Wpływ stężenia na równowagę chemiczną. Warunki przesunięcia równowagi reakcji odwracalnych. Wpływ katalizatora na równowagę chemiczną

wynosiły: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Wyznacz stałą równowagi i początkowe stężenie HBr.

12.3.Dla reakcji H 2(g)+S (d) H2S (d) w pewnej temperaturze stała równowagi wynosi 2. Określ stężenia równowagi H 2 i S, jeśli początkowe stężenia H 2, S i H 2 S są równe odpowiednio 2, 3 i 0 mol/l.

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O, a jeśli substancje zostaną pobrane w wymaganych proporcjach, roztwór ma odczyn obojętny i nie pozostają w nim nawet ślady kwasu solnego i wodorotlenku sodu. Jeśli spróbujesz przeprowadzić reakcję w roztworze pomiędzy powstałymi substancjami chlorkiem sodu i wodą, nie zostaną wykryte żadne zmiany. W takich przypadkach mówią, że reakcja kwasu z zasadą jest nieodwracalna, tj. nie ma żadnego odzewu. Wiele reakcji jest praktycznie nieodwracalnych w temperaturze pokojowej, np.

H 2 + Cl 2 = 2HCl, 2H 2 + O 2 = 2H 2 O itd.

Wiele reakcji jest odwracalnych nawet w normalnych warunkach, co oznacza, że ​​reakcja odwrotna zachodzi w zauważalnym stopniu. Na przykład, jeśli spróbujesz zneutralizować wodny roztwór bardzo słabego kwasu podchlorawego zasadą, okaże się, że reakcja zobojętniania nie przebiega do końca, a roztwór ma silnie zasadowe środowisko. Oznacza to, że reakcja HClO + NaOH

Podobnie jak wiele innych koncepcji w chemii, koncepcja odwracalności jest w dużej mierze arbitralna. Zwykle reakcję uważa się za nieodwracalną, jeśli po jej zakończeniu stężenia substancji wyjściowych są tak niskie, że nie można ich wykryć (oczywiście zależy to od czułości metod analitycznych). Kiedy zmieniają się warunki zewnętrzne (głównie temperatura i ciśnienie), nieodwracalna reakcja może stać się odwracalna i odwrotnie. Zatem przy ciśnieniu atmosferycznym i temperaturach poniżej 1000°C reakcję 2H2+O2=2H2O można w dalszym ciągu uznać za nieodwracalną, natomiast w temperaturze 2500°C i powyżej woda dysocjuje na wodór i tlen w ilości około 4%, a w temperaturze 3000°C już o 20%.

Pod koniec XIX wieku. Niemiecki fizykochemik Max Bodenstein (1871–1942) szczegółowo zbadał procesy powstawania i termicznej dysocjacji jodowodoru: H 2 + I 2

Istnieje wiele sposobów udowodnienia wystąpienia reakcji do przodu i do tyłu po osiągnięciu równowagi. Na przykład, jeśli niewielką ilość izotopu wodoru, deuteru D 2, wprowadzi się do mieszaniny wodoru, azotu i amoniaku, która znajduje się w położeniu równowagi, wówczas czuła analiza natychmiast wykryje obecność atomów deuteru w cząsteczkach amoniaku. I odwrotnie, jeśli wprowadzisz do układu odrobinę deuterowanego amoniaku NH2D, wówczas deuter natychmiast pojawi się w substancjach wyjściowych w postaci cząsteczek HD i D2. Kolejny spektakularny eksperyment przeprowadzono na Wydziale Chemii Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego. Srebrną płytkę umieszczono w roztworze azotanu srebra i nie zaobserwowano żadnych zmian. Następnie do roztworu wprowadzono niewielką ilość radioaktywnych jonów srebra, po czym srebrna płytka stała się radioaktywna. Ani płukanie płytki wodą, ani mycie jej kwasem solnym nie było w stanie „zmyć” tej radioaktywności. Dopiero wytrawienie kwasem azotowym lub mechaniczne potraktowanie powierzchni drobnym papierem ściernym spowodowało, że stał się on nieaktywny. Eksperyment ten można wytłumaczyć tylko w jeden sposób: następuje ciągła wymiana atomów srebra pomiędzy metalem a roztworem, tj. w układzie zachodzi odwracalna reakcja Ag(s) e = Ag + . Dlatego dodatek do roztworu radioaktywnych jonów Ag+ doprowadził do ich „wbudowania” w płytkę w postaci elektrycznie obojętnych, ale wciąż radioaktywnych atomów.

Zatem w równowadze pozostają nie tylko reakcje chemiczne między gazami lub roztworami, ale także procesy rozpuszczania metali i osadów. Na przykład ciało stałe rozpuszcza się najszybciej, jeśli zostanie umieszczone w czystym rozpuszczalniku, gdy układ jest daleki od równowagi, w tym przypadku od roztworu nasyconego. Stopniowo szybkość rozpuszczania maleje, a jednocześnie wzrasta szybkość procesu odwrotnego, czyli przejścia substancji z roztworu do krystalicznego osadu. Gdy roztwór zostanie nasycony, układ osiąga stan równowagi, w którym szybkości rozpuszczania i krystalizacji są równe, a masa osadu nie zmienia się w czasie.

Zatem w równowadze stosunek stężenia produktów reakcji do produktu stężenia reagentów jest stały, jeśli temperatura jest stała (stałe szybkości k 1 i k 2, a zatem stała równowagi DO zależą od temperatury, ale nie zależą od stężenia odczynników). Jeżeli w reakcji bierze udział kilka cząsteczek substancji wyjściowych i powstaje kilka cząsteczek produktu (lub produktów), stężenia substancji w wyrażeniu na stałą równowagi podnosi się do potęg odpowiadających ich współczynnikom stechiometrycznym. Tak więc dla reakcji 3H 2 + N 2

W przypadku związków gazowych podczas zapisywania stałej równowagi zamiast stężeń można zastosować ciśnienie; Oczywiście wartość liczbowa stałej może się zmienić, jeśli liczba cząsteczek gazu po prawej i lewej stronie równania nie będzie taka sama.

Na rysunkach pokazano wykresy pokazujące, jak układ zbliża się do równowagi (takie wykresy nazywane są krzywymi kinetycznymi).

1. Niech reakcja będzie nieodwracalna. Następnie k 2 = 0. Przykładem jest reakcja wodoru z bromem w temperaturze 300°C. Krzywe kinetyczne pokazują zmianę stężenia substancji A, B, C, D (w tym przypadku H 2, Br 2 i HBr) w zależności od czasu . Dla uproszczenia zakłada się, że początkowe stężenia odczynników H2 i Br2 są równe. Można zauważyć, że w wyniku nieodwracalnej reakcji stężenia substancji wyjściowych spadają do zera, natomiast suma stężeń produktów osiąga sumę stężeń reagentów. Można również zauważyć, że szybkość reakcji (stromość krzywych kinetycznych) jest maksymalna na początku reakcji, a po jej zakończeniu krzywe kinetyczne osiągają przekrój poziomy (szybkość reakcji wynosi zero). W przypadku reakcji nieodwracalnych nie wprowadza się stałej równowagi, ponieważ nie jest ona zdefiniowana (K

2. Niech k 2 = 0 i k 2 tys. 1 i DO> 1 (reakcja wodoru z jodem w temperaturze 300°C). Na początku krzywe kinetyczne prawie nie różnią się od poprzedniego przypadku, ponieważ szybkość reakcji odwrotnej jest niska (stężenie produktów jest niskie). W miarę akumulacji HI zwiększa się szybkość reakcji odwrotnej, a reakcji do przodu maleje. W pewnym momencie zrównają się, po czym stężenia wszystkich substancji nie będą się już zmieniać w czasie, a szybkość reakcji wyniesie zero, chociaż reakcja nie zostanie zakończona. W tym przypadku ( K> 1) przed osiągnięciem równowagi (część zacieniona) reakcja bezpośrednia ma czas, aby przejść na znaczną głębokość, dlatego w mieszaninie równowagowej jest więcej produktów (C i D) niż substancji wyjściowych A i B równowaga przesuwa się do Prawidłowy.

3. W przypadku reakcji estryfikacji kwasu octowego (A) etanolem (B) w temperaturze 50°C, stała szybkości reakcji postępującej jest mniejsza niż reakcji odwrotnej: k 1 k 2 , zatem K 4. W stosunkowo rzadkim przypadku, gdy stałe szybkości reakcji w przód i w tył są równe ( k 1 = k 2 , K= 1), dla reakcji A + B = C + D w [A] 0 = [B] 0 w mieszaninie równowagowej stężenia substancji wyjściowych i produktów będą takie same, a krzywe kinetyczne połączą się. Czasami takie warunki można stworzyć odpowiednio dobierając temperaturę. Na przykład dla odwracalnej reakcji CO + H 2 O = H 2 + CO 2 DO= 1 w temperaturze około 900°C. W wyższych temperaturach stała równowagi tej reakcji jest mniejsza niż 1 (np. w temperaturze 1000°C DO= 0,61) i równowaga przesuwa się w stronę CO i H 2 O. W niższych temperaturach K> 1 (na przykład w temperaturze 700°C DO= 1,64), a równowaga przesuwa się w stronę CO 2 i H 2.

Oznaczający K może służyć jako cecha nieodwracalności reakcji w tych warunkach. Więc jeśli K jest bardzo duża, co oznacza, że ​​stężenia produktów reakcji są znacznie wyższe od stężeń substancji wyjściowych w stanie równowagi, tj. reakcja była prawie zakończona. Na przykład dla reakcji NiO + H2

Wartości DO dla niektórych reakcji podano w tabeli.

Stałe równowagi mierzy się lub można je obliczyć dla wielu reakcji w różnych temperaturach, jeśli znany jest efekt termiczny reakcji. Ilościową zmianę stałej równowagi wraz z temperaturą wyznacza znak i wartość bezwzględna efektu termicznego (entalpii) reakcji

Reakcja redukcji wodorem tlenku żelaza(II) FeO + H 2

Stan równowagi chemicznej . Dla każdego procesu chemicznego w określonej temperaturze współczynniki entalpii i entropii są równe. Bilansują się dwa przeciwstawne trendy, czyli DH = TDS. W tym przypadku zachodzi następujące równanie:

DrG° = DrH° - TDrS° = 0,

który jest warunkiem termodynamicznym równowagi chemicznej.

Równowaga chemiczna ma charakter dynamiczny. Gdy szybkość reakcji w kierunku do przodu jest równa szybkości reakcji w kierunku odwrotnym, zachodzi stan równowagi chemicznej. W warunkach równowagi chemicznej stężenia substancji wyjściowych i produktów reakcji nie zmieniają się w czasie i nazywane są równowagowymi stężeniami substancji. Poniżej stężenia równowagowe będą oznaczone symbolem substancji w nawiasach kwadratowych. Na przykład, równowagowe stężenia wodoru i amoniaku będą oznaczone jako [H2] i .

Stała równowagi chemicznej . Kiedy reakcja chemiczna jest w równowadze:

Energia Gibbsa jest równa:

(3.12)

gdzie [L], [M], [D], [B] to stężenia równowagowe odpowiednich substancji;

l, m, d, b - wykładniki równe współczynnikom stechiometrycznym.

Zależność nazywa się stałą równowagi chemicznej (Ce):

(3.13)

Równanie to jest wariantem matematycznego wyrażenia prawa działania mas. Dla odwracalnych reakcji chemicznych prawo działania mas można sformułować następująco: stosunek iloczynu stężeń równowagowych produktów reakcji w potęgach równych współczynnikom stechiometrycznym do iloczynu stężeń równowagowych substancji wyjściowych w potęgach równych współczynnikom stechiometrycznym, przy T = const, jest wartością stałą.

Na przykład dla reakcji syntezy amoniaku:

N2 + ZH2 = 2NH3; .

Im większa stała równowagi, tym „głębiej” przebiega reakcja, czyli tym większa jest wydajność produktów reakcji.

W przypadku heterogenicznych reakcji chemicznych wyrażenie stałej równowagi, a także równanie prawa działania masy obejmuje stężenia tylko tych substancji, które znajdują się w fazie gazowej lub w roztworze. Stężenie substancji w fazie stałej jest zwykle stałe.

Katalizator nie wpływa na wartość stałej równowagi, ponieważ w równym stopniu zmniejsza energię aktywacji reakcji do przodu i do tyłu, a zatem w równym stopniu zmienia ich szybkość.Katalizator jedynie przyspiesza osiągnięcie równowagi chemicznej, ale nie wpływa na ilościową wydajność reakcji produkty.

Przykład 11. Do reakcji syntezy amoniaku

N2(r) + 3H2(r) «2NH3(r)

równowagowe stężenia N2, H2 i NH3 wynoszą odpowiednio 3 mol/dm3, 2 mol/dm3 i 0,3 mol/dm3. Znajdź początkowe stężenia N2 i H2 oraz stałą równowagi reakcji.

Rozwiązanie. Niech objętość układu będzie równa 1 dm” i q zmienia się w trakcie reakcji. Oznaczmy stężenia równowagowe jako , , , stężenia początkowe jako c(H2), c(N2), stężenia i ilość przereagowanej substancji jako c(H2)pror c(N2)pror n(N2)pror i n(H2)pror.

c(H2) = [H2] + c(H2)słabo;

c(N2) = + c(N1)w.

Znajdź ilość przereagowanego azotu n(N2)pror i wodoru n(H2)pror. w zależności od ilości wytworzonego amoniaku. Proporcje układamy według równań reakcji: tj

1 mol N2 zużywa się, tworząc 2 mole NH3, tj

x mol N2 zużywa się, tworząc 0,3 mola NH3.

Stąd x = 0,15 mol - ilość przereagowanego azotu n(N2)pror = 0,15 mol.

Znajdź stężenie przereagowanego N2:

c(N2) = = 0,15 mol/dm3 I

Podobnie określamy ilość przereagowanego wodoru: 3 mole H2 zużywają się, tworząc 2 mole NH3, y moli H2 zużywają, tworząc 0,3 mola NH3.

Stąd y = 0,45 mol, l(H2)pror = 0,45 mol. Znajdź stężenie przereagowanego H2:

c(H2) = = 0,45 mol/dm3.

Dlatego początkowe stężenia azotu i wodoru są równe:

c(H2) = [H2] + c(H2)pror = 3 + 0,15 = 3,15 mol/lm3;

c(N2) = + c(N2)pror = 2 + 0,45 = 2,45 mol/dm3.

Stałą równowagi wyznaczamy za pomocą wyrażenia (3.13):

Odpowiedź: c(H2) = 3,15 mola; c(N2) = 2,45 mola; Kr = 3,75×10 -3. Podstawiając stałą równowagi do równania (3.12) otrzymujemy:

W temperaturze 298 K

DrG0298 = -5,71×lgKp298 = -2,48×lnKp 298.

Równanie (3.14) można zapisać jako:

(3.15)

Obliczając wartość DrG0 reakcji chemicznej, można wyznaczyć stałą równowagi chemicznej. Należy zauważyć, że DrG0< 0 только в случае, когда lgKp >0, tj. Kp > 1; DrG0 > 0, gdy logKp< 0, т. е. Кp < 1. При DrG0 < 0 равновесие смещено в направлении прямой реакции и выход продуктов реакции сравнительно велик, при DrG0 >Równowaga 0 jest przesunięta w stronę reakcji odwrotnej.

W przypadku, gdy Kp = 1 odpowiada minimum energii Gibbsa, tj. DrG0 = 0, to z wyrażenia DrG0 = DrH0 - TDrS0 można wyznaczyć temperaturę, w której Kp = 1 (równanie (2.18)):

ZasadaLe Chateliera . Kiedy na układ działa wpływ zewnętrzny, równowaga chemiczna ulega przesunięciu, tj. zmieniają się równowagowe stężenia substancji wyjściowych i produktów reakcji.

Charakter przesunięcia równowagi pod wpływem wpływów zewnętrznych można przewidzieć, korzystając z zasady Le Chateliera : jeżeli na układ będący w równowadze wywierany jest wpływ zewnętrzny, to w wyniku zachodzących w nim procesów równowaga przesuwa się w kierunku osłabiającym wpływ zewnętrzny.

Równowaga chemiczna może się zmieniać wraz ze zmianami temperatury, ciśnienia lub stężenia:

1) wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w stronę procesu endotermicznego, a gdy temperatura spada - w stronę procesu egzotermicznego;

2) wraz ze wzrostem ciśnienia (zmniejszaniem objętości układu) równowaga przesuwa się w stronę, w której znajduje się mniej cząsteczek substancji gazowych, a wraz ze spadkiem ciśnienia (zwiększaniem objętości układu) - w stronę większej liczby cząsteczek. liczba cząsteczek gazu po obu stronach równania jest taka sama, wówczas zmiana ciśnienia nie wpływa na przesunięcie równowagi;

3) wraz ze wzrostem stężenia odczynników równowaga przesuwa się w kierunku reakcji do przodu, a wraz ze wzrostem stężenia produktów - w stronę reakcji odwrotnej.

Nazywa się stan, w którym szybkość reakcji odwrotnej staje się równa szybkości reakcji naprzód równowaga chemiczna.

Stan ten charakteryzuje się ilościowo stała równowagi. Dla reakcji odwracalnej możemy zapisać to w następujący sposób:

Gdzie, zgodnie z prawem akcji mas, jest to szybkość reakcji bezpośredniej w 1 i odwrócić w 2 będzie wyglądać tak:

v 1 = k 1 [A] m [B] n,

v 2 = k 2 [C] p [D] q .

W momencie osiągnięcia równowaga chemiczna szybkości reakcji w przód i w tył stają się takie same:

k 1 [A] m [B] n = k 2 [C] p [D] q ,

K = k 1 /k 2 =([C] p [D] q)/([A] m [B] n),

Gdzie DO- stała równowagi pokazująca stosunek reakcji do przodu i do tyłu.

Stężenia, które zatrzymują się w równowadze, nazywane są stężeniami równowagowymi. Należy pamiętać, że wartości stopni M, N, P, Q równe współczynnikom stechiometrycznym w reakcji równowagowej. Wartość liczbowa stałej równowagi określa wydajność reakcji. Na K>>1 wydajność produktów jest wysoka i kiedy DO<<1 - bardzo mały.

Wyjście reakcji- stosunek ilości faktycznie otrzymanego produktu do ilości, która zostałaby otrzymana, gdyby reakcja dobiegła końca (wyrażony w procentach).

Równowaga chemiczna nie może być utrzymywana w nieskończoność. W rzeczywistości zmiany temperatury, ciśnienia lub stężenia reagentów mogą przesunąć równowagę w tym czy innym kierunku.

Zmiany zachodzące w układzie pod wpływem wpływów zewnętrznych wyznacza zasada ruchomej równowagi - Zasada Le Chateliera:

Zewnętrzne oddziaływanie na układ będący w stanie równowagi prowadzi do przesunięcia tej równowagi w kierunku osłabienia efektu oddziaływania.

Te. zmienia się stosunek szybkości reakcji w przód i w tył.

Zasada ta dotyczy nie tylko procesów chemicznych, ale także fizycznych, takich jak topienie, gotowanie itp.

Zmiana stężenia.

Wraz ze wzrostem stężenia jednego z reagentów równowaga przesuwa się w stronę zużycia tej substancji.

Wraz ze wzrostem stężenia żelaza lub siarki równowaga przesunie się w stronę zużycia tej substancji, czyli tj. w prawo.

Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną.

Uwzględniane tylko w fazach gazowych!

Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszających się ilości substancji gazowych. Jeśli reakcja przebiega bez zmiany ilości substancji gazowych, to ciśnienie w żaden sposób nie wpływa na równowagę.

N 2 (g) + 3H 2 (G)2 N.H. 3 (G),

Po lewej stronie znajdują się 4 mole reagentów gazowych, po prawej 2, więc wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesunie się w prawo.

N 2 (g)+O 2 (g) = 2NIE(G),

Po lewej i prawej stronie znajdują się 2 mole substancji gazowych, więc ciśnienie nie wpływa na równowagę.

Wpływ temperatury na równowagę chemiczną.

Kiedy zmienia się temperatura, zmieniają się zarówno reakcje w przód, jak i w tył, ale w różnym stopniu.

Wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej.

N 2 (g) + 3H 2 (G) 2 N.H. 3 (d) +Q,

Reakcja ta przebiega z wydzieleniem ciepła (reakcja egzotermiczna), więc wzrost temperatury przesunie równowagę w stronę produktów wyjściowych (reakcja odwrotna).

Badanie parametrów układu, w tym materiałów wyjściowych i produktów reakcji, pozwala dowiedzieć się, które czynniki zmieniają równowagę chemiczną i prowadzą do pożądanych zmian. Technologie przemysłowe opierają się na wnioskach Le Chateliera, Browna i innych naukowców na temat metod przeprowadzania reakcji odwracalnych, które umożliwiają realizację procesów, które wcześniej wydawały się niemożliwe i uzyskanie korzyści ekonomicznych.

Różnorodność procesów chemicznych

Na podstawie charakterystyki efektu termicznego wiele reakcji klasyfikuje się jako egzo- lub endotermiczne. Pierwsze pojawiają się wraz z powstawaniem ciepła, na przykład utlenianiem węgla, hydratacją stężonego kwasu siarkowego. Drugi rodzaj przemian związany jest z absorpcją energii cieplnej. Przykłady reakcji endotermicznych: rozkład węglanu wapnia z utworzeniem wapna gaszonego i dwutlenku węgla, powstawanie wodoru i węgla podczas termicznego rozkładu metanu. W równaniach procesów egzo- i endotermicznych należy wskazać efekt termiczny. Redystrybucja elektronów pomiędzy atomami reagujących substancji zachodzi w reakcjach redoks. Ze względu na charakterystykę odczynników i produktów wyróżnia się cztery typy procesów chemicznych:

Aby scharakteryzować procesy, ważna jest kompletność interakcji reagujących związków. Cecha ta leży u podstaw podziału reakcji na odwracalne i nieodwracalne.

Odwracalność reakcji

Większość zjawisk chemicznych stanowią procesy odwracalne. Tworzenie produktów końcowych z reagentów jest reakcją bezpośrednią. W odwrotnym przypadku substancje wyjściowe otrzymuje się z produktów ich rozkładu lub syntezy. W mieszaninie reakcyjnej powstaje równowaga chemiczna, w której powstaje taka sama liczba związków, jak rozkładają się pierwotne cząsteczki. W procesach odwracalnych zamiast znaku „=” pomiędzy reagentami i produktami stosuje się symbole „↔” lub „⇌”. Strzałki mogą mieć nierówną długość, co wynika z dominacji jednej z reakcji. W równaniach chemicznych można wskazać zbiorczą charakterystykę substancji (g - gazy, g - ciecze, t - ciała stałe). Ogromne znaczenie praktyczne mają naukowe metody oddziaływania na procesy odwracalne. Zatem produkcja amoniaku stała się opłacalna po stworzeniu warunków, które przesunęły równowagę w stronę powstania docelowego produktu: 3H 2 (g) + N 2 (g) ⇌ 2NH 3 (g). Nieodwracalne zjawiska prowadzą do pojawienia się nierozpuszczalnego lub słabo rozpuszczalnego związku i powstania gazu opuszczającego sferę reakcyjną. Takie procesy obejmują wymianę jonową i rozkład substancji.

Równowaga chemiczna i warunki jej przemieszczenia

Na charakterystykę procesów w przód i w tył wpływa kilka czynników. Jednym z nich jest czas. Stężenie substancji przyjętej do reakcji stopniowo maleje, a produkt końcowy wzrasta. Reakcja do przodu jest coraz wolniejsza, podczas gdy proces odwrotny nabiera tempa. W pewnym odstępie czasu dwa przeciwstawne procesy zachodzą synchronicznie. Występują interakcje między substancjami, ale stężenia się nie zmieniają. Powodem jest dynamiczna równowaga chemiczna ustalona w układzie. Jej zachowanie lub zmiana zależy od:

• warunki temperaturowe;
• stężenia związków;
• ciśnienie (dla gazów).

Przesunięcie równowagi chemicznej

W 1884 roku wybitny uczony francuski A.L. Le Chatelier zaproponował opis sposobów wyprowadzenia układu ze stanu równowagi dynamicznej. Metoda opiera się na zasadzie niwelowania wpływu czynników zewnętrznych. Le Chatelier zauważył, że w reagującej mieszaninie zachodzą procesy, które kompensują wpływ sił zewnętrznych. Zasada sformułowana przez francuskiego badacza głosi, że zmiana warunków w stanie równowagi sprzyja wystąpieniu reakcji osłabiającej wpływy zewnętrzne. Przesunięcie równowagi podlega tej zasadzie i obserwuje się je, gdy zmienia się skład, warunki temperaturowe i ciśnienie. Technologie oparte na ustaleniach naukowców znajdują zastosowanie w przemyśle. Wiele procesów chemicznych, które uważano za praktycznie niemożliwe, realizuje się metodami przesuwania równowagi.

Efekt koncentracji

Przesunięcie równowagi następuje w przypadku usunięcia ze strefy oddziaływania określonych składników lub wprowadzenia dodatkowych porcji substancji. Usunięcie produktów z mieszaniny reakcyjnej powoduje zwykle zwiększenie szybkości ich powstawania, natomiast dodanie substancji powoduje ich preferencyjny rozkład. W procesie estryfikacji do odwadniania wykorzystuje się kwas siarkowy. Po wprowadzeniu do sfery reakcyjnej wydajność octanu metylu wzrasta: CH 3 COOH + CH 3 OH ↔ CH 3 COOCH 3 + H 2 O. Jeśli dodasz tlen oddziałujący z dwutlenkiem siarki, równowaga chemiczna przesuwa się w kierunku bezpośrednim reakcja powstawania trójtlenku siarki. Tlen wiąże się z cząsteczkami SO 3, jego stężenie maleje, co jest zgodne z regułą Le Chateliera dotyczącą procesów odwracalnych.

Zmiana temperatury

Procesy polegające na absorpcji lub uwalnianiu ciepła są endotermiczne i egzotermiczne. Aby przesunąć równowagę, stosuje się ogrzewanie lub usuwanie ciepła z mieszaniny reakcyjnej. Wzrostowi temperatury towarzyszy wzrost szybkości zjawisk endotermicznych, w których pochłaniana jest dodatkowa energia. Chłodzenie prowadzi do korzyści procesów egzotermicznych, które zachodzą wraz z wydzielaniem ciepła. Kiedy dwutlenek węgla oddziałuje z węglem, ogrzewaniu towarzyszy wzrost stężenia tlenku, a chłodzenie prowadzi do przeważającego tworzenia się sadzy: CO 2 (g) + C (t) ↔ 2CO (g).

Wpływ ciśnienia

Zmiany ciśnienia są ważnym czynnikiem w reakcjach mieszanin zawierających związki gazowe. Należy również zwrócić uwagę na różnicę objętości substancji wyjściowej i powstałej. Spadek ciśnienia prowadzi do preferencyjnego występowania zjawisk, w których zwiększa się całkowita objętość wszystkich składników. Wzrost ciśnienia kieruje proces w stronę zmniejszenia objętości całego układu. Ten wzór obserwuje się w reakcji tworzenia amoniaku: 0,5N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Zmiana ciśnienia nie wpłynie na równowagę chemiczną w reakcjach zachodzących przy stałej objętości.

Optymalne warunki procesu chemicznego

Stworzenie warunków do zmiany równowagi w dużej mierze determinuje rozwój nowoczesnych technologii chemicznych. Praktyczne wykorzystanie teorii naukowej przyczynia się do uzyskania optymalnych wyników produkcyjnych. Najbardziej uderzającym przykładem jest produkcja amoniaku: 0,5 N 2 (g) + 1,5 N 2 (g) ⇌ NH 3 (g). Wzrost zawartości cząsteczek N 2 i H 2 w układzie sprzyja syntezie substancji złożonych z prostych. Reakcji towarzyszy wydzielanie ciepła, więc spadek temperatury spowoduje wzrost stężenia NH3. Objętość składników wyjściowych jest większa niż produktu docelowego. Wzrost ciśnienia zapewni wzrost wydajności NH3.

W warunkach produkcyjnych dobierany jest optymalny stosunek wszystkich parametrów (temperatura, stężenie, ciśnienie). Ponadto duże znaczenie ma powierzchnia kontaktu pomiędzy odczynnikami. W stałych układach heterogenicznych wzrost pola powierzchni prowadzi do wzrostu szybkości reakcji. Katalizatory zwiększają szybkość reakcji do przodu i do tyłu. Stosowanie substancji o takich właściwościach nie prowadzi do zmiany równowagi chemicznej, ale przyspiesza jej wystąpienie.