Реакция идёт в обе стороны — а мы решаем, куда её подтолкнуть.
В обратимой реакции идут одновременно прямая и обратная. Когда их скорости сравниваются, наступает равновесие: концентрации перестают меняться, хотя обе реакции продолжают идти.
v(прямой) = v(обратной). Это не остановка, а баланс: сколько молекул продукта образуется, столько же распадается обратно. Поэтому равновесие называют динамическим.
Если на систему в равновесии подействовать извне (изменить концентрацию, температуру или давление), равновесие сместится так, чтобы ослабить это воздействие.
Проще: система «сопротивляется». Добавили что-то — она старается это израсходовать. Нагрели — старается остыть. Сжали — старается занять меньше места.
| Воздействие | Куда смещается |
|---|---|
| ↑ концентрация реагента | вправо (к продуктам) → |
| ↑ концентрация продукта | ← влево (к реагентам) |
| ↑ температура | в сторону эндо-реакции (−Q) |
| ↓ температура | в сторону экзо-реакции (+Q) |
| ↑ давление | в сторону меньшего числа моль газа |
| ↓ давление | в сторону большего числа моль газа |
| катализатор | не смещает (ускоряет обе) |
Считаем моли газов слева и справа. Если их поровну (например, H2 + I2 ⇌ 2HI: 2 = 2) — давление не влияет. Твёрдые и жидкие не учитываем.
Чтобы сместить равновесие вправо (получить больше аммиака):
→ повысить давление — слева 4 моль газа, справа 2, система уйдёт в сторону меньшего объёма (вправо).
→ понизить температуру — прямая реакция экзотермическая (+Q), охлаждение гонит её вперёд.
→ увеличить [N₂] или [H₂], либо убирать NH₃ из системы.
Именно так и устроен промышленный процесс Габера.
Теория требует низкой температуры — так выход больше. Но на холоде реакция идёт слишком медленно: равновесия пришлось бы ждать годами. Приходится идти на компромисс: берут умеренно высокую температуру (жертвуя выходом ради скорости) и компенсируют потерю высоким давлением и катализатором (железо). Аммиак при этом непрерывно отводят, сдвигая равновесие вправо.
| Процесс | Уравнение | Условия на производстве | Почему так |
|---|---|---|---|
| Синтез аммиака | N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + Q | ~450 °C, 200–300 атм, Fe | давление повышает выход, температура — скорость |
| Контактный способ (H₂SO₄) | 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ + Q | ~450 °C, V₂O₅, давление обычное | выход и так высок, давление невыгодно экономически |
| Синтез метанола | CO + 2H₂ ⇌ CH₃OH + Q | 250–300 °C, 50–100 атм | та же логика компромисса |
Равновесие можно описать не словами «сместилось вправо», а конкретным числом. Оно показывает, чего в системе больше — продуктов или реагентов.
K ≫ 1 — в равновесной смеси преобладают продукты, реакция прошла почти до конца. K ≪ 1 — преобладают исходные вещества, реакция едва идёт. K ≈ 1 — примерно поровну.
Как и в законе действующих масс, твёрдые вещества и чистые жидкости в выражение K не входят — их концентрация постоянна. Для C(тв) + CO₂(г) ⇌ 2CO(г) выражение будет K = [CO]2 / [CO₂], без углерода.
N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ → K = [NH₃]2 / ([N₂] · [H₂]3)
2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ → K = [SO₃]2 / ([SO₂]2 · [O₂])
CaCO₃(тв) ⇌ CaO(тв) + CO₂(г) → K = [CO₂] (твёрдые не входят)
Константа зависит только от температуры (и природы веществ). Изменение концентраций, давления или добавление катализатора смещают равновесие, но значение K не меняют — система просто приходит к новым концентрациям с тем же соотношением.
K ≪ 1 → знаменатель много больше числителя → в смеси преобладают исходные вещества. Реакция практически не идёт в прямом направлении; чтобы получить продукт, придётся смещать равновесие условиями.
В задании 23 равновесие уже не описывают словами — его считают. Дают таблицу: исходные концентрации и одну равновесную. Нужно найти либо K, либо недостающую исходную концентрацию. Схема решения одна на все варианты.
Сколько вещества прореагировало, столько и убыло; сколько образовалось продукта, столько прибыло. И то и другое связано коэффициентами уравнения: если по уравнению на 2 моль SO₂ приходится 1 моль O₂, то и израсходуется их 2 : 1.
Удобно записывать три строки под уравнением: было (исходная концентрация), изменилось (со знаком) и стало (равновесная). Третья строка = первая + вторая.
Для реакции 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ исходные концентрации: c₀(SO₂) = 0,6 моль/л, c₀(O₂) = 0,4 моль/л. К моменту равновесия образовалось 0,4 моль/л SO₃. Найдите константу равновесия.
| моль/л | SO₂ | O₂ | SO₃ |
|---|---|---|---|
| было | 0,6 | 0,4 | 0 |
| изменилось | −0,4 | −0,2 | +0,4 |
| стало | 0,2 | 0,2 | 0,4 |
Строку «изменилось» заполняем от известного: SO₃ образовалось 0,4 → по коэффициентам (2 : 1 : 2) SO₂ израсходовалось столько же, 0,4, а кислорода вдвое меньше, 0,2.
K = [SO₃]² / ([SO₂]² · [O₂]) = 0,4² / (0,2² · 0,2) = 0,16 / 0,008 = 20
Для реакции N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ равновесные концентрации: [N₂] = 0,5, [H₂] = 0,6, [NH₃] = 0,4 моль/л. Какими были исходные концентрации азота и водорода?
Аммиака образовалось 0,4 → азота израсходовано вдвое меньше (0,2), водорода — в полтора раза больше (0,6):
| моль/л | N₂ | H₂ | NH₃ |
|---|---|---|---|
| стало | 0,5 | 0,6 | 0,4 |
| изменилось | −0,2 | −0,6 | +0,4 |
| было | 0,7 | 1,2 | 0 |
Идём в обратную сторону: было = стало + израсходовано. Ответ: c₀(N₂) = 0,7 моль/л, c₀(H₂) = 1,2 моль/л.
1. Забыть коэффициенты. «Образовалось 0,4 NH₃ — значит азота ушло 0,4» — нет, ушло 0,2: на два аммиака идёт один азот.
2. Подставить в K исходные концентрации вместо равновесных. В выражение константы идёт только строка «стало».
3. Взять твёрдое вещество или чистую жидкость. Их в выражение K не пишут, даже если они есть в таблице.
Ни одна равновесная концентрация не может быть отрицательной, а израсходовать больше, чем было, нельзя. Если в строке «стало» вышел минус — где-то перепутаны коэффициенты или направление реакции.
Образовалось 1,2 моль/л HI → водорода и иода израсходовано по 0,6 (коэффициенты 1 : 1 : 2). Стало: [H₂] = [I₂] = 0,8 − 0,6 = 0,2.
K = [HI]² / ([H₂]·[I₂]) = 1,2² / (0,2 · 0,2) = 1,44 / 0,04 = 36
K ≫ 1 — в равновесной смеси преобладает иодоводород, что и видно по числам.
В равновесии реакция останавливается.
Равновесие динамическое: обе реакции идут, просто с одинаковой скоростью. Концентрации не меняются, но процесс не прекращается.
Катализатор смещает равновесие в сторону продуктов.
Он ускоряет прямую и обратную реакции одинаково. Равновесие наступит быстрее, но в той же точке. Выход не изменится.
Повышение давления всегда смещает равновесие вправо.
Оно смещает в сторону меньшего числа молей газа. Если газов слева и справа поровну (H₂ + I₂ ⇌ 2HI), давление вообще не влияет.
Добавили инертный газ (аргон) при постоянном объёме — давление выросло, значит равновесие сместится.
Общее давление выросло, но парциальные давления и концентрации реагентов остались прежними. Равновесие не сместится. Любимая ловушка составителей.
Нагревание всегда ускоряет получение продукта, значит и выход растёт.
Для экзотермической реакции нагрев смещает равновесие влево — выход падает, хотя скорость растёт. Скорость и выход — разные вещи.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
Слева 3 моль газа, справа 2. Повышение давления гонит в сторону меньшего объёма → вправо (к SO₃).
Нагрев смещает в сторону реакции, поглощающей тепло, то есть вправо (в сторону прямой).
Нет. Число моль газа слева (2) и справа (2) одинаково — давление равновесие не смещает.
Равновесие сместится вправо — система будет восполнять убыль продукта, усиливая прямую реакцию.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно Сейчас доступ бесплатный. Можно сначала решить три задачи без регистрации.