Принцип ле шателье применим к. Принцип Ле – Шателье

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.

Влияние температуры

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу , а другое - эндотермическому .

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.

Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

Влияние давления

Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (или исходных продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400°С:

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
• При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Принцип Ле Шателье - Брауна" в других словарях:

Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в… … Википедия

Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить изменение. Анри… … Википедия

принцип Ле Шателье–Брауна - Le Šateljė ir Brauno principas statusas T sritis chemija apibrėžtis Principas, pagal kurį pusiausviroji sistema, kintant išorės sąlygoms, pati mažina išorės poveikį. atitikmenys: angl. Le Chatellier Braun principle rus. принцип Ле Шателье–Брауна … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

Анри Луи Ле Шателье Анри Луи Ле Шателье (фр. Henri Louis Le Chatelier; 8 октября 1850, Париж 17 сентября 1936, Мирибель лез Эшель) французский физик и химик. Содержание 1 Биография … Википедия

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

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

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

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

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

Приведем примеры.

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

2HJ⇄H 2 + J 2 - 12 ккал

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

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

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

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

2SO 2 + O 2 ⇄ 2SO 3 + 46 ккал

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

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

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

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

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

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

2NO + O 2 ⇄ 2NO 2

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

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

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

СО 2 + Н 2 ⇄ СО + Н 2 О

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

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

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

Николаевская средняя школа

Открытый урок:

«Химическое равновесие.

Принцип Ле Шателье».

Подготовила:

учитель химии

Сафонова Н.В.

Тема: «Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.»

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

План урока.

1.Проверка домашнего задания: классификация химических реакций.

2.Объяснение нового материала.

3. Закрепление изученного

4. Домашнее задание.

5. Итоги урока.

Проверка домашнего задания.

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

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

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

По тепловому эффекту: экзо- и эндотермические;

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

По участию катализатора: каталитические и некаталитические;

По направлению: необратимые и обратимые и т.д.

2) Учащиеся получают задания и проводят реакции в микролабораториях.

Лабораторная работа.

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

а) карбонат натрия + соляная кислота →

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

в) сульфат меди(II) + гидроксид натрия →

г) хлорид железа(III) + серная кислота →

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

3) Дайте определение обратимых и необратимых реакций.

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

Объяснение нового материала:

Мы выяснили, что реакция

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

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

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

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

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

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

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

Принцип Ле Шателье.

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

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

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

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

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

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

Концентрация.

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

FeCl 3 +3NH 4 CNSFe(СNS) 3 +3NH 4 Cl

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

Полученный в стакане раствор разливаем поровну в 3 пробирки;

1-эталон;

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

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

Делаем вывод:

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

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

P.S Можно рассмотреть влияние концентрации на примере реакции

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

Фиолетовый

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

Температура.

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

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

Равновесие реакции можно сместить вправо с помощью температуры.

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

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

Если реакция эндотермическая, то при нагревании Vпр>Vобр.

Если реакция экзотермическая, то при нагревании Vобр> Vпр.

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

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

Давление.

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

3V 2V

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

Давление напрямую зависит от объёма (p~v)

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

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

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

2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

чтобы сместить равновесие вправо, необходимо:

1)взять избыток одного из исходных веществ;

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

3)давление повысить.

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

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

смещает равновесие реакции?

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

Можно рассмотреть влияние давления на примере реакции:

2NO+O 2 2NO 2 +Q

NO- бесцветный газ, NO 2 - бурый газ

Также предлагается просмотр кинофрагмента данного процесса.

Сообщение учащегося.

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

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

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

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

Процесс, вызывает болезненные нарушения в организме, угасает.

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

3. Закрепление изученного.

1) Какие реакции называются обратимыми?

2) Какое состояние системы называется равновесным?

3) Почему химическое равновесие является динамическим?

4) Расскажите о принципе Ле Шателье.

5) Какие факторы влияют на химическое равновесие?

6) Химическое равновесие в системе

2NO (г) + O 2 (г) 2NO

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

х 1 =0,86; х 2 =0,44

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

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

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

Решение. ∆G 700 =2,303∙RT .

Для данного процесса:

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

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

а) при увеличении концентрации N 2 ;

б) при увеличении концентрации Н 2 ;

в) при повышении температуры;

г)при уменьшении давления?

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

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

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

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

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

v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 с 2

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

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

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

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

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

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

Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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