35 5.2. Смещение химического равновесия
Смотрите задания >>>
Теоретическая часть
Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии.
Направление сдвига химического равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему в состоянии истинного равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабит эффект внешнего воздействия.
Влияние температуры на состояние равновесия различно для эндотермических (Н 0) и экзотермических (Н 0) реакций. В соответствии с принципом Ле-Шателье изменение температуры смещает направление этих реакций (показано стрелкой), тем самым уменьшая эффект внешнего воздействия на систему:
повышение температуры А В; Н 0 ()
(нагревание) В А; Н 0 ()
понижение температуры А В; Н 0 ()
(охлаждение) В А; Н 0 ()
Например, смещение равновесия в реакции
СО2(г) + Н2(г) СО(г) + Н2О(г); Н = + 41 кДж
При повышении температуры будет осуществляться в прямом так как реакция эндотермическая), а при понижении температуры в обратном направлении. Этот фактор смещения равновесия применим ко всем химическим системам вне зависимости от агрегатного состояния реагентов и продуктов.
Влияние концентрации на состояние равновесия ограничено изменением содержания только тех веществ, равновесные концентрации которых входят в выражение для константы равновесия.
Для гомогенных реакций (5.1) в соответствии с принципом Ле-Шателье введение избытка одного из реагентов вызовет смещение равновесия в прямом, а введение избытка одного из продуктов в обратном направлении, тем самым ослабляя эффект внешнего воздействия на систему:
избыток реагента (А или В) ()
избыток продукта (С или D) ()
Для гетерогенных реакций введение дополнительного количества жидкого или твердого вещества (реагента или продукта) не влияет на состояние равновесия. Например, для гетерогенной реакции
Cu2O(т) + 2 HCl(г) 2 CuCl(ж) + H2O(г)
Добавление в систему избытка хлороводорода сместит равновесие в прямом направлении, а ввдение избытка твердого оксида меди(I) на состояние равновесия не повлияет.
Влияние давления на состояние равновесия проявляется только при наличии в системе газов. В соответствии с принципомЛе-Шателье увеличения давления смещает равновесие в сторону той (прямой или обратной) реакции, которая сопровождается уменьшением объема (газообразных продуктов или реагентов соответственно). А уменьшение давления в противоположную сторону. Поскольку объем газообразных реагентов и продуктов пропорционален сумме их стехиометрических коэффициентов (обозначенной реаг. и прод.), то изменение давления в гомогенных реакциях (5.1) сместит равновесие в следующем направлении, тем самым уменьшая эффект внешнего воздействия на систему:
увеличение реаг прод ()
давления реаг прод ()
уменьшение реаг прод ()
давления реаг прод ()
При равенстве реаг = прод изменение давления не повлияет на состояние равновесия. Для гетерогенных реакций коэффициенты при формулах жидких и твердых веществ во внимание не принимаются. Например, при увеличении давления направление смещения равновесия в следующих реакциях таково:
а) 2 СО2(г) + 2 Н2О(г) + 2 НСl(г) 2 СН3Сl(г) + 3 О2(г)
{СО2 + (Н2О) + (НСl)} > {(СН3Сl) + (О2)} ()
б) 2 N2O(г) + S(т) 2 N2(г) + SO2(г)
{(N2O)} < {(N2) + (SО2)} ()
в) N2(г) + H2(г) + 2 C(т) 2 HCN(г)
{(N2) + (H2)} = (HCN) (смещения нет)
При решении расчетных задач данного раздела следует иметь ввиду, что при переходе из одного состояния равновесия (исходного по условию) к другому (конечному) под влиянием внешних воздействий начальные концентрации продуктов уже не равны нулю. То же наблюдается и для реакций, которые еще не пришли к состоянию равновесия, но уже протекают.
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 системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном[1].
Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца, явление Пельтье)[2].