ibrain.kz
RUKZ
Предыдущая тема|Следующая: Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты
Химия · 9 класс1 четвертьТема 2Лабораторная работаГОСО РК 2026Базовый

Обратимость химических реакций и химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Обратимость химических реакций и химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Время изучения~75 минтеория + практика
Разделы темы5 разд.пошаговый разбор
Тест темы2 вопр.с мгновенным ответом
СОР / СОЧ1 четвертьдескрипторы ГОСО
Раздел 1 из 5
1

Обратимые реакции и состояние химического равновесия

По признаку обратимости все химические реакции делятся на:

• Необратимые — протекают только в одном направлении до полного израсходования одного из реагентов (с образованием осадка, газа или прочного малодиссоциирующего вещества: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl);

• Обратимые — протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом (слева направо) и обратном (справа налево): N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q.

Химическое равновесие — это динамическое состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции становится в точности равной скорости обратной реакции: vпр = vобр.

В состоянии равновесия концентрации всех веществ (как реагентов, так и продуктов) остаются строго постоянными во времени, хотя превращения на микроуровне непрерывно продолжаются.

Схема: Химическое равновесие и принцип Ле Шателье

Анимированная модель
N₂(г) + 3H₂(г) ⇄ 2NH₃(г) + 92 кДж4 моль газа (слева) ⇄ 2 моль газа (справа) + QТемпература (T)T ↑ → смещение влево ←(в сторону поглощения тепла)T ↓ → смещение вправо →Давление (P)P ↑ → смещение вправо →(в сторону меньшего числа моль)P ↓ → смещение влево ←Концентрация (C)C(N₂, H₂) ↑ → вправо →(в сторону расхода в-в)C(NH₃) удаление → вправо →Принцип Ле Шателье: система смещает равновесие так, чтобы ослабить внешнее воздействие
Смещение равновесия при изменении температуры, давления и концентраций участников реакции.
Динамический баланс

Химическое равновесие

Состояние, при котором скорости прямого и обратного процессов строго уравновешены: vпр = vобр.
Термодинамическая константа

Константа равновесия Kc

Отношение произведения равновесных концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов.

Равновесие динамично

Равновесие не означает прекращения реакций! Это подвижный баланс: сколько молекул NH₃ образуется в секунду, ровно столько же распадается.

Шаг 1
Запись уравнения равновесия
Поставить знак обратимости ⇄ между реагентами и продуктами.
Шаг 2
Составление дроби Kc
В числитель поместить концентрации продуктов в степенях коэффициентов, в знаменатель — реагентов.
Шаг 3
Учет фазового состава
Твердые вещества в выражение Kc не включать.
Выражение константы равновесия Kc
aA+bB⇌dD+eE  ⟹  Kc=[D]d[E]e[A]a[B]baA + bB \rightleftharpoons dD + eE \implies K_c = \frac{[D]^d [E]^e}{[A]^a [B]^b}
Константа Kc зависит исключительно от природы веществ и температуры, но не зависит от концентраций.
Раздел 2 из 5
2

Принцип Ле Шателье — Брауна

В 1884 году французский ученый Анри Ле Шателье сформулировал фундаментальный принцип подвижного равновесия:

«Если на систему, находящуюся в состоянии устойчивого химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру или давление), то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет это внешнее воздействие».

Правила смещения химического равновесия:

1. Влияние концентрации:

• Добавление исходного вещества или удаление продукта смещает равновесие ВПРАВО (в сторону прямой реакции);

• Добавление продукта или удаление исходного вещества смещает равновесие ВЛЕВО.

2. Влияние температуры:

• При нагревании (повышении T) равновесие смещается в сторону ЭНДОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции (-Q);

• При охлаждении (понижении T) равновесие смещается в сторону ЭКЗОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции (+Q).

3. Влияние давления (только для систем с участием газов!):

• При повышении давления (сжатии) равновесие смещается в сторону МЕНЬШЕГО числа молей газов (меньшего объема);

• При понижении давления — в сторону БОЛЬШЕГО числа молей газов;

• Если число молей газов слева и справа одинаково (например, H₂ + I₂ ⇄ 2HI: 2 моль = 2 моль), изменение давления НЕ ВЛИЯЕТ на положение равновесия!

Принцип противодействия

Принцип Ле Шателье

Смещение равновесия всегда направлено на нейтрализацию оказанного внешнего воздействия.
Фактор объема газов

Давление в равновесии

Сжатие благоприятствует процессу, идущему с уменьшением суммарного газового объема: Δnгазов < 0.

Катализатор не смещает равновесие!

Катализатор в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции. Он лишь сокращает время достижения равновесия, но состав смеси не меняет!

Шаг 1
Подсчет объемов газов
Сложить коэффициенты перед газами слева (V₁) и справа (V₂).
Шаг 2
Анализ знака тепла Q
Нагрев -> смещение к -Q; охлаждение -> смещение к +Q.
Шаг 3
Вывод о направлении
Указать направление смещения: вправо (к продуктам) или влево (к реагентам).
Синтез аммиака Габера — Боша
N2(г)+3H2(г)⇌2NH3(г)+92 кДж\text{N}_2(\text{г}) + 3\text{H}_2(\text{г}) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(\text{г}) + 92\text{ кДж}
Слева 4 моль газа, справа 2 моль газа. Повышение давления и понижение температуры смещают равновесие вправо (к NH₃).
Раздел 3 из 5
3

Равновесие в растворах: димеризация NO₂ и роданидные комплексы железа

Наглядными модельными системами для изучения химического равновесия являются:

1. Газовое равновесие оксидов азота:

2NO₂(г) (бурый газ) ⇄ N₂O₄(г) (бесцветный газ) + 57 кДж.

• При охлаждении ампулы в ледяной воде бурая окраска исчезает (равновесие смещается вправо, к экзотермическому бесцветному N₂O₄);

• При нагревании ампулы в горячей воде окраска становится темно-коричневой (равновесие смещается влево, к эндотермическому бурому NO₂);

• При сжатии шприца объем уменьшается (давление растет), и газ обесцвечивается (смещение от 2 моль к 1 моль).

2. Ионное равновесие образования роданида железа(III):

Fe³⁺ + 3SCN⁻ ⇄ Fe(SCN)₃ (кроваво-красный комплекс).

• Добавление FeCl₃ или KSCN резко усиливает кроваво-красный цвет;

• Связывание ионов Fe³⁺ добавлением фторида NaF обесцвечивает раствор (смещение влево).

Визуальный термохромизм

Система NO₂ / N₂O₄

Газовое обратимое равновесие с изменением цвета от бурого (NO₂) к бесцветному (N₂O₄).
Цветная индикация

Роданидный комплекс железа

Ионное равновесие в растворе с интенсивным кроваво-красным поглощением при 480 нм.

Промышленный оптимум

В синтезе аммиака используют компромиссные условия: 450 °C (для скорости с катализатором Fe) и 30 МПа (для высокого выхода NH₃).

Шаг 1
Регистрация начального цвета
Отметить интенсивность оптической плотности раствора или газа.
Шаг 2
Применение воздействия
Погрузить в термостат (лед / кипяток) или изменить концентрацию соли.
Шаг 3
Интерпретация смещения
Сопоставить изменение окраски с направлением смещения равновесия.
Уравнение равновесия диоксида азота
2NO2 (бурый)⇌+Q−QN2O4 (бесцветный)2\text{NO}_2 \text{ (бурый)} \xrightleftharpoons[+Q]{-Q} \text{N}_2\text{O}_4 \text{ (бесцветный)}
Охлаждение ампулы с NO₂ моментально обесцвечивает газ за счет димеризации.
Раздел 4 из 5
4

Алгоритм прогнозирования смещения химического равновесия (принцип Ле Шателье)

Пошаговый анализ равновесной газовой системы:

Шаг 1
Подсчет объемов (молей) газов слева и справа
Сложить коэффициенты ТОЛЬКО перед газообразными веществами: Σνреаг(г) и Σνпрод(г). Твердые и жидкие фазы не учитываются!
Шаг 2
Оценка влияния давления P
При повышении P равновесие смещается в сторону МЕНЬШЕГО числа молей газов. Если число молей слева и справа одинаково (H₂ + I₂ ⇄ 2HI), давление НЕ влияет на равновесие!
Шаг 3
Оценка влияния температуры T
При повышении T равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (-Q, поглощение тепла). При охлаждении — в сторону экзотермической (+Q).
Шаг 4
Учет катализатора
Катализатор ускоряет прямую и обратную реакции в одинаковое число раз, поэтому на смещение равновесия НЕ влияет, а лишь ускоряет его достижение!
Раздел 5 из 5
5

Ловушки ЕНТ: Твердые вещества при изменении давления и роль катализатора

Типовые уловки ЕНТ:

1. Реакция разложения известняка: CaCO₃(тв) ⇄ CaO(тв) + CO₂(г) - Q.

Вопрос: «Как сместится равновесие при увеличении давления?»

Ученики считают: слева 1 моль, справа 2 моль (CaO + CO₂).

Ошибка! CaCO₃ и CaO — ТВЕРДЫЕ вещества, их объемом пренебрегают! Слева 0 моль газа, справа 1 моль газа CO₂. При росте давления равновесие смещается ВЛЕВО (← в сторону меньшего объема газа)!

2. Катализатор:

Вопрос: «Как сместить равновесие вправо в реакции синтеза аммиака?»

Вариант «добавить железный катализатор» — ЛОВУШКА! Катализатор НЕ смещает равновесие!

Катализатор и твердые фазы на ЕНТ

Катализатор НЕ смещает равновесие ни на миллиметр! Твердые и жидкие вещества не участвуют в расчете изменения давления!

Ваш прогресс по теме25%
Оглавление урока
Шпаргалка формул9 класс
Степень электролитической диссоциации:
α=Nдис/Nобщ=Cдис/Cобщ\alpha = N_{дис} / N_{общ} = C_{дис} / C_{общ}[б/р или %]
Закон разбавления Оствальда:
Kd=(α2⋅C)/(1−α)≈α2⋅CK_d = (\alpha^2 \cdot C) / (1 - \alpha) \approx \alpha^2 \cdot C[моль/л]
Ионное произведение воды:
K_w = [H^+] \cdot [OH^-] = 1.0 \cdot 10^{-14} \text{ (при 25°C)}[моль²/л²]
Водородный показатель pH:
pH=−lg⁡[H+],pOH=−lg⁡[OH−],pH+pOH=14pH = -\lg [H^+], \quad pOH = -\lg [OH^-], \quad pH + pOH = 14[ед. pH]
Следующая тема

Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Перейти к теме →