Номер 2, страница 102 - гдз по химии 11 класс учебник Кузнецова, Левкин

Вопросы и задания. Параграф 14. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие. Глава 4. Химические реакции - номер 2, страница 102.

Условие.

2. Какие факторы влияют на смещение равновесия? Приведите примеры.

Решение.

Решение 2.

Смещение химического равновесия — это изменение концентраций реагентов и продуктов в обратимой реакции, вызванное внешним воздействием на систему. Принцип, описывающий это явление, был сформулирован французским учёным Анри Ле Шателье. Принцип Ле Шателье гласит: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру или давление), то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет это воздействие.

Основными факторами, влияющими на смещение равновесия, являются:

• Изменение концентрации веществ
• Изменение давления (для реакций с участием газов)
• Изменение температуры

Влияние концентрации

При увеличении концентрации одного из исходных веществ (реагентов) равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции (вправо). При увеличении концентрации одного из продуктов реакции равновесие смещается в сторону образования исходных веществ (влево). Соответственно, уменьшение концентрации реагента смещает равновесие влево, а уменьшение концентрации продукта — вправо. Система стремится "израсходовать" добавленное вещество или "восполнить" удалённое.

Пример: Реакция образования тиоцианата железа(III), который имеет кроваво-красный цвет, из ионов железа(III) и тиоцианат-ионов. Упрощенное ионное уравнение: $$ Fe^{3+}_{(р-р)} + SCN^{-}_{(р-р)} \rightleftharpoons [Fe(SCN)]^{2+}_{(р-р)} $$ (бесцветный) + (бесцветный) ↔ (красно-коричневый)

• Если в равновесную систему добавить раствор соли железа(III), например, $FeCl_3$, концентрация ионов $Fe^{3+}$ возрастет. Чтобы противодействовать этому изменению, равновесие сместится вправо, в сторону образования продукта $[Fe(SCN)]^{2+}$. В результате раствор станет более интенсивно окрашенным.
• Если же в систему добавить вещество, связывающее ионы $Fe^{3+}$ (например, фторид натрия $NaF$, который образует с железом устойчивый бесцветный комплекс $[FeF_6]^{3-}$), концентрация $Fe^{3+}$ уменьшится. Равновесие сместится влево для восполнения ионов $Fe^{3+}$, и окраска раствора ослабнет.

Ответ: Изменение концентрации одного из участников реакции смещает равновесие в сторону, которая компенсирует это изменение: добавление вещества смещает равновесие в сторону его расходования, а удаление – в сторону его образования.

Влияние давления (для газообразных систем)

Изменение давления влияет на равновесие только в тех реакциях, где участвуют газообразные вещества и при этом изменяется общее количество молей газов.

• При увеличении внешнего давления равновесие смещается в сторону реакции, ведущей к уменьшению общего числа молей газов.
• При уменьшении внешнего давления равновесие смещается в сторону реакции, ведущей к увеличению общего числа молей газов.

Если число молей газообразных веществ в левой и правой частях уравнения одинаково, изменение давления не смещает равновесие.

Пример: Синтез аммиака (процесс Габера-Боша): $$ N_{2(г)} + 3H_{2(г)} \rightleftharpoons 2NH_{3(г)} $$ В левой части уравнения находится $1 + 3 = 4$ моль газов, а в правой — $2$ моль газа. Реакция идет с уменьшением объема.

• Увеличение давления в системе приведет к смещению равновесия вправо, в сторону образования аммиака, так как это ведет к уменьшению числа молей газов (с 4 до 2) и, следовательно, к ослаблению внешнего воздействия (давления). Именно поэтому в промышленности синтез аммиака проводят при высоких давлениях.
• Уменьшение давления, наоборот, сместит равновесие влево, в сторону разложения аммиака.

Ответ: Увеличение давления смещает равновесие в сторону меньшего количества молей газов, а уменьшение давления — в сторону большего количества молей газов.

Влияние температуры

Влияние температуры на положение равновесия зависит от теплового эффекта реакции ($\Delta H$).

• Для экзотермических реакций ($\Delta H < 0$, теплота выделяется), которые можно записать как $A + B \rightleftharpoons C + \text{тепло}$, повышение температуры смещает равновесие влево (в сторону эндотермической реакции), а понижение температуры — вправо (в сторону экзотермической реакции).
• Для эндотермических реакций ($\Delta H > 0$, теплота поглощается), которые можно записать как $A + B + \text{тепло} \rightleftharpoons C$, повышение температуры смещает равновесие вправо (в сторону эндотермической реакции), а понижение температуры — влево (в сторону экзотермической реакции).

Пример 1 (экзотермическая реакция): Тот же синтез аммиака: $$ N_{2(г)} + 3H_{2(г)} \rightleftharpoons 2NH_{3(г)} \quad \Delta H = -92.4 \text{ кДж} $$ Прямая реакция — экзотермическая.

• Повышение температуры сместит равновесие влево, в сторону исходных веществ, так как система будет стремиться поглотить избыток тепла. Выход аммиака уменьшится.
• Понижение температуры сместит равновесие вправо, увеличивая выход аммиака.

Пример 2 (эндотермическая реакция): Диссоциация тетраоксида диазота: $$ N_2O_{4(г)} \rightleftharpoons 2NO_{2(г)} \quad \Delta H = +58 \text{ кДж} $$ (бесцветный) ↔ (бурый газ)
Прямая реакция — эндотермическая.

• При нагревании системы равновесие смещается вправо, в сторону образования бурого газа $NO_2$, так как это позволяет поглотить подводимое тепло. Газовая смесь темнеет.
• При охлаждении равновесие смещается влево, в сторону образования бесцветного $N_2O_4$. Смесь светлеет.

Ответ: Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а понижение — в сторону экзотермической.

Важно отметить, что катализаторы не влияют на положение химического равновесия. Они лишь ускоряют как прямую, так и обратную реакции в одинаковой степени, позволяя системе быстрее достичь состояния равновесия.