1. Влияние изменения концентрации.

Введение в равновесную систему дополнительных количеств любого из реагирующих веществ ускоряет ту реакцию, в которой оно расходуется.

Например, в реакции:

2NO  O₂ ⇄ 2NO₂

повышение концентраций NO или O₂ смещает равновесие вправо, повышение концентрации NO₂ – влево. Равновесие смещается вправо также при уменьшении концентрации NO₂, а при уменьшении концентрации NO или O₂ – влево.

2. Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

Таким образом, для того, чтобы судить о влиянии температуры на химическое равновесие, необходимо знать тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции.

Например, реакция:

CO_(газ)  H₂O_(пар) ⇄ CO_2(газ)  H_2(газ);  43,0 кДж

характеризуется отрицательным значением стандартной энтальпии, следовательно, прямая реакция является экзотермической, обратная – эндотермической. Таким образом, при увеличении температуры равновесие сместится в сторону эндотермической, т.е., обратной реакции, а уменьшение температуры сместит равновесие в сторону экзотермической (прямой) реакции.

2. Влияние давления.

Изменение давления оказывает существенное влияние только на реакции, протекающие в газовой фазе.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа моль (молекул) газа.

Действительно, уменьшение общего числа молекул в газовой смеси влечет за собой уменьшение давления в системе, что в свою очередь, ослабляет внешнее воздействие.

Так, уравнение обратимого процесса:

N₂  3H₂ ⇄ 2NH₃,

показывает, что из четырех молекул в левой части (одной молекулы азота и трех молекул водорода) образуются две молекулы аммиака. Таким образом, повышение давления смещает равновесие вправо, а понижение давления – влево.

В тех случаях, когда в результате реакции число молекул остается постоянным, равновесие при изменении давления не смещается.

Пример 1. Определить направление смещения химического равновесия в обратимой реакции восстановления железа из Fe₃O₄:

Fe₃O_4(тв.)  4H_2(газ) ⇄ 3Fe_(тв.)  4H₂O_(пар)

при повышении:

а) концентрации водорода;

б) температуры:

в) давления.

Решение.

В соответствии с принципом Ле Шателье повышение концент-рации водорода смещает равновесие вправо, так как при этом концентрация водорода снижается.

Так как реакция является эндотермической (H⁰ > 0), то повышение температуры сместит равновесие в прямом направлении.

Повышение давления не вызовет сдвига равновесия, так как количество молекул газообразных веществ в левой и в правой частях уравнения реакции одинаково.

Примеры решения задач

Задача №1

В системе 2NO  O₂ ⇄ 2NO₂ равновесие установилось при следующих концентрациях веществ: [NO]  2 моль/л; [O₂]  3 моль/л; [NO₂]  5 моль/л. Найти исходные концентрации NО и О₂.

Решение.

Исходные концентрации равны сумме равновесных концентра-ций и концентраций вступивших в реакции веществ. Последние можно определить из стехиометрических соотношений:

С(NO)_{прореаг.}  [NO₂]  5 моль/л;

С(O₂)_{прореаг.}   2,5 моль/л.

Отсюда:

С₀(NO)  [NO]  С(NO)_{прореаг.}  2  5  7 моль/л;

С₀(O₂)  [O₂]  С(O₂)_{прореаг.}  3  2,5  5,5 моль/л.

Задача №2

Реакция образования йодистого водорода протекает по уравнению:

H_2(газ)  I_2(газ) ⇄ 2HI_(газ).

Исходные концентрации веществ составили: С₀(H₂)  0,02 моль/л; С₀(I₂)  0,04 моль/л. Известно, что в момент наступления химическо-го равновесия в реакцию вступило 50% Н₂. Вычислить константу химического равновесия.

Решение.

Исходя из уравнения реакции, определяем концентрации веществ, прореагировавших между собой:

С(H₂)_{прореаг.}  0,5·0,02  0,01 моль/л;

С(I₂)_{прореаг.}  С(H₂)_{прореаг.}  0,01 моль/л.

Находим равновесные концентрации:

[HI]  2С(H₂)_{прореаг.}  0,02 моль/л (по уравнению реакции);

[H₂]  С₀(H₂)  С(H₂)_{прореаг.}  0,02  0,01  0,01 моль/л;

[I₂]  С₀(I₂)  С(I₂)_{прореаг.}  0,04  0,01  0,03 моль/л.

Подставляем равновесные концентрации в выражение константы равновесия: