Принцип ле шателье. Принцип ле-шателье В чем сущность принципа ле шателье

Состояние равновесия для обратимой реакции может длиться неограниченно долгое время (без вмешательства извне). Но если на такую систему оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление или концентрацию конечных либо исходных веществ), то состояние равновесия нарушится. Скорость одной из реакций станет больше по сравнению со скоростью другой. С течением времени система вновь займет равновесное состояние, но новые равновесные концентрации исходных и конечных веществ будут отличаться от первоначальных. В этом случае говорят о смещении химического равновесия в ту или иную сторону.

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то это значит, что химическое равновесие сместилось вправо. Если же, наоборот, становится больше скорость обратной реакции, это значит, что химическое равновесие сместилось влево.

При смещении равновесия вправо происходит уменьшение равновесных концентрацийисходных веществ и увеличениеравновесных концентраций конечных веществ по сравнению с первоначальными равновесными концентрациями. Соответственно, при этом возрастает и выход продуктов реакции.

Смещение химического равновесия влево вызывает возрастание равновесных концентраций исходных веществ и уменьшение равновесных концентраций конечных продуктов, выход которых при этом уменьшится.

Направление смещения химического равновесия определяется с помощью принципа Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию одного или нескольких веществ, участвующих в реакции), то это приведет к увеличению скорости той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие» .

Например, при увеличении концентрации исходных веществ возрастает скорость прямой реакции и равновесие смещается вправо. При уменьшении концентрации исходных веществ, наоборот, возрастает скорость обратной реакции, а химическое равновесие смещается влево.

При увеличении температуры (т.е. при нагревании системы) равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции, а при ее уменьшении (т.е. при охлаждении системы) – в сторону протекания экзотермической реакции. (Если прямая реакция является экзотермической, то обратная обязательно будет эндотермической, инаоборот).

Следует подчеркнуть, что увеличение температуры, как правило, увеличивает скорость и прямой, и обратной реакции, но при этом скорость эндотермической реакции возрастает в большей степени, чем скорость экзотермической реакции. Соответственно, при охлаждениисистемы скорости прямой и обратной реакций уменьшаются, но тоже не в одинаковой степени: для экзотермической реакции существенно меньше, чем для эндотермической.

Изменение давления влияет на смещение химического равновесия только при выполнении двух условий:

необходимо, чтобы хоть одно из веществ, участвующих в реакции, находилось в газообразном состоянии, например:

СаСО 3(т) СаО (т) + СО 2(г) - изменение давления влияет насмещение равновесия.

СН 3 СООН (ж.) + С 2 Н 5 ОН (ж.) СН 3 СООС 2 Н 5(ж.) + Н 2 О (ж.) – изменениедавления не влияет на смещение химического равновесия, т.к. ни одно из исходных или конечных веществ не находится в газообразном состоянии;

если в газообразном состоянии находятся несколько веществ, необходимо, чтобы число молекул газа в левой части уравнения такой реакции не было равно числу молекулгаза в правой части уравнения, например:

2SO 2(г) +O 2(г) 2SO 3(г) – изменение давления влияет на смещение равновесия

I 2(г) + Н 2(г) 2НI (г) – изменение давления не влияет на смещение равновесия

При выполнении этих двух условий увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, протекание которой уменьшает число молекул газа в системе. В нашем примере (каталитическое горение SO 2) это будет прямая реакция.

Уменьшение давления, наоборот, смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молекул газа. В нашем примере это будет обратная реакция.

Увеличение давления вызывает уменьшение объема системы, а значит, и увеличение молярных концентраций газообразных веществ. В результате скорость прямой и обратной реакций увеличивается, но не в одинаковой степени. Понижение же давления по аналогичной схеме приводит к уменьшению скоростей прямой и обратной реакций. Но при этом скорость реакции, в сторону которой смещается равновесие, уменьшается в меньшей степени.

Катализатор не влияет на смещение равновесия, т.к. он в одинаковой степени ускоряет (или замедляет) как прямую, так и обратную реакцию. В его присутствии химическое равновесие только быстрее (или медленнее) устанавливается.

Если на систему оказывают воздействие сразу несколько факторов одновременно, то каждый из них действует независимо от других. Например, при синтезе аммиака

N 2(газ) + 3H 2(газ) 2NH 3(газ)

реакцию осуществляют при нагревании и в присутствии катализатора для увеличения ее скорости.Но при этом воздействие температуры приводит к тому, что равновесие реакции смещается влево, в сторону обратной эндотермической реакции. Это вызываетуменьшение выхода NH 3 . Чтобы компенсировать данноенежелательное действие температуры и увеличитьвыход аммиака, одновременно в системе повышают давление,которое смещает равновесие реакции вправо, т.е. в сторону образования меньшего числа молекул газа.

При этом опытным путем подбирают наиболее оптимальные условия осуществленияреакции (температуру, давление), при которых она протекала бы с достаточно большой скоростью и давала экономическирентабельный выход конечного продукта.

Принцип Ле-Шателье аналогичным образом используется в химической промышленности при производстве большого числа различных веществ, имеющих огромное значение для народного хозяйства.

Принцип Ле-Шательеприменим не только к обратимым химическим реакциям, но и к различным другим равновесным процессам: физическим, физико-химическим, биологическим.

Организм взрослого человека характеризуется относительным постоянством многих параметров, в том числе различных биохимических показателей, включающих в себя концентрации биологически активных веществ. Однако такое состояние нельзя назвать равновесным, т.к. оно не приложимо к открытым системам.

Организм человека, как любая живая система, постоянно обменивается с окружающей средой различными веществами: потребляет продукты питания и выделяет продукты их окисления и распада. Следовательно, для организма характерно стационарное состояние , определяемое как постоянство его параметров при постоянной скорости обмена с окружающей средой веществом и энергией. В первом приближении стационарное состояние можно рассматривать как ряд равновесных состояний, связанных между собой процессами релаксации. В состоянии равновесия концентрации веществ, участвующих в реакции, поддерживаются за счёт восполнения извне исходных и удаления наружу конечных продуктов. Изменение их содержания в организме не приводит, в отличие от закрытых систем, к новому термодинамическому равновесию. Система возвращается в первоначальное состояние. Таким образом, поддерживается относительное динамическое постоянство состава и свойств внутренней среды организма, обусловливающее устойчивость его физиологических функций. Данное свойство живой системы называется иначегомеостазом .

В ходе жизнедеятельности организма, находящегося в стационарном состоянии, в отличие от закрытой равновесной системы, происходит увеличение энтропии. Однако, наряду с этим, одновременно протекает и обратный процесс – уменьшение энтропии за счёт потребления из окружающей среды питательных веществ с низким значением энтропии (например, высокомолекулярных соединений – белков, полисахаридов, углеводов и др.) и выделения в среду продуктов распада. Согласно положению И.Р.Пригожина, суммарное производство энтропии для организма, находящегося в стационарном состоянии, стремится к минимуму.

Большой вклад в развитие неравновесной термодинамики внес И. Р. Пригожий , лауреат Нобелевской премии 1977 г., который утверждал, что «в любой неравновесной системе существуют локальные участки, находящиеся в равновесном состоянии. В классической термодинамике равновесие относится ко всей системе, а в неравновесной - только к ее отдельным частям».

Установлено, что энтропия в таких системах возрастает в период эмбриогенеза, при процессах регенерации и росте злокачественных новообразований.

Характер смещения под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать применяя принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывается воздействие из вне, то равновесие в системе смещается так, чтобы ослабить внешнее воздействие.

1. Влияние концентраций.

Повышение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие реакции в сторону расходования вещества.

Понижение концентрации – в сторону образования вещества.

2. Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты (эндотермической), а понижение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с выделением теплоты (экзотермической).

3. Влияние давления.

Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема и, наоборот, понижение давления – в сторону реакции, идущей с увеличением объема.

3.1. Примеры решения задач.

Пример 1. Как изменится скорость реакции, протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

2NO(г.)+О 2 (г.)= 2NO 2

Решение: увеличить давление в 4 раза означает увеличит и концентрацию газов во столько же раз.

Определяем скорость реакции до повышения давления.

V 1 = K*C 2 NO *CO 2

Определяем скорость реакции после повышения давления.

V 2 = K*(4C NO) 2 * (4CO 2) = 64 K*C 2 NO *CO 2

Определяем во сколько раз возросла скорость реакции

V2 = 64 *K*C 2 NO *CO 2 = 64

V1 K*C 2 NO*CO 2

Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.

Пример 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20 С до 50 С0. Температурный коэффициент равен 3.

Решение: по правилу Вант – Гоффа Vт 2 =Vт 1 *γ T 2 -T 1 /10

По условию задачи требуется определить V т 2

Подставим данные в формулу:

V т 2 =γ T 2 - T 1 /10 =3 (50-20)/10 = 3 3 = 27

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

Пример 3. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ и определение их исходных концентраций.

При синтезе аммиака N 2 + ЗН 2 == 2NН 3 равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): C N 2 = 2,5; C H 2 = 1,8; C NH 3 = 3,6. Paсчитайте константу равновесия этой реакции и концентрации азота и водорода.

Решение: определяем константу равновесия этой реакции:

K* C = C 2 NH 3 = (3,6) 2 = 0,89

C N 2 *C 3 H 3 2,5*(1,8) 3

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH 3 расходуется один моль азота, а на образование 3,6 молей аммиака потребовалось 3,6/2=1,8 моля азота. Учитывая равновесную концентрацию азота,

находим его первоначальную концентрацию:

C исхN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л

На образование двух молей NH3необходимо израсходовать 3 моля водорода, а доля получения 3,6 моля аммиака требуется

3*3,6/2 = 5,4 моля.

C исхН 2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л

Ответ: C N 2 = 4,3

Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н 2 O (г) ==СО 2 (г) + Н 2 (г)

при 850 0 С равна 1. Вычислите, концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: исх = 3 моль/л, исх = 2 моль/л.

Решение: при равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

V пр = K 1 ;

V обр = K 2 ;

K равн = K 1 =

K 2

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение K равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации равн = 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 будут:

Равн =[Н 2 ] равн = х моль/л,

Равн = (3 - х) моль/л,

[Н 2 O] равн = (2 - х) моль/л.

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

1 = х 2

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

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

Равн = 1,2 моль/л.

[Н 2 ] равн = 1,2 моль/л.

Равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л.

[Н 2 О] равн = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 5. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl 5 (г) == PCl 3 (г) + Сl 2 (г); ΔН = + 129,7 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 но принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая (ΔН > 0), то для смешения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; 6) так как в данной системе разложение РСl 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) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнут, как увеличением концентрации РСl 5 , так и уменьшением концентрации PCl 3 или Cl 2 .

Николаевская средняя школа

Открытый урок:

«Химическое равновесие.

Принцип Ле Шателье».

Подготовила:

учитель химии

Сафонова Н.В.

Тема: «Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.»

Цели урока: обобщить и углубить знания об обратимых химических реакциях, химическом равновесии и условиях ею смещения. Рассмотреть принцип Ле Шателье.

План урока.

1.Проверка домашнего задания: классификация химических реакций.

2.Объяснение нового материала.

3. Закрепление изученного

4. Домашнее задание.

5. Итоги урока.

Проверка домашнего задания.

1) Как классифицируют химические реакции? Приведите названия по разным признакам классификации:

Ответ: По числу и составу реагирующих веществ и продуктов реакции: изомеризация, соединение, разложение, замещение и обмен;

По изменению степеней окисления: ОВР и без изменения ст. ок.;

По тепловому эффекту: экзо- и эндотермические;

По фазовому (агрегатному) составу: гомо- и гетерогенные;

По участию катализатора: каталитические и некаталитические;

По направлению: необратимые и обратимые и т.д.

2) Учащиеся получают задания и проводят реакции в микролабораториях.

Лабораторная работа.

Проведите реакции, укажите признаки, составьте уравнения в молекулярном и ионных видах, укажите тип каждой реакции, какие из них идут до конца? В пробирки добавляйте по 2-3 капли каждого реактива.

а) карбонат натрия + соляная кислота →

б) гидроксид натрия (добавить каплю фенолфталеина) + серная кислота →

в) сульфат меди(II) + гидроксид натрия →

г) хлорид железа(III) + серная кислота →

Ответ: это реакции обмена, в первой реакции выделяется газ, во второй образуется вода (малодиссоциирующее вещество), в третьей выпадает осадок, а четвёртая – обратима, признаков реакции не наблюдается. Согласно правилу Бертолле, реакции обмена, протекающие в растворах, идут до конца только в том случае, если в результате их образуется осадок, газ или вода.

3) Дайте определение обратимых и необратимых реакций.

Ответ: обратимые реакции – реакции, идущие во взаимно противоположных направлениях, необратимые – идут только в одном направлении, с полным превращением исходных веществ.

Объяснение нового материала:

Мы выяснили, что реакция

2FeCl 3 +3Н 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 +6HCl

2Fe 3+ +6Cl - +6H + +3SO4 2- 2Fe 3+ +3SO4 2- +6H + +6Cl -

является обратимой, учащимся предлагается прочить уравнение прямой и обратной реакций.

На начальном этапе скорость прямой реакции значительно превышает скорость обратной реакции, но наступает такой момент, когда их скорости выравниваются.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции называют химическим равновесием.

Химическое равновесие является динамическим (подвижным), так как при его наступлении одновременно протекают и прямая, и обратная реакции с одинаковой скоростью.

При постоянных температуре, давлении равновесии обратимой реакции может сохраняться неопределённо долгое время.

Принцип Ле Шателье.

Очень небольшое число реакций являются необратимыми. В основе большинства производственных синтезов находятся именно обратимые реакции.

На производстве, конечно, заинтересованы в преимущественном протекании прямой реакции. Возникает проблема: как сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции. Эта проблема была решена во второй половине 19 века.

Французкий химик Анри Ле Шателье в 1885 году вывел, а немецкий физик Фердинанд Браун в 1887 году обосновал, общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов, который известен теперь под названием принципа Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Этот принцип можно было бы назвать принципом «делай наоборот и добьёшься своего».

А теперь подробнее рассмотрим, как можно сместить химическое равновесие с помощью концентрации, температуры, давления.

Концентрация.

Рассмотрим реакцию обмена между хлоридом железа (III) роданидом аммония:

FeCl 3 +3NH 4 CNSFe(СNS) 3 +3NH 4 Cl

Появляется характерное кроваво-красное окрашивание, обусловленное присутствием молекул Fe(CNS) 3 .

Полученный в стакане раствор разливаем поровну в 3 пробирки;

1-эталон;

2-добавляем раствор NH 4 CNS – окраска усиливается, равновесие смещается вправо, в сторону образования роданида железа (III) Fe(CNS) 3 ;

3-добавляем кристаллический NH 4 Cl, перемешиваем стеклянной палочкой. Окраска раствора по мере растворения хлорида аммония ослабляется, что свидетельствует о смещении равновесия влево, в направлении образования хлорида железа (III) и роданида аммония.

Делаем вывод:

* при увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции;

* при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ.

P.S Можно рассмотреть влияние концентрации на примере реакции

3С 6 H 5 OH+FeCl 3 (C 6 H 5 O) 3 Fe+3HCl

Фиолетовый

При добавлении HCl окраска исчезает, так как равновесие химической реакции смещается влево и комплекс: фенолят железа (III) разрушается.

Температура.

Процесс разложения азотной кислоты протекает при обычных условиях на свету, поэтому раствор азотной кислоты и безводная HNO 3 окрашены в бурый цвет (примесь NO 2 -бурый газ). Этот процесс равновесный.

4HNO 3 4NO 2 + O 2 +2H 2 O -Q

Равновесие реакции можно сместить вправо с помощью температуры.

В ходе прямой реакции теплота поглощается, чтобы равновесие сместилось вправо (Vпр>Vобр, V- скорость химической реакции), нужно температуру повысить, тогда система будет стремиться охладить себя, и пойдёт процесс эндотермический, т.е прямая реакция.

Добавляем индикатор метилоранж и нагреваем пробирку с азотной кислотой. Цвет меняется от розового до оранжевого, что свидетельствует о нейтральной среде и разложении кислоты.

Если реакция эндотермическая, то при нагревании Vпр>Vобр.

Если реакция экзотермическая, то при нагревании Vобр> Vпр.

*Если нагревать систему, то пойдёт в большой степени такая реакция, которая будет это тепло забирать (поглощать); т.е эндотермическая реакция.

*Если охлаждать систему, то пойдёт в большой степени такая реакция, которая будет это тепло выделять; т.е экзотермическая реакция.

Давление.

На примере окисления оксида серы (4) в серный ангидрид. 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

3V 2V

SO 3 - в производственных условиях (при высокой t и p) находится в газообразном состоянии.

Давление напрямую зависит от объёма (p~v)

Прямая реакция идёт с уменьшением давления (числа моль газообразных веществ).

Чтобы пошла прямая реакция, надо сделать наоборот, т.е. давление повысить, чтобы система затем его понижала.

Увеличение давления ведёт к смещению равновесия в сторону реакции с меньшим числом молекул.

2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

чтобы сместить равновесие вправо, необходимо:

1)взять избыток одного из исходных веществ;

2)температуру взять максимально низкую (в производственных условиях ~400С);

3)давление повысить.

Далее классу предлагается посмотреть кинофрагмент «Динамический характер химического равновесия», в котором рассматривается процесс окисления сернистого ангидрида, т.е. реакция 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

После просмотра классу предлагается ответить на вопрос: Как влияет катализатор на химическое равновесие? В какую сторону V 2 O 5

смещает равновесие реакции?

Ответ: Катализатор не влияет на химическое равновесие, он в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции.

Можно рассмотреть влияние давления на примере реакции:

2NO+O 2 2NO 2 +Q

NO- бесцветный газ, NO 2 - бурый газ

Также предлагается просмотр кинофрагмента данного процесса.

Сообщение учащегося.

Чаще всего принцип Ле Шателье используется, чтобы подобрать условия, увеличивающие выход необходимого продукта. Реже мы говорим о том, как сократить выход вредного продукта.

В человеческом организме протекают биохимические процессы, которые так же могут регулироваться по принципу Ле Шателье. Порой в результате такой реакции в организме начинают вырабатываться вещества – яды, вызывающие то или иное заболевание. Как воспрепятствовать этому процессу?

Вспомним такой метод лечения, как гомеопатия. Метод заключается в применении очень малых доз тех лекарств, которые в больших дозах вызывают у здорового человека признаки какого-нибудь заболевания. Как же в данном случае действует лекарство-яд?

В организм вводят продукт нежелаемой реакции, и по принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону исходных веществ.

Процесс, вызывает болезненные нарушения в организме, угасает.

(Из «Химии в школе» № 2-93, статья: Тушина Е.Н. Принцип Ле Шателье и некоторые методы лечения).

3. Закрепление изученного.

1) Какие реакции называются обратимыми?

2) Какое состояние системы называется равновесным?

3) Почему химическое равновесие является динамическим?

4) Расскажите о принципе Ле Шателье.

5) Какие факторы влияют на химическое равновесие?

6) Химическое равновесие в системе

2NO (г) + O 2 (г) 2NO

Остается неизменным до тех пор, пока постоянны параметры, при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ.

Процесс перехода системы от одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом химического равновесия.

Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. Например, если при изменении внешних условий равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции (V ® > V ¬), то равновесие смещается вправо.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье : если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

Смещение равновесия может быть вызвано:

Изменением температуры;

Изменением концентрации одного из реагентов;

Изменением давления.

Остановимся на влиянии каждого из этих факторов на состояние химического равновесия более подробно.

Изменение температуры. Повышение температуры вызывает увеличение константы скорости эндотермического процесса (DH 0 Т > 0 и DU 0 Т > 0) и уменьшение константы скорости экзотермического процесса (DH 0 Т < 0 и DU 0 Т < 0), следовательно, при повышении температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции, а при понижении температуры - экзотермической реакции.

Например :

N 2(г) + 3H 2(г) Û 2NH 3(г) DH 0 Т = -92,4 кДж/моль, т.е. прямой процесс экзотермический, следовательно, при увеличении температуры равновесие сместится влево (в сторону протекания обратной реакции).

Изменение концентрации. При увеличении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, а уменьшение концентрации какого-либо вещества смещает равновесие в сторону его образования.

Например, для реакции 2HCl (г) Û H 2(г) + Cl 2(г) увеличение концентрации хлороводорода приводит к смещению равновесия вправо (в сторону протекания прямой реакции). Этот же результат можно получить при уменьшении концентрации водорода или хлора.

Изменение давления. Если в реакции участвует несколько газообразных веществ, то при повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества молей газообразных веществ в газовой смеси и, соответственно, в сторону уменьшения давления в системе. Наоборот, при понижении давления равновесие смещается в сторону образования большего количества молей газа, что вызывает увеличение давления в системе.

Пример :

N 2(г) + 3H 2(г) Û 2NH 3(г) .

1 моль + 3 моль Û 2 моль

При увеличении давления в системе равновесие данной реакции смещается вправо (в сторону протекания прямой реакции).

Если в прямой и обратной реакциях участвует одинаковое количество молей газообразных веществ, то изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.

Катализатор на смещение равновесия влияния не оказывает, он только ускоряет наступление химического равновесия.

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 .