Принцип ліхтаря в біології. Принцип лісовик. Зміщення хімічної рівноваги

Вплив температури

Вплив температури залежить від ознаки теплового ефекту реакції. При підвищенні температури хімічна рівновага зміщується в напрямку ендотермічної реакції, при зниженні температури - у 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:

у системах із газовою фазою - рівнянням ізохори Вант-Гоффа

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

Наприклад, у реакції синтезу аміаку

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

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

Вплив тиску

Тиск суттєво впливає на положення рівноваги в реакціях за участю газоподібних речовин, що супроводжуються зміною обсягу за 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

Отже, 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 в ході реакції інертних газів діє так само, як зниження тиску, оскільки знижується парціальний тиск реагуючих речовин. Слід зазначити, що в даному випадку як інертний газ розглядається газ, який не бере участі в реакції. У системах із 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:

У разі підвищення концентрації однієї з вихідних речовин рівновагу зрушується у бік освіти продуктів реакції;
При підвищенні концентрації одного з продуктів реакції рівновага зсувається у напрямку утворення вихідних речовин.

Примітки

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитись що таке "Принцип Ле Шательє" в інших словниках:

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬ- запропонований А. Ле Шательє (1884) та термодинамічно обґрунтований К. Брауном (1887) принцип, згідно з яким зовнішній вплив, що виводить систему з рівноваги, стимулює в ній процеси, що прагнуть послабити результати цього впливу. Екологічний словник

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЄ, цей принцип проголошено 1888 р. французьким хіміком Анрі Луї Ле Шательє (1850 1936). Він формулюється так: якщо потривожити систему, що перебуває у стані РІВНОВАГИ, то система прагне нейтралізувати … Науково-технічний енциклопедичний словник

принцип Ле Шательє- див. принцип усунення хімічної рівноваги … Хімічні терміни

Принцип Ле Шательє Брауна (1884 р.) якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, впливати ззовні, змінюючи якусь із умов (температура, тиск, концентрація), то рівновага зміщується таким чином, щоб… … Вікіпедія

Принцип Ле Шательє Брауна (1884 р.) якщо систему, що у рівновазі, впливати ззовні, змінюючи якесь із умов (температура, тиск, концентрація), то рівновага зміщується в такий спосіб, щоб зменшити зміну. Анрі… … Вікіпедія

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

принцип зміщення хімічної рівноваги- (принцип Ле Шательє): зовнішній вплив на систему, що перебуває у стані рівноваги, призводить до зміщення цієї рівноваги у напрямку, при якому ефект виробленого впливу послаблюється. Загальна хімія: підручник / А. В. Жолнін … Хімічні терміни

Анрі Луї Ле Шательє (фр. Henri Louis Le Chatelier; 8 жовтня 1850, Париж 17 вересня 1936, Мірібель ліз Ешель) французький фізик і хімік. Зміст 1 Біографія … Вікіпедія

Анрі Луї Ле Шательє фр. Henri Louis Le Chatelier … Вікіпедія

Книги

Принципи руху економічної системи. Монографія, Куснер Юрій Семенович, Царьов Ігор Геннадійович. Подано в аналітичному вигляді основні рівняння руху економічної системи та вирішено задачу пошуку адекватних методів управління її рухом. Використано математичний апарат,…

Миколаївська середня школа

Відкритий урок:

«Хімічна рівновага.

Принцип Ле Шательє».

Підготувала:

вчитель хімії

Сафонова Н.В.

Тема: «Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє.

Цілі уроку: узагальнити та поглибити знання про оборотні хімічні реакції, хімічну рівновагу та умови нею зміщення. Розглянути принцип Ле Шательє.

План уроку.

1.Перевірка домашнього завдання: класифікація хімічних реакцій.

2.Пояснення нового матеріалу.

3. Закріплення вивченого

4. Домашнє завдання.

5. Підсумки уроку.

Перевірка домашнього завдання.

1) Як класифікують хімічні реакції? Наведіть назви за різними ознаками класифікації:

Відповідь: За кількістю та складом реагуючих речовин і продуктів реакції: ізомеризація, з'єднання, розкладання, заміщення та обмін;

За зміною ступенів окислення: ОВР та без зміни ст. бл.;

По тепловому ефекту: екзо- та ендотермічні;

За фазовим (агрегатним) складом: гомо- і гетерогенні;

За участю каталізатора: каталітичні та некаталітичні;

У напрямку: незворотні та оборотні і т.д.

2) Учні отримують завдання та проводять реакції у мікролабораторіях.

Лабораторна робота.

Проведіть реакції, вкажіть ознаки, складіть рівняння у молекулярному та іонних видах, вкажіть тип кожної реакції, які з них йдуть до кінця? У пробірки додайте по 2-3 краплі кожного реактиву.

а) карбонат натрію + соляна кислота →

б) гідроксид натрію (додати краплю фенолфталеїну) + сірчана кислота →

в) сульфат міді(II) + гідроксид натрію →

г) хлорид заліза(III) + сірчана кислота →

Відповідь: це реакції обміну, у першій реакції виділяється газ, у другій утворюється вода (малодисоціююча речовина), у третій випадає осад, а четверта – оборотна, ознак реакції не спостерігається. Згідно з правилом Бертолле, реакції обміну, що протікають у розчинах, йдуть до кінця тільки в тому випадку, якщо в результаті їх утворюється осад, газ або вода.

3) Дайте визначення оборотних та незворотних реакцій.

Відповідь: оборотні реакції - реакції, що йдуть у взаємно протилежних напрямках, незворотні - йдуть тільки в одному напрямку, з повним перетворенням вихідних речовин.

Пояснення нового матеріалу:

Ми з'ясували, що реакція

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

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

є оборотною, учням пропонується прочитати рівняння прямої та зворотної реакцій.

На початковому етапі швидкість прямої реакції значно перевищує швидкість зворотної реакції, але настає такий момент, коли їх швидкості вирівнюються.

Стан системи, при якому швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції.хімічною рівновагою.

Хімічна рівновага єдинамічним (Рухомим), так як при його наступі одночасно протікають і пряма, і зворотна реакції з однаковою швидкістю.

При постійних температурі, тиск рівноваги оборотної реакції може зберігатися невизначено довгий час.

Принцип Ле Шательє.

Дуже невелика кількість реакцій є незворотними. В основі більшості виробничих синтезів є саме оборотні реакції.

На виробництві, звичайно, зацікавлені у переважному перебігу прямої реакції. Виникає проблема: як усунути хімічну рівновагу у бік прямої реакції. Цю проблему було вирішено у другій половині 19 століття.

Французький хімік Анрі Ле Шательє у 1885 році вивів, а німецький фізик Фердинанд Браун у 1887 році обґрунтував, загальний законусунення хімічної рівноваги в залежності від зовнішніх факторів, який відомий тепер під назвоюпринципу Ле Шательє:

Якщо систему, що у стані хімічної рівноваги, надавати якийсь вплив (змінити концентрацію, температуру, тиск), то рівновага зміщується у напрямі, що сприяє ослабленню цього впливу.

Цей принцип можна було б назвати принципом«роби навпаки і доб'єшся свого».

А тепер докладніше розглянемо, як можна змістити хімічну рівновагу за допомогоюконцентрації, температури, тиску.

Концентрація.

Розглянемо реакцію обміну між хлоридом заліза (III) роданідом амонію:

FeCl 3 +3NH 4 CNSFe(СNS) 3 +3NH 4 Cl

З'являється характерне криваво-червоне фарбування, зумовлене присутністю молекул Fe(CNS) 3 .

Отриманий у склянці розчин розливаємо порівну у 3 пробірки;

1-еталон;

2-додаємо розчин NH 4 CNS – забарвлення посилюється, рівновага зміщується вправо, у бік утворення роданіду заліза (III) Fe(CNS) 3 ;

3-додаємо кристалічний NH 4 Cl, перемішуємо скляною паличкою. Забарвлення розчину в міру розчинення амонію хлориду послаблюється, що свідчить про зміщення рівноваги вліво, в напрямку утворення хлориду заліза (III) і роданіду амонію.

Робимо висновок:

* при збільшенні концентрації реагуючих речовин хімічна рівновага системи зміщується у бік утворення продуктів реакції;

* при збільшенні концентрації продуктів реакції хімічна рівновага системи зміщується у бік утворення вихідних речовин.

P.S Можна розглянути вплив концентрації на прикладі реакції

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

Фіолетовий

При додаванні HCl забарвлення зникає, оскільки рівновага хімічної реакціїзміщується вліво та комплекс: фенолят заліза (III) руйнується.

Температура.

Процес розкладання азотної кислоти протікає за звичайних умов на світлі, тому розчин азотної кислоти та безводна HNO 3 пофарбовані в бурий колір (домішка NO 2 -Бурий газ). Цей процес є рівноважним.

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

Рівновагу реакції можна змістити праворуч за допомогою температури.

У ході прямої реакції теплота поглинається, щоб рівновага змістилася вправо (Vпр>Vобр, V- швидкість хімічної реакції), потрібно температуру підвищити, тоді система прагнутиме охолодити себе, і піде процес ендотермічний, тобто пряма реакція.

Додаємо індикатор метилоранж та нагріваємо пробірку з азотною кислотою. Колір змінюється від рожевого до помаранчевого, що свідчить про нейтральне середовище та розкладання кислоти.

Якщо реакція ендотермічна, то при нагріванні Vпр>Vобр.

Якщо екзотермічна реакція, то при нагріванні Vобр> Vпр.

*Якщо нагрівати систему, то піде великою мірою така реакція, яка це тепло забиратиме (поглинатиме); тобто ендотермічна реакція.

*Якщо охолоджувати систему, то піде великою мірою така реакція, яка це тепло виділятиме; тобто екзотермічна реакція.

Тиск.

на приклад окислення оксиду сірки (4) в сірчаний ангідрид. 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

3V 2V

SO 3 - у виробничих умовах (за високої t і p) перебуває у газоподібному стані.

Тиск безпосередньо залежить від об'єму (p~v)

Пряма реакція йде із зменшенням тиску (числа моль газоподібних речовин).

Щоб пішла пряма реакція, треба зробити навпаки. тиск підвищити, щоб система потім його знижувала.

Збільшення тиску веде до усунення рівноваги у бік реакції з меншим числом молекул.

2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

щоб змістити рівновагу вправо, необхідно:

1) взяти надлишок однієї з вихідних речовин;

2)температуру взяти максимально низьку (у виробничих умовах ~400С);

3) тиск підвищити.

Далі класу пропонується переглянути кінофрагмент «Динамічний характер хімічної рівноваги», у якому розглядається процес окислення сірчистого ангідриду, тобто. реакція 2SO 2 +O 2 2SO 3 +Q

Після перегляду класу пропонується відповісти напитання: Як впливає каталізатор на хімічну рівновагу? В який бік V 2 O 5

зміщує рівновагу реакції?

Відповідь: Каталізатор не впливає на хімічну рівновагу, він однаково прискорює як пряму, так і зворотну реакції.

Можна розглянути вплив тиску на прикладі реакції:

2NO+O 2 2NO 2 +Q

NO-безбарвний газ, NO 2 - бурий газ

Також пропонується перегляд кінофрагменту цього процесу.

Повідомлення учня.

Найчастіше принцип Ле Шательє використовується, щоб підібрати умови, що збільшують вихід необхідного продукту. Рідше говоримо про те, як скоротити вихід шкідливого продукту.

У людському організміпротікають біохімічні процеси, які можуть регулюватися за принципом Ле Шательє. Іноді в результаті такої реакції в організмі починають вироблятися речовини - отрути, що викликають те чи інше захворювання. Як перешкодити цьому процесу?

Згадаймо такий метод лікування, як гомеопатія. Метод полягає у застосуванні дуже малих доз тих ліків, які у великих дозах викликають у здорової людини ознаки якогось захворювання. Як же в даному випадку діє ліки-отрута?

В організм вводять продукт небажаної реакції, і за принципом Ле Шательє рівновага зміщується у бік вихідних речовин.

Процес, що викликає хворобливі порушення в організмі, згасає.

(З «Хімії в школі» № 2-93, стаття: Тушина О.М. Принцип Ле Шательє та деякі методи лікування).

3. Закріплення вивченого.

1) Які реакції називаються оборотними?

2) Який стан системи називається рівноважним?

3) Чому хімічна рівновага динамічна?

4) Розкажіть про принцип Ле Шательє.

5) Які фактори впливають на хімічну рівновагу?

6) Хімічне рівновагу у системі

2NO(г) + O 2(г) 2NO

Реакції, які протікають в одному напрямку та йдуть до кінця, називаються незворотними.Їх не так багато. Більшість реакцій є оборотними, тобто. вони протікають у протилежних напрямах і не йдуть до кінця. Наприклад, реакція J 2 + H 2 D 2HJ при 350°З є типовою оборотною реакцією. У цьому випадку встановлюється рухома хімічна рівновага та швидкості прямого процесу та зворотного робляться рівними.

Хімічна рівновага- Такий стан системи реагуючих речовин, при якому швидкості прямої та зворотної реакцій рівні між собою.

Хімічну рівновагу називають динамічною рівновагою. При рівновазі протікають і пряма і зворотна реакції, їх швидкості однакові, внаслідок чого змін у системі не помітно.

Концентрації речовин, що реагують, які встановлюються при хімічній рівновазі, називаються рівноважними концентраціями. Зазвичай їх позначають за допомогою квадратних дужок, наприклад , , .

Кількісною характеристикою хімічної рівноваги є величина, звана константною хімічної рівноваги. Для реакції у загальному вигляді: mA + nB = pC + qD

Константа хімічної рівноваги має вигляд:

Вона залежить від температури та природи реагуючих речовин, але не залежить від їхньої концентрації. Константа рівноваги показує, у скільки разів швидкість прямої реакції більша за швидкість зворотної реакції, якщо концентрації кожної з реагуючих речовин дорівнює 1 моль/л.В цьому фізичний сенсДо.

Напрямок зміщення хімічної рівноваги при змінах концентрації реагуючих речовин, температури та тиску (у разі газових реакцій) визначається загальним становищем, відомим під назвою принципу рухомої рівновагиабо принципу Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, виробляється будь-яка зовнішня дія (змінюється концентрація, температура, тиск), то воно сприяє протіканню однієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює вплив.

Слід зазначити, що це каталізатори однаково прискорюють як пряму, і зворотну реакції і на зміщення рівноваги вплив не надають, лише сприяють швидшому його досягненню.

Приклади розв'язання задач

приклад 1.

Розрахуйте температурний коефіцієнт швидкості реакції, знаючи, що з підвищенням температури на 70 °С швидкість зростає у 128 разів.

Рішення:

Для розрахунку використовуємо правило Вант-Гоффа:

Відповідь: 2

приклад 2.

За якої температури закінчиться деяка реакція за 0,5 хв, якщо при 70°С вона закінчується за 40 хв? Температурний коефіцієнтреакції дорівнює 2,3.

Рішення:

Для розрахунку використовуємо правило Вант-Гоффа . Знаходимо t 2:

Відповідь: 122,6 0 С

приклад 3.

У скільки разів зміниться швидкість прямої реакції N2(г)+3Н2(г)=NH3(г), якщо тиск у системі збільшити у 2 рази?

Рішення:

Збільшення тиску в системі у 2 рази рівносильне зменшенню обсягу системи у 2 рази. При цьому концентрації реагуючих речовин зростуть у 2 рази. Відповідно до закону дії мас, початкова швидкістьреакції дорівнює V н = k · 3 .

Після збільшення тиску в 2 рази концентрації азоту і водню збільшаться в 2 рази, і швидкість реакції дорівнюватиме V к = k·2·2 3 3 = k·32· 3 . Відношення V до /V н показує, як зміниться швидкість реакції після зміни тиску. Отже, V до / V н = k · 32 · 3 / (k · · 3) = 32.

Відповідь:швидкість реакції збільшиться у 32 рази.

приклад 4.

Ендотермічна реакція розкладання пентахлориду фосфору протікає за рівнянням РС1 5 (г) ↔ РС1 3 (г) + С1 2 (г); ∆Н = +92,59 кДж. Як треба змінити: а) температуру; б) тиск; в) концентрацію, щоб усунути рівновагу у бік прямої реакції - розкладання РС1 5 ?

Рішення:

Усуненням 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) так як реакція розкладання РС1 5 ендотермічна (H > 0), то для зміщення рівноваги у бік прямої реакції потрібно підвищити температуру: б) так як в цій системі розкладання РС1 5 веде до збільшення обсягу (з однієї молекули газу утворюються дві газоподібні молекули), то для усунення рівноваги у бік прямої реакції треба зменшити тиск; в) усунення рівноваги у зазначеному напрямку можна досягти як збільшенням концентрації РС1 5 , так і зменшенням концентрації РС1 3 або Сl 2 .

Принцип застосуємо 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 той чи інший бік при зміні будь-якого з наступних параметрів:

температури системи, тобто при її нагріванні чи охолодженні
тиску в системі, тобто при її стисканні чи розширенні
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 урахуванням того, 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 зіштовхуються 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... Потрібно 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 знаходиться 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 в цю систему, подивимося, що станеться. Щоб реакція протікала у напрямі, 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, який 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 активніше витрачаються. 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 - зростатиме, відбудеться зміна концентрації в цьому напрямку, тобто зворотна реакція буде переважною. 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 відбуватиметься, якщо я докладу тиску до цієї системи? Я докладатиму тиск. Що відбувається у цьому випадку? Відбувається стиск, 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, які стикаються одна з одною. Якщо ми зменшимо кількість молекул тут. Це не кращий спосіб записи, 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 тиск. 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 відбуватися 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 поєднатися з 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 вірогідніша для зняття 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. Отже, ось реакція. 2 молячи, або просто коефіцієнт два, 2 А в газоподібній формі плюс В газоподібній формі знаходяться в рівновазі c С в газоподібній формі. Скажімо, спочатку молярна концентрація або молярність A дорівнює 2. А молярна концентрація дорівнює 6, і 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 більше 1. Просто, що б я не додав, реакцію зміститься праворуч, тобто у прямому напрямку. Отже, частина ось цього поглинеться і піде в цьому напрямку, 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 ніякого коефіцієнта, тому мені не потрібно турбуватися про якісь ступені. Тепер просто порахуємо. Отже, ви отримаєте 1/3 рівну дробу 12/9 поділеного на B. Якщо ми просто перемножимо, то отримаємо 9, помножене на концентрацію B, дорівнює 3, помноженому на 12, що дорівнює 36. Розділимо 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 на реакцію і 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 ⁡ K P d T) p = Δ H 0 R T 2 , (\displaystyle \left((\frac (d\nn K_(P))(dT))\right)_(p)=(\frac ( \Delta H^(0))(RT^(2))),)

у системах із 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))) .)

Ln ⁡ K P = − Δ 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

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3 + Q (\displaystyle (\mathsf (N_(2)+3H_(2)\rightleftarrows 2NH_(3)+Q))))

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

Вплив тиску

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

Вплив інертних газів

Вплив концентрації

Вплив концентрації на стан рівноваги підпорядковується наступним правилам:

У разі підвищення концентрації однієї з вихідних речовин рівновагу зрушується у бік освіти продуктів реакції (вправо);
При зниженні концентрації однієї з продуктів реакції рівновага зрушується у бік освіти вихідних речовин (вліво).

Стан хімічної рівноваги зберігається за даних постійних умов час. При зміні умов стан рівноваги порушується, тому що при цьому швидкості протилежних процесів змінюються в різній мірі. Однак через деякий час система знову приходить у стан рівноваги, але вже відповідає новим умовам, що змінилися.

Усунення рівноваги залежно від зміни умов у загальному вигляді визначається принципом Ле-Шательє (або принципом рухомої рівноваги): якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, впливати ззовні шляхом зміни будь-якої з умов, що визначають положення рівноваги, воно зміщується в напрямку того процесу, протікання якого послаблює ефект виробленого впливу.

Так, підвищення температури викликає усунення рівноваги у напрямі того з процесів, протягом якого супроводжується поглинанням тепла, а зниження температури діє у протилежному напрямку. Подібно до цього підвищення тиску зміщує рівновагу в напрямку процесу, що супроводжується зменшенням обсягу, а зниження тиску діє в протилежний бік. Наприклад, у рівноважній системі 3Н 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 кДж підвищення температури посилює розкладання H 3 N водень і азот, так як цей процес ендотермічний. Підвищення тиску зміщує рівновагу у бік освіти H 3 N, тому що при цьому зменшується обсяг.

Якщо систему, що у стані рівноваги, додати деяку кількість якогось із речовин, що у реакції (чи навпаки, видалити із системи), швидкості прямий і зворотної реакцій змінюються, але поступово знову зрівнюються. Іншими словами, система знову приходить до стану хімічної рівноваги. У цьому новому стані рівноважні концентрації всіх речовин, присутніх в системі, відрізнятимуться від початкових рівноважних концентрацій, але співвідношення між ними залишиться тим самим. Таким чином, у системі, яка перебуває у стані рівноваги, не можна змінити концентрацію однієї з речовин, не викликавши зміни концентрацій решти.

Відповідно до принципу Ле Шательє введення в рівноважну систему додаткових кількостей якогось реагенту викликає зсув рівноваги в тому напрямку, при якому концентрація цієї речовини зменшується і відповідно збільшується концентрація продуктів її взаємодії.

Вивчення хімічної рівноваги має велике значенняяк для теоретичних досліджень, і для вирішення практичних завдань. Визначаючи положення рівноваги для різних температурта тисків, можна вибрати найбільш сприятливі умови проведення хімічного процесу. При остаточному виборі умов проведення процесу враховують їх вплив на швидкість процесу.

приклад 1.Обчислення константи рівноваги реакції за рівноважними концентраціями реагуючих речовин.

Обчисліть константу рівноваги реакції А+В 2С, якщо рівноважні концентрації [А] = 0,3 моль · л -1; [В]=1,1моль∙л -1; [С]=2,1моль∙л -1 .

Рішення.Вираз константи рівноваги цієї реакції має вид: . Підставимо сюди вказані за умови завдання рівноважні концентрації: =5,79.

Приклад 2. Обчислення рівноважних концентрацій реагуючих речовин. Реакція протікає за рівнянням А+2С.

Визначте рівноважні концентрації речовин, що реагують, якщо вихідні концентрації речовин А і В відповідно дорівнюють 0,5 і 0,7 моль∙л -1 , а константа рівноваги реакції К р =50.

Рішення.На кожен моль речовин А і В утворюється 2 моль речовини С. Якщо зниження концентрації речовин А і позначити через Х моль, то збільшення концентрації речовини буде дорівнює 2Х моль. Рівноважні концентрації реагуючих речовин:

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

х 1 = 0,86; х 2 = 0,44

За умовою завдання справедливе значення х 2 . Звідси рівноважні концентрації речовин, що реагують, рівні:

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

приклад 3.Визначення зміни енергії Гіббса ∆G o реакції за значенням константи рівноваги К р. Розрахуйте енергію Гіббса та визначте можливість перебігу реакції СО+Cl 2 =COCl 2 при 700К, якщо константа рівноваги дорівнює Кр=1,0685∙10 -4 . Парціальний тиск всіх реагуючих речовин однаковий і дорівнює 101325Па.

Рішення.∆G 700 =2,303∙RT.

Для цього процесу:

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

Приклад 4. Усунення хімічної рівноваги. У якому напрямку зміститься рівновага в системі N 2 +3H 2 2NH 3 -22ккал:

а) зі збільшенням концентрації N 2 ;

б) зі збільшенням концентрації Н 2 ;

в) у разі підвищення температури;

г) при зменшенні тиску?

Рішення.Збільшення концентрації речовин, які у лівої частини рівняння реакції, за правилом Ле-Шателье має викликати процес, прагне послабити наданий вплив, призвести до зменшення концентрацій, тобто. рівновага зміститься вправо (випадки а та б).

Реакція синтезу аміаку – екзотермічна. Підвищення температури викликає усунення рівноваги вліво - у бік ендотермічної реакції, що послаблює вказану дію (випадок в).

Зменшення тиску (випадок р) сприятиме реакції, яка веде збільшення обсягу системи, тобто. у бік освіти N 2 та Н 2 .

Приклад 5.У скільки разів зміниться швидкість прямої та зворотної реакції в системі 2SO 2 (г) + Про 2 (г) 2SO 3 (r) якщо об'єм газової суміші зменшиться втричі? В який бік зміститься рівновага системи?

Рішення.Позначимо концентрації реагуючих речовин: = а, =b,=с.Відповідно до закону чинних мас, швидкості прямої та зворотної реакцій до зміни обсягу рівні

v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 з 2

Після зменшення обсягу гомогенної системи втричі концентрація кожної з реагуючих речовин збільшиться втричі: = 3а,[Про 2] = 3b; = 3с.При нових концентраціях швидкості v" np прямої та зворотної реакцій:

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

Отже, швидкість прямої реакції збільшилася у 27 разів, а зворотної – лише у дев'ять разів. Рівновага системи змістилося у бік освіти SO 3 .

Приклад 6.Обчисліть, у скільки разів збільшиться швидкість реакції, що протікає в газовій фазі, при підвищенні температури від 30 до 70 0 С, якщо коефіцієнт температури температури дорівнює 2.

Рішення.Залежність швидкості хімічної реакції від температури визначається емпіричним правилом Вант-Гоффа за формулою

Отже, швидкість реакції при 70°З більшої швидкості реакції при 30°С у 16 разів.

Приклад 7.Константа рівноваги гомогенної системи

СО(г) + Н 2 О(г) СО 2 (г) + Н 2 (г) за 850°С дорівнює 1. Обчисліть концентрації всіх речовин при рівновазі, якщо вихідні концентрації: [ЗІ] ІСХ = 3 моль/л, [Н 2 Про] ІСХ = 2 моль/л.

Рішення.При рівновазі швидкості прямої та зворотної реакцій рівні, а відношення констант цих швидкостей постійно називається константою рівноваги даної системи:

V np = До 1[ЗІ][Н 2 Про]; V o б p = До 2 [З 2] [Н 2];

За умови завдання дано вихідні концентрації, тоді як у вираз До рвходять лише рівноважні концентрації всіх речовин системи. Припустимо, що на момент рівноваги концентрація [СО 2 ] Р = хмоль/л. Відповідно до рівняння системи кількість молей водню, що утворився, при цьому буде також хмоль/л. За стільки ж молей (хмоль/л) СО і Н 2 Про витрачається для освіти хмолей СО 2 та Н 2 . Отже, рівноважні концентрації всіх чотирьох речовин (моль/л):

[З 2 ] Р = [Н 2 ] р = х;[ЗІ] Р = (3-х); P = (2-х).

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

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

Таким чином, шукані рівноважні концентрації: [СО 2] Р = 1,2 моль/л; [Н 2] р = 1,2 моль/л; [ЗІ] Р = 3 - 1,2 = 1,8 моль/л; [Н 2 Про] Р = = 2-1,2 = 0,8 моль/л.

Приклад 8.Ендотермічна реакція розкладання пента-хлориду фосфору протікає за рівнянням

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

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

Рішення.Усуненням або зсувом хімічної рівноваги називають зміну рівноважних концентрацій реагуючих речовин в результаті зміни однієї з умов реакції. Напрямок, у якому змістилася рівновага, визначається за принципом Ле Шательє: а) оскільки реакція розкладання РС1 5 ендотермічна (∆Н > 0), то для зміщення рівноваги у бік прямої реакції потрібно підвищити температуру: б) оскільки в цій системі розкладання РС1 5 веде до збільшення обсягу (з однієї молекули газу утворюються дві газоподібні молекули), то для усунення рівноваги у бік прямої реакції треба зменшити тиск; в) усунення рівноваги у зазначеному напрямку можна досягти як збільшенням концентрації РС1 5 , так і зменшенням концентрації РСl 3 або С1 2 .