Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Состояние химического равновесия сохраняется при данных условиях любое время. Если внешние условия изменяются, то равновесие нарушается. Влияние различных факторов на равновесную систему можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет это воздействие.

Смещение равновесия при изменении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции

При увеличении концентрации в равновесной системе какого-либо реагента равновесие смещается в сторону расхода этого реагента, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону его образования.

Пусть для системы H_2(г) + I_2(г)↔ 2HI_(г)

водород, йодоводород и пары йода находятся в равновесии друг с другом при определенной температуре и давлении.

Если ввести в систему дополнительное количество, например, водорода, то согласно закону действия масс увеличится скорость прямой реакции, скорость обратной реакции не изменится. Концентрации водорода и паров йода со временем будут уменьшаться, а концентрация HI возрастать, что вызовет ускорение обратной реакции. Через некоторое время концентрации прямой и обратной реакций вновь станут равны – установится новое равновесие. В данном случае равновесие смещается вправо – в направлении течения прямой реакции. Если же увеличить концентрацию HI или уменьшить концентрации H₂ или I₂ - то равновесие смесится влево, в направлении течения обратной реакции.

Таким образом: при увеличении концентрации исходных веществ (уменьшении концентрации продуктов) возрастает скорость прямой реакции. Значит, равновесие сместится в сторону их расхода (вправо), в сторону увеличения выхода продуктов реакции. И наоборот, если увеличить концентрацию продуктов (или уменьшить концентрацию исходных веществ) равновесие сместится влево, в сторону расхода продуктов реакции, т.к. возрастет скорость обратной реакции.

Смещение равновесия при изменении давления

Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушаться при изменении объема системы.

Повышение давления смещает химическое равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема. При понижении давления наоборот, равновесие смещается в сторону реакции, идущей с увеличением объема системы.

Рассмотрим равновесную систему

2NO_(г) + O_2(г) ↔ 2 NO_2(г)

2(V) 1(V) 2(V)

V – объем газовой смеси.

Скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

_пр = k₁ [NO]² [O₂]

_обр = k₂ [NO₂]²

Если, не изменяя температуры, увеличить давление в два раза, объем системы уменьшится в 2 раза, концентрации газов увеличатся в 2 раза и будут равны соответственно 2[NO], 2[O₂] и 2[NO₂]. При этом скорости прямой и обратной реакций будут определятся уравнениями:

′_пр = k₁ (2[NO]²) (2[O₂]) = 8_пр

′_обр = k₂ (2[NO₂]² ) = 4_обр

Таким образом, скорость прямой реакции увеличится в 8 раз, обратной в 4 раза, и равновесие сместится вправо. В данной реакции 2 объема NO взаимодействуют с 1 объемом O₂, образуется 2 объема NO₂, то есть реакция идет с уменьшением объема системы. Так, для равновесной системы

N₂O_4(г) ↔ 2 NO_2(г)

1 (V) 2 (V)

При повышении давления равновесие сместится влево, в сторону реакции, идущей с уменьшением объема, т.е в сторону образования N₂O₄.

В том случае, когда реакция протекает без изменения объема системы, повышение или понижение давления не вызывает смещения химического равновесия. Например, в системе

H_{2 (г)} + I_{2 (г)}↔ 2HI _(г)

1(V) 1(V) 2(V)

равновесие не нарушается при изменении объема системы или при изменении давления.

Смещение равновесия при изменении температуры

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической, а при понижении – в сторону экзотермической реакции.

Так, синтез аммиака является экзотермической реакцией (ΔH⁰ < 0)

3 H_{2 (г)} + N_{2 (г)} = 2 NH_{3 (г)}; ΔH⁰ = - 92,4 кДж

Поэтому при повышении температуры равновесие в данной системе сдвигается влево – в сторону обратной реакции разложения аммиака, так как обратная реакция идет с поглощением теплоты.

Реакция синтеза оксида азота (II) является эндотермическим процессом (ΔH⁰ > 0)

N_2(г) + O_2(г) = 2 NO_(г); ΔH⁰ = 180,5 кДж

Поэтому при повышении температуры равновесие в этой системе смещается вправо – в сторону прямой реакции образования NO.

Введение в систему катализатора не вызывает смещения химического равновесия, так катализатор в одно и то же число раз изменяет скорость как прямой, так и обратной реакций. Катализатор позволяет быстрее достичь состояния химического равновесия.

Пример№1. Для приведенной ниже равновесной системы составьте выражения скоростей прямой и обратной реакций и константы химического равновесия. Объясните, изменением каких параметров (температура, давление, концентрация исходных веществ и концентрация продуктов реакции) можно сместить химическое равновесие с целью увеличения выхода продуктов реакции. Ответ мотивируйте на основании принципа Ле Шателье.

Решение: 2NO_(г) + O_2(г) ↔ 2 NO_2(г); ΔH⁰ <0

2(V) 1(V) 2(V)

Для данной системы скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

_пр = k₁ [NO]² [O₂]

_обр = k₂ [NO₂]²

Константа химического равновесия имеет вид:

К_р= k₁ / k₂ = [NO₂]²/ [NO]² [О₂] .

Для смещения равновесия в сторону увеличения выхода продуктов реакции нужно:

а) увеличить концентрацию исходных веществ - [NO]↑, [O₂]↑ или уменьшить концентрацию продуктов реакции [NO₂]↓;

б) в реакцию вступает 3 моль газообразных веществ, образуется 2 моль, т.е. реакция идет с уменьшением объема. Поэтому для смещения равновесия вправо давление нужно повысить, т.к. в соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления смещает равновесие давление в сторону образования меньшего объема газообразных веществ;

в) т.к. ΔH⁰ <0 , значит прямая реакция – экзотермическая, обратная - эндотермическая. Следовательно, для увеличения выхода продуктов реакцию нужно проводить с понижением температуры, отводом тепла из зоны реакции.

УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ