Zasada formuły Le Chateliera. Zasada Le Chatelier

Pozostaje niezmieniony, o ile parametry, przy których został ustalony, są stałe. Kiedy warunki się zmieniają, równowaga zostaje zakłócona. Po pewnym czasie w układzie ponownie pojawia się równowaga, charakteryzująca się nową równością prędkości i nowymi równowagowymi stężeniami wszystkich substancji.

Proces przejścia układu z jednego stanu równowagi do drugiego nazywa się przesunięciem lub przesunięciem równowagi chemicznej.

Równowaga przesuwa się w jednym lub drugim kierunku, ponieważ zmieniające się warunki w różny sposób wpływają na szybkość reakcji do przodu i do tyłu. Równowaga przesuwa się w kierunku reakcji, której tempo wzrasta, gdy równowaga zostaje zakłócona. Na przykład, jeśli, gdy zmieniają się warunki zewnętrzne, równowaga jest zaburzona tak, że szybkość reakcji postępującej staje się większa niż szybkość reakcji odwrotnej (V ®> V ¬), wówczas równowaga przesuwa się w prawo.

W ogólnym przypadku kierunek przesunięcia równowagi wyznacza zasada Le Chateliera: jeśli na układ w stanie równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, to równowaga zostaje przesunięta w kierunku, który osłabia efekt wpływu zewnętrznego.

Zmiana równowagi może być spowodowana przez:

Zmiana temperatury;

Zmieniając stężenie jednego z odczynników;

Zmiana ciśnienia.

Zastanówmy się bardziej szczegółowo nad wpływem każdego z tych czynników na stan równowagi chemicznej.

Zmiana temperatury. Wzrost temperatury powoduje wzrost stałej szybkości procesu endotermicznego (DH 0 T>0 i DU 0 T>0) oraz spadek stałej szybkości procesu egzotermicznego (DH 0 T< 0 и DU 0 Т < 0), следовательно, wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, a wraz ze spadkiem temperatury dochodzi do reakcji egzotermicznej.

na przykład:

N 2 (g) + 3H 2 (g) Û 2NH 3 (g) DH 0 T = -92,4 kJ / mol, tj. proces bezpośredni jest egzotermiczny, dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesunie się w lewo (w kierunku reakcji odwrotnej).

Zmiana koncentracji. Wraz ze wzrostem stężenia którejkolwiek z substancji równowaga przesuwa się w kierunku zużycia tej substancji, a spadek stężenia dowolnej substancji przesuwa równowagę w kierunku jej powstawania.

Na przykład dla reakcji 2HCl (g) Û H 2 (g) + Cl 2 (g) wzrost stężenia chlorowodoru prowadzi do przesunięcia równowagi w prawo (w kierunku reakcji bezpośredniej). Ten sam wynik można uzyskać zmniejszając stężenie wodoru lub chloru.

Zmiana ciśnienia. Jeżeli w reakcji uczestniczy kilka substancji gazowych, to wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku powstawania mniejszej liczby moli substancji gazowych w mieszaninie gazowej i odpowiednio w kierunku spadku ciśnienia w układzie. Wręcz przeciwnie, wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia większej liczby moli gazu, co powoduje wzrost ciśnienia w układzie.

Przykład:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g).

1 mol + 3 mol Û 2 mol

Wraz ze wzrostem ciśnienia w układzie równowaga tej reakcji przesuwa się w prawo (w kierunku reakcji bezpośredniej).

Jeżeli w reakcjach bezpośrednich i odwrotnych uczestniczy ta sama liczba moli substancji gazowych, to zmiana ciśnienia nie powoduje zmiany równowagi chemicznej.

Katalizator nie ma wpływu na przesunięcie równowagi, tylko przyspiesza początek równowagi chemicznej.

Zasada ma zastosowanie do równowagi dowolnej natury: mechanicznej, termicznej, chemicznej, elektrycznej (efekt Lenza, zjawisko Peltiera).

Zmiana warunków zewnętrznych prowadzi do zmiany równowagowych stężeń substancji. W tym przypadku mówią o naruszeniu lub przesunięciu równowagi chemicznej.

Równowaga chemiczna przesuwa się w jedną lub drugą stronę, gdy zmienia się którykolwiek z następujących parametrów:

temperatura układu, czyli kiedy jest podgrzewany lub chłodzony
ciśnienie w układzie, czyli gdy jest ściskany lub rozprężany
koncentracja jednego z uczestników w reakcji odwracalnej

Kolegium YouTube

1 / 3

✪Zasada Le Chateliera

✪ 84. Zasada Le Chateliera. Zmiana równowagi (część 1)

✪ Chemia. Klasa 11, 2014. Przesunięcie równowagi chemicznej. Internetowe centrum edukacyjne Foxford

Napisy na filmie obcojęzycznym

Powiedzmy, że mieliśmy reakcję. Cząsteczka A plus Cząsteczka B w dynamicznej równowadze z cząsteczkami C plus D ... plus D. Oznacza to, że szybkość reakcji postępującej jest równa szybkości reakcji odwrotnej. Będą pewne stężenia równowagi A, B, C i D, a jeśli chcemy, możemy obliczyć stałą równowagi. I powtórzę to jeszcze raz. Mówiłem to już cztery razy. Fakt, że szybkość reakcji postępującej jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nie oznacza, że wszystkie stężenia są równe. Stężenie cząsteczek może być bardzo różne. Po prostu się nie zmieniają, ponieważ szybkość reakcji jest taka sama. Biorąc pod uwagę, że istnieje równowaga, co się stanie, jeśli dodam więcej A do systemu? Przypomnę, że była w równowadze. Stężenia były stałe. Teraz dodaję więcej A do systemu. Teraz szanse na zderzenie cząstek A i B (mimo że nie dodaję więcej cząsteczek B) są nieco większe, więc bardziej prawdopodobna jest reakcja bezpośrednia. Wraz ze wzrostem liczby cząsteczek A będzie więcej zderzeń z B, w rezultacie będzie ich trochę mniej. Ponieważ zostaną skonsumowane. W takim przypadku ilość C i D znacznie wzrośnie, co jest ważne. Tak by się stało, gdyby dodano A. Zderzyłyby się bardziej z B, a szybkość reakcji w przód byłaby szybsza niż w tył. Reakcja byłaby w tym kierunku. Wtedy byłoby więcej C i D, zderzałyby się też częściej, a reakcja poszłaby w przeciwnym kierunku. W końcu pojawi się nowa równowaga. Najważniejsze jest to, że będziesz miał więcej A po lewej stronie, ale nieco mniej B, ponieważ nie dodałeś B. Więcej B zostanie wydanych na reakcję z dodanym A. A wtedy będzie więcej C i D w równowadze. A gdybyś dodał więcej A i więcej B... Powiedzmy, że jeśli dodałbyś więcej B, to reakcja poszłaby w przód jeszcze bardziej intensywnie. To oczywiście zrozumiałe. Oczywiście, jeśli wpłyniesz na tę reakcję, dodając po tej stronie, to naturalnie pójdzie ona w kierunku, który usunie wpływ. Jeśli dodasz więcej A, to więcej A wpada na B i pójdzie w tym kierunku i prawdopodobnie zużyje trochę więcej B. Jeśli dodasz oba rodzaje cząsteczek, ogólna reakcja pójdzie w tym kierunku. Podobnie... Trzeba przepisać reakcję. W innym kolorze. A plus B, C plus D. Jeśli dodam więcej C (myślę, że rozumiesz, o co tu chodzi), co się stanie? Ilość A i B wzrośnie i być może trochę więcej D zostanie skonsumowane. Wtedy, jeśli dodasz C i D, to oczywiście będzie o wiele więcej A i B. Ten wniosek wydaje się dość oczywisty, ale ma ładną nazwę, nazywa się ... i nazywa się zasadą Le Chateliera. Le Chatelier. Więc Le Chatelier. Muszę uważać na to, jak piszę. Mówi, że kiedy działasz zgodnie z odpowiedzią, która jest w równowadze, będzie on preferował kierunek, który ją osłabi. „Wpływanie na odpowiedź” to na przykład dodanie większej ilości A, a reakcja posunie się do przodu, aby złagodzić efekt tego zwiększonego A. Ekspozycja tutaj jest pewnego rodzaju zmianą. Zmieniasz jedno w stosunku do drugiego. Wcześniej wszystkie elementy były zrównoważone. Przeanalizujmy kilka sytuacji biorąc pod uwagę zasadę Le Chatelier. Biorąc pod uwagę A plus B ... A plus B plus ciepło, a wyjście to C plus D. I plus trochę E. Dodajmy ciepło do tego układu, zobaczmy, co się stanie. Aby reakcja przebiegała do przodu, potrzebne jest ciepło. Im więcej ciepła, tym większe prawdopodobieństwo postępu. Zasada Le Chateliera mówi, że kiedy działamy na tę reakcję dodając ciepło, reakcja będzie preferować kierunek, który usuwa dany efekt. Aby usunąć efekt (masz więcej tego na wejściu), zwiększy się konsumpcja A. Stabilne stężenie A zmniejszy się, gdy zostanie osiągnięta równowaga. Ilość B zmniejszy się, ponieważ cząsteczki te będą aktywniej zużywane. Reakcja bezpośrednia jest szybsza. A liczba C, D i E rośnie. A jeśli zrobisz coś przeciwnego? Dobra, teraz wykasuję... Zamiast dodawać ciepło, usuwasz ciepło. Obniż temperaturę. Więc jeśli zabierzesz ciepło, co się stanie? Rezultatem będzie przewaga w przeciwnym kierunku, ponieważ będzie mniej ciepła. Mniej ciepła, aby reakcja przebiegała, a szybkość ta zacznie przeważać nad tą szybkością. Wraz ze spadkiem temperatury szybkość tej reakcji zmniejszy się, a to wzrośnie, stężenie zmieni się w tym kierunku, to znaczy zwycięży reakcja odwrotna. Spójrzmy teraz na ciśnienie. Wspomnieliśmy wcześniej o procesie Habera. A oto reakcja na proces Habera. Gazowy azot plus 3 mole gazowego wodoru w równowadze z 2 molami gazowego amoniaku. Co się stanie, jeśli nacisnę ten system? Zastosuję presję. Co się dzieje w tym przypadku? Następuje kompresja, chociaż objętość niekoniecznie maleje, ale prowadzi to do tego, że wszystkie cząsteczki mają tendencję do zbliżania się do siebie. Teraz, gdy cząsteczki są blisko siebie, efekt ciśnienia można usunąć, jeśli na wyjściu otrzymamy mniej cząsteczek. Teraz wyjaśnię ci ten punkt. PV jest równe nRT. Widzieliśmy to wiele razy, prawda? Możemy napisać P równa się nRT / V. Jeśli zwiększymy ciśnienie, jak możemy usunąć ten efekt? Przypomnę, że zasada Le Chatelier mówi: cokolwiek się stanie, wszystko będzie dążyć do zmniejszenia wpływu. Reakcja pójdzie w kierunku, który zmniejszy wpływ. Jeśli zmniejszymy liczbę cząsteczek, zmniejszy się ciśnienie, prawda? Będzie mniej cząsteczek wpadających na siebie. Jeśli zmniejszymy tutaj liczbę cząsteczek. To nie jest najlepszy sposób na napisanie tego, nie jest to dokładna równość, ale chcę, abyś tak rozumował. Więc lepiej to wykasuję. To chyba nie było do końca jasne. Więc kontynuujmy. Mam pojemnik… Nie, jest zbyt jasny… Nie, to samo… A więc oto pojemnik i naciskam na niego. Niech w jednym pojemniku mam 2 cząsteczki, nie, lepiej 4. A tutaj niech będą tylko 2 cząsteczki. W obu pojemnikach reakcja może zachodzić między tymi cząsteczkami. Te 4 mogą łączyć się i tworzyć 2 cząsteczki. Używam naszego przykładu. Cząsteczka azotu to ta niebieska cząsteczka. Podkreślę go bardziej wyrazistym kolorem. Ta brązowa cząsteczka może łączyć się z 3 wodorami. I masz to. To kolejny sposób na zapisanie tej reakcji, być może bardziej opisowy. Teraz, jeśli wywrę nacisk na ten system... Wyobrażam sobie ciśnienie jako rodzaj siły działającej na obszar ze wszystkich stron. W której z tych sytuacji istnieje większe prawdopodobieństwo uwolnienia się od narażenia? Sytuacja, w której zderza się ze sobą mniej cząsteczek, ponieważ łatwiej je tu ścisnąć niż wtedy, gdy zderza się ze sobą wiele cząsteczek. To wszystko jest bardzo arbitralne, ale daje zrozumienie. Jeśli naciskasz na system... Swoją drogą ta strzałka nie oznacza, że ciśnienie maleje. Oznacza to, że system wywiera nacisk. Ale kiedy ciśnienie wzrośnie, która strona reakcji zwycięży? Reakcja preferuje stronę z mniejszą liczbą cząsteczek. Po tej stronie są 2 molekuły, choć oczywiście będą to duże molekuły, ponieważ oczywiście nie traci się masy. A po tej stronie są 4 cząsteczki, prawda? 1 mol gazowego azotu i 3 mole wodoru. Aby sprowadzić to do pomysłu, który widzieliśmy wcześniej z równowagą kinetyczną, wyobraźmy sobie taką reakcję. Aby pokazać, że przestrzega zasady Le Chateliera, zgadza się ze wszystkim, czego nauczyliśmy się o stałych równowagi. Oto reakcja. 2 mole lub po prostu czynnik dwa, 2 A w postaci gazowej plus B w postaci gazowej są w równowadze z C w postaci gazowej. Załóżmy, że początkowo stężenie molowe lub molarność A wynosi 2. A stężenie molowe B wynosi 6, a następnie nasze stężenie molowe C wynosi 8. Równe 8. Jaka jest tutaj stała równowagi? Stała równowagi to iloczyn (stężenie C, które wynosi 8) podzielony przez 2 do kwadratu z tego powodu pomnożony przez 6. To jest 8/24, czyli 1/3. Powiedzmy, że dodaliśmy więcej A, nieważne o ile więcej, żeby nie pomylić się z matematyką. Ale po dodaniu A nasza koncentracja się zmieniła. Teraz stężenie A jest równe molarności 3. Możesz zadać sobie pytanie, czy dodałem molarność 1. Nie. Dodałem chyba molarność większą niż 1. Po prostu cokolwiek dodam, reakcja przesunie się w prawo, czyli do przodu. Więc część z tego zostanie wchłonięta i pójdzie w tym kierunku, ale reszta będzie tutaj. Mógłbym dodać jeszcze więcej A do tego systemu. Ale wszystko, co przekracza 1, jest wchłaniane, a to stężenie równowagowe pozostaje 3. Nie musiałem dodawać 1. Możesz dodać więcej. Powiedzmy, że nasza nowa równowaga z molarnością 12 dla C, co jest zgodne z tym, o czym mówimy. Jeśli dodamy trochę A, to stężenie C powinno wzrosnąć i jasne jest, że stężenie B powinno nieznacznie spaść, ponieważ trochę więcej B zostanie zużyte, ponieważ te cząsteczki będą bardziej narażone na zderzenia z dużą liczbą A. koncentracja B. Przypomnę, że stała równowagi pozostaje stała. Nasza stała równowagi będzie teraz równa stężeniu C. Oto nasza reakcja. Tak więc, molarność 12, nie napiszę jednostek podzielonych przez nasze nowe stężenie A, równe 3. Ale pamiętaj o reakcji. Współczynnik dla A wynosi 2. Czyli to jest 3 do kwadratu pomnożone przez nowe stężenie dla B. Nie ma tu współczynnika, więc nie muszę się martwić o żadne potęgi. Teraz po prostu policzmy. Więc otrzymujesz 1/3, czyli 12/9 podzielone przez B. Jeśli po prostu pomnożymy, otrzymamy 9-krotność stężenia B, czyli 3 razy 12, czyli 36. Podziel obie strony równania przez 9. Nowe stężenie B wynosi 4 lub molarność wynosi 4. Zatem molarność B wynosi 4. Dodaliśmy więcej A do reakcji. Zaczęliśmy z molarnością 2 dla A, molarnością 6 dla B i 8 dla C. Dodaliśmy więcej A, reakcja poszła w tym kierunku, być może trochę poszła tam iz powrotem. Ale ustabilizowało się na molarności 3 dla A, molarności 12 dla C. Więc nastąpił wzrost C. Zauważ, że nasze stabilne stężenie równowagowe B zmniejszyło się, co jest zgodne z naszym stwierdzeniem, że reakcja zachodzi w kierunek, w którym uzyskuje się więcej C, więcej jest zużywane B. Mam nadzieję, że teraz dobrze rozumiesz cały teoretyczny schemat wpływania na reakcję i zasadę Le Chateliera.

Wpływ temperatury

Symbol + Q lub −Q, napisany na końcu równania termochemicznego, charakteryzuje efekt cieplny reakcji bezpośredniej. Jest równy pod względem wielkości efektowi termicznemu reakcji odwrotnej, ale ma przeciwny znak.

Wpływ temperatury zależy od znaku efektu cieplnego reakcji. Wraz ze wzrostem temperatury równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, wraz ze spadkiem temperatury w kierunku reakcji egzotermicznej. W ogólnym przypadku, gdy zmienia się temperatura, równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku procesu, przy czym znak zmiany entropii pokrywa się ze znakiem zmiany temperatury.

Zależność stałej równowagi od temperatury w układach skondensowanych opisuje równanie izobar Van't Hoffa:

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

w układach z fazą gazową - równanie izochorowe Van't Hoffa

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

W małym zakresie temperatur w układach skondensowanych zależność między stałą równowagi a temperaturą wyraża równanie:

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

Na przykład w reakcji syntezy amoniaku

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3 + Q (\ styl wyświetlania (\ mathsf (N_ (2) + 3H_ (2) \ prawo-lewe strzałki 2NH_ (3) + Q)))

efekt cieplny w normalnych warunkach wynosi -92 kJ/mol, reakcja jest egzotermiczna, dlatego wzrost temperatury prowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku materiałów wyjściowych i spadku wydajności produktu.

Wpływ ciśnienia

Ciśnienie znacząco wpływa na położenie równowagi w reakcjach z udziałem substancji gazowych, czemu towarzyszy zmiana objętości spowodowana zmianą ilości substancji podczas przejścia od substancji początkowych do produktów:

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku, w którym zmniejsza się całkowita liczba moli gazów i odwrotnie.

W reakcji syntezy amoniaku ilość gazów zmniejsza się o połowę: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Oznacza to, że wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia NH3, o czym świadczą następujące dane dla reakcji syntezy amoniaku w 400 ° C:

Wpływ gazów obojętnych

Wprowadzanie gazów obojętnych do mieszaniny reakcyjnej lub tworzenie gazów obojętnych podczas reakcji działa tak samo, jak obniżanie ciśnienia, ponieważ ciśnienie cząstkowe reagentów maleje. Należy zauważyć, że w tym przypadku gaz, który nie bierze udziału w reakcji, jest uważany za gaz obojętny. W układach ze spadkiem liczby moli gazów gazy obojętne przesuwają równowagę w kierunku substancji wyjściowych, dlatego w procesach produkcyjnych, w których gazy obojętne mogą się tworzyć lub akumulować, wymagane jest okresowe przedmuchiwanie kanałów gazowych.

Efekt koncentracji

Wpływ koncentracji na równowagę regulują następujące zasady:

Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga przesuwa się w kierunku powstawania produktów reakcji (w prawo);
Wraz ze spadkiem stężenia jednego z produktów reakcji równowaga przesuwa się w kierunku powstawania substancji wyjściowych (w lewo).

Główne kamienie milowe biografii

Le Chatelier urodził się w Paryżu w rodzinie inżyniera górnictwa. Od najmłodszych lat ojciec zaszczepił w synu zainteresowanie nauką. Matka wychowała się w surowości i dyscyplinie pod hasłem „Porządek to jedna z najdoskonalszych form cywilizacji”. Le Chatelier otrzymał wykształcenie podstawowe i średnie w Rolland College, jednocześnie studiował w Akademii Wojskowej.

Kształcił się w Ecole Polytechnique, później w Wyższej Szkole Górniczej w Paryżu. Podczas studiów Le Chatelier pracował dla A.E. Saint-Clair Deville w laboratorium, uczęszczał na wykłady w Collège de France. Lubił nauki przyrodnicze, języki starożytne, kwestie religii.

Pracował jako inżynier górniczy w Besançon iw Paryżu.

Ożenił się w 1875 roku.

Od 1878 do 1919 - profesor Wyższej Szkoły Górniczej i prawie równocześnie (1898-1907) - profesor College de France.

1886 - Kawaler Legii Honorowej.

W okresie od 1907 do 1925. pracował na Uniwersytecie Paryskim jako adiunkt i kierownik katedry chemii.

W 1898 zastąpił Paula Schützenberga w Collège de France, gdzie wykładał chemię nieorganiczną.

1907 – nadinspektor kopalń.

Od 1907 członek Paryskiej Akademii Nauk.

W 1916 Le Chatelier został odznaczony Medalem Davy'ego przez Royal Society of London.

Od 1931 - prezes Francuskiego Towarzystwa Chemicznego. Był członkiem wielu akademii nauk i towarzystw naukowych, w tym zagranicznym członkiem korespondentem Petersburskiej Akademii Nauk i honorowym członkiem Akademii Nauk ZSRR.

Le Chatelier zmarł w 1936 roku w wieku 85 lat.

Działalność naukowa

Do głównych osiągnięć naukowych należą:

Studiował procesy spalania, zapłonu, wybuchów, detonacji pary (wspólnie z F. Mallardem i P.E.M. Berthelotem).
Zaproponował metodę wyznaczania pojemności cieplnych gazów w wysokich temperaturach.
Zbadane procesy chemiczne i technologiczne w metalurgii.
Sformułował prawo przemieszczenia równowagi chemicznej, zgodnie z którym równowaga w układzie równowagi pod wpływem czynników zewnętrznych przesunie się w kierunku przeciwnym do tego działania (zasada Le Chateliera).
Zbudował pirometr termoelektryczny, który umożliwia określenie temperatury ciał po ich kolorze; stworzył mikroskop metalograficzny, który pomaga w badaniu ciał nieprzezroczystych, udoskonalił metodę badania struktury metali i stopów.
Potwierdził analogię między roztworami a stopami, badając reżim temperaturowy krystalizacji układów składających się z dwóch metali i dwóch soli.
Studiował metody przygotowania i właściwości cementów, badał problemy wypalania cementu i jego utwardzania. Stworzył teorię „krystalizacji” – teorię twardnienia cementu.
Wyprowadzono równanie termodynamiczne, które ustala związek między temperaturą procesu rozpuszczania, rozpuszczalnością i ciepłem topnienia substancji.
Wynalazł termoparę platynowo-rodową.
Odkrył warunki do syntezy amoniaku.

Zmiana warunków zewnętrznych może prowadzić do zmiany parametrów i funkcji termodynamicznych charakteryzujących układ, przy jednoczesnym zaburzeniu stanu równowagi. W układzie rozpoczynają się procesy prowadzące do nowego stanu równowagi z innymi parametrami równowagi. Pokażmy to na przykładzie. Reaktor zawiera mieszaninę gazów N2, H2 i NH3 w stanie równowagi:

Wprowadźmy do reaktora dodatkową ilość N2 w warunkach izotermicznych, tj. zwiększmy jego koncentrację. Stała równa się - 2

waga DO= --- ^ pozostanie niezmienione, ponieważ nie zależy

[M 2 PN 2] 3

od koncentracji. Jest to możliwe tylko w wyniku zmiany wartości stężeń równowagowych: wzrost doprowadzi do spadku [H2] na skutek dodatkowego oddziaływania części wprowadzonego wodoru z azotem i odpowiednio się zwiększy. Zmiana parametrów układu, prowadząca go do nowego stanu równowagi poprzez dominujący przepływ procesów bezpośrednich lub odwrotnych, nazywana jest przesunięcie równowagi chemicznej odpowiednio w kierunku do przodu lub do tyłu. W rozważanym przykładzie równowaga przesunęła się do przodu.

Jakościowe problemy przesunięcia równowagi chemicznej można rozwiązać bez obliczeń termodynamicznych lub kinetycznych, stosując regułę sformułowaną w 1884 r. przez Le Chateliera.

Otrzymał nazwę zasady Le Chatelier (niezależnie od Le Chatelier zasada ta została sformułowana w 1887 r. przez Browna): jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi wywierany jest wpływ zewnętrzny, to w wyniku zachodzących w układzie procesów równowaga przesunie się w kierunku prowadzącym do zmniejszenia wywieranego efektu.

Na wzrastający stężenie dowolnej substancji w równowadze (na przykład NH 3 w układzie rozważanym powyżej), równowaga przesuwa się w kierunku koszt tej substancji (w przeciwnym kierunku). Na malejący stężenie substancji (na przykład H 2), równowaga przesuwa się w kierunku Edukacja tej substancji (czyli w tym przypadku również w przeciwnym kierunku).

Rozważmy wpływ ciśnienia na proces syntezy amoniaku (4.51). Niech ciśnienie w reaktorze wzrośnie 2 razy przez kompresję. W warunkach izotermicznych objętość zmniejszy się o połowę, dlatego stężenia wszystkich składników podwoją się. Przed zmianą ciśnienia szybkość reakcji do przodu wynosiła

Po skompresowaniu stał się

tych. wzrosła 16 razy. Wzrósł również wskaźnik informacji zwrotnych:

ale tylko 4 razy. W konsekwencji równowaga przesunęła się w kierunku do przodu.

Zgodnie z zasadą Le Chateliera wraz ze wzrostem ciśnienia w wyniku ściśnięcia układu równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszenia liczby cząsteczek gazu, tj. w kierunku malejącego ciśnienia (w podanym przykładzie w kierunku do przodu); wraz ze spadkiem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu liczby cząsteczek gazu, tj. w kierunku narastającego ciśnienia (w przykładzie pokazanym w przeciwnym kierunku). Jeżeli reakcja przebiega bez zmiany liczby cząsteczek gazu, równowaga nie zostaje zakłócona, gdy układ kurczy się lub rozszerza. Czyli na przykład w systemie

H 2 (g) + 1 2 (g) 2H1 (g) gdy ciśnienie się zmienia, równowaga nie zostaje zakłócona; wyjście HI jest niezależne od ciśnienia.

Ciśnienie praktycznie nie ma wpływu na równowagę reakcji przebiegających bez udziału fazy gazowej, ponieważ ciecze i ciała stałe są prawie nieściśliwe. Jednak przy ultrawysokich ciśnieniach równowaga przesuwa się w kierunku gęstszego upakowania cząstek w sieci krystalicznej. Na przykład grafit, jedna z alotropowych modyfikacji węgla (gęstość p = 2,22 g/cm3), pod ciśnieniem około 10 juPa (105 atm) i w temperaturze około 2000°C zamienia się w diament, kolejna modyfikacja węgiel o gęstszym upakowaniu atomów (p = 3,51 g / cm 3).

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej, a wraz ze spadkiem temperatury w kierunku reakcji egzotermicznej. Na przykład synteza amoniaku (równanie 4.51) jest reakcją egzotermiczną (DN 98 = -92,4 kJ). Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie Н 2 - N 2 - NH 3 przesuwa się w lewo - w kierunku rozkładu amoniaku, ponieważ proces ten przebiega z absorpcją ciepła. Wręcz przeciwnie, synteza tlenku azotu (II) jest reakcją endotermiczną:

Dlatego wraz ze wzrostem temperatury równowaga w N 2 - Około 2- NO przesuwa się w prawo - w kierunku formacji N0.

Charakter przemieszczenia pod wpływem wpływów zewnętrznych można przewidzieć, stosując zasadę Le Chateliera: jeśli na układ w równowadze wywierany jest wpływ zewnętrzny, to równowaga w układzie jest przesunięta tak, aby osłabić wpływ zewnętrzny.

1. Wpływ stężeń.

Wzrost stężenia jednego z reagentów przesuwa równowagę reakcji w kierunku zużycia substancji.

Spadek stężenia prowadzi do powstania substancji.

2. Wpływ temperatury.

Wzrost temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji przebiegającej z pochłanianiem ciepła (endotermiczna), a spadek temperatury przesuwa równowagę w kierunku reakcji przebiegającej z wydzieleniem ciepła (egzotermicznej).

3. Wpływ ciśnienia.

Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji przebiegającej ze spadkiem objętości i odwrotnie, spadku ciśnienia w kierunku reakcji przebiegającej ze wzrostem objętości.

3.1. Przykłady rozwiązywania problemów.

Przykład 1. Jak zmieni się szybkość reakcji w zamkniętym naczyniu, jeśli ciśnienie wzrośnie 4-krotnie?

2NO (gaz) + О 2 (gaz) = 2NO 2

Rozwiązanie: czterokrotne zwiększenie ciśnienia oznacza zwiększenie stężenia gazów o tę samą ilość.

Określ szybkość reakcji, zanim ciśnienie wzrośnie.

V 1 = K * C 2 NO * CO 2

Określ szybkość reakcji po zwiększeniu ciśnienia.

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

Określ, ile razy wzrosła szybkość reakcji

V2 = 64 * K * C 2 NIE * CO 2 = 64

V1 K * C 2 NO * CO 2

Odpowiedź: szybkość reakcji wzrosła 64 razy.

Przykład 2. Ile razy wzrośnie szybkość reakcji, gdy temperatura wzrośnie z 20 С do 50 С0. Współczynnik temperaturowy wynosi 3.

Rozwiązanie: zgodnie z zasadą Van't - Hoffa Vt 2 = Vt 1 * γ T 2 -T 1/10

W zależności od stanu problemu należy określić: VT 2

Podstawmy dane do wzoru:

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

Odpowiedź: szybkość reakcji wzrosła 27 razy.

Przykład 3. Obliczenie stałej równowagi reakcji na podstawie równowagowych stężeń reagentów i wyznaczenie ich początkowych stężeń.

W syntezie amoniaku N 2 + ЗН 2 == 2NН 3 równowaga została ustalona przy następujących stężeniach reagentów (mol/l): C N 2 = 2,5; CH2 = 1,8; CNH3 = 3,6. Oblicz stałą równowagi tej reakcji oraz stężenie azotu i wodoru.

Rozwiązanie: wyznacz stałą równowagi tej reakcji:

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

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

Początkowe stężenia azotu i wodoru wyznacza się na podstawie równania reakcji. Utworzenie dwóch moli NH3 zużywa jeden mol azotu, a utworzenie 3,6 moli amoniaku wymaga 3,6/2 = 1,8 mola azotu. Biorąc pod uwagę równowagowe stężenie azotu,

znajdujemy jego początkową koncentrację:

C refN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 mol/l

Do powstania dwóch moli NH3 konieczne jest zużycie 3 moli wodoru i wymagana jest frakcja uzyskania 3,6 moli amoniaku

3 * 3,6 / 2 = 5,4 moli.

C ref 2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 mol/l

Odpowiedź: C N 2 = 4,3

Przykład 4. Stała równowagi układu jednorodnego

CO (g) + H 2 O (g) == CO 2 (g) + H 2 (g)

przy 850 0 С jest równy 1. Oblicz stężenie wszystkich substancji w równowadze, jeśli stężenie początkowe: ref = 3 mol / l, ref = 2 mol / l.

Rozwiązanie: w równowadze szybkości reakcji bezpośrednich i odwrotnych są równe, a stosunek stałych tych szybkości jest również wartością stałą i nazywa się stałą równowagi danego układu:

VCR = K1;

V arr = K 2;

K równe = K 1 =

K 2

W warunkach problemu podane są stężenia początkowe, natomiast wyrażenie na K równa się zawiera tylko stężenia równowagowe wszystkich substancji w układzie. Załóżmy, że do momentu równowagi stężenie jest równe = x mol / l. Zgodnie z równaniem układu liczba moli utworzonego wodoru również będzie wynosić x mol / l. Ta sama liczba moli (x mol / l) CO i H 2 O jest zużywana do tworzenia x moli CO 2 i H 2. Dlatego stężenia równowagowe wszystkich czterech substancji będą wynosić:

Equ = [H 2] equi = x mol / l,

Equ = (3 - x) mol / l,

[H2O] wynosi = (2 - x) mol/l.

Znając stałą równowagi, znajdujemy wartość x, a następnie początkowe stężenia wszystkich substancji:

1 = x 2

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

Poszukiwane stężenia równowagowe to:

Równa = 1,2 mola / l.

[H 2] równa się = 1,2 mol/l.

Równa = 3 - 1,2 = 1,8 mola / l.

[H2O] wynosi = 2 - 1,2 = 0,8 mol/l.

Przykład 5. Reakcja endotermicznego rozkładu pentachlorku fosforu przebiega zgodnie z równaniem:

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

Jak zmienić: a) temperaturę, b) ciśnienie; c) stężenie przesuwające równowagę w kierunku reakcji bezpośredniej - rozkład PCl 5?

Rozwiązanie: przesunięcie lub przesunięcie równowagi chemicznej to zmiana równowagowych stężeń reagentów w wyniku zmiany jednego z warunków reakcji. Kierunek przesunięcia równowagi określa zasada Le Chateliera: a) ponieważ reakcja rozkładu PC1 5 jest endotermiczna (ΔH> 0), to w celu zmieszania równowagi w kierunku reakcji bezpośredniej temperatura musi zostać zwiększona; 6) ponieważ rozkład PCl 5 w tym układzie prowadzi do wzrostu objętości (z jednej cząsteczki gazu powstają dwie cząsteczki gazowe), to w celu przesunięcia równowagi w kierunku reakcji bezpośredniej konieczne jest obniżenie ciśnienia; c) przesunięcie równowagi we wskazanym kierunku można osiągnąć zarówno poprzez zwiększenie stężenia PCl 5, jak i zmniejszenie stężenia PCl 3 lub Cl 2.