Fórmula del principio de Le Chatelier. Principio de Le Chatelier

Permanece invariable mientras los parámetros en los que se estableció sean constantes. Cuando las condiciones cambian, el equilibrio se altera. Después de algún tiempo, el equilibrio vuelve a ocurrir en el sistema, caracterizado por una nueva igualdad de velocidades y nuevas concentraciones de equilibrio de todas las sustancias.

El proceso de transición de un sistema de un estado de equilibrio a otro se denomina desplazamiento o desplazamiento del equilibrio químico.

El equilibrio se desplaza en una u otra dirección porque las condiciones cambiantes afectan las velocidades de las reacciones directa e inversa de diferentes maneras. El equilibrio se desplaza en la dirección de la reacción, cuya velocidad aumenta cuando se altera el equilibrio. Por ejemplo, si, cuando cambian las condiciones externas, el equilibrio se altera de modo que la velocidad de la reacción directa se vuelve mayor que la velocidad de la reacción inversa (V ® > V ¬), entonces el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

En general, la dirección del cambio de equilibrio está determinada por el principio de Le Chatelier: si se ejerce una influencia externa sobre un sistema que está en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza en la dirección que debilita el efecto de la influencia externa.

El cambio de equilibrio puede ser causado por:

cambio de temperatura;

Cambio en la concentración de uno de los reactivos;

Cambio de presión.

Detengámonos en la influencia de cada uno de estos factores en el estado de equilibrio químico con más detalle.

Cambio de temperatura. Un aumento en la temperatura provoca un aumento en la constante de velocidad del proceso endotérmico (DH 0 T > 0 y DU 0 T > 0) y una disminución en la constante de velocidad del proceso exotérmico (DH 0 T< 0 и DU 0 Т < 0), следовательно, cuando la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza hacia una reacción endotérmica, y cuando la temperatura disminuye, una reacción exotérmica.

por ejemplo:

N 2 (g) + 3H 2 (g) Û 2NH 3 (g) DH 0 T \u003d -92.4 kJ / mol, es decir el proceso directo es exotérmico, por lo tanto, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda (en la dirección de la reacción inversa).

Cambio en la concentración. Con un aumento en la concentración de cualquiera de las sustancias, el equilibrio se desplaza hacia el consumo de esta sustancia, y una disminución en la concentración de cualquier sustancia desplaza el equilibrio hacia su formación.

Por ejemplo, para la reacción 2HCl (g) Û H 2(g) + Cl 2(g), un aumento en la concentración de cloruro de hidrógeno conduce a un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha (en la dirección de la reacción directa) . Se puede obtener el mismo resultado disminuyendo la concentración de hidrógeno o cloro.

Cambio de presión. Si varias sustancias gaseosas están involucradas en la reacción, entonces, al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia la formación de un número menor de moles de sustancias gaseosas en la mezcla de gases y, en consecuencia, hacia una disminución de la presión en el sistema. Por el contrario, cuando la presión disminuye, el equilibrio se desplaza hacia la formación de más moles de gas, lo que provoca un aumento de la presión en el sistema.

Ejemplo:

N2(g) + 3H2(g) Û 2NH3(g) .

1 mol + 3 mol Û 2 mol

Con un aumento de la presión en el sistema, el equilibrio de esta reacción se desplaza hacia la derecha (en la dirección de la reacción directa).

Si el mismo número de moles de sustancias gaseosas participa en las reacciones directa e inversa, entonces un cambio en la presión no provoca un cambio en el equilibrio químico.

El catalizador no afecta el cambio de equilibrio, solo acelera el inicio del equilibrio químico.

El principio es aplicable al equilibrio de cualquier naturaleza: mecánico, térmico, químico, eléctrico (efecto Lenz, fenómeno Peltier).

Si las condiciones externas cambian, esto conduce a un cambio en las concentraciones de equilibrio de las sustancias. En este caso, se habla de una violación o cambio en el equilibrio químico.

El equilibrio químico cambia en una dirección u otra cuando cambia cualquiera de los siguientes parámetros:

1. temperatura del sistema, es decir, cuando se calienta o se enfría
2. presión en el sistema, es decir, cuando se comprime o se expande
3. concentración de uno de los participantes en la reacción reversible

YouTube enciclopédico

1 / 3

✪ Principio de Le Chatelier

✪ 84. Principio de Le Chatelier. Cambio en el equilibrio (parte 1)

✪ Química. Grado 11, 2014. Desplazamiento del equilibrio químico. Centro de aprendizaje en línea de Foxford

subtítulos

Digamos que tenemos una reacción. La molécula A más la molécula B están en equilibrio dinámico con las moléculas C más D... más D. Esto significa que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa. Habrá algunas concentraciones de equilibrio de A, B, C y D aquí, y si queremos podemos calcular la constante de equilibrio. Y volveré a repetir. He dicho esto cuatro veces antes. El hecho de que la velocidad de la reacción directa sea igual a la velocidad de la reacción inversa no significa que todas las concentraciones sean iguales. Las concentraciones de moléculas pueden ser muy diferentes. Simplemente no cambian porque las velocidades de reacción son las mismas. Dado que hay un equilibrio, ¿qué pasa si agrego más A al sistema? Déjame recordarte que ella estaba en equilibrio. Las concentraciones fueron constantes. Ahora estoy agregando más A al sistema. Ahora, las posibilidades de que las partículas A y B (aunque no agregue más moléculas B) colisionen son ligeramente mayores, por lo que es más probable que ocurra la reacción directa. A medida que aumenta el número de moléculas A, habrá más colisiones con B, como resultado, habrá un poco menos de ellas. Porque serán consumidos. Al mismo tiempo, el número de C y D aumentará notablemente, lo cual es importante. Eso es lo que sucedería si se agregara A. Chocarían más con B, y la velocidad de la reacción directa sería más rápida que la velocidad inversa. La reacción habría ido en esa dirección. Entonces habría más C y D, también chocarían más a menudo y la reacción iría en la dirección opuesta. Eventualmente, surgiría un nuevo equilibrio. La conclusión es que tendrá más A a la izquierda, pero un poco menos B, porque no agregó B. Se gastará más B reaccionando con estos A que agregó. Y luego obtendrá más C y D en el equilibrio. Y si agregaras más A y más B... Digamos que si agregaras más B, entonces la reacción sería aún más intensa. Esto, por supuesto, es comprensible. Obviamente, si afecta esta reacción agregando en este lado, naturalmente irá en la dirección que elimina el efecto. Si agrega más A, tendrá más A golpeando a B, e irá en esa dirección, y posiblemente consumirá un poco más de B. Si agrega ambos tipos de moléculas, entonces, en general, la reacción irá en esa dirección. Del mismo modo... Necesitamos reescribir la reacción. Otro color. A más B, C más D. Si agrego más C (creo que entiendes el punto aquí), ¿qué sucede? La cantidad de A y B aumentará, y quizás se consuma un poco más de D. Luego, si agregas C y D, entonces, por supuesto, habrá mucho más A y B. Esta derivación parece bastante obvia, pero tiene un buen nombre, se llama... y se llama principio de Le Chatelier. Le Chatelier. Entonces, Le Chatelier. Tengo que tener cuidado con la forma en que escribo. Dice que cuando actúas sobre una reacción que está en equilibrio, preferirá la dirección que debilite este efecto. "Afectar una reacción" es, por ejemplo, agregar más A, y la reacción irá en la dirección de avance para reducir el efecto de este aumento de A. El efecto aquí es cualquier cambio. Estás cambiando uno en relación con el otro. Y antes de eso, todos los elementos estaban equilibrados. Analicemos algunas situaciones teniendo en cuenta el principio de Le Chatelier. Dado A más B... A más B más calor, la salida es C más D. Y más algo de E. Agreguemos calor a este sistema, veamos qué sucede. Se requiere calor para que la reacción proceda en la dirección de avance. Cuanto más calor, más probable es el progreso en la dirección de avance. El principio de Le Chatelier establece que cuando influimos en esta reacción agregando calor, la reacción preferirá la dirección que elimine esta influencia. Para eliminar el efecto (tiene más de esto en la entrada), aumentará el consumo de A. La concentración estable de A disminuirá cuando se alcance el equilibrio. La cantidad de B disminuirá porque estas moléculas se consumirán más activamente. La reacción directa es más rápida. Y el número de C, D y E está aumentando. ¿Y si haces lo contrario? Bien, ahora borre... En lugar de agregar calor, está eliminando calor. Baje la temperatura. Entonces, si quitas el calor, ¿qué sucede? Habrá predominio en la otra dirección, porque habrá menos calor. Hay menos calor para que se produzca la reacción, y esta velocidad comenzará a dominar esta velocidad. Con una disminución de la temperatura, la velocidad de esta reacción disminuirá y esta aumentará, la concentración cambiará en esta dirección, es decir, la reacción inversa será predominante. Ahora considere la presión. Anteriormente hemos mencionado el proceso de Haber. Y aquí está la reacción del proceso de Haber. Gas nitrógeno más 3 moles de gas hidrógeno en equilibrio con 2 moles de gas amoníaco. ¿Qué pasará si aplico presión a este sistema? Aplicaré presión. ¿Qué sucede en este caso? Se produce una contracción, aunque el volumen no necesariamente disminuye, pero sí provoca que todas las moléculas tiendan a estar más cerca unas de otras. Ahora que las moléculas están juntas, el efecto de la presión puede eliminarse si obtenemos menos moléculas en la salida. Ahora te explico este punto. PV es igual a nRT. Hemos visto esto muchas veces, ¿verdad? Podemos escribir P igual a nRT/V. Si aumentamos la presión, ¿cómo podemos eliminar este efecto? Permítanme recordarles que el principio de Le Chatelier dice que pase lo que pase, todo se esforzará por reducir el impacto. La reacción irá en la dirección que reduce el impacto. Si reducimos el número de moléculas, entonces esto reducirá la presión, ¿verdad? Habrá menos moléculas chocando entre sí. Si reducimos el número de moléculas aquí. No es la mejor forma de escribirlo, no es una igualdad exacta, pero quiero que razonéis así. Entonces, será mejor que lo borre. Esto probablemente no estaba del todo claro. Así que continuemos. Tengo un contenedor... No, es demasiado brillante... No, es lo mismo... Así que aquí está el contenedor, y lo presiono. Permítanme tener 2 moléculas en un contenedor, no, 4 es mejor. Y aquí que haya solo 2 moléculas. En ambos recipientes, la reacción puede ir entre estas moléculas. Estos 4 pueden combinarse y formar 2 moléculas. Estoy usando nuestro ejemplo. La molécula de nitrógeno es esta molécula azul. Lo resaltaré con un color diferente. Esta molécula marrón puede combinarse con 3 hidrógenos. Y esto es lo que pasa. Esta es otra forma de escribir esta reacción, quizás más visualmente. Ahora, si aplico presión a este sistema... Pienso en la presión como una especie de fuerza que actúa sobre el área desde todos los lados. ¿Cuál de estas situaciones es más probable que se elimine? Una situación en la que tenemos menos moléculas chocando entre sí porque es más fácil comprimirlas que cuando hay muchas moléculas chocando entre sí. Es todo muy condicional, pero te da un entendimiento. Si aplica presión al sistema... Por cierto, esta flecha no significa que la presión esté disminuyendo. Significa que se aplica presión al sistema. Pero cuando aumenta la presión, ¿qué lado de la reacción prevalecerá? La reacción favorecerá al lado con menos moléculas. Hay 2 moléculas en este lado, aunque obviamente serán moléculas grandes, porque por supuesto no se pierde masa. Y hay 4 moléculas en este lado, ¿verdad? 1 mol de nitrógeno gaseoso y 3 moles de hidrógeno. Y para volver a la idea que vimos antes con el equilibrio cinético, imaginemos una reacción como esta. Demostrar que obedece al principio de Le Chatelier es consistente con todo lo que hemos aprendido sobre las constantes de equilibrio. Así que aquí está la reacción. 2 moles, o simplemente un factor de dos, 2 A en forma gaseosa más B en forma gaseosa están en equilibrio con C en forma gaseosa. Digamos que inicialmente la concentración molar o molaridad de A es 2. Y la concentración molar de B es 6, y luego nuestra concentración molar de C es 8. Igual a 8's. ¿Cuál es la constante de equilibrio aquí? La constante de equilibrio es el producto (concentración C, que es 8) dividido por 2 al cuadrado debido a esto, multiplicado por 6. Esto es igual a 8/24, que es igual a 1/3. Digamos que agregamos más A, no importa cuánto más, para no confundirnos con las matemáticas. Pero después de agregar A, nuestra concentración ha cambiado. Ahora, la concentración de A es la molaridad 3. Te estarás preguntando si agregué la molaridad 1. No. Agregué, probablemente más de 1 molaridad. Es solo que, independientemente de lo que agregue, la reacción se desplazará hacia la derecha, es decir, hacia adelante. Entonces, algo de esto aquí será tragado e irá en esta dirección, pero el resto estará aquí. Podría agregar aún más A a este sistema. Pero todo lo que está por encima de 1 se absorbe, y permanece esta concentración de equilibrio de 3. No tuve que agregar 1. Puedes agregar más. Digamos que nuestro nuevo equilibrio es con molaridad 12 para C, lo cual concuerda con lo que estamos hablando. Si añadimos algo de A, entonces la concentración de C debe aumentar, y está claro que la concentración de B debe disminuir un poco, porque se consumirá un poco más de B, porque es más probable que estas moléculas choquen con más moléculas de A. .Veamos cuál es la nueva concentración B. Les recuerdo que la constante de equilibrio se mantiene constante. Nuestra constante de equilibrio ahora será igual a la concentración C. Esta es nuestra reacción. Así que la molaridad es 12, no escribiré unidades divididas por nuestra nueva concentración A de 3. Pero recordemos la reacción. El factor para A es 2. Eso es 3 veces la nueva concentración para B. Aquí no hay factor, así que no tengo que preocuparme por ningún exponente. Ahora vamos a contar. Entonces terminas con 1/3 que es 12/9 dividido por B. Si simplemente multiplicamos, obtenemos 9 veces la concentración de B, que es 3 por 12, que es 36. Divide ambos lados de la ecuación por 9. La nueva concentración B es 4, o la molaridad es 4. Entonces, la molaridad de B es 4. Hemos agregado más A a la reacción. Comenzamos con 2 mol para A, 6 mol para B y 8 para C. Agregamos más A, la reacción fue en esa dirección, tal vez fue un poco hacia adelante y hacia atrás. Pero se estabilizó en la molaridad 3 para A, la molaridad 12 para C. Entonces hubo un aumento en C. Observe que nuestra concentración de equilibrio estable de B disminuyó, lo cual es consistente con nuestra afirmación de que la reacción procede en la dirección que produce más C, consume más B. Espero que ahora tenga una buena comprensión de todo el esquema teórico para influir en la reacción y el principio de Le Chatelier.

Efecto de la temperatura

Símbolo +Q o −Q, escrito al final de la ecuación termoquímica, caracteriza el efecto térmico de la reacción directa. Es igual en magnitud al efecto térmico de la reacción inversa, pero de signo opuesto.

El efecto de la temperatura depende del signo del efecto térmico de la reacción. A medida que aumenta la temperatura, el equilibrio químico se desplaza en la dirección de la reacción endotérmica y, a medida que desciende la temperatura, en la dirección de la reacción exotérmica. En el caso general, cuando cambia la temperatura, el equilibrio químico se desplaza hacia el proceso, el signo del cambio de entropía en el que coincide con el signo del cambio de temperatura.

La dependencia de la temperatura de la constante de equilibrio en sistemas condensados ​​se describe mediante la ecuación isobara de van't Hoff:

(re ln ⁡ KP re T) pags = Δ H 0 RT 2 , (\displaystyle \left((\frac (d\ln K_(P))(dT))\right)_(p)=(\frac ( \Delta H^(0))(RT^(2))),)

en sistemas con una fase gaseosa - la ecuación de la isocora de van't Hoff

(re en ⁡ K C re T) v = Δ U 0 R T 2 . (\displaystyle \left((\frac (d\ln K_(C))(dT))\right)_(v)=(\frac (\Delta U^(0))(RT^(2))) .)

En un pequeño rango de temperaturas en sistemas condensados, la relación entre la constante de equilibrio y la temperatura se expresa mediante la siguiente ecuación:

Ln ⁡ K PAGS = - Δ H 0 R T + Δ S 0 R . (\displaystyle \ln K_(P)=-(\frac (\Delta H^(0))(RT))+(\frac (\Delta S^(0))(R)).)

Por ejemplo, en la reacción de síntesis de amoníaco

el efecto térmico en condiciones estándar es −92 kJ/mol, la reacción es exotérmica, por lo tanto, un aumento de temperatura conduce a un cambio en el equilibrio hacia los materiales de partida y una disminución en el rendimiento del producto.

Influencia de la presión

La presión afecta significativamente la posición de equilibrio en las reacciones que involucran sustancias gaseosas, acompañadas de un cambio en el volumen debido a un cambio en la cantidad de sustancia en la transición de sustancias iniciales a productos:

Al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza en la dirección en que disminuye el número total de moles de gases y viceversa.

En la reacción de síntesis de amoníaco, la cantidad de gases se reduce a la mitad: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Esto significa que al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia la formación de NH 3 , como lo demuestran los siguientes datos para la reacción de síntesis de amoníaco a 400 °C:

Influencia de los gases inertes

La introducción de gases inertes en la mezcla de reacción o la formación durante la reacción de gases inertes tiene el mismo efecto que la reducción de presión, ya que disminuye la presión parcial de los reactivos. Cabe señalar que, en este caso, un gas que no participa en la reacción se considera un gas inerte. En sistemas con una disminución en el número de moles de gases, los gases inertes desplazan el equilibrio hacia los materiales de partida, por lo tanto, en los procesos de producción en los que se pueden formar o acumular gases inertes, se requiere soplado periódico de gasoductos.

Influencia de la concentración

La influencia de la concentración sobre el estado de equilibrio obedece a las siguientes reglas:

• Con un aumento en la concentración de una de las sustancias iniciales, el equilibrio se desplaza en la dirección de la formación de productos de reacción (hacia la derecha);
• Con una disminución en la concentración de uno de los productos de reacción, el equilibrio se desplaza en la dirección de formación de las sustancias iniciales (hacia la izquierda).

Los principales hitos de la biografía.

Le Chatelier nació en París en la familia de un ingeniero de minas. Desde temprana edad, su padre inculcó en su hijo el interés por la ciencia. Madre criada en severidad y disciplina bajo el lema "El orden es una de las formas más perfectas de civilización". Le Chatelier recibió su educación primaria y secundaria en el Rolland College, al mismo tiempo que estudiaba en la Academia Militar.

Educado en la Escuela Politécnica, más tarde - en la Escuela Superior de Minas de París. Durante sus estudios, Le Chatelier trabajó para A.E. St. Clair Deville en el laboratorio, asistió a conferencias en el College de France. Era aficionado a las ciencias naturales, las lenguas antiguas, los temas religiosos.

Trabajó como ingeniero de minas en Besançon y en París.

En 1875 se casó.

De 1878 a 1919 - profesor de la Escuela Superior de Minería y casi simultáneamente (1898-1907) - profesor del Colegio de Francia.

1886 - Caballero de la Orden de la Legión de Honor.

Entre 1907 y 1925 Trabajó en la Universidad de París como profesor asistente y jefe del departamento de química.

En 1898 sucedió a Paul Schützenberg en el Collège de France, donde enseñó química inorgánica.

1907 - inspector jefe de minas.

Desde 1907 fue miembro de la Academia de Ciencias de París.

En 1916, la Royal Society de Londres honró a Le Chatelier con la Medalla Davy.

Desde 1931 - Presidente de la Sociedad Química Francesa. Fue miembro de muchas academias de ciencias y sociedades científicas, incluido un miembro correspondiente extranjero de la Academia de Ciencias de San Petersburgo y miembro honorario de la Academia de Ciencias de la URSS.

Le Chatelier murió en 1936 a la edad de 85 años.

Actividad científica

Los principales logros científicos incluyen:

1. Estudió los procesos de combustión, ignición, explosiones, detonación del grisú (junto con F. Mallar y P.E.M. Berthelot).
2. Propuso un método para determinar las capacidades caloríficas de los gases a altas temperaturas.
3. Estudió procesos químicos y tecnológicos en metalurgia.
4. Formuló la ley de desplazamiento del equilibrio químico, según la cual el equilibrio en un sistema en equilibrio bajo influencia externa se desplazará en la dirección opuesta a esta acción (principio de Le Chatelier).
5. Diseñó un pirómetro termoeléctrico, que permite determinar la temperatura de los cuerpos por su color; creó un microscopio metalográfico, que ayuda a estudiar cuerpos opacos, mejoró la metodología para estudiar la estructura de metales y aleaciones.
6. Confirmó la analogía entre soluciones y aleaciones al examinar el régimen de temperatura de cristalización de sistemas que consisten en dos metales y dos sales.
7. Estudió los métodos de preparación y las propiedades de los cementos, investigó los problemas de cocción del cemento y su endurecimiento. Creó la teoría de la "cristalización", la teoría del endurecimiento del cemento.
8. Derivó una ecuación termodinámica que establece la relación entre la temperatura del proceso de disolución, la solubilidad y el calor de fusión de una sustancia.
9. Inventó el termopar de platino-rodio.
10. Descubrió las condiciones para la síntesis del amoníaco.

Un cambio en las condiciones externas puede conducir a un cambio en los parámetros termodinámicos y funciones que caracterizan el sistema, mientras que se altera el estado de equilibrio. Los procesos comienzan en el sistema, lo que lleva a un nuevo estado de equilibrio con otros parámetros de equilibrio. Mostremos esto con un ejemplo. El reactor contiene una mezcla de gases N 2 , H 2 y NH 3 en estado de equilibrio:

Introduzcamos una cantidad adicional de N 2 en el reactor en condiciones isotérmicas, es decir aumentar su concentración. la constante es - 2

pesado A=---^ permanecerá sin cambios, ya que no depende de

[M 2 PN 2] 3

de la concentracion Esto es posible solo como resultado de un cambio en los valores de las concentraciones de equilibrio: un aumento conducirá a una disminución en [H 2 ] debido a la interacción adicional de una parte del hidrógeno introducido con nitrógeno, mientras que . Un cambio en los parámetros de un sistema que lo lleva a un nuevo estado de equilibrio a través del flujo predominante de procesos directos o inversos se llama cambio de equilibrio químico respectivamente en la dirección de avance o retroceso. En el ejemplo bajo consideración, el equilibrio se desplazó hacia adelante.

Los problemas cualitativos de cambio de equilibrio químico pueden resolverse sin cálculos termodinámicos o cinéticos utilizando la regla formulada en 1884 por Le Chatelier.

Se le llamó principio de Le Chatelier (independientemente de Le Chatelier, este principio fue formulado en 1887 por Brown): Si se ejerce alguna influencia externa sobre un sistema que está en un estado de equilibrio, entonces, como resultado de los procesos en el sistema, el equilibrio cambiará en la dirección que conduce a una disminución en el impacto.

En aumento concentración de cualquier sustancia en equilibrio (por ejemplo, NH 3 en el sistema discutido anteriormente), el equilibrio se desplaza hacia gastos esta sustancia (en la dirección opuesta). En disminución concentración de cualquier sustancia (por ejemplo, H 2), el equilibrio se desplaza hacia educación de esta sustancia (es decir, en este caso también en la dirección opuesta).

Consideremos el efecto de la presión en el proceso de síntesis de amoníaco (4.51). Permita que la presión en el reactor aumente 2 veces por compresión. En condiciones isotérmicas, el volumen disminuirá a la mitad, por lo tanto, las concentraciones de todos los componentes se duplicarán. Antes del cambio de presión, la velocidad de la reacción directa era

Después de encogerse, se convirtió en

aquellos. aumentó 16 veces. La tasa de retroalimentación también aumentó:

pero solo 4 veces. Por lo tanto, el equilibrio se ha desplazado hacia adelante.

De acuerdo con el principio de Le Chatelier, a medida que aumenta la presión al comprimir el sistema, el equilibrio se desplaza hacia una disminución en el número de moléculas de gas, es decir, en la dirección de disminución de la presión (en el ejemplo anterior en la dirección de avance); cuando la presión disminuye, el equilibrio se desplaza hacia un aumento en el número de moléculas de gas, es decir, en la dirección de aumento de la presión (en el ejemplo anterior, en la dirección opuesta). Si la reacción continúa sin cambiar el número de moléculas de gas, el equilibrio no se altera cuando el sistema se comprime o se expande. Así, por ejemplo, en el sistema

H 2 (g) + 1 2 (g) 2H1 (g) cuando cambia la presión, el equilibrio no se altera; La salida HI es independiente de la presión.

La presión prácticamente no tiene efecto sobre el equilibrio de las reacciones que ocurren sin la participación de la fase gaseosa, ya que los líquidos y los sólidos son casi incompresibles. Sin embargo, a presiones ultraaltas, el equilibrio se desplaza hacia un empaquetamiento más denso de partículas en la red cristalina. Por ejemplo, el grafito, una de las modificaciones alotrópicas del carbono (densidad p \u003d 2,22 g / cm 3), a una presión del orden de 10 u Pa (10 5 atm) y una temperatura de aproximadamente 2000 ° C, pasa a diamante, otra modificación del carbono con átomos de empaquetamiento más densos (p \u003d 3,51 g / cm 3).

Cuando la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza en la dirección de la reacción endotérmica, y cuando disminuye, se desplaza en la dirección de la reacción exotérmica. Por ejemplo, la síntesis de amoniaco (ecuación 4.51) es una reacción exotérmica (DN^ 98 = -92,4 kJ). Por lo tanto, a medida que aumenta la temperatura, el equilibrio en el sistema H 2 - N 2 - NH 3 se desplaza hacia la izquierda, hacia la descomposición del amoníaco, ya que este proceso continúa con la absorción de calor. Por el contrario, la síntesis de óxido nítrico (II) es una reacción endotérmica:

Por lo tanto, a medida que aumenta la temperatura, el equilibrio en el N 2 - Sobre 2- NO se desplaza hacia la derecha - hacia la formación de N0.

La naturaleza del desplazamiento bajo la influencia de influencias externas se puede predecir aplicando el principio de Le Chatelier: si un sistema en equilibrio se ve afectado desde el exterior, entonces el equilibrio en el sistema se desplaza de tal manera que se debilita la influencia externa.

1. Influencia de las concentraciones.

Un aumento en la concentración de uno de los reactivos desplaza el equilibrio de la reacción en la dirección de gasto de la sustancia.

Una disminución en la concentración es en la dirección de la formación de una sustancia.

2. Efecto de la temperatura.

Un aumento de la temperatura desplaza el equilibrio hacia una reacción que procede con la absorción de calor (endotérmica), y una disminución de la temperatura desplaza el equilibrio hacia una reacción que procede con la liberación de calor (exotérmica).

3. Influencia de la presión.

Un aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia una reacción que se desarrolla con una disminución de volumen y, a la inversa, una disminución de la presión se desplaza hacia una reacción que se desarrolla con un aumento de volumen.

3.1. Ejemplos de resolución de problemas.

Ejemplo 1¿Cómo cambiará la velocidad de una reacción que se desarrolla en un recipiente cerrado si la presión aumenta 4 veces?

2NO (g.) + O 2 (g.) \u003d 2NO 2

Solución: aumentar la presión 4 veces significa aumentar la concentración de gases en la misma cantidad.

Determine la velocidad de reacción antes de aumentar la presión.

V 1 \u003d K * C 2 NO * CO 2

Determine la velocidad de reacción después de aumentar la presión.

V 2 \u003d K * (4C NO) 2 * (4CO 2) \u003d 64 K * C 2 NO * CO 2

Determine cuántas veces ha aumentado la velocidad de reacción

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

V1 K*C2 NO*CO2

Respuesta: la velocidad de reacción aumentó 64 veces.

Ejemplo 2¿Cuántas veces aumentará la velocidad de reacción con un aumento de la temperatura de 20 C a 50 C0? El coeficiente de temperatura es 3.

Solución: según la regla de Van't - Hoff Vt 2 \u003d Vt 1 *γ T 2 -T 1 / 10

De acuerdo con la condición del problema, se requiere determinar VT 2

Sustituye los datos en la fórmula:

VT 2 \u003d γ T 2 - T 1 / 10 \u003d 3 (50-20) / 10 \u003d 3 3 \u003d 27

Respuesta: La velocidad de reacción aumentó 27 veces.

Ejemplo 3 Cálculo de la constante de equilibrio de la reacción a partir de las concentraciones de equilibrio de los reactivos y determinación de sus concentraciones iniciales.

En la síntesis de amoníaco N 2 + 3H 2 == 2NH 3, el equilibrio se estableció en las siguientes concentraciones de los reactivos (mol/l): CN 2 = 2,5; CH2 = 1,8; CNH3 = 3,6. Calcule la constante de equilibrio de esta reacción y las concentraciones de nitrógeno e hidrógeno.

Solución: determinamos la constante de equilibrio de esta reacción:

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

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

Las concentraciones iniciales de nitrógeno e hidrógeno se encuentran sobre la base de la ecuación de reacción. La formación de dos moles de NH 3 consume un mol de nitrógeno y la formación de 3,6 moles de amoníaco requiere 3,6/2 = 1,8 moles de nitrógeno. Considerando la concentración de equilibrio de nitrógeno,

Encuentre su concentración inicial:

C exN 2 \u003d 2.5 + 1.8 \u003d 4.3 mol / l

Para la formación de dos moles de NH3, es necesario gastar 3 moles de hidrógeno, y se requiere la parte de obtención de 3,6 moles de amoníaco.

3 * 3.6 / 2 \u003d 5.4 mol.

C refH 2 \u003d 1.8 + 5.4 \u003d 7.2 mol / l

Respuesta: CN 2 \u003d 4.3

Ejemplo 4 La constante de equilibrio de un sistema homogéneo.

CO (g) + H 2 O (g) \u003d\u003d CO 2 (g) + H 2 (g)

a 850 0 C es igual a 1. Calcular las concentraciones de todas las sustancias en equilibrio si las concentraciones iniciales son: ref = 3 mol/l, ref = 2 mol/l.

Solución: en el equilibrio, las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, y la relación de las constantes de estas velocidades también es un valor constante y se denomina constante de equilibrio del sistema dado:

V pr \u003d K 1;

Varr \u003d K 2;

K es igual a = k 1 =

K2

En la condición del problema, se dan las concentraciones iniciales, mientras que la expresión K es igual incluye solo las concentraciones de equilibrio de todas las sustancias en el sistema. Supongamos que en el momento del equilibrio, la concentración es igual a = x mol / l. Según la ecuación del sistema, el número de moles de hidrógeno formado en este caso también será x mol/l. Por el mismo número de moles (x mol / l) CO y H 2 O se consumen para formar x moles de CO 2 y H 2. Por lo tanto, las concentraciones de equilibrio de las cuatro sustancias serán:

Igual \u003d [H 2] igual \u003d x mol / l,

Igual \u003d (3 - x) mol / l,

[H 2 O] es igual a (2 - x) mol / l.

Conociendo la constante de equilibrio, encontramos el valor de x, y luego las concentraciones iniciales de todas las sustancias:

1 = X 2

x 2 \u003d 6 - 2x - 3x + x 2; 5x = 6, x = 1,2 mol/l

Por lo tanto, las concentraciones de equilibrio deseadas son:

Igual = 1,2 mol/l.

[H 2] es igual a = 1,2 mol / l.

Igual \u003d 3 - 1.2 \u003d 1.8 mol / l.

[H 2 O] es igual a \u003d 2 - 1.2 \u003d 0.8 mol / l.

Ejemplo 5 La reacción endotérmica de descomposición del pentacloruro de fósforo procede según la ecuación:

PCl5 (g) == PCl3 (g) + Cl2 (g); ΔН = + 129,7 kJ.

Cómo cambiar: a) temperatura, b) presión; c) concentración para cambiar el equilibrio en la dirección de una reacción directa - ¿descomposición de PCl 5?

Solución: un cambio o un cambio en el equilibrio químico es un cambio en las concentraciones de equilibrio de los reactivos como resultado de un cambio en una de las condiciones de reacción. La dirección en la que se ha desplazado el equilibrio está determinada por el principio de Le Chatelier: a) dado que la reacción de descomposición de PC1 5 es endotérmica (ΔН> 0), para desplazar el equilibrio hacia la reacción directa, es necesario aumentar la temperatura; 6) dado que la descomposición de PCl 5 en este sistema conduce a un aumento de volumen (se forman dos moléculas gaseosas a partir de una molécula de gas), entonces para cambiar el equilibrio hacia una reacción directa, es necesario reducir la presión; c) el cambio del equilibrio en la dirección indicada puede lograrse tanto aumentando la concentración de PCl 5 como disminuyendo la concentración de PCl 3 o Cl 2 .