Рассмотрим по-отдельности основные факторы влияющие на равновесие.

а). Изменение концентраций реагентов.

Для гомогенной равновесной системы аА+вВ↔сС+dD при неизменных давлении и температуре изменение концентрацй веществ приводит к смещению равновесия. Записываем выражение константы равновесия.

К=[C]c[D]d/[A]a[B]в

как известно, константа равновесия при неизменной температуре –величина постоянная.

При увеличении концентрации исходных веществ (Реагентов “А” и “В”) равновесие должно сместиться вправо, т.е. в сторону увеличения концентраций продуктов реакции. К этому выводу мы придем, анализируя выражение константы равновесия. Так как “К” – величина постоянна, то при увеличении концентрации реагентов [А] и [В], стоящих в знаменателе, должен увеличиваться числитель, т.е. концентрации продуктов реакции [C] и [D]. Происходит дальнейшая реакция с получением дополнительного количества конечного продукта. При этом, естественно, уменьшается концентрация исходных веществ. Следовательно, увеличив концентрацию исходных веществ, мы смещаем равновесие в сторону прямой реакции, т.е. реакции расходующеей добавленное количество реагентов до установления нового равновесия.

Сместить равновесие вправо можно и путем вывода части получаемых продуктов из зоны реакции. В нашем случае – уменьшением концентрации веществ [С] с [D] равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Изменение давления.

Изменение давления влияет на состояние равновесия систем, содержащих газообразные вещества. Изменение давления равноценно изменению концентрации всех газообразных веществ. Это значит, что в большей мере изменяется скорость той реакции, в которой участвует большее количество молекул газов.

Если в системе N2(г)+3Н2(г)↔2NH3(г) повысить давление в два раза, то в два раза увеличится концентрации каждого из веществ. Однако молекул исходных веществ больше, чем число молекул продукта реакции, то скорость прямой реакции будет выше скорости обратной реакции и поэтому равновесие смещается вправо.

Следовательно, можно сделать такой общий вывод: повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, содержащей меньшее число молей газа.

N2 + 3Н2 ↔ 2NH3

1моль 3моль 2моль

4моль 2моль

4объема 2объема

направлени смещения равновесия

Чем больше изменение объема системы в прямой реакции, тем больше влияние давления на сдвиг равновесия, но если в процессе взаимодействия объем системы не

меняется, то изменение давления не влияет на равновесие. Так, в системе

Н2(г)+J2(г)↔2HJ изменение давления не смещает равновесие ибо до реакции и после объем не изменяется.

Изменение температуры.

Для выяснения влияния температуры на смещение равновесия конкретной равновесной системы необходимо знать энтальпию этой системы. Если прямая реакция эндотермическая, т.е. идет с поглощением теплоты (+ΔН), то обратная реакция будет экзотермической (–ΔН). При повышении температуры ускоряется как прямая, так и обратная реакции, но в разной степени. Для обратимых реакций энергия активации эндотермического процесса больше энергии активации экзотермического процесса. Чем больше энергии активации, тем сильнее скорость реакции зависит от температуры.

Следовательно, при увеличении температуры происходит смещение химического равновесия в сторону эндотермической реакции, т.к. в результате этой реакции поглощается теплота и система охлаждается.

Для системы:

аА+вВ=сС; +ΔН

повышение температуры Т↑ смещает равновесие вправо (→).

Изменение внешних условий, при которых система находится в равновесии, приводит к смещению равновесия в сторону реакции противодействующей вызванному изменению.

Это универсальное правило сформулировано французским химиком-технологом Ле Шателье и названо впоследствии принципом Ле Шателье.

· Если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, воздействовать из вне путем изменения какого-либо параметра, влияющнго на равновесие (концентраця, давление, температура), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способствует востановлению первоначального состояния системы.

Влияние катализатора.

Катализатор равновесие не смещает, т.к. он не является ни реагентом, ни продуктом реакции. Катализатор в одинаковой степени изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции. Этим способствует быстрейшему достижению химического равновесия, т.е. он обеспечивает достижение химического равновесия за меньший промежуток времени.

11.3. Особенности равновесия в гетерогенных системах.

Реакции между веществами, находящимися в различных агрегатных состояниях протекает на поверхности раздела фаз. Если в гетерогенной равновесной системе какое-то вещество находится в твердом состоянии, то добавление в систему этого вещества не приведет к смещению равновесия, т.к. концентрация этого вещества постоянна, независима от величины его массы.

Так, для следующей гетерогенной равновесной системы:

FeO(тв)+H2(г)↔Fe(т)+H2O(г)

выражение константы равновесия не будет содержать ни оксида железа, ни железа:

К=[H2O(г)]/[H2(г)]

А для системы:

CO3(тв)↔CaO(тв)+CO2(г)

в выражение константы равновесия входит только СО2: К=[СО2]

11.4. Химико-экологические равновесия.

Химическая реакция в любой неживой или живой системе самопроизвольно протекает только в направлении ведущему к достижению равновесия. После достижения равновесия изменений в системе не наблюдается. Рассматриваемые нами ранее системы, системы лабораторных и промышленных масштабов, относятся к системам закрытого типа. В этих системах, как правило, может происходить обмен с окружающей средой только энергией, но за границы системы не происходит проникновение вещества.

Микро- и макро-экосистемы, являются открытыми системами, т.к. они обмениваются с окружающей средой как энергией, так и веществом. Существующее или возникающее равновесие в этих системах зачастую носит временной характер.

Глобальные природные или антропогенные воздействия на установившееся равновесие в микро- или макроэкосистеме приводит к смещению этого равновесия и протеканию химических или физикохимических процессов могущих привести к изменению самой структуры системы. Рассмотрим конкретный пример: эрозия горных, ландшафтных пород, протекающих под воздействием воды, углекислого газа и кислорода. Карбонатные составляющие этих пород вступают в реакцию с водой и углекислым газом.

CaCO3+H2O+CO2↔Ca(HCO3)2

Мы знаем, что подобные реакции идут медленно и достигают равновесия. Но в природе процесс ускоряется и равновесие смещается вправо. Поступающий с атмосферными осадками к карбонатным породам (растворимый в воде) углекислый газ и отвод в окружающую среду продукта реакции Ca(HCO3)2 вызывает сдвиг равновесия и разрушению горных пород.

В экосистемах без антропогенного воздействия длительное время могут существовать псевдоравновесия, т.е. кажущиеся равновесия. Например, такие микроэкосистемы как сухая древесина, каменный уголь, торф, нефть из-за высокой энергии активации находятся в равновесии с окружающей средой.