химия 07.10.24

1.

Химическое равновесие в
обратимых химических
реакциях
Основы и понятия

2.

Обратимые реакции
Обратимые реакции — это химические реакции, которые могут происходить в обоих
направлениях: как в прямом, так и в обратном. Это означает, что продукты реакции
могут снова превращаться в исходные вещества. Обычно такие реакции достигают
состояния равновесия, когда скорости прямой и обратной реакции становятся
одинаковыми, и концентрации веществ остаются постоянными.
Примером обратимой реакции является синтез
аммиака из азота и водорода:
N2+3H2 ↔ 2NH3

3.

Что такое химическое равновесие?
Химическое равновесие — это состояние в обратимой
химической реакции, при котором скорость прямой реакции
(образования продуктов из исходных веществ) становится
равной скорости обратной реакции (превращения продуктов
обратно в исходные вещества). В этот момент концентрации
всех участников реакции остаются постоянными, хотя
химические превращения продолжаются.
Важно отметить, что химическое равновесие — это
динамическое состояние, а не статическое. Это значит, что
реакции продолжаются, но нет видимых изменений в
концентрациях реагентов и продуктов, так как их скорости
взаимно компенсируются.

4.

Особенности динамического равновесия
Динамическое равновесие — это особое
состояние системы, при котором реакции
происходят непрерывно, но без изменения
наблюдаемых макроскопических свойств,
таких как концентрация реагентов и
продуктов. Это характерно для обратимых
химических реакций, когда скорости прямой
и обратной реакций становятся равными, что
создаёт кажущуюся стабильность системы.
Примером может служить равновесие между
жидкостью и паром в закрытом сосуде:
молекулы жидкости испаряются, а молекулы
пара конденсируются обратно в жидкость с
одинаковой скоростью.
Основные особенности динамического равновесия:
1. Равенство скоростей реакций: В состоянии равновесия
скорость прямой реакции (превращение исходных веществ
в продукты) и скорость обратной реакции (превращение
продуктов обратно в исходные вещества) одинаковы.
2. Постоянство
концентраций:
Концентрации
всех
веществ в системе остаются неизменными, несмотря на то,
что реакции продолжаются. Это отличает динамическое
равновесие от полного прекращения реакции.
3. Реакции не останавливаются: В системе продолжаются
химические превращения на молекулярном уровне, но
поскольку их скорости равны, внешне это не проявляется.
4. Зависимость от условий: Динамическое равновесие
зависит от температуры, давления, концентрации и других
факторов. Изменение одного из этих параметров может
сдвинуть равновесие в сторону образования продуктов или
исходных веществ (по принципу Ле Шателье).
5. Достижение
равновесия:
Система приходит
в
состояние равновесия не мгновенно, а через определённое
время, которое зависит от условий реакции, таких как
активность веществ и катализаторы.

5.

Основы закона действующих масс
Закон действующих масс — это фундаментальное правило, описывающее взаимосвязь
между скоростью химической реакции и концентрацией реагентов. Он применяется для
обратимых реакций и особенно важен для понимания химического равновесия.
Прямая зависимость от концентраций:
Скорость химической реакции
пропорциональна произведению
концентраций исходных веществ,
возведённых в степень, равную их
стехиометрическим коэффициентам в
уравнении реакции.
Для простой реакции вида:
aA+bB→продукты
скорость прямой реакции будет
выражаться как:
v=k[A]a[B]b
где:
•v — скорость реакции,
•k — константа скорости реакции,
•[A] и [B] — концентрации реагентов A и B,
•a и b — стехиометрические
коэффициенты.
Константа равновесия: В обратимых
реакциях, когда достигается состояние
равновесия, отношение произведений
концентраций продуктов к концентрациям
исходных веществ остаётся постоянным и
называется константой равновесия.
Для реакции:
aA + bB ↔ cC + dD
константа равновесия Kc выражается как:
[C]c[D]d
Kc ​=
[A]a[B]b
Это соотношение указывает на то, что
при равновесии отношение концентраций
продуктов к концентрациям исходных
веществ фиксировано для данной
температуры.
Зависимость от
температуры:
Константа равновесия
зависит от
температуры.
Изменение
температуры может
смещать равновесие
реакции в сторону
продуктов или
исходных веществ.

6.

Принцип Ле Шателье
Принцип Ле Шателье (или принцип подвижного равновесия) — это правило, которое
описывает, как химическая система в состоянии равновесия реагирует на внешние изменения.
Согласно этому принципу, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается
внешнее воздействие (например, изменение концентрации, температуры или давления),
система стремится минимизировать эффект этого воздействия, смещая равновесие в сторону,
которая компенсирует изменения.
Изменение
концентрации:
• Если
увеличить
концентрацию одного из
реагентов,
система
стремится снизить его
концентрацию,
сдвигая
равновесие в сторону
образования
большего
количества продуктов.
• Если
концентрация
одного
из
продуктов
увеличивается,
система
сдвигает равновесие в
сторону
исходных
веществ.
Изменение давления
(актуально для реакций
с газами):
• При
увеличении
давления
система
сдвигает равновесие в
сторону, где меньшее
количество
молекул
газа,
чтобы
компенсировать
давление.
• При
снижении
давления
равновесие
смещается в сторону,
где большее количество
молекул газа.
Изменение
температуры:
•Если
повысить
температуру,
система
сдвигает равновесие в
сторону
эндотермической
реакции
(реакции,
поглощающей тепло).
•Если
снизить
температуру,
равновесие сдвинется в
сторону
экзотермической
реакции
(реакции,
выделяющей тепло).
Изменение объёма:
•Если
объём
уменьшается
(а
давление
увеличивается),
система
сдвигает
равновесие в сторону,
где
меньшее
количество
молекул
газа.
•Если
объём
увеличивается,
равновесие смещается
в сторону, где большее
количество
молекул
газа.

7.

Синтез аммиака (Процесс Габера)
Процесс Габера (или синтез аммиака по Габеру-Бошу) — это промышленный метод
производства аммиака (NH3NH_3NH3​) из азота (N2N_2N2​) и водорода (H2H_2H2​). Это одна из
важнейших химических реакций, используемая для производства удобрений и взрывчатых
веществ. Впервые был разработан немецким химиком Фрицем Габером в начале 20 века и
позже усовершенствован Карлом Бошем для применения в промышленности.
Общая реакция синтеза аммиака выглядит так:
N2 + 3H2↔2NH3 + тепло
Эта реакция является экзотермической, то есть
сопровождается выделением тепла.
Принцип работы:
Азот получают из воздуха, где его около 78%, а водород — чаще всего из
природного газа (метана) путём парового риформинга.
Смесь азота и водорода в соотношении 1:3 вводится в реактор под высоким
давлением и температурой.
После реакции образуется смесь аммиака, азота и водорода. Аммиак
конденсируется, так как при охлаждении он переходит в жидкость, а
несреагировавшие газы возвращаются в систему для повторного использования.
Условия процесса Габера:
Высокое давление:
Процесс протекает при давлении в
диапазоне 200–300 атмосфер.
Высокое давление необходимо для
увеличения выхода аммиака, так
как по принципу Ле Шателье
равновесие смещается в сторону
меньшего количества молекул газа
Высокая температура:
Температура обычно
составляет 400–500°C. Хотя
высокая температура ускоряет
скорость реакции, она также
смещает равновесие в
обратную сторону, так как
реакция экзотермическая.
Катализатор:
В качестве катализатора
используется железо с добавками
(например, оксиды калия и
алюминия), что позволяет
значительно ускорить процесс,
снижая необходимую температуру
и увеличивая выход аммиака.

8.

Производство серной кислоты (Контактный процесс)
Контактный процесс — это промышленный метод производства серной кислоты (H2SO4),
который используется с конца 19 века. Этот процесс заменил ранее используемый свинцовый
метод из-за большей эффективности и возможности получения концентрированной серной
кислоты высокого качества.
Основные стадии контактного процесса:
1. Производство
диоксида серы (SO₂):
На первом этапе
серную кислоту
производят из серы
или серосодержащих
соединений. Сера
сжигается в кислороде,
образуя диоксид серы
(SO2): S + O2 → SO2
2. Окисление диоксида серы в триоксид
серы (SO₃): Диоксид серы затем окисляется
в триоксид серы (SO3​) в присутствии
катализатора:
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Этот этап является обратимой экзотермической
реакцией, и для достижения максимального
выхода SO3 необходимо контролировать
температуру и давление.
1. Температура обычно поддерживается на
уровне около 450°C.
2. Давление — 1–2 атмосферы.
3. Применение катализатора (ванадиевый
оксид V2O5) ускоряет реакцию и смещает
равновесие в сторону образования
триоксида серы.
3. Абсорбция SO₃ и образование серной
кислоты: Триоксид серы абсорбируется в
концентрированной серной кислоте, образуя
олеум (H2S2O7): SO3 + H2SO4 → H2S2O7
​Затем олеум смешивают с водой, получая
серную кислоту нужной концентрации:
H2S2O7 + H2O → 2H2SO4