Для определения зависимости K 0 от температуры в дифференциальной форме воспользуемся уравнением Гиббса‑Гельмгольца (III, 41)
и уравнением (V, 11)
Комбинируя приведенные выше уравнения, получим
или 
(V, 12)
Уравнение (V, 12) называется уравнением Вант-Гоффа или уравнением изобары реакции (процесс осуществляется при P = const ).
Для небольшого интервала температур T 1 ¸ T 2 тепловой эффект реакции можно принять постоянным. После интегрирования с учетом сделанного допущения уравнение (V, 12) примет вид
(V, 13)
Выражение (V, 13) позволяет вычислить константу равновесия при одной из температур, если известны её значение при другой температуре, а также тепловой эффект реакции.
При неопределенном интегрировании уравнения (V, 12) получим
(V, 14)
где В - константа интегрирования.
Согласно уравнению (V, 14) зависимость ln K 0 от обратной температуры выражается прямой, тангенс угла наклона которой равен .
Этот метод вычисления теплового эффекта обычно используется, если его непосредственное определение (или вычисление по закону Гесса) затруднено, например, в тех случаях, когда реакция осуществляется только при высоких температурах.
Согласно уравнению (V,14), влияние температуры на константу равновесия определяется знаком теплового эффекта.
Если DH 0 > 0 (эндотермический процесс), то в координатах ln K 0 – тангенс угла наклона прямой будет иметь отрицательное значение (угол наклона - тупой), следовательно, с повышением температуры константа будет увеличиваться, т. е. химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции (смотри рис.19).
Рис. 19. Зависимость логарифма константы равновесия эндотермической реакции от обратной температуры (DH 0 > 0).
При DH 0 < 0 (экзотермическая реакция) тангенс угла наклона прямой будет иметь положительное значение (угол наклона - острый). С повышением температуры константа равновесия будет уменьшаться и химическое равновесие смещается в сторону исходных веществ (смотри рис.20).
Рис. 20. Зависимость логарифма константы равновесия экзотермической реакции от обратной температуры (DH 0 < 0)
§ 7. Принцип Ле Шателье‑Брауна
Выведенная из состояния равновесия система вновь возвращается к состоянию равновесия. Ле Шателье и Браун высказали простой принцип, которым можно воспользоваться для предсказания того, в каком направлении система отреагирует на возмущение, выводящее ее из состояния равновесия.
Ле Шателье сформулировал этот принцип следующим образом:
«Любая система, находящаяся в равновесии, претерпевает в результате изменения одного из факторов, управляющих равновесием, компенсирующее изменение в таком направлении, что если бы это изменение было единственным, то оно вызвало бы изменение рассматриваемого фактора в противоположном направлении».
В качестве примера рассмотрим равновесие
N 2 + 3H 2 « 2NH 3
В этой реакции при превращении реагентов в продукты число молей уменьшается, что приводит к понижению давления при фиксированной температуре. Если в такой системе, находящейся в состоянии равновесия, внезапно увеличить давление, то система отреагирует на такое возмущение производством большего количества NH 3 , отчего давление понизится. Компенсирующее изменение в системе произойдет в направлении, противоположном возмущению. Новое состояние равновесия будет отличаться бóльшим содержанием NH 3 . Реакция синтеза аммиака - экзотермическая. Следовательно, если к системе подводится теплота, то равновесие сдвинется в сторону образования исходных веществ, а содержание NH 3 в равновесной смеси уменьшится.
(Заметим, что характер влияния давления и температуры на равновесие мы уже обсуждали ранее (смотри §§4и6, глава V). Закономерности, выявленные Ле Шателье и Брауном, позволили сделать обобщенный вывод относительно всех возможных факторов, оказывающих возмущающие воздействия на равновесную систему, в виде сформулированного ими принципа).
Основная статья: Принцип Ле Шателье - Брауна
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.
Факторы, влияющие на химическое равновесие:
1) температура
При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) давление
При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →
1моль=1моль+1моль
3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции
При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.
S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←
Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!
Основные количественные характеристики химического равновесия: константа химического равновесия, степень превращения, степень диссоциации, равновесный выход. Поясните смысл этих величин на примере конкретных химических реакций.
В химической термодинамикезакон действующих масс связывает между собой равновесные активности исходных веществ и продуктов реакции, согласно соотношению:
Активностьвеществ. Вместо активности могут быть использованыконцентрация(для реакции в идеальном растворе),парциальные давления(реакция в смеси идеальных газов), фугитивность (реакция в смеси реальных газов);
Стехиометрический коэффициент(для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов - положительным);
Константа химического равновесия. Индекс «a» здесь означает использование величиныактивностив формуле.
Эффективность проведенной реакции оценивают обычно, рассчитывая выход продукта реакции (параграф 5.11). Вместе с тем, оценить эффективность реакции можно также, определив, какая часть наиболее важного (обычно наиболее дорогого) вещества превратилась в целевой продукт реакции, например, какая часть SO 2 превратилась в SO 3 при производстве серной кислоты, то есть найти степень превращения исходного вещества.
Пусть краткая схема протекающей реакции
Тогда степень превращения вещества А в вещество В ( А) определяется следующим уравнением
где n
прореаг (А)
– количество вещества реагента А,
прореагировавшего с образованием
продукта В,
а n
исходн (А)
– исходное количество вещества реагента
А.
Естественно, что степень превращения может быть выражена не только через количество вещества, но и через любые пропорциональные ему величины: число молекул (формульных единиц), массу, объем.
Если реагент А взят в недостатке и потерями продукта В можно пренебречь, то степень превращения реагента А обычно равна выходу продукта В
Исключение – реакции, в которых исходное вещество заведомо расходуется на образование нескольких продуктов. Так, например, в реакции
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
хлор (реагент) в равной степени превращается в хлорид калия и гипохлорит калия. В этой реакции даже при 100 %-ном выходе KClO степень превращения в него хлора равна 50 %.
Известная вам величина – степень протолиза (параграф 12.4) – частный случай степени превращения:
В рамках ТЭД аналогичные величины называются степенью диссоциации кислоты или основания (обозначатся также, как степень протолиза). Степень диссоциации связана с константой диссоциации в соответствии с законом разбавления Оствальда.
В рамках той же теории равновесие гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h ), при этом используются следующие выражения, связывающие ее с исходной концентрацией вещества (с ) и константами диссоциации образующихся при гидролизе слабых кислот (K HA) и слабых оснований (K MOH):
Первое выражение справедливо для гидролиза соли слабой кислоты, второе – соли слабого основания, а третье – соли слабой кислоты и слабого основания. Все эти выражения можно использовать только для разбавленных растворов при степени гидролиза не более 0,05 (5 %).
Обычно равновесный выход определяют по известной константе равновесия, с которой он связан в каждом конкретном случае определенным соотношением.
Выход продукта можно изменить, сместив равновесие реакции в обратимых процессах, воздействием таких факторов, как температура, давление, концентрация.
В соответствии с принципом Ле Шателье равновесная степень превращения увеличивается с повышением давления в ходе простых реакций, а др. случае объем реакционной смеси не меняется и выход продукта не зависит от давления.
Влияние температуры на равновесный выход, так же как и на константу равновесия, определяется знаком теплового эффекта реакции.
Для более полной оценки обратимых процессов используют так называемый выход от теоретического (выход от равновесного), равный отношению действительно полученного продукта со к количеству, которое получилось бы в состоянии равновесия.
ТЕРМИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ химическая
реакция обратимого разложения вещества, вызываемая повышением темп-ры.
При Т. д. из одного вещества образуется несколько (2H2H+ ОСаО + СО) или одно более простое
Равновесие Т. д. устанавливается по действующих масс закону. Оно
может быть охарактеризовано или константой равновесия, или степенью диссоциации
(отношением числа распавшихся молекул к общему числу молекул). В
большинстве случаев Т. д. сопровождается поглощением теплоты (приращение
энтальпии
ДН>0); поэтому в соответствии с Ле Шателье -Брауна принципом
нагревание усиливает её, степень смещения Т. д. с температурой определяется
абсолютным значением ДН. Давление препятствует Т. д. тем сильнее, чем большим
изменением (возрастанием) числа молей (Ди) газообразных веществ
степень диссоциации от давления не зависит. Если твёрдые вещества не
образуют твёрдых растворов и не находятся в высокодисперсном состоянии,
то давление Т. д. однозначно определяется темп-рой. Для осуществления Т.
д. твёрдых веществ (окислов, кристаллогидратов и пр.)
важно знать
темп-ру, при к-рой давление диссоциации становится равным внешнему (в частности,
атмосферному) давлению. Так как выделяющийся газ может преодолеть
давление окружающей среды, то по достижении этой темп-ры процесс разложения
сразу усиливается.
Зависимость
степени диссоциации от температуры
:
степень диссоциации возрастает при
повышении температуры (повышение
температуры приводит к увеличению
кинетической энергии растворённых
частиц, что способствует распаду молекул
на ионы)
Степень превращения исходных веществ и равновесный выход продукта. Способы их расчета при заданной температуре. Какие данные необходимы для этого? Дайте схему расчета любой из этих количественных характеристик химического равновесия на произвольном примере.
Степень
превращения – количество прореагировавшего
реагента, отнесенное к его исходному
количеству.
Для
простейшей реакции ,
где -
концентрация на входе в реактор или в
начале периодического процесса,
-
концентрация на выходе из реактора или
текущий момент периодического
процесса.
Для
произвольной реакции, например,
,
в
соответствии с определением расчетная
формула такая же:
.
Если
в реакции несколько реагентов, то степень
превращения можно считать по каждому
из них, например, для реакции
Зависимость
степени превращения от времени реакции
определяется изменением концентрации
реагента от времени. В начальный момент
времени, когда ничего не превратилось,
степень превращения равна нулю. Затем,
по мере превращения реагента, степень
превращения растет. Для необратимой
реакции, когда ничто не мешает реагенту
израсходоваться полностью, ее значение
стремится (рис.1) к единице
(100%).
Рис.1
Чем
больше скорость расходования реагента,
определяемая значением константы
скорости, тем быстрее растет степень
превращения, что представлено на
рисунке.
Если
реакция обратимая ,
то при стремлении реакции к равновесию
степень превращения стремится к
равновесному значению, величина которого
зависит от соотношения констант скоростей
прямой и обратной реакции (от константы
равновесия) (рис.2).
Рис.2
Выход
целевого продукта
Выход
продукта – количество реально полученного
целевого продукта, отнесенное к количеству
этого продукта, которое получилось бы,
если бы весь реагент перешел в этот
продукт (к максимально возможному
количеству получившегося продукта).
Или
(через реагент): количество реагента,
реально перешедшего в целевой продукт,
отнесенное к исходному количеству
реагента.
Для
простейшей реакции выход ,
а имея в виду, что для этой реакции , 
,
т.е. для простейшей реакции выход и
степень превращения – это одна и та же
величина. Если превращение проходит с
изменением количества веществ,
например, ,
то в соответствии с определением
стехиометрический коэффициент должен
войти в расчетное выражение. В соответствии
с первым определением воображаемое
количество продукта, получившегося из
всего исходного количества реагента,
будет для этой реакции в два раза меньше,
чем исходное количество реагента,
т.е. ,
и расчетная формула .
В соответствии со вторым определением
количество реагента, реально перешедшее
в целевой продукт будет в два раза
больше, чем образовалось этого продукта,
т.е. ,
тогда расчетная формула .
Естественно, что оба выражения
одинаковы.
Для
более сложной реакции расчетные формулы
записываются точно так же в соответствии
с определением, но в этом случае выход
уже не равен степени превращения.
Например, для реакции , 
.
Если
в реакции несколько реагентов, выход
может быть рассчитан по каждому из них,
если к тому же несколько целевых
продуктов, то выход можно считать на
любой целевой продукт по любому
реагенту.
Как
видно из структуры расчетной формулы
(в знаменателе находится постоянная
величина), зависимость выхода от времени
реакции определяется зависимостью от
времени концентрации целевого продукта.
Так, например, для реакции 
эта
зависимость выглядит как на
рис.3.
Рис.3
Степень превращения как количественная характеристика химического равновесия. Как повлияют повышение общего давления и температуры на степень превращения реагента … в газофазной реакции: (дано уравнение )? Приведите обоснование ответа и соответствующие математические выражения.
Если внешние условия химического процесса не изменяются, то состояние химического равновесия может сохраняться сколь угодно долго. Изменением условий проведения реакции (температуры, давления, концентрации) можно добиться смещения или сдвига химического равновесия в требуемом направлении.
Смещение равновесия вправо приводит к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся в правой части уравнения. Смещение равновесия влево будет приводить к увеличению концентрации веществ, формулы которых находятся слева. При этом система перейдет в новое состояние равновесия, характеризующееся другими значениями равновесных концентраций участников реакции .
Смещение химического равновесия, вызванное изменением условий, подчиняется правилу, сформулированному в 1884 году французским физиком А. Ле Шателье (принцип Ле Шателье).
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, например, изменить температуру, давление или концентрации реагентов, то равновесие сместится в направлении той реакции, которая ослабляет оказываемое воздействие.
Влияние изменения концентрации на смещение химического равновесия.
Согласно принципу Ле Шателье увеличение концентрации любого из участников реакции вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению концентрации этого вещества.
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении концентрации одного из исходных веществ возрастает скорость прямой реакции и равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции и наоборот;
При повышении концентрации одного из продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции, что приводит к смещению равновесия в направлении образования исходных веществ и наоборот.
Например, если в равновесной системе:
SO 2(г) + NO 2(г) SO 3(г) + NO (г)
увеличить концентрации SO 2 или NO 2 , то, в соответствии с законом действующих масс, возрастет скорость прямой реакции. Это приведет к смещению равновесия вправо, что обусловит расходование исходных веществ и увеличение концентрации продуктов реакции. Установится новое состояние равновесия с новыми равновесными концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. При уменьшении концентрации, например, одного из продуктов реакции, система отреагирует таким образом, чтобы концентрацию продукта увеличить. Преимущество получит прямая реакция, приводящая к увеличению концентрации продуктов реакции.
Влияние изменения давления на смещение химического равновесия.
Согласно принципу Ле Шателье повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных частиц, т.е. в сторону меньшего объема.
Например, в обратимой реакции:
2NO 2(г) 2NO (г) + O 2(г)
из 2 моль NO 2 образуется 2 моль NO и 1 моль O 2 . Стехиометрические коэффициенты перед формулами газообразных веществ указывают, что протекание прямой реакции приводит к увеличению числа моль газов, а протекание обратной реакции, наоборот, уменьшает число моль газообразного вещества. Если на такую систему оказать внешнее воздействие путем, например, путем увеличения давления, то система отреагирует таким образом, чтобы это воздействие ослабить. Давление может снизиться, если равновесие данной реакции сместится в сторону меньшего числа молей газообразного вещества, а значит, и меньшего объема.
Наоборот, повышение давления в этой системе связано со смещением равновесия вправо - в сторону разложения NO 2 , что увеличивает количество газообразного вещества.
Если число моль газообразных веществ до и после реакции остаетсяпостоянным, т.е. объем системы в ходе реакции не меняется, то изменение давления одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций и не оказывает влияния на состояние химического равновесия.
Например, в реакции:
H 2(г) + Cl 2(г) 2HCl (г) ,
общее количество моль газообразных веществ до и после реакции остается постоянным и давление в системе не меняется. Равновесие в данной системе при изменении давления не смещается.
Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.
В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.
N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) + Q (-ΔH).
При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, однако, изменение скоростей происходит не в одинаковой степени. В соответствии с уравнением Аррениуса в большей степени на изменение температуры реагирует эндотермическая реакция, характеризующаяся большим значением энергии активации.
Следовательно, для оценки влияния температуры на направление смещения химического равновесия необходимо знать тепловой эффект процесса. Его можно определить экспериментально, например, с помощью калориметра, или рассчитать на основе закона Г. Гесса . Следует отметить, что изменение температуры приводит к изменению величины константы химического равновесия (K p).
Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.
Таким образом, повышение температуры в реакции синтеза аммиака приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. влево. Преимущество получает обратная реакция, протекающая с поглощением тепла.
Химические реакции бывают обратимые и необратимые.
т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.
т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).
По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.
Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия .
В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями .
Смещение химического равновесия под действием различных факторов
Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия .
Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:
Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.
Влияние температуры на состояние равновесия
При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.
Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.
Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:
Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.
Влияние концентрации на химическое равновесие
Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.
И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).
Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.
Влияние давления на химическое равновесие
В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.
Т.е. из двух реакций:
изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).
Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:
Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.
Влияние катализатора на химическое равновесие
Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.
Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.
Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия . Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:
Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, — повышение, ↓ — понижение
|
T |
Т — равновесие смещается в сторону эндотермической реакции |
| ↓Т — равновесие смещается в сторону экзотермической реакции | |
|
p |
p — равновесие смещается в сторону реакции с меньшей суммой коэффициентов перед газообразными веществами |
| ↓p — равновесие смещается в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразными веществами | |
|
c |
c (реагента) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) |
| ↓c (реагента) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| c (продукта) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево) | |
| ↓c (продукта) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо) | |
| На равновесие не влияет!!! |
Сами по себе обратимые реакции редко представляют собой практический интерес, но в ряде случаев технологическая выгода или рентабельность производства требуют смещения равновесия той или иной обратимой реакции. Для смещения равновесия используют такие технологические приемы, как изменение концентрации реагентов, изменение давления, температуры.
Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ (или обоих веществ) смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Или наоборот, уменьшение концентрации продуктов реакции так же смещает равновесие в сторону их образования. Например для реакции:
H 2 +Cl 2 ↔2HCl;
Увеличение концентрации H 2 или Cl 2 (а так же одновременно H 2 и Cl 2) или уменьшение концентрации НСl приведет к смещению данного равновесия слева направо, а для смещения равновесия справа налево необходимо или увеличить концентрацию НСl или уменьшить концентрации H 2 , Cl 2 или обоих веществ.
Влияние изменения давления на обратимую реакцию рассмотрим на примере реакции:
2N 2 +Н 2 ↔2NНз;
При увеличении давления на данную систему концентрации веществ увеличивается. В данном случае равновесие сместится в сторону меньших объемов. В левой части уравнения два объема азота реагируют с одним объемом водорода. В правой части уравнения имеется два объема аммиака,т.е. количество объемов в правой части равновесной реакции меньше, чем в левой и, следовательно, при увеличении давления, равновесие реакции сместится вправо. Для реакции:
H 2 +Br 2 ↔2HBr
Количество объемов в правой и в левой части уравнения равны (один объем водорода и один объем брома слева и два объема бромистого водорода справа) и увеличение давления не приведет к смещению равновесия ни слева направо, ни справа налево. Если дана равновесная реакция:
Cl 2(r) +2HJ (r) ↔2HCl (r) +J 2(TB)
Индексы (г) соответствуют газообразным веществам, а (тв)- веществу находящемуся в твердой фазе. Изменение давления на данную равновесную систему будет влиять на газообразные вещества (Сl 2 , HJ, НСl), а на вещества, находящиеся в твердом состоянии (J2) или в жидком (H20) давление не оказывает влияние. Поэтому для вышеуказанной реакции увеличение давления сместит равновесие в сторону меньших объемов, т.е. слева направо.
Повышение температуры увеличивает кинетическую энергию всех молекул, участвующих в реакции. Но молекулы вступающие в реакцию (эндотермическую) начинают взаимодействовать между собой быстрее. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермичесской реакции, при понижении температуры - в сторону экзометрической реакции. Рассмотрим равновесную реакцию:
Q СаСОз ↔CaO + CO 2 -Q
в которой левая часть соответствует экзотермической реакции, а правая -эндотермической. При нагревании СаСОз происходит разложение этого вещества, следовательно, чем выше температура разложения СаСОз, тем концентрация СаО и СO 2 становится большей, равновесие смещается к эндотермической части уравнения, то есть слева направо, и наоборот, при уменьшении температуры равновесие сместится в сторону экзотермической реакции, т.е. справа налево.
Изменения происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом Ле Шателье
«Если на систему, находящуюся в химическом равновесии, оказывается внешнее воздействие, то оно приводит к смещению равновесия в сторону, противодействующей этому воздействию».
Введение в равновесную систему катализаторов не приводит к смещению равновесия.
Записаться на урок к Владимиру Павловичу
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Загрузка...