Принцип ле шателье формула. Принцип ле-шателье

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.

Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца , явление Пельтье) .

Если внешние условия изменяются, это приводит к изменению равновесных концентраций веществ. В этом случае говорят о нарушении или смещении химического равновесия.

Химическое равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении любого из следующих параметров:

1. температуры системы, то есть при её нагревании или охлаждении
2. давления в системе, то есть при её сжатии или расширении
3. концентрации одного из участников обратимой реакции

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

✪ Принцип Ле Шателье

✪ 84. Принцип Ле-Шателье. Смещение равновесия (часть 1)

✪ Химия. 11 класс, 2014. Смещение химического равновесия. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»

Субтитры

Скажем, у нас протекала реакция. Молекула A плюс молекула B в динамическом равновесии с молекулами C плюс D... плюс D. Это означает, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Здесь будут некоторые равновесные концентрации A, B, C и D, и, если захотим, мы можем вычислить константу равновесия. И повторю еще раз. Я уже говорил это раньше раза четыре. То, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, не значит, что равны все концентрации. Концентрации молекул могут быть очень разными. Они просто не меняются, так как скорости реакций одинаковы. С учетом того, что имеется равновесие, что произойдет, если я добавлю больше A в систему? Напомню, что она была в равновесии. Концентрации были постоянными. Теперь я добавляю больше A в систему. Теперь шансы того, что частицы A и B (даже несмотря на то, что я не добавляю больше молекул B) будут сталкиваться, немного выше, так что прямая реакция будет протекать с большей вероятностью. При увеличении количества молекул A, будет больше соударений с B, в итоге их станет немного меньше. Потому что они будут поглощены. При этом количество С и D будет заметно возрастать, что важно. Вот что произошло бы при добавлении A. Они сталкивались бы больше с B, и скорость прямой реакции стала бы выше, чем скорость обратной. Реакция шла бы в этом направлении. Затем стало бы больше C и D, они бы тоже чаще соударялись, и реакция шла бы в обратном направлении. В конце концов, возникло бы новое равновесие. Суть в том, что у вас будет слева больше A, но несколько меньше B, потому что вы не добавляли B. Больше B будет истрачено на реакцию с этими A, которые вы добавили. И тогда будет получаться больше C и D при равновесии. А если бы вы добавили больше A и больше B... Скажем, если бы вы добавили больше B, то реакция пошла бы в прямом направлении еще интенсивнее. Это, конечно, и так понятно. Очевидно, что если вы воздействуете на эту реакцию добавлением на этой стороне, то естественно она будет идти в направлении, которое снимает воздействие. Если вы добавите больше A, то у вас будет больше A, соударяющихся с B, и она пойдет в том направлении и возможно израсходует немного больше B. Если вы добавите оба вида молекул, то в целом реакция будет идти в этом направлении. Аналогично... Нужно переписать реакцию. Другим цветом. A плюс B, C плюс D. Если я добавлю больше C (я думаю, вы уловили здесь смысл), что произойдет? Количество A и B повысится, и, возможно, будет потребляться немного больше D. Затем, если вы добавили C и D, то, конечно, будет намного больше A и B. Этот вывод кажется довольно очевидным, но у него есть красивое название, оно называется... и называется принцип Ле Шателье. Ле Шателье. Итак, Ле Шателье. Мне нужно быть внимательным с тем, как я пишу. Он гласит: когда вы воздействуете на реакцию, которая находится в равновесии, она будет предпочитать направление, ослабляющее это воздействие. «Воздействие на реакцию» - это, например, добавление больше A, и реакция пойдет в прямом направлении для ослабления воздействия этого возросшего А. Воздействие здесь представляет собой какое-либо изменение. Вы меняете одно по отношению к другому. А до этого все элементы были сбалансированы. Проанализируем некоторые ситуации с учетом принципа Ле Шателье. Даны A плюс B... A плюс B плюс тепло, и на выходе получается C плюс D. И плюс некоторое количество E. Добавим тепло в эту систему, посмотрим, что произойдет. Для того чтобы реакция протекала в прямом направлении, необходимо тепло. Чем больше тепла, тем более вероятен прогресс в прямом направлении. Принцип Ле Шателье гласит, что когда мы воздействуем на эту реакцию, добавляя тепло, реакция будет предпочитать направление, которое снимает данное воздействие. Для снятия воздействия (у вас больше этого на входе) у вас увеличится потребление A. Стабильная концентрация А при достижении равновесия понизится. Количество В понизится, потому что эти молекулы будут активнее расходоваться. Прямая реакция происходит быстрее. И количество C, D и E возрастает. А что если вы поступите противоположным образом? Так, сейчас сотру... Вместо добавления тепла, вы отводите тепло. Понижаете температуру. Итак, если вы отнимете тепло, что получится? Получится преобладание в другом направлении, потому что здесь будет меньше тепла. Меньше тепла для протекания реакции, и эта скорость начнет преобладать над этой скоростью. При снижении температуры, скорость этой реакции будет снижаться, а этой - возрастать, произойдет изменение концентрации в этом направлении, то есть обратная реакция будет преобладающей. Теперь рассмотрим давление. Мы ранее упоминали о процессе Габера. И вот реакция для процесса Габера. Газообразный азот плюс 3 моля газообразного водорода в равновесии с 2 молями газообразного аммиака. Что будет происходить, если я приложу давление к этой системе? Я буду прилагать давление. Что происходит в этом случае? Происходит сжатие, хотя объем не обязательно уменьшается, но это приводит к тому, что все молекулы стремятся быть ближе друг к другу. Теперь, когда молекулы близко друг к другу, воздействие давления может быть снято, если мы на выходе получим меньше молекул. Сейчас я вам объясню этот момент. PV равно nRT. Мы встречали это много раз, верно? Можно записать P равно nRT / V. Если мы увеличим давление, как можно снять это воздействие? Напомню, что принцип Ле Шателье гласит: что бы ни происходило, все будет стремиться к уменьшению воздействия. Реакция будет идти в направлении, которое уменьшает воздействие. Если мы уменьшим количество молекул, то это уменьшит давление, верно? Будет меньше молекул, сталкивающихся друг с другом. Если мы уменьшим количество молекул здесь. Это не лучший способ записи, это не точное равенство, но я хочу, чтобы вы порассуждали таким образом. Так, лучше сотру это. Это, вероятно, было не совсем понятно. Итак, продолжим. У меня есть емкость... Нет, слишком ярко... Нет, то же самое... Итак, вот емкость, и я прилагаю к ней давление. Пусть в одной емкости у меня будет 2 молекулы, нет, лучше 4. А здесь пусть будет только 2 молекулы. В обеих емкостях реакция может идти между этими молекулами. Эти 4 могут соединиться и образовать 2 молекулы. Я использую наш пример. Молекула азота – это вот эта голубая молекула. Выделю ее более отличающимся цветом. Эта коричневая молекула может соединиться с 3 водородами. И получится вот это. Это другой способ записи этой реакции, возможно, более наглядный. Теперь, если я приложу давление, к этой системе... Итак, давление я просто представляю как своего рода силу, действующую на площадь со всех сторон. Какая из этих ситуаций более вероятна для снятия воздействия? Ситуация, где у нас меньше молекул, сталкивающихся друг с другом, потому что тут проще сжать их, чем когда у вас много молекул сталкивающихся друг с другом. Это все очень условно, но дает вам понимание. Если вы приложите давление к системе... Кстати, эта стрелка не означает, что давление уменьшается. Она означает, что давление прилагается к системе. Но когда давление возрастает, какая сторона реакции будет преобладать? Реакция будет предпочитать сторону, в которой меньше молекул. С этой стороны 2 молекулы, хотя они будут, очевидно, большими молекулами, потому что, конечно, масса не теряется. А с этой стороны 4 молекулы, верно? 1 моль газообразного азота и 3 моля водорода. И просто чтобы свести все к идее, которую мы видели раньше с кинетическим равновесием, давайте просто представим вот такую реакцию. Чтобы показать, что она подчиняется принципу Ле Шателье, согласуется со всем, что мы узнали о константах равновесия. Итак, вот реакция. 2 моля, или просто коэффициент два, 2 А в газообразной форме плюс В в газообразной форме находятся в равновесии c С в газообразной форме. Скажем, изначально молярная концентрация или молярность A равна 2. А молярная концентрация В равна 6, и затем наша молярная концентрация C равна 8. Равна 8-ми. Какова здесь константа равновесия? Константа равновесия – это продукт (концентрация C, которая равна 8), деленный на 2 в квадрате из-за этого, умноженное на 6. Это равно 8/24, что равно 1/3. Допустим, мы добавили больше А, неважно насколько больше, чтобы не путаться с математикой. Но после добавления A у нас изменилась концентрация. Теперь, концентрация A равна молярности 3. Вы можете спросить себя, добавил ли я молярность 1. Нет. Я добавил, вероятно, молярность больше 1. Просто, что бы я ни добавил, реакцию сместится вправо, то есть в прямом направлении. Итак, часть вот этого поглотится и пойдет в этом направлении, но оставшееся будет здесь. Я бы мог добавить еще больше А в эту систему. Но все, что превышает 1 поглощается, и остается вот эта равновесная концентрация 3. Я не обязательно должен был добавлять 1. Можно добавить и больше. Скажем, наше новое равновесие с молярностью 12 для C, что согласуется с тем, что мы говорим. Если мы добавим некоторое количество A, то концентрация C должна возрасти, и понятно, что концентрация B должна немного уменьшиться, потому что немного больше B будет израсходовано, потому что эти молекулы будут с большей вероятностью сталкиваться с большим количеством молекул A. Посмотрим, какова новая концентрация B. Напомню, что константа равновесия остается постоянной. Наша константа равновесия будет теперь равна концентрации C. Вот наша реакция. Итак, молярность 12, не буду писать единицы, деленная на нашу новую концентрацию A, равную 3. Но вспомним реакцию. Коэффициент при A равен 2. Итак, это 3 в квадрате, умноженное на новую концентрацию для B. Здесь нет никакого коэффициента, так что мне не нужно беспокоиться о каких-либо степенях. Теперь просто посчитаем. Итак, вы получите 1/3 равную дроби 12/9 делённую на B. Если мы просто перемножим, то получим 9, умноженное на концентрацию B, равно 3, умноженному на 12, что равно 36. Поделим обе части равенства на 9. Новая концентрация B равна 4, или молярность 4. Итак, молярность B равна 4. Мы добавили больше A в реакцию. Начали с молярности 2 для A, молярности 6 для B, и 8 для C. Мы добавили больше A, реакция пошла в этом направлении, возможно, она шла туда-сюда немного. Но стабилизировалась на молярности 3 для A, молярности 12 для C. Итак, произошло увеличение С. Заметьте, что наша стабильная равновесная концентрация B уменьшилась, что согласуется с нашим утверждением, что реакция идет в том направлении, в котором получается больше C, расходуется больше B. Надеюсь, вы теперь хорошо усвоили всю теоретическую схему воздействия на реакцию и принцип Ле Шателье.

Влияние температуры

Символ +Q или −Q , записанный в конце термохимического уравнения, характеризует тепловой эффект прямой реакции. Он равен по величине тепловому эффекту обратной реакции, но противоположен ему по знаку.

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции , при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции . В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.

Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

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

в системах с газовой фазой - уравнением изохоры Вант-Гоффа

(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}}}.}

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

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}}.}

Например, в реакции синтеза аммиака

тепловой эффект в стандартных условиях составляет −92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

Влияние давления

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Влияние инертных газов

Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции (вправо);
• При понижении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ (влево).

Основные вехи биографии

Родился Ле Шателье в Париже в семье горного инженера. С ранних лет отец прививал сыну интерес к наукам. Мать воспитывала в строгости и дисциплине под девизом «Порядок является одним из самых совершенных форм цивилизации». Начальное и среднее образование Ле Шателье получил в коллеже Роллан, одновременно учился в Военной академии.

Образование получил в Политехнической школе, позже - в Высшей горной школе Парижа. Во время учебы Ле Шателье работал у А.Э. Сент-Клер Девиля в лаборатории, посещал лекции в Коллеж де Франс. Увлекался естественными науками, древними языками, вопросами религии.

Работал горным инженером в Безансоне и в Париже.

В 1875 году женился.

С 1878 года по 1919 - профессор Высшей горной школы и практически одновременно (1898-1907 гг.) – профессором в Коллеже де Франс.

1886 год – кавалер ордена Почетного легиона.

В период с 1907 по 1925 гг. работал в Парижском университете в должности доцента и заведующего кафедрой химии.

В 1898 году стал преемником Пола Шютценберга в Коллеж де Франс, где преподавал неорганическую химию.

1907 год – главный инспектор шахт.

С 1907 года – член Парижской академии наук.

В 1916 году Лондонское королевское общество удостоило Ле Шателье наградой - медалью Дэви.

С 1931 года – Президент Французского химического общества. Являлся членом многих академий наук и научных обществ, в том числе иностранный член-корреспондент Петербургской академии наук и почетный член академии наук СССР.

Умер Ле Шателье в 1936 году в возрасте 85 лет.

Научная деятельность

К основным научным достижениям относятся:

1. Изучал процессы горения, воспламенения, взрывов, детонации рудничного газа (совместно с Ф. Малларом и П.Э.М. Бертло).
2. Предложил метод определения теплоемкостей газов при высоких температурах.
3. Исследовал химические и технологические процессы в металлургии.
4. Сформулировал закон смещения химического равновесия, согласно которому равновесие в равновесной системе при внешнем воздействии будет смещаться в сторону противоположную данному действию (принцип Ле Шателье).
5. Сконструировал термоэлектрический пирометр, позволяющий определять температуру тел по их цвету; создал металлографический микроскоп, помогающий исследовать непрозрачные тела, улучшил методику исследования строения металлов и сплавов.
6. Подтвердил аналогию между растворами и сплавами, исследовав температурный режим кристаллизации систем, состоящих из двух металлов и двух солей.
7. Изучал способы приготовления и свойства цементов, исследовал проблемы обжига цемента и его затвердевания. Создал теорию «кристаллизации» - теорию затвердевания цемента.
8. Вывел термодинамическое уравнение, которое устанавливает зависимость между температурой процесса растворения, растворимостью и теплотой плавления вещества.
9. Изобрел платинородиевую термопару.
10. Открыл условия синтеза аммиака.

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

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

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

[М 2 ПН 2 ] 3

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

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

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

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

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

После сжатия она стала

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

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

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

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

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

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

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

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 .