III. Химическое равновесие

Реакции, которые протекают в одном направлении и идут до конца, называются необратимыми. Их не так много. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца. Например, реакция J 2 + H 2 D 2HJ при 350°С является типичной обратимой реакцией. В этом случае устанавливается подвижное химическое равновесие и скорости прямого процесса и обратного делаются равными.

Химическое равновесие – такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

Химическое равновесие называют динамическим равновесием. При равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно.

Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями. Обычно их обозначают при помощи квадратных скобок, например, , , .

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константной химического равновесия. Для реакции в общем виде: mA + nB = pC + qD

Константа химического равновесия имеет вид:

Она зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации. Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, если концентрации каждого из реагирующих веществ равна 1 моль/л. В этом физический смысл К.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию одной из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

Следует отметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому на смещение равновесия влияние не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.

Примеры решения задач

Пример 1.

Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции, зная, что с повышением температуры на 70 °С скорость возрастает в 128 раз.

Решение:

Для расчета используем правило Вант-Гоффа:

Ответ: 2

Пример 2.

При какой температуре закончится некоторая реакция за 0,5 мин, если при 70°С она заканчивается за 40 мин? Температурный коэффициент реакции равен 2,3.

Решение:

Для расчета используем правило Вант-Гоффа. Находим t 2:

Ответ: 122,6 0 С

Пример 3.

Во сколько раз изменится скорость прямой реакции N 2 (г)+3Н 2 (г)=NH 3 (г), если давление в системе увеличить в 2 раза?

Решение:

Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации реагирующих веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону действия масс, начальная скорость реакции равна V н = k·· 3 .

После увеличения давления в 2 раза концентрации азота и водорода увеличатся в 2 раза, и скорость реакции станет равна V к = k·2·2 3 3 = k·32· 3 . Отношение V к /V н показывает, как изменится скорость реакции после изменения давления. Следовательно, V к /V н = k·32· 3 /(k·· 3) = 32.

Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.

Пример 4.

Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению РС1 5 (г) ↔ РС1 3 (г) + С1 2 (г) ; ∆Н = +92,59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РС1 5 ?

Решение:

Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая ( H > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру: б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так и уменьшением концентрации РС1 3 или Сl 2 .

Влияние температуры

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции , при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции . В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

в системах с газовой фазой - уравнением изохоры Вант-Гоффа

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

Например, в реакции синтеза аммиака

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

Влияние давления

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Влияние инертных газов

Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Принцип Ле Шателье" в других словарях:

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ - предложенный А. Ле Шателье (1884) и термодинамически обоснованный К. Брауном (1887) принцип, согласно которому внешнее воздействие, выводящее систему из равновесия, стимулирует в ней процессы, стремящиеся ослабить результаты этого воздействия.… … Экологический словарь

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ, этот принцип был провозглашен в 1888 г. французским химиком Анри Луи Ле Шателье (1850 1936). Он формулируется следующим образом: если потревожить систему, находящуюся в состоянии РАВНОВЕСИЯ, то система стремится нейтрализовать … Научно-технический энциклопедический словарь

принцип Ле Шателье - см. принцип смещения химического равновесия … Химические термины

Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы… … Википедия

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

принцип смещения химического равновесия - (принцип Ле Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Анри Луи Ле Шателье Анри Луи Ле Шателье (фр. Henri Louis Le Chatelier; 8 октября 1850, Париж 17 сентября 1936, Мирибель лез Эшель) французский физик и химик. Содержание 1 Биография … Википедия

Анри Луи Ле Шателье фр. Henri Louis Le Chatelier … Википедия

Книги

Принципы движения экономической системы. Монография , Куснер Юрий Семенович, Царев Игорь Геннадьевич. Представлены в аналитическом виде основные уравнения движения экономической системы и решена задача поиска адекватных методов управления ее движением. Использован математический аппарат,…

Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца , явление Пельтье) .

Если внешние условия изменяются, это приводит к изменению равновесных концентраций веществ. В этом случае говорят о нарушении или смещении химического равновесия.

Химическое равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении любого из следующих параметров:

температуры системы, то есть при её нагревании или охлаждении
давления в системе, то есть при её сжатии или расширении
концентрации одного из участников обратимой реакции

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

✪ Принцип Ле Шателье

✪ 84. Принцип Ле-Шателье. Смещение равновесия (часть 1)

✪ Химия. 11 класс, 2014. Смещение химического равновесия. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»

Субтитры

Скажем, у нас протекала реакция. Молекула A плюс молекула B в динамическом равновесии с молекулами C плюс D... плюс D. Это означает, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Здесь будут некоторые равновесные концентрации A, B, C и D, и, если захотим, мы можем вычислить константу равновесия. И повторю еще раз. Я уже говорил это раньше раза четыре. То, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, не значит, что равны все концентрации. Концентрации молекул могут быть очень разными. Они просто не меняются, так как скорости реакций одинаковы. С учетом того, что имеется равновесие, что произойдет, если я добавлю больше A в систему? Напомню, что она была в равновесии. Концентрации были постоянными. Теперь я добавляю больше A в систему. Теперь шансы того, что частицы A и B (даже несмотря на то, что я не добавляю больше молекул B) будут сталкиваться, немного выше, так что прямая реакция будет протекать с большей вероятностью. При увеличении количества молекул A, будет больше соударений с B, в итоге их станет немного меньше. Потому что они будут поглощены. При этом количество С и D будет заметно возрастать, что важно. Вот что произошло бы при добавлении A. Они сталкивались бы больше с B, и скорость прямой реакции стала бы выше, чем скорость обратной. Реакция шла бы в этом направлении. Затем стало бы больше C и D, они бы тоже чаще соударялись, и реакция шла бы в обратном направлении. В конце концов, возникло бы новое равновесие. Суть в том, что у вас будет слева больше A, но несколько меньше B, потому что вы не добавляли B. Больше B будет истрачено на реакцию с этими A, которые вы добавили. И тогда будет получаться больше C и D при равновесии. А если бы вы добавили больше A и больше B... Скажем, если бы вы добавили больше B, то реакция пошла бы в прямом направлении еще интенсивнее. Это, конечно, и так понятно. Очевидно, что если вы воздействуете на эту реакцию добавлением на этой стороне, то естественно она будет идти в направлении, которое снимает воздействие. Если вы добавите больше A, то у вас будет больше A, соударяющихся с B, и она пойдет в том направлении и возможно израсходует немного больше B. Если вы добавите оба вида молекул, то в целом реакция будет идти в этом направлении. Аналогично... Нужно переписать реакцию. Другим цветом. A плюс B, C плюс D. Если я добавлю больше C (я думаю, вы уловили здесь смысл), что произойдет? Количество A и B повысится, и, возможно, будет потребляться немного больше D. Затем, если вы добавили C и D, то, конечно, будет намного больше A и B. Этот вывод кажется довольно очевидным, но у него есть красивое название, оно называется... и называется принцип Ле Шателье. Ле Шателье. Итак, Ле Шателье. Мне нужно быть внимательным с тем, как я пишу. Он гласит: когда вы воздействуете на реакцию, которая находится в равновесии, она будет предпочитать направление, ослабляющее это воздействие. «Воздействие на реакцию» - это, например, добавление больше A, и реакция пойдет в прямом направлении для ослабления воздействия этого возросшего А. Воздействие здесь представляет собой какое-либо изменение. Вы меняете одно по отношению к другому. А до этого все элементы были сбалансированы. Проанализируем некоторые ситуации с учетом принципа Ле Шателье. Даны A плюс B... A плюс B плюс тепло, и на выходе получается C плюс D. И плюс некоторое количество E. Добавим тепло в эту систему, посмотрим, что произойдет. Для того чтобы реакция протекала в прямом направлении, необходимо тепло. Чем больше тепла, тем более вероятен прогресс в прямом направлении. Принцип Ле Шателье гласит, что когда мы воздействуем на эту реакцию, добавляя тепло, реакция будет предпочитать направление, которое снимает данное воздействие. Для снятия воздействия (у вас больше этого на входе) у вас увеличится потребление A. Стабильная концентрация А при достижении равновесия понизится. Количество В понизится, потому что эти молекулы будут активнее расходоваться. Прямая реакция происходит быстрее. И количество C, D и E возрастает. А что если вы поступите противоположным образом? Так, сейчас сотру... Вместо добавления тепла, вы отводите тепло. Понижаете температуру. Итак, если вы отнимете тепло, что получится? Получится преобладание в другом направлении, потому что здесь будет меньше тепла. Меньше тепла для протекания реакции, и эта скорость начнет преобладать над этой скоростью. При снижении температуры, скорость этой реакции будет снижаться, а этой - возрастать, произойдет изменение концентрации в этом направлении, то есть обратная реакция будет преобладающей. Теперь рассмотрим давление. Мы ранее упоминали о процессе Габера. И вот реакция для процесса Габера. Газообразный азот плюс 3 моля газообразного водорода в равновесии с 2 молями газообразного аммиака. Что будет происходить, если я приложу давление к этой системе? Я буду прилагать давление. Что происходит в этом случае? Происходит сжатие, хотя объем не обязательно уменьшается, но это приводит к тому, что все молекулы стремятся быть ближе друг к другу. Теперь, когда молекулы близко друг к другу, воздействие давления может быть снято, если мы на выходе получим меньше молекул. Сейчас я вам объясню этот момент. PV равно nRT. Мы встречали это много раз, верно? Можно записать P равно nRT / V. Если мы увеличим давление, как можно снять это воздействие? Напомню, что принцип Ле Шателье гласит: что бы ни происходило, все будет стремиться к уменьшению воздействия. Реакция будет идти в направлении, которое уменьшает воздействие. Если мы уменьшим количество молекул, то это уменьшит давление, верно? Будет меньше молекул, сталкивающихся друг с другом. Если мы уменьшим количество молекул здесь. Это не лучший способ записи, это не точное равенство, но я хочу, чтобы вы порассуждали таким образом. Так, лучше сотру это. Это, вероятно, было не совсем понятно. Итак, продолжим. У меня есть емкость... Нет, слишком ярко... Нет, то же самое... Итак, вот емкость, и я прилагаю к ней давление. Пусть в одной емкости у меня будет 2 молекулы, нет, лучше 4. А здесь пусть будет только 2 молекулы. В обеих емкостях реакция может идти между этими молекулами. Эти 4 могут соединиться и образовать 2 молекулы. Я использую наш пример. Молекула азота – это вот эта голубая молекула. Выделю ее более отличающимся цветом. Эта коричневая молекула может соединиться с 3 водородами. И получится вот это. Это другой способ записи этой реакции, возможно, более наглядный. Теперь, если я приложу давление, к этой системе... Итак, давление я просто представляю как своего рода силу, действующую на площадь со всех сторон. Какая из этих ситуаций более вероятна для снятия воздействия? Ситуация, где у нас меньше молекул, сталкивающихся друг с другом, потому что тут проще сжать их, чем когда у вас много молекул сталкивающихся друг с другом. Это все очень условно, но дает вам понимание. Если вы приложите давление к системе... Кстати, эта стрелка не означает, что давление уменьшается. Она означает, что давление прилагается к системе. Но когда давление возрастает, какая сторона реакции будет преобладать? Реакция будет предпочитать сторону, в которой меньше молекул. С этой стороны 2 молекулы, хотя они будут, очевидно, большими молекулами, потому что, конечно, масса не теряется. А с этой стороны 4 молекулы, верно? 1 моль газообразного азота и 3 моля водорода. И просто чтобы свести все к идее, которую мы видели раньше с кинетическим равновесием, давайте просто представим вот такую реакцию. Чтобы показать, что она подчиняется принципу Ле Шателье, согласуется со всем, что мы узнали о константах равновесия. Итак, вот реакция. 2 моля, или просто коэффициент два, 2 А в газообразной форме плюс В в газообразной форме находятся в равновесии c С в газообразной форме. Скажем, изначально молярная концентрация или молярность A равна 2. А молярная концентрация В равна 6, и затем наша молярная концентрация C равна 8. Равна 8-ми. Какова здесь константа равновесия? Константа равновесия – это продукт (концентрация C, которая равна 8), деленный на 2 в квадрате из-за этого, умноженное на 6. Это равно 8/24, что равно 1/3. Допустим, мы добавили больше А, неважно насколько больше, чтобы не путаться с математикой. Но после добавления A у нас изменилась концентрация. Теперь, концентрация A равна молярности 3. Вы можете спросить себя, добавил ли я молярность 1. Нет. Я добавил, вероятно, молярность больше 1. Просто, что бы я ни добавил, реакцию сместится вправо, то есть в прямом направлении. Итак, часть вот этого поглотится и пойдет в этом направлении, но оставшееся будет здесь. Я бы мог добавить еще больше А в эту систему. Но все, что превышает 1 поглощается, и остается вот эта равновесная концентрация 3. Я не обязательно должен был добавлять 1. Можно добавить и больше. Скажем, наше новое равновесие с молярностью 12 для C, что согласуется с тем, что мы говорим. Если мы добавим некоторое количество A, то концентрация C должна возрасти, и понятно, что концентрация B должна немного уменьшиться, потому что немного больше B будет израсходовано, потому что эти молекулы будут с большей вероятностью сталкиваться с большим количеством молекул A. Посмотрим, какова новая концентрация B. Напомню, что константа равновесия остается постоянной. Наша константа равновесия будет теперь равна концентрации C. Вот наша реакция. Итак, молярность 12, не буду писать единицы, деленная на нашу новую концентрацию A, равную 3. Но вспомним реакцию. Коэффициент при A равен 2. Итак, это 3 в квадрате, умноженное на новую концентрацию для B. Здесь нет никакого коэффициента, так что мне не нужно беспокоиться о каких-либо степенях. Теперь просто посчитаем. Итак, вы получите 1/3 равную дроби 12/9 делённую на B. Если мы просто перемножим, то получим 9, умноженное на концентрацию B, равно 3, умноженному на 12, что равно 36. Поделим обе части равенства на 9. Новая концентрация B равна 4, или молярность 4. Итак, молярность B равна 4. Мы добавили больше A в реакцию. Начали с молярности 2 для A, молярности 6 для B, и 8 для C. Мы добавили больше A, реакция пошла в этом направлении, возможно, она шла туда-сюда немного. Но стабилизировалась на молярности 3 для A, молярности 12 для C. Итак, произошло увеличение С. Заметьте, что наша стабильная равновесная концентрация B уменьшилась, что согласуется с нашим утверждением, что реакция идет в том направлении, в котором получается больше C, расходуется больше B. Надеюсь, вы теперь хорошо усвоили всю теоретическую схему воздействия на реакцию и принцип Ле Шателье.

Влияние температуры

Символ +Q или −Q , записанный в конце термохимического уравнения, характеризует тепловой эффект прямой реакции. Он равен по величине тепловому эффекту обратной реакции, но противоположен ему по знаку.

Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

(d ln ⁡ K P d T) p = Δ H 0 R T 2 , {\displaystyle \left({\frac {d\ln K_{P}}{dT}}\right)_{p}={\frac {\Delta H^{0}}{RT^{2}}},}

в системах с газовой фазой - уравнением изохоры Вант-Гоффа

(d ln ⁡ K C d T) v = Δ 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}}.}

Например, в реакции синтеза аммиака

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3 + Q {\displaystyle {\mathsf {N_{2}+3H_{2}\rightleftarrows 2NH_{3}+Q}}}

тепловой эффект в стандартных условиях составляет −92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

Влияние давления

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Влияние инертных газов

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции (вправо);
При понижении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ (влево).

Анри Ле Шателье сформулировал принцип, ныне носящий его имя.

Суть принципа: система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, при внешнем воздействии (изменении температуры, давления, концентрации реагирующих веществ и т. п.) стремится вернуться в состояние равновесия, компенсируя оказанное воздействие.

Равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям.

Неоднократно высказывались гипотезы, что принцип Ла Шателье :

- можно рассматривать как вид обратной связи (есть воздействие на систему, и есть её отклик);

- возможно применять не только в области химических реакций, но и в психологии, социологии, экологии и т.п.

На существование отрицательных обратных связей в неживой Природе, вероятно, первым указал Анри Луи Ле-Шателье (1850-1936) - французский ученый в области физической химии и металлов. В 1884 году он сформулировал общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов, получивший наименование принципа Ле-Шателье. В физико-химических науках существует закон равновесия, сформулированный А. Л. Ле-Шателье. Он говорит о том, что системы, находящиеся в определённом равновесии, обнаруживают тенденцию сохранять его, оказывают внутреннее противодействие силам, его изменяющим. Например, пусть в сосуде находятся в равновесии вода и лёд при О С и нормальном давлении атмосферы. Если сосуд нагревать, то часть льда тает, поглощая теплоту и продолжая таким образом поддерживать прежнюю температуру смеси. Если увеличивать внешнее давление, то часть льда опять-таки превращается в воду, занимающую меньше объёма, что ослабляет повышающееся давление.

Другие жидкости в противоположность воде при замерзании не увеличиваются в объёме, а уменьшаются; они при тех же условиях смеси, при повышающем давлении проявляют обратное изменение: часть жидкости замерзает; давление, очевидно, так же ослабляется этим, как и в предыдущем случае. К растворам, химическим реакциям, движениям тел принцип Ле-Шателье применяется на каждом шагу, позволяя в самых различных случаях предвидеть системные изменения.

Но тот же закон, как показывают многие наблюдения, применим и к находящимся в равновесии системам биологическим, психическим, социальным. Например, человеческое тело на внешнее охлаждение отвечает тем, что усиливает внутренние окислительные и иные процессы, вырабатывающие его теплоту; на перегревание - тем, что повышает процессы испарения, отнимающие теплоту. Нормальная психика, когда в силу внешних условий для неё уменьшается количество ощущений, например когда человек попадает в тюрьму, как бы возмещает этот недостаток, усиливая работу фантазии, а также развивая внимание к мелочам; напротив, при перегрузке впечатлениями понижается внимание, направленное на частности, ослабевает деятельность фантазии и т. п.

Ясно, что вопрос о всеобщности закона Ле-Шателье не может быть поставлен и систематически исследован никакой из специальных наук: физикохимии нет дела до психических систем, биологии - до неорганических, психологии - до материальных. Но с общеорганизационной точки зрения вопрос, очевидно, не только вполне возможен, а совершенно неизбежен.

Богданов А.А. , Тектология: Всеобщая организационная наука в 2-х книгах, Книга 1, М., Экономика, 1989 г., с. 139.

В некоторых случаях вещества, получающиеся в результате реакции, либо взаимодействуют между собой, либо распадаются, и тогда в системе одновременно протекают две реакции: прямая (образуются продукты реакции) и обратная (вновь синтезируются исходные вещества). В случае совпадения скоростей прямого и обратного процессов в рассматриваемой системе наступает равновесие, которое называется химическим. Это динамичное равновесие, поскольку сама реакция не прекращается, но образуется и распадается одновременно одинаковое количество вещества. При неизменных температуре и давлении такая ситуация может сохраняться довольно долго. В графическом виде она представлена ниже. Под эквивалентной скоростью подразумевается некая константа, равная одновременно скоростям прямой и обратной реакции.

Принцип смещения химического равновесия

Принцип смещения (сдвига) равновесия открыл в 1884 году Ле Шателье. Позже его обобщил Карл Фердинанд Браун (1887 г.). Поэтому в настоящее время он носит сдвоенное название — принцип Ле Шателье-Брауна. Этот закон используется как в химии, так и в термодинамике, электродинамике, экологии и биохимии. Существует много формулировок, но суть каждой из них сводится к следующему: «При оказании на систему, находящуюся в равновесном состоянии, какого-либо воздействия, химическое равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать это изменение (т. е. система будет пытаться восстановить баланс)». Описываемый принцип можно наглядно продемонстрировать с помощью следующей системы. Имеется пружина, прикрепленная к неподвижной опоре. В состоянии покоя эта система находится в равновесии. Если пружину растянуть, то равновесие сместится в сторону внешнего воздействия. Однако при этом в системе также нарастает противодействие. И в какой-то момент силы противодействия и внешнего воздействия становятся равны друг другу, в результате чего наступает новое равновесное состояние.

Принцип Ле Шателье можно использовать только для систем, находящихся в равновесии, в противном случае результаты анализа будут неверными. Существуют три основных параметра, изменение которых вызывает смещение химического равновесия: давление, температура и концентрация химических веществ.

Температура

Изменение температуры — наиболее частая причина сдвига химического равновесия, что вполне объяснимо, ведь на этот фактор повлиять намного легче, чем, например, на давление. Здесь следует упомянуть, что реакции разделяются на два типа по термическому эффекту. Среди них следующие: экзотермические (с выделением тепла) и эндотермические (с его поглощением). Как будет смещаться в данном случае химическое равновесие? Принцип Ле Шателье в этом случае сводится к следующему: с увеличением температуры равновесие смещается в сторону реакции, проходящей с поглощением тепла, а при её уменьшении, соответственно, в противоположную сторону. Так, если для реакции, изображённой ниже, повысить температуру, равновесие сдвинется в правую сторону.

Большинство прямых реакций экзотермические, а обратных — эндотермические (это не правило, а, скорее, наблюдение, из которого можно найти множество исключений).

Давление

С изменением давления трансформируется следующий параметр системы — её объём (он увеличивается или уменьшается), поэтому воздействие с помощью этого параметра оказывает особенно сильное влияние на системы, в которых присутствуют газы. В этом случае принцип химического равновесия заключается в следующем. Если давление в системе увеличивается, то равновесие сдвигается в сторону сокращения числа молекул газа, а при уменьшении давления равновесие движется в противоположном направлении. Если число молекул газа во время реакции не изменяется, то равновесие не смещается при изменении давления, как, например, в следующей реакции.

Однако на практике такой принцип верен лишь для идеальных газов, поскольку все реальные обладают разной сжимаемостью. Таким образом, даже если число молекул газа остаётся неизменным, равновесие может зависеть от давления. На практике это будет заметно при высоких давлениях. В случае жидких и твердых веществ изменение давления фактически не влияет на равновесие из-за малых объемов, занимаемых такими веществами. При рассмотрении смешанных систем учитывают только молекулы газа.

Смещение равновесия в системе в результате изменения концентрации любого вещества, участвующего в реакции

В ходе изменения концентрации какого-либо вещества принцип Ле Шателье работает следующим образом. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции, при уменьшении количества образующихся веществ равновесие двигается в противоположную сторону.

Что будет, если добавить инертный газ

Изменить объем системы можно не только сжав ее или ослабив давление, но и путем добавления инертного газа, который не будет вступать в реакцию. Что будет с системой при добавлении в нее, например, гелия? На самом деле, скорее всего, ничего не произойдет, поскольку соотношение участвующих в реакции веществ не изменится, а для хода процесса имеет значение не общее давление системы, а парциальное каждого компонента.

Влияние катализаторов

На смещение химического равновесия количество катализатора и вообще его наличие влияния не оказывают. Это происходит ввиду того, что этот элемент одинаково ускоряет и прямую, и обратную реакцию, сохраняя равновесие в системе неизменным.

Способ изучения химического равновесия

Детальное рассмотрение химических равновесий очень важно для полного понимания процесса. Одним из наиболее часто применяемых приёмов является так называемый метод замораживания равновесий. Так, происходит быстрое охлаждение системы, находящейся в сбалансированном состоянии. Равновесие просто не успевает сместиться, а при низких температурах скорость большинства процессов замедляется практически до нуля. Благодаря этому можно полностью проанализировать состав смеси при любой температуре (концентрации веществ, участвующих в реакции, при нуле градусов будет соответствовать количеству компонентов при той температуре, с которой началось понижение). Такой опыт проводят несколько раз с реакциями, протекающими в обоих направлениях.

Существует ли полная необратимость

Полностью сдвинуть химическое равновесие в одну сторону невозможно. Даже при кажущемся абсолютном смещении всегда останется небольшое число молекул, которые будут вступать в обратную реакцию.

На практике фактически все реакции обратимы, а насколько сильно будет виден этот эффект, часто зависит от температуры (нередко равновесие просто сильно смещено в одно сторону, поэтому оно становится заметным лишь при смене условий). Именно из-за этой распространенности обратимых химических реакций изучение равновесия особенно важно.

Примеры синтезов, в которых во время производства смещается химическое равновесие

На производстве химическое равновесие обычно смещают в направлении прямой реакции для получения, соответственно, продуктов реакции. Существует множество примеров таких синтезов: получение аммиака, оксида серы (VI), оксида азота (II) и т. д.