Задание 23 ЕГЭ по химии: обратимые реакции и химическое равновесие

Что проверяет задание

Задание 23 проверяет умение работать с обратимыми химическими реакциями и понимать суть химического равновесия. От школьника требуется не просто знать определения, а применять закон сохранения вещества и стехиометрические соотношения для расчёта концентраций участников реакции — исходных, равновесных и изменившихся в ходе процесса.

В основе задания лежит идея: в закрытой системе при установлении равновесия количества веществ связаны друг с другом через коэффициенты уравнения реакции. Зная концентрацию хотя бы одного вещества до и после реакции, можно восстановить все остальные величины через простые пропорции.

Также задание проверяет понимание принципа Ле Шателье — способности предсказать, куда сместится равновесие при изменении давления, температуры или концентрации веществ, хотя в современных вариантах чаще встречается расчётная часть.

Как выглядит формулировка и сколько баллов

Типовая формулировка звучит так: в реактор постоянного объёма поместили определённые вещества, через некоторое время установилось равновесие для заданного обратимого процесса. Даны некоторые исходные и равновесные концентрации, нужно найти недостающие величины (обычно две) и выбрать правильные варианты ответа из предложенного списка.

Задание оценивается в 2 балла. Полный балл начисляется только при верном определении обеих искомых величин (X и Y). Если верно найдена лишь одна величина, выставляется 1 балл. Ответ записывается в виде двух цифр без пробелов, каждая цифра соответствует номеру правильного варианта из списка.

В структуре экзамена задание относится к части с кратким ответом, но требует полноценного химического расчёта, поэтому времени на него стоит закладывать больше, чем на простые тестовые вопросы.

Что нужно знать

• Обратимая реакция протекает одновременно в двух направлениях: $A + B \rightleftharpoons C + D$.
• Химическое равновесие — состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной: $v_{\text{пр}} = v_{\text{обр}}$.
• В состоянии равновесия концентрации всех веществ остаются постоянными во времени (но не равны друг другу).
• Закон действующих масс: для реакции $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$ константа равновесия равна $K_c = \dfrac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$.
• Изменения концентраций реагентов и продуктов пропорциональны стехиометрическим коэффициентам уравнения реакции.
• Если вещество не подавалось в реактор изначально, его исходная концентрация равна нулю, а вся его равновесная концентрация образовалась в ходе реакции.
• Расход реагента и образование продукта связаны соотношением: если по уравнению $\nu_A$ молей A реагирует с образованием $\nu_C$ молей C, то $\dfrac{\Delta C_A}{\nu_A} = \dfrac{\Delta C_C}{\nu_C}$.
• Принцип Ле Шателье: если на систему в равновесии воздействовать (изменить концентрацию, давление, температуру), равновесие сместится в сторону, ослабляющую это воздействие.
• Увеличение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей газа; повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.
• Формула связи концентрации, количества вещества и объёма: $C = \dfrac{n}{V}$.

Методы решения

Метод ICE-таблицы (Initial-Change-Equilibrium). Составляется таблица из трёх строк: исходная концентрация, изменение концентрации, равновесная концентрация. Изменения записываются с учётом стехиометрических коэффициентов через одну неизвестную переменную $x$. Например, для реакции $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$ изменения записываются как $-x$, $-3x$, $+2x$ соответственно.

Метод стехиометрических пропорций. Если известно изменение концентрации одного вещества, изменения остальных находятся через отношение коэффициентов. Мини-пример: для реакции $2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3$ если концентрация $SO_3$ увеличилась на 0,2 моль/л, то концентрация $O_2$ уменьшилась на $0{,}2 \cdot \dfrac{1}{2} = 0{,}1$ моль/л, а концентрация $SO_2$ уменьшилась на 0,2 моль/л.

Метод расчёта через степень превращения. Степень превращения $\alpha$ показывает долю исходного вещества, вступившего в реакцию: $\alpha = \dfrac{\Delta C}{C_{\text{исх}}}$. Зная $\alpha$ для одного вещества, легко найти абсолютное изменение концентрации любого другого через коэффициенты.

Метод баланса вещества (закон сохранения массы). Равновесная концентрация вещества всегда равна исходной концентрации плюс изменение (с учётом знака): $C_{\text{равн}} = C_{\text{исх}} + \Delta C$. Мини-пример: если исходная концентрация реагента 0,5 моль/л, а расход составил 0,2 моль/л, то равновесная концентрация равна $0{,}5 - 0{,}2 = 0{,}3$ моль/л.

Качественный анализ по принципу Ле Шателье. Применяется в задачах, где нужно определить направление смещения равновесия без расчётов. Мини-пример: для экзотермической реакции $2NO_2 \rightleftharpoons N_2O_4 + Q$ повышение температуры сместит равновесие влево, в сторону эндотермического процесса (разложения), уменьшая выход $N_2O_4$.

Алгоритм решения по шагам

1. Внимательно прочитать уравнение реакции и выписать стехиометрические коэффициенты всех веществ.
2. Определить, какие концентрации даны как исходные, а какие — как равновесные; отметить, какие величины нужно найти.
3. Для вещества, у которого известны и исходная, и равновесная концентрация, вычислить изменение: $\Delta C = C_{\text{исх}} - C_{\text{равн}}$ (для реагента) или $\Delta C = C_{\text{равн}} - C_{\text{исх}}$ (для продукта, если исходно его не было).
4. Через стехиометрическое соотношение коэффициентов пересчитать изменение концентрации на искомое вещество.
5. Найти искомую величину, прибавив или вычтя рассчитанное изменение к известной концентрации того же вещества.
6. Сверить полученные числовые значения со списком предложенных вариантов ответа.
7. Записать номера правильных ответов в соответствующем порядке (сначала X, затем Y).

Разбор примеров

Пример 1. Реакция: $CH_4(г) + H_2O(г) \rightleftharpoons CO(г) + 3H_2(г)$. Дано: исходная концентрация $CH_4$ равна 0,2 моль/л; равновесные концентрации $H_2O$ и $H_2$ равны 0,04 моль/л и 0,3 моль/л соответственно. Нужно найти равновесную концентрацию $CO$ (X) и исходную концентрацию $H_2O$ (Y).

Шаг 1. До начала реакции $CO$ и $H_2$ в системе отсутствовали (в условии сказано, что смешали только метан и пары воды). Значит, вся равновесная концентрация $H_2$ образовалась в результате реакции: $\Delta C(H_2) = 0{,}3 - 0 = 0{,}3$ моль/л.

Шаг 2. По уравнению реакции на образование 3 молей $H_2$ расходуется 1 моль $CH_4$ и 1 моль $H_2O$, образуется 1 моль $CO$. Найдём коэффициент пропорциональности: $x = \dfrac{0{,}3}{3} = 0{,}1$ моль/л — это изменение концентраций $CH_4$, $H_2O$ и $CO$.

Шаг 3. Равновесная концентрация $CO$: поскольку исходно $CO$ не было, $C_{\text{равн}}(CO) = x = 0{,}1$ моль/л. Это соответствует варианту 3) 0,1 моль/л. Значит X = 3.

Шаг 4. Исходная концентрация $H_2O$: равновесная концентрация $H_2O$ равна 0,04 моль/л, а расход составил $x = 0{,}1$ моль/л. Следовательно, $C_{\text{исх}}(H_2O) = C_{\text{равн}}(H_2O) + \Delta C = 0{,}04 + 0{,}1 = 0{,}14$ моль/л. Это вариант 4) 0,14 моль/л. Значит Y = 4.

Итоговый ответ: 34 — полностью совпадает с эталонным.

Пример 2. Реакция: $CO(г) + 2H_2(г) \rightleftharpoons CH_3OH(г)$. Дано: исходная концентрация $CO$ равна 0,4 моль/л; равновесные концентрации $H_2$ и $CH_3OH$ равны 0,1 моль/л и 0,25 моль/л. Нужно найти равновесную концентрацию $CO$ (X) и исходную концентрацию $H_2$ (Y).

Шаг 1. Исходно метанола в системе не было, значит вся его равновесная концентрация образовалась в реакции: $\Delta C(CH_3OH) = 0{,}25 - 0 = 0{,}25$ моль/л.

Шаг 2. По уравнению реакции коэффициенты $CO$ и $CH_3OH$ равны 1, поэтому расход $CO$ равен образованию метанола: $\Delta C(CO) = 0{,}25$ моль/л.

Шаг 3. Равновесная концентрация $CO$: $C_{\text{равн}}(CO) = C_{\text{исх}}(CO) - \Delta C(CO) = 0{,}4 - 0{,}25 = 0{,}15$ моль/л. Это вариант 2) 0,15 моль/л. Значит X = 2.

Шаг 4. Коэффициент $H_2$ в уравнении равен 2, поэтому его расход в два раза больше расхода $CO$: $\Delta C(H_2) = 2 \cdot 0{,}25 = 0{,}5$ моль/л.

Шаг 5. Исходная концентрация $H_2$: $C_{\text{исх}}(H_2) = C_{\text{равн}}(H_2) + \Delta C(H_2) = 0{,}1 + 0{,}5 = 0{,}6$ моль/л. Это вариант 6) 0,6 моль/л. Значит Y = 6.

Итоговый ответ: 26 — совпадает с эталонным.

Пример 3. Реакция: $2NO(г) + O_2(г) \rightleftharpoons 2NO_2(г)$. Дано: исходная концентрация $O_2$ равна 0,24 моль/л; равновесные концентрации $NO$ и $NO_2$ равны 0,54 моль/л и 0,18 моль/л. Нужно найти исходную концентрацию $NO$ (X) и равновесную концентрацию $O_2$ (Y).

Шаг 1. Исходно $NO_2$ в системе не было, поэтому вся его равновесная концентрация образовалась в реакции: $\Delta C(NO_2) = 0{,}18 - 0 = 0{,}18$ моль/л.

Шаг 2. Коэффициенты $NO$ и $NO_2$ в уравнении равны между собой (по 2), поэтому расход $NO$ равен образованию $NO_2$: $\Delta C(NO) = 0{,}18$ моль/л.

Шаг 3. Исходная концентрация $NO$: $C_{\text{исх}}(NO) = C_{\text{равн}}(NO) + \Delta C(NO) = 0{,}54 + 0{,}18 = 0{,}72$ моль/л. Это вариант 6) 0,72 моль/л. Значит X = 6.

Шаг 4. Коэффициент $O_2$ в два раза меньше коэффициента $NO_2$, поэтому расход $O_2$ вдвое меньше: $\Delta C(O_2) = \dfrac{0{,}18}{2} = 0{,}09$ моль/л.

Шаг 5. Равновесная концентрация $O_2$: $C_{\text{равн}}(O_2) = C_{\text{исх}}(O_2) - \Delta C(O_2) = 0{,}24 - 0{,}09 = 0{,}15$ моль/л. Это вариант 3) 0,15 моль/л. Значит Y = 3.

Итоговый ответ: 63 — совпадает с эталонным.

Типичные ошибки и ловушки

Самая частая ошибка — неверное сопоставление стехиометрических коэффициентов при пересчёте изменения концентрации с одного вещества на другое. Нужно всегда делить или умножать на отношение коэффициентов, а не просто переносить числовое значение изменения без изменений.

Вторая распространённая ошибка — путаница знаков. Для реагентов концентрация в ходе прямой реакции уменьшается, поэтому равновесная концентрация меньше исходной: $C_{\text{равн}} = C_{\text{исх}} - \Delta C$. Для продуктов концентрация растёт: $C_{\text{равн}} = C_{\text{исх}} + \Delta C$. Перепутав направление, легко получить число не из предложенного списка или совпадающее с другим неверным вариантом.

Третья ловушка — забывание, что если вещество не упомянуто среди исходных при смешивании в реакторе, его начальная концентрация равна нулю. Это критично для веществ-продуктов, которые образуются только в ходе реакции.

Четвёртая ошибка — неверный выбор базового вещества для расчёта x. Удобнее всего брать то вещество, для которого известны обе концентрации — и исходная, и равновесная, — поскольку тогда изменение находится напрямую без дополнительных предположений.

Пятая распространённая проблема — арифметические ошибки при работе с десятичными дробями. Стоит проверять порядок величин: равновесная концентрация продукта не может быть отрицательной, а равновесная концентрация реагента не может превышать исходную.

Шестая ошибка возникает при работе с формулировкой "другие процессы в системе не протекают" — это указание на то, что нет побочных реакций и весь расход или образование вещества связаны только с данным обратимым процессом, что упрощает расчёт, но иногда школьники игнорируют эту подсказку и пытаются искать дополнительные превращения.

Как готовиться

Начните с чёткого запоминания определений: обратимая реакция, химическое равновесие, константа равновесия, принцип Ле Шателье. Без твёрдого понимания теории расчётные задачи решаются механически и с ошибками при малейшем изменении формулировки.

Отработайте построение ICE-таблицы на нескольких типовых уравнениях с разными стехиометрическими коэффициентами: $1:1$, $1:2$, $1:3$, $2:1$. Важно довести до автоматизма пересчёт изменения концентрации через отношение коэффициентов.

Решите как можно больше задач с разными комбинациями данных: где известны исходные концентрации обоих реагентов, где известна равновесная концентрация только одного вещества, где нужно определить не только концентрации, но и константу равновесия. Разнообразие условий поможет не растеряться на экзамене при нестандартной формулировке.

После каждой решённой задачи выполняйте проверку: подставьте найденные значения обратно в стехиометрические соотношения и убедитесь, что баланс вещества сходится. Это позволит выявить арифметические и логические ошибки ещё на этапе подготовки.

Обязательно тренируйтесь на реальных заданиях прошлых лет и демонстрационных вариантах — формулировки и структура списка ответов из года в год похожи, поэтому знакомство с типовыми числовыми комбинациями существенно ускорит работу на экзамене.

Накануне экзамена повторите алгоритм решения по шагам и держите под рукой краткий список формул: закон действующих масс, связь концентрации с количеством вещества и объёмом, соотношение изменений концентраций через коэффициенты уравнения. Такая подготовка позволит уверенно и быстро справляться с заданием 23 независимо от конкретной обратимой реакции в условии.