3$

Химическое равновесие

Химическое равновесие — состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной: $v(\text{прямая}) = v(\text{обратная})$.

Это динамическое равновесие: обе реакции продолжают протекать, но концентрации всех участников остаются постоянными во времени. Равновесие — не остановка реакции, а баланс двух процессов.

Константа равновесия

Для реакции $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$:

$$K_p = \frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot [B]^b}$$

где $[X]$ — равновесные концентрации (моль/л).

Свойства константы:

• $K_p$ зависит только от температуры (не от концентрации, давления или катализатора)
• $K_p > 1$ — равновесие смещено вправо (преобладают продукты)
• $K_p < 1$ — равновесие смещено влево (преобладают реагенты)
• Твёрдые вещества и чистые жидкости не включаются в выражение $K_p$

Принцип Ле Шателье

Принцип Ле Шателье (1884): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру или давление), равновесие сместится в направлении, ослабляющем это воздействие.

Влияние концентрации

• Увеличение концентрации реагента → равновесие смещается вправо (в сторону продуктов), чтобы «израсходовать» избыток
• Уменьшение концентрации реагента → равновесие смещается влево
• Увеличение концентрации продукта → равновесие смещается влево
• Удаление продукта из системы → равновесие смещается вправо

Влияние температуры

Температура влияет на $K_p$. Нужно рассматривать тепло как «участника» реакции:

• Экзотермическая реакция ($\Delta H < 0$): при повышении $T$ равновесие смещается влево (в сторону реагентов), при понижении — вправо
• Эндотермическая ($\Delta H > 0$): при повышении $T$ — вправо, при понижении — влево

Мнемоника: повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (система «поглощает» подводимое тепло).

Влияние давления

Давление влияет только на газовые реакции. Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей газа.

Пример:

$$N_2(\text{г}) + 3H_2(\text{г}) \rightleftharpoons 2NH_3(\text{г})$$

Слева: $1 + 3 = 4$ моля газов. Справа: 2 моля газов. Повышение давления → равновесие вправо (к 2 молям, меньший объём).

Важно: если число молей газов слева и справа одинаково, давление не влияет на равновесие:

$$H_2(\text{г}) + I_2(\text{г}) \rightleftharpoons 2HI(\text{г})$$

— 2 моля газов с обеих сторон.

Катализатор

Катализатор не смещает равновесие. Он одинаково ускоряет и прямую, и обратную реакции. Катализатор лишь помогает системе быстрее достичь равновесия, но не меняет его положение. $K_p$ остаётся неизменной.

Условия синтеза аммиака (классический пример)

$$N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3, \quad \Delta H = -92\ \text{кДж}$$

(экзотермическая)

Для смещения равновесия вправо (увеличения выхода $NH_3$):

• Повысить давление (4 моля → 2 моля) ✓
• Понизить температуру (экзотермическая) ✓ — но скорость падает!
• Увеличить $[N_2]$ и $[H_2]$ ✓
• Удалять $NH_3$ из системы ✓

Компромисс на практике: $T \approx 450$–$500$ °C (достаточная скорость), $p = 200$–$350$ атм, катализатор — губчатое железо с добавками.

Примеры

Пример 1. Смещение равновесия

Задача: Реакция $2SO_2(\text{г}) + O_2(\text{г}) \rightleftharpoons 2SO_3(\text{г})$, $\Delta H = -198$ кДж. Как повлияют на равновесие: а) повышение температуры; б) увеличение давления; в) добавление катализатора?

Решение: а) Реакция экзотермическая → при повышении $T$ равновесие смещается влево (к реагентам) б) Слева 3 моля газов, справа 2 → при повышении давления равновесие вправо в) Катализатор не смещает равновесие, но ускоряет его достижение

Пример 2. Расчёт константы равновесия

Задача: В системе $H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$ равновесные концентрации: $[H_2] = 0,5$ моль/л, $[I_2] = 0,3$ моль/л, $[HI] = 1,2$ моль/л. Вычислите $K_p$.

Решение:

$$K_p = \frac{[HI]^2}{[H_2] \cdot [I_2]} = \frac{1,2^2}{0,5 \cdot 0,3} = \frac{1,44}{0,15} = 9,6$$

Пример 3. Расчёт равновесных концентраций

Задача: Начальные концентрации: $[A] = 2$ моль/л, $[B] = 3$ моль/л. Реакция $A + B \rightleftharpoons C$. К моменту равновесия $[C] = 1$ моль/л. Найдите $[A]$ и $[B]$ в равновесии.

Решение: По стехиометрии: израсходовалось по 1 моль/л $A$ и $B$.

$$[A]_{\text{равн}} = 2 - 1 = 1\ \text{моль/л}, \quad [B]_{\text{равн}} = 3 - 1 = 2\ \text{моль/л}$$

Вопросы для самопроверки

1. В чём разница между состоянием равновесия и полной остановкой реакции?
2. Реакция $PCl_5(\text{г}) \rightleftharpoons PCl_3(\text{г}) + Cl_2(\text{г})$, $\Delta H > 0$. Как сместить равновесие вправо?
3. Почему катализатор не влияет на положение равновесия, но используется в промышленности?
4. Реакция $CO(\text{г}) + H_2O(\text{г}) \rightleftharpoons CO_2(\text{г}) + H_2(\text{г})$, $\Delta H < 0$. Повлияет ли изменение давления? Почему?
5. Вычислите $K_p$ для реакции $A + B \rightleftharpoons 2C$, если $[A]_{\text{равн}} = 0,2$, $[B]_{\text{равн}} = 0,3$, $[C]_{\text{равн}} = 0,6$.

Краткий конспект

• Равновесие: $v(\text{прямая}) = v(\text{обратная})$, концентрации постоянны
• $K_p = \dfrac{[\text{продукты}]}{[\text{реагенты}]}$ (в степенях коэффициентов), зависит только от $T$
• Принцип Ле Шателье: система противодействует внешнему воздействию
• Концентрация: добавил реагент → равновесие вправо
• Температура: нагрел → в сторону эндотермической реакции
• Давление: повысил → в сторону меньшего числа молей газов
• Катализатор не смещает равновесие, только ускоряет его достижение

Что изучать дальше

Равновесие — основа для тем неорганической химии (свойства оксидов — урок 13, солей — урок 16), где обратимые реакции играют ключевую роль. Также эта тема тесно связана с уроком 17 «Электролитическая диссоциация» и уроком 19 «Гидролиз солей», где равновесие проявляется в растворах.