8.3: Принцип Ле Шательє

Last updated
Save as PDF

Page ID: 23175

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Результати навчання

Визначте принцип Ле Шательє.
Передбачте, як зміна кількості речовин, температури або тиску вплине на кількість реагентів і продуктів, присутніх в рівновазі.

Принцип Ле Шательє

Хімічну рівновагу вивчив французький хімік Анрі Ле Шательє (1850 - 1936), і його опис того, як система реагує на напругу на рівновагу, стало відомим як принцип Ле Шательє: Коли хімічна система, яка знаходиться в рівновазі, порушується стресом, система буде реагувати для того, щоб зняти стрес. Стреси до хімічної системи припускають зміни концентрацій реагентів або продуктів, зміни температури системи або зміни тиску в системі. Кожне з цих наголосів ми обговоримо окремо. Зміна положення рівноваги в кожному випадку є або прихильністю прямої реакції, або сприяння зворотній реакції. Коли сприятлива пряма реакція, концентрації продуктів збільшуються, тоді як концентрації реагентів зменшуються. Коли сприятлива зворотна реакція, концентрації продуктів зменшуються, тоді як концентрації реагентів збільшуються.

\[\begin{array}{lll} \textbf{Original Equilibrium} & \textbf{Favored Reaction} & \textbf{Result} \\ \ce{A} \rightleftharpoons \ce{B} & \text{Forward:} \: \ce{A} \rightarrow \ce{B} & \left[ \ce{A} \right] \: \text{decreases}; \: \left[ \ce{B} \right] \: \text{increases} \\ \ce{A} \rightleftharpoons \ce{B} & \text{Reverse:} \: \ce{A} \leftarrow \ce{B} & \left[ \ce{A} \right] \: \text{increases}; \: \left[ \ce{B} \right] \: \text{decreases} \end{array}\]

Вплив концентрації

Зміна концентрації однієї з речовин в системі рівноваги зазвичай передбачає або додавання, або видалення одного з реагентів або продуктів. Розглянемо процес Haber-Bosch для промислового виробництва аміаку з азоту і водневих газів.

\[\ce{N_2} \left( g \right) + 3 \ce{H_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{NH_3} \left( g \right)\]

Якщо концентрація однієї речовини в системі збільшується, система реагуватиме, сприяючи реакції, яка видаляє цю речовину. Коли\(\ce{N_2}\) додається більше, реакція вперед буде сприяти тому, що пряма реакція використовує\(\ce{N_2}\) і перетворює її в\(\ce{NH_3}\). Пряма реакція тимчасово прискорюється в результаті додавання реагенту. Положення рівноваги зміщується в міру того, як\(\ce{NH_3}\) виробляється більше. Концентрація\(\ce{NH_3}\) збільшується, при цьому концентрації\(\ce{N_2}\) і\(\ce{H_2}\) зменшуються. Через деякий час відновлюється рівновага з новими концентраціями всіх трьох речовин. Як видно на малюнку нижче, якщо додати більше\(\ce{N_2}\), нова рівновага досягається системою. Нова\(\ce{NH_3}\) концентрація вище через прихильність реакції вперед. Нова концентрація\(\ce{H_2}\) нижча.\(\ce{N_2}\) Концентрація вище, ніж в початковому рівновазі, але трохи знизилася після додавання того,\(\ce{N_2}\) що порушило початкове рівновагу. Відповідаючи таким чином, значення постійної рівноваги для реакції\(K_\text{eq}\), не змінюється в результаті навантаження на систему.

Іншими словами, кількість кожної речовини різна, але співвідношення кількості кожного залишається однаковим.

Якби\(\ce{NH_3}\) було додано більше, зворотна реакція була б сприятливою. Це «прихильність» реакції означає тимчасове прискорення реакції в цьому напрямку до відновлення рівноваги. Нагадаємо, що після відновлення рівноваги швидкості прямої і зворотної реакцій знову рівні. Додавання\(\ce{NH_3}\) призведе до збільшення утворення реагентів,\(\ce{N_2}\) і\(\ce{H_2}\).

Рівновага також може порушуватися видаленням одного з речовин. Якщо концентрація речовини зменшується, система реагує, сприяючи реакції, яка замінює цю речовину. У промисловому процесі Хабер-Бош\(\ce{NH_3}\) видаляється з системи рівноваги в міру протікання реакції. Як результат, пряма реакція сприяє тому, що\(\ce{NH_3}\) виробляється більше. Концентрації\(\ce{N_2}\) і\(\ce{H_2}\) зменшуються. Постійне видалення зрештою змусить реакцію перейти до завершення, поки всі реагенти не\(\ce{NH_3}\) будуть вичерпані. Якби\(\ce{N_2}\) або\(\ce{H_2}\) були видалені з системи рівноваги, зворотна реакція буде сприятливою і концентрація\(\ce{NH_3}\) зменшиться.

Вплив змін концентрації на рівноважну систему за принципом Ле Шательє узагальнено в таблиці нижче.

Таблиця\(\PageIndex{1}\)
Стрес	Відповідь
додавання реагенту	вперед реакція сприятлива
додавання продукту	зворотна реакція сприятлива
видалення реагенту	зворотна реакція сприятлива
видалення продукту	вперед реакція сприятлива

Вплив температури

Підвищення або зменшення температури системи при рівновазі також є напругою для системи. Рівняння для процесу Габера-Боша записано знову нижче, як термохімічне рівняння (тобто містить інформацію про енергію, отриману або втрачену при виникненні реакції).

\[\ce{N_2} \left( g \right) + 3 \ce{H_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{NH_3} \left( g \right) + 91 \: \text{kJ}\]

Пряма реакція є екзотермічним напрямком\(\ce{NH_3}\): утворення виділень тепла, тому це показано як продукт. Зворотною реакцією є ендотермічний напрямок: у міру\(\ce{NH_3}\) розкладання до\(\ce{N_2}\) і\(\ce{H_2}\), тепло поглинається. Збільшення температури для цього схоже на додавання продукту, оскільки тепло виділяється реакцією. Якщо додати продукт, то реакція протікає до утворення більшої кількості реагентів. Зниження температури для цієї системи було б схоже на видалення продукту, який сприяв утворенню більшої кількості продуктів. Сума\(\ce{NH_3}\) буде збільшуватися, а кількість\(\ce{N_2}\) і\(\ce{H_2}\) зменшиться.

За зміни концентрації система реагує таким чином, що значення постійної рівноваги, залишається\(K_\text{eq}\) незмінним. Однак зміна температури зміщує рівновагу і\(K_\text{eq}\) значення або збільшується, або зменшується. Як обговорювалося в попередньому розділі, значення\(K_\text{eq}\) залежать від температури. При підвищенні температури системи для процесу Хабер-Боша результуючий зсув рівноваги в бік реагентів означає, що\(K_\text{eq}\) значення зменшується. При зниженні температури зсув рівноваги в бік продуктів означає, що\(K_\text{eq}\) величина збільшується.

Принцип Ле Шательє, пов'язаний зі змінами температури, можна легко проілюструвати реакцією, в якій тетроксид азоту знаходиться в рівновазі з діоксидом азоту.

\[\ce{N_2O_4} \left( g \right) + \text{heat} \rightleftharpoons 2 \ce{NO_2} \left( g \right)\]

Тетроксид азоту\(\left( \ce{N_2O_4} \right)\) безбарвний, тоді як діоксид\(\left( \ce{NO_2} \right)\) азоту темно-коричневого кольору. Коли\(\ce{N_2O_4}\) розпадається на\(\ce{NO_2}\), тепло поглинається (ендотермічний) відповідно до реакції вперед вище. Тому підвищення температури (додавання тепла) системи сприятиме реакції вперед. І навпаки, зниження температури (відведення тепла) сприятиме зворотній реакції.

Вплив тиску

Зміна тиску рівноважної системи, в якій беруть участь гази, також є напругою для системи. Зміна тиску на рідину або тверду речовину надає незначний ефект. Повернемо знову рівновагу для процесу Хабер-Боша. Уявіть, що гази містяться в закритій системі, в якій обсяг системи регулюється регульованим поршнем, як показано на малюнку нижче.

У крайньому лівому куті реакційна система містить в першу чергу\(\ce{N_2}\) і\(\ce{H_2}\), з лише однією молекулою\(\ce{NH_3}\) присутньої. У міру того, як поршень штовхається всередину, тиск системи збільшується за законом Бойла. Це стрес до рівноваги. На середньому зображенні така ж кількість молекул тепер обмежена меншим простором, і тому тиск збільшився. За принципом Ле Шательє система реагує на те, щоб зняти стрес. На зображенні праворуч прихильна реакція вперед і\(\ce{NH_3}\) виробляється більше. Загальний результат - зменшення кількості молекул газу у всій системі. Це, в свою чергу, знижує тиск і забезпечує полегшення початкового напруги підвищення тиску. Збільшення тиску на рівноважну систему сприяє реакції, яка виробляє менше загальних молів газу. У цьому випадку сприятливою є пряма реакція.

Зниження тиску на вищевказаній системі може бути досягнуто шляхом витягування поршня назовні, збільшення обсягу ємності. Рівновага відповіла б, сприяючи зворотній реакції, в якій\(\ce{NH_3}\) розкладається на\(\ce{N_2}\) і\(\ce{H_2}\). Це пов'язано з тим, що загальна кількість молекул газу збільшиться, а також тиск. Зниження тиску на рівноважну систему сприяє реакції, яка виробляє більше загальних молів газу. Це підсумовано в таблиці нижче.

Таблиця\(\PageIndex{2}\)
Стрес	Відповідь
підвищення тиску	реакція виробляє менше молекул газу
зниження тиску	реакція виробляє більше молекул газу

Як і зміни концентрації,\(K_\text{eq}\) значення для даної реакції незмінне зміною тиску. Кількість кожної речовини зміниться, але співвідношення не буде. Важливо пам'ятати при аналізі впливу зміни тиску на рівновагу, що впливають тільки гази. Якщо певна реакція включає рідини або тверді речовини, їх слід ігнорувати. Наприклад, карбонат кальцію розкладається відповідно до рівноважної реакції:

\[\ce{CaCO_3} \left( s \right) \rightleftharpoons \ce{CaO} \left( s \right) + \ce{O_2} \left( g \right)\]

Кисень - єдиний газ в системі. Збільшення тиску системи уповільнює швидкість розкладання,\(\ce{CaCO_3}\) оскільки зворотна реакція сприятлива. Коли система містить рівні молі газу по обидва боки рівняння, тиск не впливає на положення рівноваги, як при утворенні\(\ce{HCl}\) з\(\ce{H_2}\) і\(\ce{Cl_2}\).

\[\ce{H_2} \left( g \right) + \ce{Cl_2} \left( g \right) \rightleftharpoons 2 \ce{HCl} \left( g \right)\]