4.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Если система находится в состоянии равновесия, то она будит пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными.

Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого – либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

Рассмотрим каждый из этих случаев.

1. При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Например, для реакции

Введем в систему дополнительно некоторое количество водорода. Согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции – реакции синтеза HI, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном, т.е. равновесие смещается вправо, т.е. в направлении течения прямой реакции. При обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево – в направлении обратной реакции.

2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

Для реакции

увеличение давления должно смещать равновесие вправо (слева число моль газов равно 3, справа – 2).

В том случае, когда реакция протекает без изменения числа молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или при расширении системы. Например, в системе

равновесие не нарушается при изменении объема; выход HI не зависит от давления.

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

Так, синтез аммиака представляет собой экзотермическую реакцию (ΔН<0)

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе сдвигается влево – в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты.

Наоборот, синтез оксида азота (II) представляет собой эндотермическую реакцию (ΔН > 0)

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе сдвигается вправо в сторону образования NO.

Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах нарушения химического равновесия, представляют собой частные случаи общего принципа Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

Гетерогенное химическое равновесие также подчиняется принципу Ле Шателье, но твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия.

4.7. Решение типовых задач

Пример 1. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляли по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НI – 0,03 моль/л. Вычислить константу равновесия.

Решение. Из уравнения реакции

видно, что на образование 0,03 моля НI расходуется 0,015 моля водорода и столько же йода, следовательно, их равновесные концентрации равны и составляют 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л, а константа равновесия

.

Пример 2. В системе равновесные концентрации веществ=0,3 моль/л,=0,2 моль/л и=1,2 моль/л. Вычислить константу равновесия системы и начальные концентрации хлора и окиси углерода.

Решение. Из уравнения реакции видно, что для образования 1,2 моля расходуется по 1,2 моляи. Следовательно, исходная концентрация хлора 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л, окиси углерода 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л. Константа равновесия

Пример 3. Во сколько раз возрастет скорость реакции взаимодействия оксида углерода (II) с кислородом, если концентрации исходных веществ увеличить в три раза?

Решение. 1) Записываем уравнение реакции:

Согласно закону действующих масс

2) Обозначим , тогда:

3) При повышении концентрации исходных веществ в 3 раза получим:

, а

4) Рассчитываем скорость реакции :

, а

, т.е. скорость реакции возрастет в 27 раз.

Пример 4. Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры на 40˚С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Решение. Согласно правилу Вант – Гоффа:

, т.е. скорость реакции возрастет в 81 раз.

Пример 5. Реакция при температуре 30˚С протекает за 2 минуты. За сколько времени закончится эта реакция при температуре 60˚С, если температурный коэффициент скорости равен 2?

Решение. 1) В соответствии с правилом Вант – Гоффа:

2) Скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:

Пример 6. Реакция образования оксида азота (IV) выражается уравнением

.

Как изменится скорость прямой и обратной реакций, если увеличить давление в 3 раза, а температуру оставить постоянной? Вызовет ли это изменение скорости смещение равновесия?

Решение. Пусть до увеличения давления равновесные концентрации оксида азота (II), кислорода и оксида азота (IV) были: [NO] = a, [O₂] = b,

[NO₂] = c, тогда скорость прямой реакции

,

скорость обратной реакции

.

При увеличении давления в 3 раза во столько же раз увеличатся концентрации всех реагентов: [NO] = 3a, [O₂] = 3b, [NO₂] = 3c.

Скорость прямой реакции станет:

Скорость обратной реакции станет:

.

Скорость прямой реакции возросла в 27 раз, а обратной – в 9 раз. Равновесие сместится в сторону прямой реакции, что согласуется с принципом Ле Шателье.

Пример 7. Как влияют на равновесие в системе

, (ΔН<0)

а) понижение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации исходных веществ?

Решение. Согласно принципу Ле Шателье понижение давления приведет к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к увеличению ее объема, т.е. в сторону обратной реакции. Повышение температуры приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону обратной реакции. И, наконец, увеличение концентрации исходных веществ приведет к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, т.е. в сторону прямой реакции.

Пример 8. Рассмотрим химическое равновесие

Определим равновесные концентрации NH₃ для двух равновесных смесей:

1. [N₂] = 0,1 M и [H₂] = 0,1 M.

2. [N₂] =1,0 M и [H₂] = 0,1 M.

Константа равновесия К = 6,0 ∙ 10^-2 при 525 ˚С

Решение. Составим выражение для константы химического равновесия, подставим в него известные величины и произведем вычисления.

Первый вариант химического равновесия:

откуда

Второй вариант химического равновесия

откуда

Вывод. При увеличении в равновесной смеси концентрации N₂ (реагента) повышается концентрация NH₃ (продукта реакции).