Часть реакций идёт в одну сторону до полного расходования одного из реагентов — это необратимые реакции. Их признаки: выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (например, вода). Пример: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl. Сульфат бария выпал в осадок и выбыл из игры — обратно реакция не пойдёт.
Обратимая реакция идёт одновременно в двух противоположных направлениях, поэтому в уравнении вместо обычной стрелки ставят двойную: ⇌. Главный пример всей темы — промышленный синтез аммиака: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + Q. Азот с водородом соединяются в аммиак (прямая реакция), а аммиак тут же частично распадается обратно (обратная). До конца не доходит ни одна.
В начале прямая реакция быстрая: реагентов много. По мере их расходования она замедляется, а обратная разгоняется — продуктов становится всё больше. В какой-то момент скорости сравниваются. Это и есть химическое равновесие.
Ключевое слово — динамическое равновесие. Реакция не останавливается: молекулы продолжают реагировать в обе стороны, просто «приход» равен «расходу». Представь эскалатор, едущий вниз, по которому ты бежишь вверх с той же скоростью: движение есть, положение не меняется. Концентрации веществ в этот момент называют равновесными — именно с ними работает расчётное задание 23 ЕГЭ.
Бытовой пример — газировка. В закрытой бутылке углекислый газ растворён в воде: CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃. Пока крышка закручена, система в равновесии. Открыл — давление упало, равновесие сместилось влево, газ рванул наружу.
Принцип Ле Шателье: если на систему в состоянии равновесия подействовать извне, равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.
Проще: система — упрямец. Что бы ты ни сделал, она отвечает «наоборот». Нагрел — она старается охладиться. Сжал — старается занять меньше места. Подсыпал вещества — старается его израсходовать. Из этого одного правила выводятся все три фактора смещения, а на ЕГЭ это задание 24.
Тепло в обратимой реакции — полноправный участник. Если прямая реакция экзотермическая (+Q, тепло выделяется), то обратная — эндотермическая (−Q, тепло поглощается).
Синтез аммиака экзотермичен (+Q), поэтому нагрев смещает равновесие влево, к разложению NH₃, а охлаждение — вправо, к продукту.
Работает только там, где есть газы, и только если число моль газов слева и справа различается.
Считаем по уравнению: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃. Слева 1 + 3 = 4 моль газа, справа 2 — повышение давления смещает равновесие вправо, поэтому аммиак в промышленности синтезируют под высоким давлением. Если моль газов поровну, как в H₂ + I₂ ⇌ 2HI (2 слева, 2 справа), давление равновесие не смещает. Твёрдые вещества и жидкости в подсчёте не участвуют вовсе.
На выводе продукта построена промышленная логика: аммиак постоянно сжижают и убирают из зоны реакции, чтобы равновесие всё время работало на производство.
Дано: 2SO₂(г) + O₂(г) ⇌ 2SO₃(г) + Q. Куда сместится равновесие при нагреве и при повышении давления?
Дано: в системе N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ исходная концентрация водорода 2,0 моль/л, равновесная концентрация аммиака 0,8 моль/л. Найти равновесную концентрацию водорода.