Принцип Ле Шателье, химическое равновесие, примеры

Принцип Ле Шателье является одним из наиболее важных понятий в отношении химического равновесия. Это позволяет нам предсказывать поведение системы в равновесии при различных условиях.

Обзор: Динамическое равновесие

Динамическое равновесие, или химическое равновесие, относится к состоянию, в котором находится химическая реакция, когда прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью. Концентрации продуктов и реагентов остаются постоянными. Это не означает, что концентрации реагентов и продуктов обязательно должны быть равными, просто ни одна концентрация не меняется, поскольку скорости образования равны.

Химическое равновесие и динамическое равновесие в большинстве случаев одинаковы, хотя технически у вас может быть случай динамического равновесия, когда химические изменения отсутствуют.

Что такое химическое равновесие?

Химическое равновесие - это состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций в химической системе равны, а концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными. Это состояние достигается, когда химические реакции в системе достигают равновесия, и не наблюдается чистого изменения концентраций участвующих веществ.

Химическое равновесие является важной концепцией в химии и является основой для многих теорий и моделей, описывающих поведение химических систем. Он также важен во многих практических приложениях, таких как проектирование промышленных процессов и понимание поведения сложных химических смесей.

В общем, химическая система достигнет равновесия, когда прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью. Это означает, что концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными, и никаких изменений в составе системы не наблюдается. Однако отдельные молекулы реагента и продукта все еще находятся в движении и все еще подвергаются химическим реакциям.

Говорят, что при равновесии система находится в динамическом состоянии, потому что молекулы реагента и продукта все еще взаимодействуют и обмениваются атомами и молекулами. Тем не менее, общий состав системы остается постоянным, и не наблюдается никакого чистого изменения концентраций участвующих веществ.

В целом, химическое равновесие является важной концепцией, которая необходима для понимания поведения химических систем и их реакций. Это также важный фактор во многих практических приложениях, таких как проектирование промышленных процессов и изучение химических реакций в биологических системах.

В чем принцип Ле Шателье?

Принцип Ле Шателье гласит: если система в состоянии динамического равновесия нарушается изменением ее условий, то положение равновесия сместится, чтобы противодействовать изменению. Давайте рассмотрим, как это применимо, в частности, к различным случаям.

Как принцип Ле Шателье применим к конкретным случаям динамического равновесия?

Для следующих нескольких объяснений давайте воспользуемся примером следующего химического равновесия:

N2 (g) + 3H2 (g) ⇋ 2NH3 (g)

1. Изменения концентрации

Если вы увеличите концентрацию одного из реагентов, то положение равновесия сместится в сторону продуктов, чтобы противодействовать добавленному реагенту. Например, если в систему добавить больше N2, она вступит в реакцию с H2. Это, в свою очередь, приведет к образованию большего количества аммиака.

Аналогично, если вы уменьшите концентрацию одного из реагентов, то положение равновесия сместится влево. В этом случае, если бы N2 был удален, больше NH3 разлагалось бы на реагенты.

Эта же концепция применима к ситуациям, когда продукт удаляется из системы — положение равновесия смещается вправо, чтобы противодействовать изменению, производя больше продукта.

2. Изменения давления

Изменения давления применимы только к реакциям с участием газов — сюда входят реакции, в которых не все реагенты являются газами.

Если давление увеличивается, то положение равновесия сместится в сторону уменьшения давления. Он сместится в сторону с меньшим количеством молей газа. Это связано с тем, что на стороне с меньшим количеством молей газа будет меньше молекул газа, которые будут сталкиваться со стенками контейнера, создавая давление. По сути, этот сдвиг приводит к образованию меньшего количества молекул газа, чтобы снизить давление. В этом примере равновесие сместится вправо. Левая (реагенты) часть уравнения имеет 4 моля газа, а правая (продукты) сторона имеет 2 моля.

Аналогично, если давление уменьшается, то положение равновесия сместится в сторону увеличения давления. Он сместится в сторону с большим количеством молей газа. Опять же, это делается для получения большего количества молекул газа, которые создают большее давление при столкновении со стенками контейнера. Следовательно, в этом примере равновесие сместится влево.

Примечание: если с обеих сторон одинаковое количество молей газа, то увеличение / уменьшение давления не повлияет на положение равновесия. Аналогично, добавление инертного газа не влияет на положение равновесия. Хотя это увеличивает общее давление, оно не вступает в реакцию с другими газами, поэтому не увеличивает их парциальное давление.

Помните, что увеличение или уменьшение объема контейнера системы влияет на давление. Перенос реакции в меньший объем увеличивает давление, а больший объем уменьшает давление.

3. Изменения температуры

Прямая реакция в этом случае является экзотермической, что означает, что обратная реакция является эндотермической. Это важно знать при рассмотрении изменений температуры.

Если температура повышается, то положение равновесия сместится в сторону снижения температуры, что означает, что ему нужно будет поглощать дополнительное тепло. Таким образом, он будет смещаться в направлении эндотермической реакции (поскольку эндотермическая реакция поглощает тепло). В этом случае, как мы уже говорили, обратная реакция является эндотермической, поэтому положение равновесия сместится влево.

Если температура будет снижена, то положение равновесия сместится в сторону повышения температуры, а это значит, что потребуется выделять дополнительное тепло. Таким образом, он будет смещаться в направлении экзотермической реакции (поскольку экзотермическая реакция выделяет тепло). В этом случае, как мы уже говорили, прямая реакция является экзотермической, поэтому положение равновесия сместится вправо.

Примечание о катализаторах и принципе Ле Шателье

Добавление катализатора, на самом деле, не влияет на положение равновесия. Это связано с тем, что катализаторы ускоряют скорость как прямых, так и обратных реакций. Это означает, что две скорости остаются равными, поскольку они оба изменяются на одинаковую величину.

Пример принципа Ле Шателье: комплексы хлорида кобальта

Хлорид кобальта (II) часто используется для демонстрации принципа Ле Шателье. Раствор хлорида кобальта имеет розовый цвет, но если добавить достаточно концентрированной соляной кислоты, образуется синий комплекс.

[Co (H2o) 6] 2+ (aq) (розовый) + 4Cl– (aq) → [cocl4] 2– (aq) (синий) + 6H2O (l) + тепло

Если вы добавляете больше реагентов, раствор становится более синим. Если вы добавляете больше продуктов, химическое равновесие смещается влево, и раствор становится розовым. Легко получить промежуточную стадию, которая является фиолетовой. Таким образом, добавление большего количества HCl, добавление поваренной соли или охлаждение раствора сделают его более синим. Добавление воды или нагревание раствора сделает его более розовым.