Равновесие

Обратимая реакция может протекать в обе стороны. Прямая реакция образует продукты; обратная реакция превращает продукты обратно в исходные вещества. Мы обозначаем это знаком $\rightleftharpoons$.

В закрытой системе (ничего не входит и не выходит) реакция достигает динамического равновесия, когда:

• скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
• концентрации исходных веществ и продуктов остаются постоянными.

Оно называется динамическим, потому что обе реакции все еще протекают — они просто компенсируют друг друга. Необходима закрытая система, иначе продукты бы выходили из нее, и равновесие никогда бы не наступило.

Принцип Ле Шателье гласит: если изменить систему, находящуюся в состоянии равновесия, положение равновесия сместится так, чтобы противодействовать (уменьшить) это изменение.

Катализатор позволяет быстрее достичь равновесия, но он не меняет его положения.

Для реакции в состоянии равновесия константа равновесия связывает количества продуктов и реагентов. Для реакции $a\text{A} + b\text{B} \rightleftharpoons c\text{C} + d\text{D}$:

где квадратные скобки означают концентрацию в $\text{mol dm}^{-3}$.

Разобранный пример. В равновесной смеси $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ находятся концентрации $[\text{H}_2] = 0.20$, $[\text{I}_2] = 0.20$ и $[\text{HI}] = 1.6\ \text{mol dm}^{-3}$. Найдите $K_c$.

(нет единиц измерения, так как степени концентрации сокращаются в числителе и знаменателе).

Разобранный пример (таблица ICE). $1.00\ \text{mol}$ каждого из веществ $\text{H}_2$ и $\text{I}_2$ помещены в колбу объемом $1.00\ \text{dm}^3$; в состоянии равновесия остается $0.20\ \text{mol}$ вещества $\text{H}_2$. Составьте таблицу ICE (Initial, Change, Equilibrium — Начальная, Изменение, Равновесная):

$0.80\ \text{mol}$ вещества $\text{H}_2$ прореагировало, поэтому образовалось $2\times0.80 = 1.60\ \text{mol}$ HI. В колбе объемом $1.00\ \text{dm}^3$ концентрации равны количеству вещества (в молях), следовательно, $K_c = \dfrac{1.60^2}{0.20\times0.20} = 64$.

Для реакций газов вместо концентрации используется парциальное давление. Парциальное давление газа — это доля общего давления, которую оно вносит. Оно определяется через молярную долю (долю от общего количества вещества, приходящуюся на этот газ):

Константа, записанная через парциальные давления, обозначается как $K_p$.

Разобранный пример. Газовая смесь содержит $2.0\ \text{mol}$ вещества $\text{N}_2$ и $6.0\ \text{mol}$ вещества $\text{H}_2$ при общем давлении $200\ \text{kPa}$. Найдите парциальное давление каждого газа.

Всего имеется $8.0\ \text{mol}$ моль, поэтому

Разобранный пример (числовое значение $K_p$). Для реакции $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ парциальные давления в равновесии составляют $p(\text{N}_2)=20$, $p(\text{H}_2)=40$ и $p(\text{NH}_3)=10\ \text{kPa}$. Тогда

Только температура изменяет значение константы $K_c$ или $K_p$. Изменение концентрации или давления смещает положение равновесия, но не меняет саму константу; добавление катализатора не изменяет ни константу, ни положение равновесия — он лишь ускоряет достижение равновесия.

Эти два промышленных процесса выбираются путем баланса выхода, скорости и стоимости с использованием принципа Ле Шателье.

• процесс Габера производит аммиак: $\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightleftharpoons 2\text{NH}_3$ (экзотермическая реакция). Используются примерно $450\,°\text{C}$, $200\ \text{atm}$ и железный катализатор. Низкая температура дала бы больше аммиака, но слишком медленно, поэтому умеренная температура является компромиссом.
• процесс Контакта производит оксид серы(VI): $2\text{SO}_2 + \text{O}_2 \rightleftharpoons 2\text{SO}_3$ (экзотермическая реакция). Используются примерно $450\,°\text{C}$, близкие к $1$–$2\ \text{atm}$ и катализатор из оксида ванадия(V).

Протон — это просто ион $\text{H}^+$. Теория Бренстеда–Лоури определяет кислоты и основания по их отношению к протонам:

• кислота — это донор протона (она отдает $\text{H}^+$).
• основание — это акцептор протона (оно принимает $\text{H}^+$). Основание, растворимое в воде, называют щелочью.

Распространенные кислоты, которые нужно знать: соляная кислота ($\text{HCl}$), серная кислота ($\text{H}_2\text{SO}_4$), азотная кислота ($\text{HNO}_3$) и уксусная кислота ($\text{CH}_3\text{COOH}$). Распространенные щелочи: гидроксид натрия ($\text{NaOH}$), гидроксид калия ($\text{KOH}$) и аммиак ($\text{NH}_3$).

Речь идет о том, насколько полностью кислота или основание распадаются в воде — а не о их концентрации.

• сильная кислота или сильное основание полностью диссоциирует в воде (почти каждая молекула распадается на ионы).
• слабая кислота или слабое основание диссоциирует лишь частично (большинство молекул остаются целыми).

Шкала pH показывает кислотность раствора: чистая вода имеет pH 7, кислоты имеют pH ниже 7, а щелочи — выше 7. Сильная кислота имеет более низкий pH, чем слабая кислота той же концентрации.

Сильные и слабые кислоты можно различить по:

• реакции с активным металлом: сильная кислота шипит быстрее.
• pH: измеряется с помощью pH-метра или универсального индикатора.
• электропроводности: сильная кислота проводит ток лучше, так как содержит больше ионов.

Нейтрализация происходит, когда ионы водорода из кислоты реагируют с гидроксид-ионами из щелочи:

Также образуется соль, состоящая из оставшейся части кислоты и основания.

При титровании вы добавляете один раствор к другому и отслеживаете pH. Кривая титрования имеет крутой, почти вертикальный скачок вблизи точки эквивалентности. Точная форма зависит от того, является ли каждый реагент сильным или слабым.

Чтобы выбрать индикатор, выберите тот, чья смена цвета попадает в этот крутой скачок. Для сильной кислоты со сильным основанием подходит большинство индикаторов; для слабой кислоты со сильным основанием нужен такой, который меняет цвет в более высоком диапазоне pH.

• Дайте определение динамического равновесия с учетом всех трех пунктов: скорости прямой и обратной реакций равны, концентрации постоянны, замкнутая система.
• Отвечайте на вопросы по принципу Ле Шателье, указывая изменение, направление смещения и причину; катализатор не смещает положение равновесия (он ускоряет обе реакции).
• Запишите $K_c$ как продукты над реагентами, возведенными в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам; включите символы агрегатных состояний, чтобы определить, что входит в выражение.
• Обоснуйте условия процесса Габера/Контакта как компромисс между выходом, скоростью и стоимостью — не просто цитируйте их.
• Бренстед: кислота = донор протона, основание = акцептор протона; сопряженные пары отличаются одним $\text{H}^+$.