Положение химического равновесия зависит от следующих параметров химической реакции: температуры, давления и концентрации веществ. Влияние указанных факторов на равновесие обратимой химической реакции, подчиняется закономерности, которая была в общем виде высказана в 1884 году французским физико-химиком Ле Шателье; подтверждена в том же году голландским физико-химиком Вант-Гоффом и в 1887 году термодинамически обоснована немецким физиком Брауном. Поэтому полное название этой закономерности принцип Ле Шателье-Вант Гоффа-Брауна, или сокращенно – принцип Ле Шателье. Принцип Ле Шателье имеет и другие названия: принцип подвижного равновесия и принцип смещения равновесия.
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система изменяет состояние равновесия таким образом, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия
То есть, равновесная химическая система способна нивелировать влияние изменения внешних условий.
Принцип Ле Шателье касается смещения состояния динамического химического равновесия.
Влияние температуры на смещение химического равновесия
Все химические реакции протекают с изменением энтальпии. В каждой обратимой реакции одно из ее направлений является экзотермическим процессом, а другое – эндотермическим.
Пример.
В реакции синтеза аммиака
N2 (газ) + 3H2 (газ) ⇄ 2NH3; ΔH0 = -92 кДж
прямая реакция является экзотермической, а обратная реакция – эндотермическая.
При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции
При понижении температуры химическое равновесие смещается в направлении экзотермической реакции
Любая эндотермическая реакция поглощает тепловую энергию (кинетическая энергия превращается в химическую энергию). Реакционная система меняет свое первоначальное равновесное состояние под воздействием теплоты, пока не будет достигнуто новое положение равновесного состояния.
Пример.
В процессе синтеза аммиака снижение температуры способствует образованию аммиака (то есть реакция образования аммиака является экзотермической реакцией). Повышение температуры способствует протеканию обратной реакции – разложение аммиака (эндотермическая реакции):
|
t, *C |
300 |
400 |
500 |
600 |
700 |
|
ω%(NH3)об. |
63 |
36 |
18 |
8 |
4 |
Положение равновесия реакции синтеза аммиака при относительно низких температурах (300*С) смещено в сторону образования NH3, а при относительно высоких температурах (700*С) – в сторону образования смеси исходных веществ H2 и N2.
Влияние давления на смещение химического равновесия
Изменение давления влияет на смещение химического равновесия всех химических реакций, в которых реагенты и продукты находятся в газообразном состоянии, и которые сопровождаются изменением объема, если изменяется количество веществ при переходе от реагентов к продуктам.
При повышении давления равновесие смещается в направлении образования веществ (реагентов или продуктов), которые занимают меньший объем
При снижении давления равновесие смещается в направлении образования веществ (реагентов или продуктов), которые занимают больший объем
То есть, при изменении давления в реакционной системе развивается та химическая реакция (прямая или обратная), которая ослабляет эффект внешнего воздействия.
Пример.
При синтезе аммиака 1 моль азота и 3 моль водорода образуют 2 моль аммиака, то есть одна объемная доля N2 и три объемные доли H2 преобразуются в две объемные доли NH3:
Как видим, от реагентов к продуктам первоначальный объем, который занимают газы, снижается в два раза. Следовательно, при повышении давления равновесие системы пропорционально смещается в сторону образования аммиака.
|
p, МПа |
0,1 |
10 |
20 |
30 |
60 |
100 |
|
ω%(NH3)об. |
0,40 |
26 |
36 |
46 |
66 |
80 |
При относительно высоком давлении (80 МПа) положение равновесия смещается в сторону образования NH3, а при относительно низком давлении – в сторону смеси N2 и H2.
Влияние концентрации на смещение химического равновесия
При повышении концентрации одного из реагентов равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции
При повышении концентрации одного из продуктов равновесие системы смещается в сторону образования реагентов
Такое влияние проявляется только при добавлении в реакционную смесь лишь одного реагента или продукта; количество других реагентов или продуктов остаются неизменными и расходуются в процессе протекания химической реакции, пока не будет достигнуто новое состояние равновесия системы.
Пример.
Контактный метод получения серной кислоты требует как можно более полного преобразования диоксида серы в триоксид серы:
2SO2 + O2 ⇄ 2SO3
Увеличить выход SO3 в контексте изменения концентраций реагентов, можно следующими способами:
- Повысить концентрацию SO2 (не рентабельно и экологически опасно);
- Повысить концентрацию O2.
В производстве серной кислоты большая степень конверсии SO2 в SO3 достигается при избытке в системе воздуха обогащенного кислородом.
В водном растворе хлорида меди (II) протекает равновесная реакция
Cu2+ + 3Cl– ⇄ [CuCl3]–
Равновесное состояние при низкой концентрации Cl– смещается в сторону реагентов – раствор имеет голубую окраску. Если в раствор добавить избыток хлорид-ионов (например, добавив раствор соляной кислоты) равновесное состояние смещается в сторону образования продуктов и окраска раствора меняется на зеленый цвет.