III. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье-Брауна. Принцип ле шателье в химии Смещение химического равновесия принцип ле шателье кратко

25.11.2023

Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении же условий состояние равновесия нарушается, так как при этом скорости противоположных процессов изменяются в разной степени. Однако спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым изменившимся условиям.

Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле-Шателье (или принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.

Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Подобно этому повышение давления смещает равновесие в направлении процесса, сопровождающегося уменьшением объема, а понижение давления действует в противоположную сторону. Например, в равновесной системе 3Н 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 кДж повышение температуры усиливает разложение H 3 N на водород и азот, так как этот процесс эндотермический. Повышение давления смещает равновесие в сторону образования H 3 N, ибо при этом уменьшается объем.

Если в систему, находящуюся в состоянии равновесия, добавить некоторое количество какого-либо из веществ, участвующих в реакции (или наоборот, удалить из системы), то скорости прямой и обратной реакций изменяются, но постепенно снова уравниваются. Иными словами, система снова приходит к состоянию химического равновесия. В этом новом состоянии равновесные концентрации всех веществ, присутствующих в системе, будут отличаться от первоначальных равновесных концентраций, но соотношение между ними останется прежним. Таким образом, в системе, находящейся в состоянии равновесия, нельзя изменить концентрацию одного из веществ, не вызвав изменения концентраций всех остальных.

В соответствии с принципом Ле Шателье введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается и соответственно увеличивается концентрация продуктов его взаимодействия.

Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса.

Пример 1. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ.

Вычислите константу равновесия реакции А+В 2С, если равновесные концентрации [А]=0,3моль∙л -1 ; [В]=1,1моль∙л -1 ; [С]=2,1моль∙л -1 .

Решение. Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид: . Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации: =5,79.

Пример 2 . Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А+2В С.

Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 0,5 и 0,7 моль∙л -1 , а константа равновесия реакции К р =50.

Решение. На каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества С. Если понижение концентрации веществ А и В обозначить через Х моль, то увеличение концентрации вещества будет равно 2Х моль. Равновесные концентрации реагирующих веществ будут:

С А =(о,5-х)моль∙л -1 ; С В =(0,7-х)моль∙л -1 ; С С =2х моль∙л -1

х 1 =0,86; х 2 =0,44

По условию задачи справедливо значение х 2 . Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ равны:

С А =0,5-0,44=0,06моль∙л -1 ; С В =0,7-0,44=0,26моль∙л -1 ; С С =0,44∙2=0,88моль∙л -1 .

Пример 3. Определение изменения энергии Гиббса ∆G o реакции по значению константы равновесия К р. Рассчитайте энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции СО+Cl 2 =COCl 2 при 700К, если константа равновесия равна Кр=1,0685∙10 -4 . Парциальное давление всех реагирующих веществ одинаково и равно 101325Па.

Решение. ∆G 700 =2,303∙RT .

Для данного процесса:

Так как ∆Gо<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Пример 4 . Смещение химического равновесия. В каком направлении сместится равновесие в системе N 2 +3H 2 2NH 3 -22ккал:

а) при увеличении концентрации N 2 ;

б) при увеличении концентрации Н 2 ;

в) при повышении температуры;

г)при уменьшении давления?

Решение. Увеличение концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по правилу Ле-Шателье должно вызвать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие, привести к уменьшению концентраций, т.е. равновесие сместится вправо (случаи а и б).

Реакция синтеза аммиака – экзотермическая. Повышение температуры вызывает смещение равновесия влево – в сторону эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воздействие (случай в).

Уменьшение давления (случай г) будет благоприятствовать реакции, ведущей к увеличению объема системы, т.е. в сторону образования N 2 и Н 2 .

Пример 5. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO 2 (г) + О 2 (г) 2SO 3 (r) если объем газовой смеси уменьшится в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: =а, =b, =с. Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны

v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 с 2

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: = 3а, [О 2 ] = 3b; = 3с. При новых концентрациях скорости v" np прямой и обратной реакций:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной - только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 .

Пример 6. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле

Следовательно, скорость реакции при 70°С большескорости реакции при 30° С в 16 раз.

Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы

СО(г) + Н 2 О(г) СО 2 (г) + Н 2 (г) при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] ИСХ = 3 моль/л, [Н 2 О] ИСХ = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

V np = К 1 [СО][Н 2 О]; V o б p = К 2 [СО 2 ][Н 2 ];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО 2 ] Р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ (моль/л):

[СО 2 ] Р = [Н 2 ] р = х; [СО] Р = (3 –х); P =(2-х).

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

; х 2 =6-2х-3х + х 2 ; 5х = 6, л = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО 2 ] Р = 1,2 моль/л; [Н 2 ] р = 1,2 моль/л; [СО] Р = 3 - 1,2 = 1,8 моль/л; [Н 2 О] Р = = 2- 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 8. Эндотермическая реакция разложения пента-хлорида фосфора протекает по уравнению

РС1 5 (г) РС1 3 (г) + С1 2 (г); ∆Н = +92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РСl 5 ?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая (∆Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру: б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так иуменьшением концентрации РСl 3 или С1 2 .

Изменение внешних условий может привести к изменению термодинамических параметров и функций, характеризующих систему, при этом нарушается состояние равновесия. В системе начинаются процессы, приводящие к новому состоянию равновесия с другими равновесными параметрами. Покажем это на примере. В реакторе находится смесь газов N 2 , Н 2 и NH 3 в состоянии равновесия:

Введем в реактор при изотермических условиях дополнительное количество N 2 , т.е. увеличим его концентрацию. Константа равно- 2

весия К =---^ останется неизменной, поскольку не зависит

[М 2 ПН 2 ] 3

от концентрации. Это возможно только в результате изменения величин равновесных концентраций: увеличение приведет к уменьшению [Н 2 ] за счет дополнительного взаимодействия части введенного водорода с азотом, при этом соответственно увеличится . Изменение параметров системы, приводящее ее к новому состоянию равновесия путем преимущественного протекания прямого или обратного процессов, называется смещением химического равновесия соответственно в прямом или обратном направлении. В рассматриваемом примере произошло смещение равновесия в прямом направлении.

Качественные задачи смещения химического равновесия могут быть решены и без термодинамических или кинетических расчетов с помощью правила, которое сформулировал в 1884 г. Ле Шателье.

Оно получило название принципа Ле Шателье (независимо от Ле Шателье этот принцип был сформулирован в 1887 г. Брауном): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое- либо внешнее воздействие, то в результате протекания процессов в системе равновесие сместится в направлении, приводящем к уменьшению оказанного воздействия.

При увеличении концентрации какого-либо вещества, находящегося в равновесии (например NH 3 в рассмотренной выше системе), равновесие смещается в сторону расхода этого вещества (в обратном направлении). При уменьшении концентрации какого-либо вещества (например Н 2) равновесие смещается в сторону образования этого вещества (т.е. в данном случае также в обратном направлении).

Рассмотрим влияние давления на процесс синтеза аммиака (4.51). Пусть давление в реакторе увеличили посредством сжатия в 2 раза. В изотермических условиях объем при этом уменьшится в два раза, следовательно, концентрации всех компонентов возрастут вдвое. До изменения давления скорость прямой реакции составляла

После сжатия она стала

т.е. увеличилась в 16 раз. Скорость обратной реакции тоже увеличилась:

но лишь в 4 раза. Следовательно, равновесие сместилось в прямом направлении.

В соответствии с принципом Ле Шателье при увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения количества молекул газов, т.е. в сторону понижения давления (в приведенном примере в прямом направлении); при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания количества молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления (в приведенном примере в обратном направлении). Если реакция протекает без изменения количества молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или расширении системы. Так, например, в системе

Н 2 (г) + 1 2 (г) 2Н1(г) при изменении давления равновесие не нарушается; выход HI от давления не зависит.

Давление практически не оказывает влияния на равновесие реакций, протекающих без участия газовой фазы, так как жидкости и твердые вещества почти несжимаемы. Однако при сверхвысоких давлениях происходит смещение равновесия в сторону более плотной упаковки частиц в кристаллической решетке. Например, графит, одна из аллотропических модификаций углерода (плотность р = 2,22 г/см 3), при давлении порядка 10 ю Па (10 5 атм) и температуре около 2000 °С переходит в алмаз, другую модификацию углерода с более плотной упаковкой атомов (р =3,51 г/см 3).

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при понижении - в направлении экзотермической реакции. Например, синтез аммиака (уравнение 4.51) представляет собой экзотермическую реакцию (ДН^ 98 = -92,4 кДж). Поэтому при повышении температуры равновесие в системе Н 2 - N 2 - NH 3 сдвигается влево - в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты. Наоборот, синтез оксида азота (II) представляет собой эндотермическую реакцию:

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе N 2 - О 2 - NO сдвигается вправо - в сторону образования N0.

Реакции, которые протекают в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми. Их не так много. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца. Например, реакция J 2 + H 2 D 2HJ при 350°С является типичной обратимой реакцией. В этом случае устанавливается подвижное химическое равновесие и скорости прямого процесса и обратного делаются равными.

Химическое равновесие – такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

Химическое равновесие называют динамическим равновесием. При равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно.

Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями. Обычно их обозначают при помощи квадратных скобок, например, , , .

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константной химического равновесия. Для реакции в общем виде: mA + nB = pC + qD

Константа химического равновесия имеет вид:

Она зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации. Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, если концентрации каждого из реагирующих веществ равна 1 моль/л. В этом физический смысл К.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию одной из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

Следует отметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому на смещение равновесия влияние не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.

Примеры решения задач

Пример 1.

Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции, зная, что с повышением температуры на 70 °С скорость возрастает в 128 раз.

Решение:

Для расчета используем правило Вант-Гоффа:

Ответ: 2

Пример 2.

При какой температуре закончится некоторая реакция за 0,5 мин, если при 70°С она заканчивается за 40 мин? Температурный коэффициент реакции равен 2,3.

Решение:

Для расчета используем правило Вант-Гоффа. Находим t 2:

Ответ: 122,6 0 С

Пример 3.

Во сколько раз изменится скорость прямой реакции N 2 (г)+3Н 2 (г)=NH 3 (г), если давление в системе увеличить в 2 раза?

Решение:

Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации реагирующих веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону действия масс, начальная скорость реакции равна V н = k·· 3 .

После увеличения давления в 2 раза концентрации азота и водорода увеличатся в 2 раза, и скорость реакции станет равна V к = k·2·2 3 3 = k·32· 3 . Отношение V к /V н показывает, как изменится скорость реакции после изменения давления. Следовательно, V к /V н = k·32· 3 /(k·· 3) = 32.

Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.

Пример 4.

Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению РС1 5 (г) ↔ РС1 3 (г) + С1 2 (г) ; ∆Н = +92,59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РС1 5 ?

Решение:

Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая ( H > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру: б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так и уменьшением концентрации РС1 3 или Сl 2 .

Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Подобно этому повышение давления смещает равновесие в направлении процесса, сопровождающегося уменьшением объема, а понижение давления действует в противоположную сторону. Например, в равновесной системе 3Н 2 +N 2 2H 3 N, H o = -46,2 кДж повышение температуры усиливает разложение H 3 N на водород и азот , так как этот процесс эндотермический. Повышение давления смещает равновесие в сторону образования H 3 N, ибо при этом уменьшается объем.

Пример 1. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ.

Вычислите константу равновесия реакции А + В 2С, если равновесные концентрации [А] = 0,3 моль · л -1 ; [В] = 1,1 моль · л -1 ; [С] = 2,1 моль · л -1 .

Решение. Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид: .

Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации: = 5,79.

Пример 2 . Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А + 2В С.

Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 0,5 и 0,7 моль · л -1 , а константа равновесия реакции К р = 50.

Равновесные концентрации реагирующих веществ будут:

С А = (0,5 х) моль · л -1 ; С В = (0,7-х) моль · л -1 ; С С = 2х моль · л -1

х 1 = 0,86; х 2 = 0,44

По условию задачи справедливо значение х 2 . Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ равны:

С А = 0,5 - 0,44 = 0,06 моль · л -1 ; С В = 0,7 - 0,44 = 0,26 моль · л -1 ; С С = 0,44 · 2 = 0,88 моль · л -1 .

Пример 3. Определение изменения энергии Гиббса G o реакции по значению константы равновесия К р. Рассчитайте энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции СО + Cl 2 = COCl 2 при 700К, если константа равновесия равна Кр = 1,0685 · 10 -4 . Парциальное давление всех реагирующих веществ одинаково и равно 101325 Па.

Решение. G 700 = 2,303 · RT .

Для данного процесса:

Так как Gо < 0, то реакция СО + Cl 2 COCl 2 при 700 К возможна.

а) при увеличении концентрации N 2 ;

б) при увеличении концентрации Н 2 ;

в) при повышении температуры;

г) при уменьшении давления?

Реакция синтеза аммиака - экзотермическая. Повышение температуры вызывает смещение равновесия влево - в сторону эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воздействие (случай в).

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: = а, = b, = с. Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны:

v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 с 2

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной — только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 .

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции при 70°С большескорости реакции при 30° С в 16 раз.

Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы

V np = К 1 [СО][Н 2 О]; V o б p = К 2 [СО 2 ][Н 2 ];

[СО 2 ] Р = [Н 2 ] р = х; [СО] Р = (3 -х); P =(2-х).

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

; х 2 = 6 - 2х - 3х + х 2 ; 5х = 6, л = 1,2 моль/л.

Пример 8. Эндотермическая реакция разложения пента-хлорида фосфора протекает по уравнению:

РС1 5 (г) РС1 3 (г) + С1 2 (г); Н = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концент-рацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции — разложения РСl 5.

Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье :

а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая (Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так иуменьшением концентрации РСl 3 или С1 2 .

Рассмотрев, как влияет на состояние равновесия изменение концентраций реагирующих веществ, перейдем к рассмотрению влияния на равновесие изменений температуры и давления.

Повышение температуры ускоряет все вообще химические реакции, но для разных реакций это ускорение различно. В большинстве случаев скорости прямой и обратной реакций изменяются не в одинаковое число раз, и одна из них начинает протекать быстрее. Однако накопление продуктов получившей преобладание реакции, с одной стороны, и убыль участвующих в ней веществ - с другой, постепенно выравнивают скорости обоих процессов. Таким образом, снова наступает равновесие, но уже при иных, чем прежде, концентрациях каждого из веществ. Из этого следует, что каждой температуре соответствует и свое состояние равновесия, подобно тому, как, например, каждой температуре отвечает своя .

Направление, в котором смещается равновесие при изменении температуры, определяется законом Вант-Гоффа, относящимся к любым равновесным системам:

Если температура системы, находящейся в равновесии, изменяется, при повышении температуры равновесие смещается в сторону процесса, идущего с поглощением тепла, а при понижении температуры - в обратную сторону.

По отношению к обратимым химическим процессам это значит, что повышение температуры вызывает сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции, понижение температуры смещает равновесие в обратную сторону.

Приведем примеры.

Йодистый разлагается при нагревании на иод и . Реакция обратима и при высоких температурах идет слева направо с поглощением тепла:

2HJ⇄H 2 + J 2 - 12 ккал

С повышением температуры равновесие сдвигается вправо, концентрации водорода и иода в смеси увеличиваются, а концентрация йодистого водорода уменьшается.

Всякое обратимое разложение в химии носит название диссоциации. Если этот процесс обусловливается нагреванием, его называют термической диссоциацией.

Подобно йодистому водороду, при нагревании диссоциируют и многие другие . Во всех таких случаях повышение температуры в соответствии с законом Вант-Гоффа увеличивает (т. е. относительное количество разложившегося вещества), смещая равновесие в сторону образования продуктов диссоциации.

Примером реакции, идущей с выделением тепла, может служить реакция образования серного ангидрида из сернистого ангидрида и кислорода:

2SO 2 + O 2 ⇄ 2SO 3 + 46 ккал

В этом случае повышение температуры сдвигает равновесие влево, так как обратная реакция, очевидно, идет с поглощением тепла (см., например, стр. 73). Чтобы сдвинуть равновесие вправо, т. е. увеличить содержание SO 3 в реакционной смеси, нужно понизить температуру.

Закон Вант-Гоффа представляет собой лишь частный случай более общего закона, определяющего влияние различных факторов на равновесную систему и известного под названием

принципа Л е-Ш атель е. В применении к химическому равновесию этот принцип можно формулировать следующим образом.

Если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, например температуру, давление или концентрацию, равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Прилагая этот принцип к случаю изменения температуры, мы видим, что повышение температуры должно смещать равновесие в сторону реакции, понижающей температуру и, следовательно, идущей с поглощением тепла. Понижение температуры вызывает сдвиг равновесия в сторону реакции, идущей с выделением тепла.

Смещение равновесия при изменении давления путем сжатия смеси реагирующих веществ может иметь место, когда в реакции участвуют газообразные вещества. При этом, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие должно смещаться в сторону той реакции, которая ослабляет произведенное изменение, т. е. уменьшает давление, если оно было увеличено, и увеличивает, если оно было уменьшено. Но в замкнутом пространстве при постоянной температуре изменение давления в результате реакции может произойти только в том случае, если реакция сопровождается изменением общего числа молекул газообразных веществ. Например, реакция образования двуокиси азота из окиси азота и кислорода при высокой температуре обратима и не идет до конца:

2NO + O 2 ⇄ 2NO 2

Так как из двух молекул окиси азота и одной молекулы кислорода образуются только две молекулы двуокиси азота, то очевидно, что превращение окиси азота и кислорода в двуокись азота в закрытом сосуде вызовет понижение давления. Обратная реакция - разложение двуокиси азота на окись азота и - будет сопровождаться увеличением давления. Поэтому, если при установившемся равновесии мы сожмём газовую смесь и таким образом увеличим давление, то, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие после сжатия начнет сдвигаться вправо и давление снова понизится. Наоборот, если мы предоставим смеси возможность занять больший объем и тем самым понизим давление, то равновесие сдвинется влево, благодаря чему давление снова повысится. Таким образом, мы приходим к следующему выводу:

При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа, при уменьшении давления - в сторону образования большего числа молекул.

Понятно, что если при реакции число молекул газообразных веществ не изменяется, как, например, при реакции

СО 2 + Н 2 ⇄ СО + Н 2 О

то ни увеличение, ни уменьшение давления не нарушают равно-весия.

Наконец, нетрудно убедиться, что смещение равновесия при изменении^концентраций реагирующих веществ также подчиняется принципу Ле-Шателье. Действительно, когда мы увеличиваем концентрацию одного из участвующих в равновесии веществ, то равновесие всегда смещается в сторону реакции, понижающей концентрацию того же вещества. Например, при реакции между углекислым газом и водородом увеличение концентрации углекислого газа смещает равновесие в сторону образования окиси углерода и паров воды, причем концентрация углекислого газа снова понижается. Наоборот, уменьшение концентрации одного из веществ вызывает сдвиг равновесия в сторону образования этого вещества.

Введение катализатора в равновесную систему не изменяет состояния равновесия, так как катализатор в одинаковой степени ускоряет и прямую и обратную реакцию. Однако роль катализаторов при обратимых реакциях очень велика. При низких температурах ввиду малой скорости реакции равновесие между взаимодействующими веществами устанавливается обычно очень медленно. Чтобы дождаться образования значительного количества продуктов реакции, требуется много времени. Можно, конечно, ускорить наступление равновесия путем повышения температуры, но если интересующий нас продукт образуется с выделением тепла, то его получится при этом очень мало, так как при высокой температуре равновесие окажется сильно сдвинутым в обратную сторону. Применение же катализаторов дает возможность ускорить наступление равновесия, не повышая температуру, и, таким образом, получить то же количество вещества, но в более короткий срок.

III. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье-Брауна. Принцип ле шателье в химии Смещение химического равновесия принцип ле шателье кратко

Сообщить об опечатке

Текст, который будет отправлен нашим редакторам:

Ваш комментарий (необязательно):