2.3 Влияние температуры

Влияние температуры на положение химического равновесия обусловлено тем, что температура по-разному влияет на скорость прямой и обратной химических реакций. Повышение (понижение) температуры увеличивает (уменьшает) скорость прямой и обратной реакции, но в разное количество раз.

Согласно правилу Вант-Гоффа, повышение температуры вызывает интенсификацию протекания эндотермических химических процессов, а понижение температуры – экзотермических процессов. Следовательно, если прямая реакция экзотермическая, то увеличение температуры приведёт к смещению равновесия в сторону образования исходных веществ (так как обратная реакция будет эндотермической), а уменьшение температуры – в сторону конечных веществ. Опять же следует подчеркнуть противодействие равновесной системы действию внешнего фактора – изменению температуры. Рост температуры интенсифицирует протекание эндотермических реакций, приводящих к понижению температуры, и наоборот.

2.4 Принцип Ле-Шателье – Брауна. Оптимальные условия осуществления химического процесса

Влияние всех вышеперечисленных факторов (концентрации, давления, температуры) можно объединить в виде единого правила, получившего название принципа Ле-Шателье – Брауна или принципа подвижного равновесия. Существуют различные формулировки его. Одна из наиболее распространённых: если в равновесной системе изменить одно из внешних условий, влияющих на положение химического равновесия (концентрацию, давление или температуру), то в системе усилятся процессы, приводящие к компенсации внешнего воздействия. При этом система переходит из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям. Обусловлено это тем, что воздействие внешних факторов по-разному изменяет скорости прямого и обратного химических процессов.

Рассмотрим приложение принципа Ле-Шателье – Брауна для конкретного химического равновесия

(24)

Увеличение концентрации N₂ и H₂ или уменьшение концентрации NH₃ вызовет противодействие системы, которая будет проявляться в уменьшении концентрации N₂ и H₂ и увеличении концентрации NH₃ за счёт более интенсивного протекания процесса слева направо. Обратный процесс усилится при увеличении концентрации NH₃ и уменьшении концентрации N₂ и H₂.

Повышение внешнего давления вызовет сдвиг химического равновесия в сторону образования NH₃, так как два моля аммиака будут производить меньшее давление, чем четыре моля газообразных веществ слева (1 моль азота + 3 моля водорода). Обратный эффект, т.е. сдвиг равновесия в сторону исходных веществ, вызовет уменьшение внешнего давления.

Реакция синтеза аммиака является экзотермическим процессом (знак «-» соответствует выделению тепла системой). Поэтому повышение температуры усилит протекание эндотермического процесса, т.е. реакцию разложения аммиака на азот и водород. И, наоборот, понижение температуры вызовет сдвиг химического равновесия вправо, в сторону образования аммиака, т.е. усиление экзотермического процесса будет противодействовать внешнему фактору – понижению температуры.

Исходя из вышеизложенного, можно определить оптимальные условия осуществления синтеза аммиака (получения его с максимальным выходом). Во-первых, повышение концентрации исходных веществ (причём концентрация Н₂ влияет на выход NH₃ в большей степени, так как входит в выражение ЗДМ в третьей степени) и понижение концентрации аммиака (путём его вывода из системы, например, конденсацией). Во-вторых, использование высоких давлений при проведении процесса. Верхний предел используемых давлений определяется свойствами конструкционного материала, из которого изготовлен реакционный аппарат. В-третьих, проведение реакции синтеза аммиака при возможно низких температурах. Это будет способствовать повышению выхода аммиака.

Однако уменьшение температуры будет вызывать резкое уменьшение скорости реакции синтеза аммиака. В данном случае реакция взаимодействия азота с водородом при обычно используемых давлениях в несколько сот атмосфер (10⁷Па) начинает идти с заметной скоростью при температурах 600-650 ⁰С, но при этом равновесие практически полностью смещено влево, выход аммиака весьма незначительный. Ниже 600 ⁰С скорость реакции синтеза аммиака практически равна нулю. Использование температуры порядка 450 ⁰С, при которой равновесие синтеза аммиака практически полностью смещено вправо, становится проблематичным.

Выход из создавшегося положения – использование катализатора (в данном случае специальным образом восстановленного железа), который позволяет при более низких температурах резко увеличивать скорость химической реакции между H₂ и N₂. Таким образом с помощью катализатора процесс синтеза аммиака осуществляют при 450 ⁰С и повышенных давлениях, т.е. в условиях, когда химическое равновесие (24) полностью смещено в желаемую для нас сторону.

Следует подчеркнуть отличие в действии на равновесную систему температуры и катализатора. Увеличение температуры повышает скорости прямой и обратной химических реакций в разное количество раз и тем самым смещает химическое равновесие, часто в нежелательную для нас сторону. В то же время катализатор увеличивает скорости обеих реакций в одинаковое количество раз и таким образом не вызывает смещения химического равновесия.