Обратимые реакции. Химическое равновесие

Опорный конспект № 4.4 Обратимые реакции. Химическое равновесие.
Проверяемый элемент содержания:
ОГЭ — данный пункт отсутствует в кодификаторе ОГЭ, но входит в программу 9 класса и необходим для понимания многих промышленных процессов (синтез аммиака, производство серной кислоты). Даётся в качественном виде.
ФОП ООО 9 класс: 1.1. раскрывать смысл основных химических понятий: раствор, электролиты, … химическое равновесие, обратимые и необратимые реакции, …
Вернуться к Списку конспектов
Смотрите конспект по этой теме в 11 классе: «Обратимость химических реакций»

Реакции, которые идут «в обе стороны»

💡 Большинство химических реакций, которые мы рассматривали, мы записывали со стрелкой (→). Это означало, что реакция идёт в одном направлении — реагенты превращаются в продукты. Такие реакции называют необратимыми.

📌 Но есть реакции, которые могут идти в обе стороны: продукты могут снова превращаться в исходные вещества. Такие реакции называют обратимыми.

Необратимая реакция: A + B → C + D
Обратимая реакция: A + B ⇄ C + D

Интересный факт: в природе большинство реакций обратимы. Например, фотосинтез (поглощение CO₂) и дыхание (выделение CO₂) — это две стороны одного обратимого процесса.

Чем отличаются обратимые и необратимые реакции

⚠️ Признак необратимости — один из продуктов уходит из реакционной системы (газ улетает, осадок выпадает, образуется вода в реакциях нейтрализации).

Примеры необратимых реакций

• Реакции с выделением газа: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O
• Реакции с выпадением осадка: NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃
• Реакции с образованием воды (нейтрализация): NaOH + HCl → NaCl + H₂O
• Горение: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Примеры обратимых реакций

• Синтез аммиака: N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃
• Окисление SO₂ в SO₃: 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃
• Диссоциация воды: H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻
• Реакция этерификации: C₂H₅OH + CH₃COOH ⇄ CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Химическое равновесие

📌 В обратимой реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие — состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

💡 В состоянии равновесия концентрации всех веществ не меняются. Но это не означает, что реакция остановилась! Прямая и обратная реакции продолжают идти, но с одинаковой скоростью, поэтому изменения концентраций не происходит.

📌 Это состояние называют динамическим равновесием (подвижным). Молекулы продолжают реагировать, но в целом система остаётся неизменной.

Интересный факт: химическое равновесие похоже на очередь в магазин. В неё постоянно приходят и уходят люди, но длина очереди может оставаться постоянной.

Принцип Ле-Шателье

📌 Французский химик Анри Ле-Шателье сформулировал важнейший принцип, который позволяет предсказывать, как сместится равновесие при изменении условий:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону, которая ослабляет это воздействие.

💡 Принцип Ле-Шателье работает как «правило противодействия»: система сопротивляется любому изменению.

Смещение равновесия при изменении условий

1. Влияние температуры

📌 Для реакции важно знать её тепловой эффект.

• При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (поглощение тепла).
• При понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции (выделение тепла).

💡 Логика: если систему нагрели, она «старается» поглотить лишнее тепло — смещается в сторону эндотермической реакции.

Пример. Синтез аммиака

N₂(г) + 3H₂(г) ⇄ 2NH₃(г) + Q (реакция экзотермическая)

• При повышении температуры → равновесие смещается влево (в сторону обратной — эндотермической реакции).
• При понижении температуры → равновесие смещается вправо (в сторону прямой — экзотермической реакции).

⚠️ Промышленный синтез аммиака идёт при высокой температуре (около 500 °С) не потому, что это выгодно для равновесия, а потому что при низкой температуре реакция идёт слишком медленно. Температура — это компромисс между скоростью и выходом продукта.

2. Влияние давления (для газов)

📌 При повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов (в сторону меньшего объёма).
💡 Логика: если давление повысили, система «старается» его уменьшить — смещается в сторону, где меньше молекул газа.
Пример. Синтез аммиака

N₂(г) + 3H₂(г) ⇄ 2NH₃(г)

• Слева: 4 молекулы газа (1 + 3)
• Справа: 2 молекулы газа
• При повышении давления → равновесие смещается вправо (в сторону меньшего числа молекул — NH₃).
• При понижении давления → равновесие смещается влево (в сторону большего числа молекул).

⚠️ Если число молекул газа слева и справа одинаково, давление не влияет на равновесие.

Например: H₂(г) + I₂(г) ⇄ 2HI(г) — слева 2, справа 2 → давление не влияет.

3. Влияние концентрации

📌 При увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону его расходования.
💡 Логика: если добавить больше реагента, система «старается» его израсходовать — смещается в сторону прямой реакции.
Пример:

FeCl₃ + 3KSCN ⇄ Fe(SCN)₃ + 3KCl

Если добавить KSCN (увеличить концентрацию), равновесие сместится вправо — раствор станет более красным (Fe(SCN)₃ — красный цвет).

📌 Удаление продукта из реакционной системы также смещает равновесие в сторону его образования.

💡 Если из смеси постоянно удалять аммиак NH₃, равновесие в синтезе аммиака будет смещаться вправо, увеличивая выход продукта.

Сводная таблица смещения равновесия

⚠️ Катализатор ускоряет и прямую, и обратную реакции в одинаковой степени, поэтому положение равновесия не меняется. Он только ускоряет достижение равновесия.

Примеры из промышленности

Синтез аммиака (процесс Габера-Боша)

N₂(г) + 3H₂(г) ⇄ 2NH₃(г) + Q

Оптимальные условия для максимального выхода NH₃:

• Температура: низкая (выгодно для равновесия, но медленно) → компромисс 400–500 °С.
• Давление: высокое (20–100 МПа) — смещает равновесие вправо.
• Катализатор: Fe (губчатое железо) — ускоряет реакцию.
• Удаление NH₃: при охлаждении аммиак сжижается и удаляется — равновесие смещается вправо.

Производство серной кислоты (контактный способ)

2SO₂(г) + O₂(г) ⇄ 2SO₃(г) + Q

Оптимальные условия:

• Температура: ~450 °С (равновесие при низкой температуре выгоднее, но медленнее).
• Давление: атмосферное (слева 3 моля газа, справа 2 — повышение давления выгодно, но экономически нецелесообразно).
• Катализатор: V₂O₅ (оксид ванадия(V)).

Интересный факт: в промышленности часто используют компромиссные условия, балансируя между скоростью реакции и выходом продукта.

Практическое задание

📌 Задание 1. Определите, какие реакции являются обратимыми:

1. 2H₂ + O₂ → 2H₂O (горение)
2. N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃
3. CaCO₃ → CaO + CO₂↑
4. 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃
5. NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃

📌 Задание 2. Для реакции: 2NO₂(г) ⇄ N₂O₄(г) + Q

Слева: 2 моля газа (NO₂) — бурый газ. Справа: 1 моль газа (N₂O₄) — бесцветный газ.

Куда сместится равновесие при:

1. Повышении температуры
2. Повышении давления
3. Увеличении концентрации NO₂
4. Добавлении катализатора

📌 Задание 3. Для реакции: 2CO(г) + O₂(г) ⇄ 2CO₂(г) + Q

Предложите условия, которые приведут к максимальному выходу CO₂.

⚡️ Проверьте себя:

• Задание 1: обратимые — 2 и 4; необратимые — 1, 3, 5.
• Задание 2: 1 — влево (эндотермическая обратная), 2 — вправо (меньше молекул), 3 — вправо (расходование NO₂), 4 — не влияет.
• Задание 3: понижение температуры, повышение давления, удаление CO₂ из системы.

Памятка

• ✅ Обратимые реакции — могут идти в обе стороны (⇄).
• ✅ Химическое равновесие — состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.
  • ✅ Принцип Ле-Шателье: система противодействует внешнему воздействию.
  • ✅ Температура: повышение → смещение в сторону эндотермической реакции.
  • ✅ Давление: повышение → смещение в сторону меньшего числа молекул газа.
  • ✅ Концентрация: увеличение вещества → смещение в сторону его расходования.
• ✅ Катализатор не влияет на положение равновесия.

Вы смотрели конспект урока химии по теме «Обратимые реакции. Химическое равновесие». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии