Химично равновесие

1. Обратими реакции

Много реакции протичат докрай: изгорялата хартия не се връща обратно. Но при други продуктите реагират помежду си и отново дават изходните вещества. Ако нагряваме водород с йодни пари в затворен съд, част от тях дават йодоводород, но и йодоводородът се разпада на водород и йод. Такива реакции записваме с двойна стрелка $\rightleftharpoons$ .

О

Обратима реакция

Обратима е реакция, която при едни и същи условия протича и в двете посоки: правата (от реагентите към продуктите) и обратната (от продуктите към реагентите). Например

\mathrm{H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI}

,

\mathrm{N_2O_4 \rightleftharpoons 2NO_2}

,

\mathrm{N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3}

.

Строго погледнато, всички реакции са обратими. Когато обратната реакция е пренебрежимо слаба или продуктът напуска системата (газ излита от отворен съд, пада на дъното), казваме, че реакцията протича необратимо – докрай.

2. Динамично равновесие

В началото има само и правата реакция е бърза. С изразходването им тя се забавя, а натрупаните продукти ускоряват обратната реакция. Идва момент, в който двете скорости се изравняват – колкото молекули продукт се образуват за секунда, толкова се и разпадат. Концентрациите престават да се променят, макар че реакцията продължава (за скоростта на реакциите виж урока Скорост на реакцията).

О

Химичното равновесие е състояние на обратима реакция, при което скоростите на правата и обратната реакция са равни:

v_{\to} = v_{\leftarrow}

. Концентрациите на всички вещества остават постоянни, но не са непременно равни. Равновесието е динамично – и двете реакции продължават да текат.

Как знаем, че реакцията не е спряла? Ако в равновесна смес $\mathrm{H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI}$ добавим малко йодоводород с на йода, след време радиоактивност има и в йода $\mathrm{I_2}$ – въпреки че количествата на веществата не се променят.

k₁ (→)0,6k₂ (←)0,3t, s1

[A] =0,60[B] =0,40v→ =0,363v← =0,119Q = [B]/[A] =0,65K = k₁/k₂ =2,00

Q < K: правата реакция е по-бърза – B се трупа, докато скоростите се изравнят.

💡 Каквото и да е началото – само A, само B или смес – системата стига до едно и също отношение [B]/[A] = k₁/k₂ = K. Промени k₁ и k₂ заедно в едно и също отношение (например 0,6 и 0,3 → 1,2 и 0,6): равновесието се достига по-бързо, но на същото място. Точно така действа катализаторът.

3. Константа на равновесие

В лабораторията видя, че каквото и да е началото, отношението $[\mathrm{B}]/[\mathrm{A}]$ в равновесие е едно и също. Това е общ закон, открит от норвежците Гулдберг и Ваге през 1864 г. В него влизат равновесните , които означаваме с квадратни скоби.

Т

Закон за действие на масите

За обратимата реакция

a\mathrm{A} + b\mathrm{B} \rightleftharpoons c\mathrm{C} + d\mathrm{D}

в равновесие при дадена температура

K_c = \frac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}

, където

[\mathrm{X}]

е равновесната моларна концентрация на X в mol/L. Константата

K_c

зависи само от реакцията и температурата.

Продуктите са в , реагентите – в ; коефициентите стават степенни показатели.
Твърди вещества и чисти течности (например водата като ) не влизат в израза – тяхната „концентрация“ е постоянна. За $\mathrm{CaCO_3(тв) \rightleftharpoons CaO(тв) + CO_2(г)}$ имаме просто $K_c = [\mathrm{CO_2}]$ .
Голяма K ( $K \gg 1$ ) – в равновесие преобладават продуктите; малка K ( $K \ll 1$ ) – реагентите.
За обратната реакция константата е $1/K$ ; ако умножим уравнението по 2, константата става $K^2$ .

Пример

В равновесна смес $\mathrm{H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI}$ при около 450 °C $[\mathrm{H_2}] = [\mathrm{I_2}] = 0{,}11\ \mathrm{mol/L}$ и $[\mathrm{HI}] = 0{,}78\ \mathrm{mol/L}$ . Колко е $K_c$ ?

$K_c = \frac{[\mathrm{HI}]^2}{[\mathrm{H_2}][\mathrm{I_2}]} = \frac{0{,}78^2}{0{,}11 \cdot 0{,}11} = \frac{0{,}6084}{0{,}0121} \approx 50$
Числото е по-голямо от 1 – в равновесие йодоводородът преобладава, но реагентите не изчезват напълно.

Строго погледнато, константата на равновесие е безразмерна (в нея влизат концентрациите, разделени на 1 mol/L). Затова в урока записваме стойностите на K без мерни единици.

4. Реакционно частно: накъде ще тръгне реакцията?

О

Реакционно частно Q

Реакционното частно

Q

се пресмята по същия израз като

K

, но с текущите (не непременно равновесни) концентрации. Сравнението им показва посоката: при

Q < K

реакцията протича надясно, при

Q > K

– наляво, а при

Q = K

системата е в равновесие.

Пример

За $\mathrm{N_2O_4 \rightleftharpoons 2NO_2}$ при 25 °C $K_c \approx 0{,}0046$ . В съд има $0{,}1\ \mathrm{mol/L}$ $\mathrm{N_2O_4}$ и $0{,}03\ \mathrm{mol/L}$ $\mathrm{NO_2}$ . Накъде ще се измести сместа?

$Q = \frac{[\mathrm{NO_2}]^2}{[\mathrm{N_2O_4}]} = \frac{0{,}03^2}{0{,}1} = 0{,}009$
$Q > K$ – има твърде много $\mathrm{NO_2}$ ; реакцията ще протече наляво и част от него ще се свърже в $\mathrm{N_2O_4}$ .

5. Изчисления с равновесни концентрации

Повечето задачи се решават с таблица от три реда: начало, промяна и равновесие (на английски ICE – Initial, Change, Equilibrium). Промяната означаваме с $x$ и я умножаваме по коефициентите. После заместваме реда „равновесие“ в израза за K и решаваме уравнението.

Пример

В съд с обем 1 L поставят 1 mol водород и 1 mol йод и нагряват до около 450 °C ( $K = 50$ ). Колко мола йодоводород има в равновесие?

Начало: $1;\ 1;\ 0$ . Промяна: $-x;\ -x;\ +2x$ . Равновесие: $1 - x;\ 1 - x;\ 2x$ .
$\frac{(2x)^2}{(1 - x)^2} = 50 \Rightarrow \frac{2x}{1 - x} = \sqrt{50} \approx 7{,}07$
$2x = 7{,}07 - 7{,}07x \Rightarrow x \approx 0{,}780$ ; $n(\mathrm{HI}) = 2x \approx 1{,}56\ \mathrm{mol}$
Превърнали са се 78% от реагентите – не 100%, колкото би дало „обикновеното“ изчисление по уравнението.

K = 50 (около 450 °C)

H₂1I₂1HI0

mol/L	H₂	I₂	HI
начало	1,00	1,00	0,00
промяна	−0,780	−0,780	+1,559
равновесие	0,220	0,220	1,559

Q = 0 < K → реакцията протича надясно (към продуктите), x = 0,780 mol/L.

Броят на молекулите газ не се променя, затова K не зависи от обема.

💡 Редът „промяна“ винаги следва коефициентите: ако се изразходват x mol/L H₂, се изразходват и x mol/L I₂ и се получават 2x mol/L HI. Лабораторията намира x числено; на ръка решаваме уравнението, което се получава, като заместим реда „равновесие“ в израза за K.

6. Принцип на Льо Шателие

Т

Принцип на Льо Шателие

Ако върху система в равновесие се въздейства отвън – промени се концентрация, налягане или температура – равновесието се измества в посоката, която отслабва това въздействие.

Концентрация. Добавим ли реагент или отстраним ли продукт, равновесието се измества надясно – системата изразходва добавеното и попълва отнетото. K не се променя; променя се Q.
Налягане (за газове). При сгъстяване равновесието се измества към страната с по-малко молекули газ. В $\mathrm{N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3}$ вляво има 4 газ, вдясно – 2, затова високото налягане благоприятства амоняка. Ако броят на молекулите газ е еднакъв ( $\mathrm{H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI}$ ), налягането не влияе.
Температура. Нагряването измества равновесието в посоката на , охлаждането – на екзотермичната (за топлинния ефект виж Енергия на реакциите). Това е единственият фактор, който променя самата K.
Катализатор. Ускорява еднакво правата и обратната реакция – равновесието се достига по-бързо, но не се измества.

N₂O₄ (безцветен) ⇌ 2NO₂ (кафяв), ΔH = +57 kJ

NO₂N₂O₄

V, mL100t, °C25

Q =0,0046Kc =0,0046NO₂ от азота:16%p =115 kPa

Системата е в равновесие. Сгъсти или разшири газа, нагрей го или добави газ.

💡 Лявата спринцовка показва газа в мига на промяната – моловете са старите, а обемът и температурата са новите. Дясната показва състава, след като равновесието се установи отново. Обърни внимание: при промяна на обема или на количествата Kc остава същата – мени се само Q. Температурата е единственото, което променя самата Kc. Стойностите са приблизителни (модел с постоянно ΔH).

Т

Зависимост на K от температурата (за напреднали)

Уравнение на Вант Хоф:

\ln\frac{K_2}{K_1} = -\frac{\Delta H}{R}\left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)

. При

\Delta H > 0

(ендотермична права реакция) K расте с температурата, при

\Delta H < 0

– намалява.

7. Синтезът на амоняк

Реакцията $\mathrm{N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3}$ , $\Delta H \approx -92\ \mathrm{kJ}$ , е и намалява броя на молекулите газ. Принципът на Льо Шателие подсказва: ниска температура и високо налягане. При 25 °C $K_p$ е огромна – около $6 \cdot 10^5$ , но реакцията е толкова бавна, че практически не тече. При нагряване тя се ускорява, но K намалява милиарди пъти. Хабер и Бош намират компромис:

температура около 400–450 °C – достатъчно бързо, макар и с по-малък равновесен добив;
налягане от порядъка на 150–300 атмосфери – измества равновесието към амоняка;
от желязо – не измества равновесието, но позволява да се работи при по-ниска температура;
непрекъснато отстраняване на продукта – амонякът се втечнява при охлаждане, а неизреагиралите азот и водород се връщат в реактора. При едно преминаване се превръщат обикновено около 15% от газовете, но с многократното връщане почти всичко става амоняк.

8. Kp и произведение на разтворимостта (за напреднали)

О

Константа Kp

За реакции между газове константата може да се запише с парциалните налягания:

K_p = \frac{p_{\mathrm{C}}^c\, p_{\mathrm{D}}^d}{p_{\mathrm{A}}^a\, p_{\mathrm{B}}^b}

(наляганията в bar). Връзката с

K_c

е

K_p = K_c (RT)^{\Delta n}

, където

\Delta n

е промяната на броя молове газ, а

R = 0{,}08314\ \mathrm{L \cdot bar/(mol \cdot K)}

.

О

Произведение на разтворимостта

За слабо разтворима сол в равновесие с наситения си разтвор, например

\mathrm{AgCl(тв) \rightleftharpoons Ag^+ + Cl^-}

, константата е

K_{sp} = [\mathrm{Ag^+}][\mathrm{Cl^-}]

. Утайка се образува, когато произведението на концентрациите на йоните надхвърли

K_{sp}

.

Над утайката е . Добавянето на общ намалява : в 0,1 mol/L разтвор на NaCl концентрацията на сребърните йони може да е само $1{,}8 \cdot 10^{-10} / 0{,}1 = 1{,}8 \cdot 10^{-9}\ \mathrm{mol/L}$ – хиляди пъти по-малко, отколкото в чиста вода. Равновесията с и основи ( $K_a$ и ) са в урока Киселини, основи и pH.

9. Тренажор

Константа на равновесие от концентрации, равновесен състав, реакционно частно, таблица ICE и константа на обърнато уравнение. Десетичните отговори въвеждай като 0,75.

✅ Решени: 0🔥 Серия: 0🏆 Рекорд: 0

\mathrm{N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3}:\ [\mathrm{N_2}] = 2\ \mathrm{mol/L},\ [\mathrm{H_2}] = 1\ \mathrm{mol/L},\ [\mathrm{NH_3}] = 0{,}4\ \mathrm{mol/L}

Изчисли Q. В коя посока ще тръгне реакцията, ако K = 2?

10. Равновесия около нас

Заводи за торове, плодови аромати, кръвта ни и пещите за вар – навсякъде има равновесия, които можем да изместим.

0 / 6

🏭 Колона за амоняк

В реактор за синтез на амоняк влизат 1000 mol азот и 3000 mol водород. При едно преминаване през катализатора около 15% от азота се превръща в амоняк. Колко мола и колко килограма амоняк се получават при едно преминаване?

🍏 Естер с плодов аромат

Етилацетатът (естер с плодов мирис) се получава от оцетна киселина и етанол: киселина + алкохол ⇌ естер + вода, K ≈ 4. Колко мола естер се получават от 1 mol киселина и 1 mol алкохол? А ако алкохолът е 3 mol?

🩸 Отравяне с въглероден оксид

В кръвта CO измества кислорода от хемоглобина: HbO₂ + CO ⇌ HbCO + O₂. Константата е около 200–250; приемете K = 210. Въздухът съдържа 21% кислород. При каква обемна част на CO във въздуха половината от хемоглобина ще е свързана с CO? (Приемете, че отношението на газовете в кръвта е като във въздуха.)

🔥 Пещ за вар

При печене на варовик протича CaCO₃(тв) ⇌ CaO(тв) + CO₂(г). При около 900 °C равновесното налягане на CO₂ е около 101 kPa. Колко грама CaCO₃ ще се разложат в затворен съд с обем 10 L при 900 °C, ако варовикът е в излишък?

🟤 Ампула с кафяв газ

В запоена ампула с обем 1 L има 9,2 g N₂O₄ при 25 °C. Каква част от него се разпада по N₂O₄ ⇌ 2NO₂, ако Kc ≈ 0,0046?

🧂 Колко сребърен хлорид се разтваря

Сребърният хлорид е „неразтворим“, но малко от него все пак преминава в разтвор: AgCl(тв) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻, $K_{sp} = 1{,}8 \cdot 10^{-10}$ при 25 °C. Колко милиграма AgCl се разтварят в 1 L вода?

Зелено – решена сам(а), жълто – с решението. Десетичните числа може да пишеш със запетая.

11. ⚠️ Чести грешки

Равни концентрации

✗ В равновесие концентрациите на реагентите и продуктите са равни.

✓ Равни са скоростите; концентрациите са постоянни, но обикновено различни.

Реакцията е спряла

✗ Щом концентрациите не се менят, реакцията не тече.

✓ Равновесието е динамично – двете реакции текат с еднаква скорост.

Коефициентите в K

✗ $\displaystyle K = \frac{2[\mathrm{HI}]}{[\mathrm{H_2}][\mathrm{I_2}]}$

✓ Коефициентите са степенни показатели: $\displaystyle K = \frac{[\mathrm{HI}]^2}{[\mathrm{H_2}][\mathrm{I_2}]}$

Твърдите вещества

✗ $\displaystyle K = \frac{[\mathrm{CaO}][\mathrm{CO_2}]}{[\mathrm{CaCO_3}]}$

✓ Твърди вещества и чисти течности не влизат: $\displaystyle K = [\mathrm{CO_2}]$

Катализаторът

✗ Катализаторът увеличава добива на продукта.

✓ Катализаторът само ускорява достигането на равновесие; добивът не се променя.

K и концентрацията

✗ Добавянето на реагент увеличава K.

✓ K зависи само от температурата; добавката променя Q и равновесието се измества.

12. 🎯 Бърз тест

1 / 9

✓ 0

Какво е равно в състояние на химично равновесие?

Избери отговор (или натисни 1–4)

13. 📝 Задачи за упражнение

0 / 0

Ниво А· Областен кръг

Ниво В· Национален кръг

Ниво С· Международна олимпиада

14. Обобщение

✓ Обратимите реакции стигат до динамично равновесие: $v_{\to} = v_{\leftarrow}$ , концентрациите са постоянни
✓ Закон за действие на масите: $K_c = \frac{[\mathrm{C}]^c[\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a[\mathrm{B}]^b}$ ; твърдите вещества и чистите течности не влизат
✓ Голяма K – преобладават продуктите, малка K – реагентите; обратната реакция има константа $1/K$
✓ $Q < K$ – надясно, $Q > K$ – наляво, $Q = K$ – равновесие
✓ Таблица „начало – промяна – равновесие“ с промяна $x$ , умножена по коефициентите
✓ Принцип на Льо Шателие: системата отслабва въздействието; само температурата променя K, катализаторът не измества равновесието
✓ $K_p = K_c(RT)^{\Delta n}$ ; за слабо разтворими соли $K_{sp}$

💡 Интересен факт

Кокошките снасят яйца с по-тънки черупки в горещо време. Едно от обясненията е химично равновесие: задъхвайки се, птиците издишват повече $\mathrm{CO_2}$ , равновесията $\mathrm{CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 \rightleftharpoons H^+ + HCO_3^-}$ в кръвта се изместват наляво и за черупката от $\mathrm{CaCO_3}$ остават по-малко карбонатни йони. Предлагано е решение по Льо Шателие – газирана вода за пиене на птиците, но доколко помага на практика, е спорно.