Принцип ліхтарі формула. Принцип ле-шательє

Залишається незмінним до того часу, поки постійні параметри, у яких воно встановилося. За зміни умов рівновага порушується. Через деякий час у системі знову настає рівновага, що характеризується новою рівністю швидкостей та новими рівноважними концентраціями всіх речовин.

Процес переходу системи від одного рівноважного стану до іншого називається усуненням або зсувом хімічної рівноваги.

Рівновага зміщується в той чи інший бік тому, що зміна умов по-різному впливає на швидкості прямої та зворотної реакцій. Рівновага зміщується у бік тієї реакції, швидкість якої при порушенні рівноваги стає більшою. Наприклад, якщо при зміні зовнішніх умов рівновага порушується так, що швидкість прямої реакції стає більшою за швидкість зворотної реакції (V ® > V ¬), то рівновага зміщується вправо.

У випадку напрям зсуву рівноваги визначається принципом Ле Шателье : якщо систему, що у стані рівноваги, надавати зовнішнє вплив, то рівновага зміщується у тому напрямі, яке послаблює ефект зовнішнього впливу.

Усунення рівноваги може бути викликане:

Зміною температури;

Зміною концентрації одного з реагентів;

Зміною тиску.

Зупинимося на вплив кожного з цих факторів на стан хімічної рівноваги докладніше.

Зміна температури.Підвищення температури викликає збільшення константи швидкості ендотермічного процесу (DH 0 Т > 0 та DU 0 Т > 0) та зменшення константи швидкості екзотермічного процесу (DH 0 Т< 0 и DU 0 Т < 0), следовательно, при підвищенні температури рівновага зміщується у бік перебігу ендотермічної реакції, а при зниженні температури – екзотермічної реакції.

Наприклад:

N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) DH 0 Т = -92,4 кДж/моль, тобто. прямий процес екзотермічний, отже, зі збільшенням температури рівновага зміститься вліво (у бік перебігу зворотної реакції).

Зміна концентрації.При збільшенні концентрації будь-якої речовини рівновага зміщується у бік витрати цієї речовини, а зменшення концентрації будь-якої речовини зміщує рівновагу в бік його утворення.

Наприклад, для реакції 2HCl (г) H 2(г) + Cl 2(г) збільшення концентрації хлороводню призводить до зсуву рівноваги вправо (у бік протікання прямої реакції). Цей результат можна отримати при зменшенні концентрації водню або хлору.

Зміна тиску.Якщо у реакції бере участь декілька газоподібних речовин, то при підвищенні тиску рівновага зміщується у бік утворення меншої кількості молей газоподібних речовин у газовій суміші і, відповідно, у бік зменшення тиску в системі. Навпаки, при зниженні тиску рівновага зміщується у бік утворення більшої кількості молей газу, що спричиняє збільшення тиску в системі.

Приклад:

N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) .

1 моль + 3 моль Ô 2 моль

При збільшенні тиску системі рівновагу даної реакції зміщується вправо (у бік протікання прямої реакції).

Якщо у прямій та зворотній реакціях бере участь однакова кількість молей газоподібних речовин, то зміна тиску не викликає зміщення хімічної рівноваги.

Каталізатор на зміщення рівноваги впливу не робить, він лише прискорює настання хімічної рівноваги.

Принцип застосовний до рівноваги будь-якої природи: механічного, теплового, хімічного, електричного (ефект Ленца, явище Пельтьє).

Якщо зовнішні умови змінюються, це призводить до зміни рівноважних концентрацій речовин. У цьому випадку говорять про порушення або усунення хімічної рівноваги.

Хімічна рівновага зміщується в ту чи іншу сторону при зміні будь-якого з наступних параметрів:

1. температури системи, тобто при її нагріванні чи охолодженні
2. тиску в системі, тобто при її стисканні або розширенні
3. концентрації одного з учасників оборотної реакції

Енциклопедичний YouTube

1 / 3

✪ Принцип Ле Шательє

✪ 84. Принцип Ле-Шательє. Зміщення рівноваги (частина 1)

✪ Хімія. 11 клас, 2014. Зміщення хімічної рівноваги. Центр онлайн-навчання «Фоксфорд»

Субтитри

Скажімо, у нас протікала реакція. Молекула A плюс молекула B у динамічній рівновазі з молекулами C плюс D... плюс D. Це означає, що швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Тут будуть деякі рівноважні концентрації A, B, C і D, і якщо захочемо, ми можемо обчислити константу рівноваги. І повторю ще раз. Я вже казав це раніше чотири рази. Те, що швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції, не означає, що рівні всі концентрації. Концентрації молекул можуть бути різними. Вони просто не змінюються, тому що швидкості реакцій однакові. З огляду на те, що є рівновага, що станеться, якщо я додам більше A до системи? Нагадаю, що вона була у рівновазі. Концентрації були незмінними. Тепер я додаю більше A до системи. Тепер шанси того, що частинки A і B (навіть незважаючи на те, що я не додаю більше молекул B) будуть зіштовхуватися трохи вище, так що пряма реакція буде протікати з більшою ймовірністю. При збільшенні кількості молекул A буде більше зіткнень з B, в результаті їх стане трохи менше. Тому що вони будуть поглинені. При цьому кількість С і D помітно зростатиме, що важливо. Ось що сталося б при додаванні A. Вони зіштовхувалися б більше з B і швидкість прямої реакції стала б вищою, ніж швидкість зворотної. Реакція йшла б у цьому напрямі. Потім стало б більше C і D, вони теж частіше суударялись, і реакція йшла б у зворотному напрямку. Зрештою, виникла б нова рівновага. Суть у тому, що у вас буде ліворуч більше A, але трохи менше B, тому що ви не додавали B. Більше B буде витрачено на реакцію з цими A, які ви додали. І тоді виходитиме більше C і D при рівновазі. А якби ви додали більше A і більше B... Скажімо, якби ви додали більше B, то реакція пішла б у прямому напрямку ще інтенсивніше. Це, звісно, ​​й так зрозуміло. Очевидно, що якщо ви впливаєте на цю реакцію додаванням на цій стороні, то природно вона йтиме у напрямку, який знімає вплив. Якщо ви додасте більше A, то у вас буде більше A, що співпадає з B, і вона піде в тому напрямку і можливо витратить трохи більше B. Якщо ви додасте обидва види молекул, то в цілому реакція йтиме в цьому напрямку. Аналогічно... Треба переписати реакцію. Іншим кольором. A плюс B, C плюс D. Якщо я додам більше C (я думаю, ви вловили тут сенс), що станеться? Кількість A і B підвищиться, і, можливо, буде споживатись трохи більше D. Потім, якщо ви додали C і D, то, звичайно, буде набагато більше A і B. Цей висновок здається досить очевидним, але він має гарну назву, вона називається... і називається принцип Ле Шательє. Ле Шательє. Отже, Ле Шательє. Мені потрібно бути уважним, як я пишу. Він говорить: коли ви впливаєте на реакцію, яка перебуває в рівновазі, вона віддаватиме перевагу напрямку, що послаблює цей вплив. «Вплив на реакцію» - це, наприклад, додавання більше A, і реакція піде в прямому напрямку для ослаблення впливу цього зрослого А. Вплив тут є зміною. Ви змінюєте одне стосовно іншого. А раніше всі елементи були збалансовані. Проаналізуємо деякі ситуації з урахуванням принципу «Ле Шательє». Дані A плюс B... A плюс B плюс тепло, і на виході виходить C плюс D. І плюс деяка кількість E. Додамо тепло до цієї системи, подивимося, що станеться. Щоб реакція протікала в прямому напрямку, необхідно тепло. Чим більше тепла, тим ймовірнішим є прогрес у прямому напрямку. Принцип Ле Шательє говорить, що коли ми впливаємо на цю реакцію, додаючи тепло, реакція віддаватиме перевагу напрямку, яке знімає цей вплив. Для зняття впливу (у вас більше на вході) у вас збільшиться споживання A. Стабільна концентрація А при досягненні рівноваги знизиться. Кількість В знизиться, тому що ці молекули будуть активніше витрачатися. Пряма реакція відбувається швидше. І кількість C, D та E зростає. А що якщо ви вчините протилежним чином? Замість додавання тепла, ви відводите тепло. Знижує температуру. Отже, якщо ви заберете тепло, що вийде? Вийде переважання в іншому напрямку, тому що тут буде менше тепла. Менше тепла для протікання реакції, і ця швидкість почне переважати цю швидкість. При зниженні температури швидкість цієї реакції буде знижуватися, а цієї - зростати, відбудеться зміна концентрації в цьому напрямку, тобто зворотна реакція буде переважаючою. Тепер розглянемо тиск. Ми раніше згадували про процес Габер. І ось реакція на процес Габера. Газоподібний азот плюс 3 моля газоподібного водню в рівновазі з 2 молями газоподібного аміаку. Що буде відбуватися, якщо я додаю тиску до цієї системи? Я докладатиму тиск. Що відбувається у цьому випадку? Відбувається стиснення, хоча обсяг не обов'язково зменшується, але це призводить до того, що всі молекули прагнуть бути ближчими один до одного. Тепер, коли молекули близько одна до одної, вплив тиску може бути знято, якщо ми на виході отримаємо менше молекул. Зараз я поясню вам цей момент. PV дорівнює nRT. Ми зустрічали це багато разів, правда? Можна записати P і nRT / V. Якщо ми збільшимо тиск, як можна зняти цей вплив? Нагадаю, що принцип Ле Шательє говорить: хоч би що відбувалося, все прагнутиме зменшення впливу. Реакція йтиме у напрямі, який зменшує вплив. Якщо ми зменшимо кількість молекул, то це зменшить тиск, чи не так? Буде менше молекул, що стикаються одна з одною. Якщо ми зменшимо кількість молекул тут. Це не найкращий спосіб запису, це не точна рівність, але я хочу, щоб ви поміркували таким чином. Так, краще зітру це. Це, мабуть, було зовсім зрозуміло. Отже, продовжимо. У мене є ємність... Ні, надто яскраво... Ні, те саме... Отже, ось ємність, і я додаю до неї тиску. Нехай в одній ємності у мене буде 2 молекули, ні, краще за 4. А тут нехай буде тільки 2 молекули. В обох ємностях реакція може йти між цими молекулами. Ці 4 можуть з'єднатися та утворити 2 молекули. Я використовую наш приклад. Молекула азоту – це ця блакитна молекула. Виділю її більш відмінним кольором. Ця коричнева молекула може з'єднатися із 3 воднями. І вийде це. Це інший спосіб запису цієї реакції, можливо наочніший. Тепер, якщо я докладу тиск, до цієї системи... Отже, тиск я просто уявляю як своєрідну силу, що діє на площу з усіх боків. Яка з цих ситуацій найбільш вірогідна зі зняттям впливу? Ситуація, де у нас менше молекул, що стикаються одна з одною, тому що тут простіше стиснути їх, ніж коли у вас багато молекул, що стикаються одна з одною. Це все дуже умовно, але дає вам розуміння. Якщо ви додасте тиск до системи... До речі, ця стрілка не означає, що тиск зменшується. Вона означає, що тиск додається до системи. Але коли тиск зростає, яка сторона реакції переважатиме? Реакція віддаватиме перевагу стороні, в якій менше молекул. З цього боку дві молекули, хоча вони будуть, очевидно, великими молекулами, тому що, звичайно, маса не втрачається. А з цього боку 4 молекули, правда? 1 моль газоподібного азоту та 3 моля водню. І просто щоб звести все до ідеї, яку ми бачили раніше з кінетичною рівновагою, давайте просто уявимо таку реакцію. Щоб показати, що вона підкоряється принципу Ле Шательє, узгоджується з усім, що ми дізналися про константи рівноваги. Отож, ось реакція. 2 молячи, або просто коефіцієнт два, 2 А в газоподібній формі плюс У газоподібній формі знаходяться в рівновазі c С в газоподібній формі. Скажімо, спочатку молярна концентрація або молярність A дорівнює 2. А молярна концентрація дорівнює 6, а потім наша молярна концентрація C дорівнює 8. дорівнює 8-ми. Яка тут константа рівноваги? Константа рівноваги - це продукт (концентрація C, яка дорівнює 8), поділений на 2 у квадраті через це, помножене на 6. Це дорівнює 8/24, що дорівнює 1/3. Допустимо, ми додали більше А, неважливо, наскільки більше, щоб не плутатися з математикою. Але після додавання A у нас змінилася концентрація. Тепер, концентрація A дорівнює молярності 3. Ви можете запитати себе, чи я додав молярність 1. Ні. Я додав, ймовірно, молярність більша за 1. Просто, що б я не додав, реакцію зміститься вправо, тобто в прямому напрямку. Отже, частина ось цього поглинеться і піде в цьому напрямі, але решта буде тут. Я міг би додати ще більше А в цю систему. Але все, що перевищує 1 поглинається, і залишається ця рівноважна концентрація 3. Я не обов'язково повинен був додавати 1. Можна додати і більше. Скажімо, наша нова рівновага з молярністю 12 для C, що узгоджується з тим, що ми говоримо. Якщо ми додамо деяку кількість A, то концентрація C повинна зрости, і зрозуміло, що концентрація B повинна трохи зменшитися, тому що трохи більше B буде витрачено, тому що ці молекули з більшою ймовірністю стикаються з великою кількістю молекул A. Подивимося, яка нова концентрація B. Нагадаю, що константа рівноваги залишається постійною. Наша константа рівноваги тепер дорівнює концентрації C. Ось наша реакція. Отже, молярність 12, не писатиму одиниці, поділена на нашу нову концентрацію A, рівну 3. Але згадаємо реакцію. Коефіцієнт при A дорівнює 2. Отже, це 3 у квадраті, помножене на нову концентрацію для B. Тут немає жодного коефіцієнта, тому мені не потрібно турбуватися про будь-які ступені. Тепер просто порахуємо. Отже, ви отримаєте 1/3 рівний дробу 12/9 поділений на B. Якщо ми просто перемножимо, то отримаємо 9, помножений на концентрацію B, дорівнює 3, помножений на 12, що дорівнює 36. Поділимо обидві частини рівності на 9. Нова концентрація B дорівнює 4 або молярність 4. Отже, молярність B дорівнює 4. Ми додали більше A в реакцію. Почали з молярності 2 для A, молярності 6 для B і 8 для C. Ми додали більше A, реакція пішла в цьому напрямку, можливо, вона йшла туди-сюди небагато. Але стабілізувалася на молярності 3 для A, молярності 12 для C. Отже, відбулося збільшення С. Зауважте, що наша стабільна рівноважна концентрація B зменшилася, що узгоджується з нашим твердженням, що реакція йде в тому напрямку, в якому виходить більше C, витрачається більше B. Сподіваюся, ви тепер добре засвоїли всю теоретичну схему впливу на реакцію та принцип Ле Шательє.

Вплив температури

Символ +Qабо −Q, Записаний в кінці термохімічного рівняння, характеризує тепловий ефект прямої реакції. Він дорівнює за величиною теплового ефекту зворотної реакції, але протилежний йому за знаком.

Вплив температури залежить від ознаки теплового ефекту реакції. При підвищенні температури хімічна рівновага зміщується в напрямку ендотермічної реакції, при зниженні температури - в напрямку екзотермічної реакції. В загальному випадку при зміні температури хімічна рівновага зміщується в бік процесу, знак зміни ентропії в якому збігається зі знаком зміни температури.

Залежність константи рівноваги від температури в конденсованих системах описується рівнянням ізобари Вант-Гоффа:

(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))),)

у системах з газовою фазою - рівнянням ізохори Вант-Гоффа

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

У невеликому діапазоні температур у конденсованих системах зв'язок константи рівноваги з температурою виражається наступним рівнянням:

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

Наприклад, у реакції синтезу аміаку

тепловий ефект у стандартних умовах становить −92 кДж/моль, реакція екзотермічна, тому підвищення температури призводить до усунення рівноваги у бік вихідних речовин та зменшення виходу продукту.

Вплив тиску

Тиск істотно впливає на положення рівноваги в реакціях за участю газоподібних речовин, що супроводжуються зміною обсягу рахунок зміни кількості речовини при переході від вихідних речовин до продуктів:

При підвищенні тиску рівновага зсувається в напрямку, в якому зменшується сумарна кількість газів молей і навпаки.

У реакції синтезу аміаку кількість газів зменшується вдвічі: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Значить, при підвищенні тиску рівновага зміщується у бік утворення NH 3 про що свідчать наступні дані для реакції синтезу аміаку при 400 °C:

Вплив інертних газів

Введення в реакційну суміш або утворення під час реакції інертних газів діє так само, як і зниження тиску, оскільки знижується парціальний тиск реагуючих речовин. Слід зазначити, що в даному випадку як інертний газ розглядається газ, що не бере участі в реакції. У системах зі зменшенням кількості молей газів інертні гази зміщують рівновагу у бік вихідних речовин, тому у виробничих процесах, у яких можуть утворюватися або накопичуватися інертні гази, потрібно періодичне продування газоводів.

Вплив концентрації

Вплив концентрації на стан рівноваги підпорядковується наступним правилам:

• При підвищенні концентрації однієї з вихідних речовин рівновага зсувається у напрямку утворення продуктів реакції (праворуч);
• При зниженні концентрації однієї з продуктів реакції рівновага зсувається у бік освіти вихідних речовин (вліво).

Основні віхи біографії

Народився Ле Шательє у Парижі в сім'ї гірничого інженера. З ранніх років батько прищеплював сина інтерес до наук. Мати виховувала у суворості та дисципліні під девізом «Порядок є однією з найдосконаліших форм цивілізації». Початкову та середню освіту Ле Шательє здобув у колежі Роллан, одночасно навчався у Військовій академії.

Освіту здобув у Політехнічній школі, пізніше – у Вищій гірській школі Парижа. Під час навчання Ле Шательє працював у А.Е. Сент-Клер Девіля в лабораторії, відвідував лекції в Колеж де Франс. Захоплювався природничими науками, давніми мовами, питаннями релігії.

Працював гірським інженером у Безансоні та Парижі.

У 1875 році одружився.

З 1878 року по 1919 – професор Вищої гірничої школи та практично одночасно (1898-1907 рр.) – професором у Колежі де Франс.

1886 - кавалер ордена Почесного легіону.

У період із 1907 по 1925 рр. працював у Паризькому університеті на посаді доцента та завідувача кафедри хімії.

У 1898 став наступником Пола Шютценберга в Колеж де Франс, де викладав неорганічну хімію.

1907 – головний інспектор шахт.

З 1907 року – член Паризької академії наук.

В 1916 Лондонське королівське суспільство удостоїло Ле Шательє нагородою - медаллю Деві.

З 1931 - Президент Французького хімічного товариства. Був членом багатьох академій наук та наукових товариств, у тому числі іноземний член-кореспондент Петербурзької академії наук та почесний член академії наук СРСР.

Помер Ле Шательє у 1936 році у віці 85 років.

Наукова діяльність

До основних наукових досягнень відносяться:

1. Вивчав процеси горіння, займання, вибухів, детонації рудничного газу (разом з Ф. Малларом та П.Е.М. Бертло).
2. Запропонував метод визначення теплоємностей газів за високих температур.
3. Досліджував хімічні та технологічні процеси у металургії.
4. Сформулював закон усунення хімічної рівноваги, згідно з яким рівновага в рівноважній системі при зовнішньому впливі зміщуватиметься у бік протилежну даній дії (принцип Ле Шательє).
5. Сконструював термоелектричний пірометр, що дозволяє визначати температуру тіл за кольором; створив металографічний мікроскоп, що допомагає досліджувати непрозорі тіла, покращив методику дослідження будови металів та сплавів.
6. Підтвердив аналогію між розчинами та сплавами, дослідивши температурний режим кристалізації систем, що складаються з двох металів та двох солей.
7. Вивчав способи приготування та властивості цементів, досліджував проблеми випалу цементу та його затвердіння. Створив теорію «кристалізації» – теорію затвердіння цементу.
8. Вивів термодинамічний рівняння, яке встановлює залежність між температурою процесу розчинення, розчинністю та теплотою плавлення речовини.
9. Винайшов платинородієву термопару.
10. Відкрив умови синтезу аміаку.

Зміна зовнішніх умов може призвести до зміни термодинамічних параметрів та функцій, що характеризують систему, порушуючи стан рівноваги. У системі починаються процеси, що призводять до нового стану рівноваги коїться з іншими рівноважними параметрами. Покажемо на прикладі. У реакторі знаходиться суміш газів N 2 , Н 2 і NH 3 в стані рівноваги:

Введемо в реактор за ізотермічних умов додаткова кількість N 2 , тобто. збільшимо його концентрацію. Константа дорівнює-2

весія До=---^ залишиться незмінною, оскільки не залежить

[М 2 ПН 2 ] 3

від концентрації. Це можливо тільки внаслідок зміни величин рівноважних концентрацій: збільшення призведе до зменшення [Н 2 ] за рахунок додаткової взаємодії частини введеного водню з азотом, відповідно збільшиться . Зміна параметрів системи, що призводить її до нового стану рівноваги шляхом переважного перебігу прямого або зворотного процесів, називається зміщенням хімічної рівновагивідповідно у прямому чи зворотному напрямку. У прикладі відбулося зсув рівноваги в прямому напрямку.

Якісні завдання усунення хімічної рівноваги можуть бути вирішені і без термодинамічних або кінетичних розрахунків за допомогою правила, яке сформулював у 1884 р. Ле Шательє.

Воно отримало назву принципу Ле Шательє (незалежно від Ле Шательє цей принцип було сформульовано у 1887 р. Брауном): якщо на систему, що перебуває в стані рівноваги, надати будь-яку зовнішню дію, то в результаті протікання процесів у системі рівновага зміститься в напрямку, що призводить до зменшення наданого впливу.

При збільшенніконцентрації будь-якої речовини, що знаходиться в рівновазі (наприклад NH 3 у розглянутій вище системі), рівновага зміщується убік витратицієї речовини (у зворотному напрямку). При зменшенніконцентрації будь-якої речовини (наприклад Н 2) рівновага зміщується убік освітицієї речовини (тобто в даному випадку також у зворотному напрямку).

Розглянемо вплив тиску процес синтезу аміаку (4.51). Нехай тиск у реакторі збільшили за допомогою стиснення у 2 рази. В ізотермічних умовах обсяг при цьому зменшиться вдвічі, отже концентрації всіх компонентів зростуть вдвічі. До зміни тиску швидкість прямої реакції становила

Після стиску вона стала

тобто. збільшилася у 16 ​​разів. Швидкість зворотної реакції також збільшилася:

але лише 4 разу. Отже, рівновага змістилася у прямому напрямку.

Відповідно до принципу Ле Шательє зі збільшенням тиску шляхом стиснення системи рівновага зсувається у бік зменшення кількості молекул газів, тобто. у бік зниження тиску (у наведеному прикладі у напрямі); при зменшенні тиску рівновага зсувається у бік зростання кількості молекул газів, тобто. у бік збільшення тиску (у наведеному прикладі у зворотному напрямку). Якщо реакція протікає без зміни кількості молекул газів, рівновага не порушується під час стиснення або розширення системи. Так, наприклад, у системі

Н 2 (г) + 1 2 (г) 2Н1(г) при зміні тиску рівновага не порушується; Вихід HI від тиску не залежить.

Тиск практично не впливає на рівновагу реакцій, що протікають без участі газової фази, оскільки рідини та тверді речовини майже не стисливі. Однак при надвисоких тисках відбувається зсув рівноваги у бік щільнішої упаковки частинок в кристалічній решітці. Наприклад, графіт, одна з алотропічних модифікацій вуглецю (щільність р = 2,22 г/см 3), при тиску порядку 10 ю Па (10 5 атм) і температурі близько 2000 ° С переходить в алмаз, іншу модифікацію вуглецю з більш щільною упаковкою атомів (р = 3,51 г/см3).

При підвищенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, а при зниженні - у напрямі екзотермічної реакції. Наприклад, синтез аміаку (рівняння 4.51) є екзотермічну реакцію (ДН^ 98 = -92,4 кДж). Тому при підвищенні температури рівновага в системі Н 2 - N 2 - NH 3 зрушується вліво - у бік розкладання аміаку, оскільки цей процес йде з поглинанням теплоти. Навпаки, синтез оксиду азоту (II) є ендотермічною реакцією:

Тому при підвищенні температури рівновага в системі N 2 - Про 2- NO зрушується праворуч - у бік освіти N0.

Характер зміщення під впливом зовнішніх впливів можна прогнозувати застосовуючи принцип Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі виявляється вплив з-за, то рівновага в системі зміщується так, щоб послабити зовнішнє вплив.

1. Вплив концентрацій.

Підвищення концентрації однієї з реагуючих речовин зміщує рівновагу реакції у бік витрати речовини.

Зниження концентрації – у бік утворення речовини.

2. Вплив температури.

Підвищення температури зміщує рівновагу у бік реакції, що йде з поглинанням теплоти (ендотермічної), а зниження температури зміщує рівновагу у бік реакції, що йде з виділенням теплоти (екзотермічної).

3. Вплив тиску.

Підвищення тиску зміщує рівновагу у бік реакції, що йде зі зменшенням обсягу і, навпаки, зниження тиску - у бік реакції, що йде зі збільшенням обсягу.

3.1. Приклади розв'язання задач.

приклад 1.Як зміниться швидкість реакції, що протікає у закритій посудині, якщо збільшити тиск у 4 рази?

2NO(р.)+Про 2 (р.)= 2NO 2

Рішення: збільшити тиск в 4 рази означає збільшити концентрацію газів у стільки ж разів.

Визначаємо швидкість реакції до підвищення тиску.

V 1 = K * C 2 NO * CO 2

Визначаємо швидкість реакції після підвищення тиску.

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

Визначаємо у скільки разів зросла швидкість реакції

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

V1 K*C 2 NO*CO 2

Відповідь: швидкість реакції зросла у 64 рази.

приклад 2.У скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури з 20 до 50 С0. Температурний коефіцієнт дорівнює 3.

Рішення: за правилом Вант - Гоффа Vт 2 = Vт 1 * γ T 2 -T 1 /10

За умовою завдання потрібно визначити Vт 2

Підставимо дані у формулу:

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

Відповідь: швидкість реакції зросла у 27 разів.

Приклад 3.Обчислення константи рівноваги реакції за рівноважними концентраціями реагуючих речовин та визначення їх вихідних концентрацій.

При синтезі аміаку N 2 + ЗН 2 == 2NН 3 рівновага встановилася за наступних концентраціях реагуючих речовин (моль/л): C N 2 = 2,5; C H 2 = 1,8; C NH3 = 3,6. Розрахуйте константу рівноваги цієї реакції та концентрації азоту та водню.

Вирішення: визначаємо константу рівноваги цієї реакції:

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

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

Вихідні концентрації азоту та водню знаходимо на основі рівняння реакції. На утворення двох молей NH 3 витрачається один моль азоту, але в освіту 3,6 молей аміаку знадобилося 3,6/2=1,8 моля азоту. Враховуючи рівноважну концентрацію азоту,

знаходимо його початкову концентрацію:

C вихN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л

На утворення двох молей NH3 необхідно витратити 3 моля водню, а частка отримання 3,6 моля аміаку потрібна

3 * 3,6 / 2 = 5,4 моля.

C вихН 2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л

Відповідь: C N 2 = 4,3

Приклад 4.Константа рівноваги гомогенної системи

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

при 850 0 С дорівнює 1. Обчисліть, концентрації всіх речовин при рівновазі, якщо вихідні концентрації: вих = 3 моль/л, вих = 2 моль/л.

Рішення: при рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій рівні, а відношення констант цих швидкостей є теж величина постійна і називається константою рівноваги даної системи:

V пр = K 1;

V обр = K 2;

K дорівнює = K 1 =

K 2

У разі завдання дані вихідні концентрації, тоді як у вираз K рівн входять лише рівноважні концентрації всіх речовин системи. Припустимо, що на момент рівноваги концентрації дорівнює = х моль/л. Відповідно до рівняння системи кількість молей водню, що утворився, при цьому буде також х моль/л. За стільки ж молей (х моль/л) СО і Н 2 Про витрачається для освіти по х молей СО 2 і Н 2 . Отже, рівноважні концентрації всіх чотирьох речовин:

Рівн = [Н 2] дорівнює = х моль/л,

Рівн = (3 - х) моль/л,

[Н 2 O] дорівнює = (2 - х) моль/л.

Знаючи константу рівноваги, знаходимо значення х, а потім і вихідні концентрації всіх речовин:

1 = х 2

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

Таким чином, шукані рівноважні концентрації:

Рівн = 1,2 моль/л.

[Н 2] дорівнює = 1,2 моль/л.

Рівн = 3 - 1,2 = 1,8 моль / л.

[Н 2 О] дорівнює = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.

Приклад 5.Ендотермічна реакція розкладання пентахлориду фосфору протікає за рівнянням:

РСl 5 (г) == PCl 3 (г) + Сl 2 (г); ΔН = + 129,7 кДж.

Як треба змінити: а) температуру; б) тиск; в) концентрацію, щоб змістити рівновагу у бік прямої реакції - розкладання РСl 5 ?

Рішення: зміщенням або зсувом хімічної рівноваги називають зміну рівноважних концентрацій реагуючих речовин в результаті зміни однієї з умов реакції. Напрямок, в якому змістилася рівновага, визначається за принципом Ле-Шательє: а) оскільки реакція розкладання РС1 5 ендотермічна (ΔН > 0), то для змішування рівноваги у бік прямої реакції потрібно підвищити температуру; 6) оскільки в цій системі розкладання РСl 5 веде до збільшення обсягу (з однієї молекули газу утворюються дві газоподібні молекули), то для зміщення рівноваги у бік прямої реакції треба зменшити тиск; в) зміщення рівноваги в зазначеному напрямку можна досягти як збільшенням концентрації РСl 5 , так і зменшенням концентрації PCl 3 або Cl 2 .