Chemická rovnováha je prirodzená reverzibilné reakcie a nie je typický pre nezvratné chemické reakcie.

Často sa pri uskutočňovaní chemického procesu počiatočné reaktanty úplne premenia na reakčné produkty. Napríklad:

Cu + 4HN03 = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20

Nie je možné získať kovovú meď vykonaním reakcie v opačnom smere, pretože daný reakcia je nezvratná. Pri takýchto procesoch sa reaktanty úplne premenia na produkty, t.j. reakcia pokračuje až do konca.

Ale väčšina chemických reakcií reverzibilné, t.j. reakcia pravdepodobne prebieha paralelne v smere dopredu a dozadu. Inými slovami, reaktanty sa len čiastočne premenia na produkty a reakčný systém bude pozostávať z reaktantov aj produktov. Systém je v tomto prípade v štáte chemická rovnováha.

Pri reverzibilných procesoch má spočiatku priama reakcia maximálnu rýchlosť, ktorá sa postupne znižuje v dôsledku poklesu množstva činidiel. Naopak, spätná reakcia má spočiatku minimálnu rýchlosť, ktorá sa zvyšuje s akumuláciou produktov. Nakoniec príde moment, keď sa rýchlosti oboch reakcií zrovnajú – systém dosiahne rovnovážny stav. Keď nastane rovnovážny stav, koncentrácie zložiek zostanú nezmenené, ale chemická reakcia sa nezastaví. To. – ide o dynamický (pohyblivý) stav. Pre prehľadnosť uvádzame nasledujúci obrázok:

Povedzme, že existuje určitá reverzibilná chemická reakcia:

a A + b B = c C + d D

potom na základe zákona hromadnej akcie zapisujeme výrazy pre rovnoυ 1 a obráteneυ 2 reakcie:

v1 = k1 ·[A] a ·[B] b

v2 = k2 · [C] c · [D] d

Schopný chemická rovnováha, rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké, t.j.:

k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d

dostaneme

TO= k 1 / k2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Kde K =k 1 / k 2 – rovnovážna konštanta.

Pre akýkoľvek reverzibilný proces, za daných podmienok k je konštantná hodnota. Nezáleží na koncentráciách látok, pretože Pri zmene množstva jednej z látok sa menia aj množstvá ostatných zložiek.

Keď sa zmenia podmienky chemického procesu, rovnováha sa môže posunúť.

Faktory ovplyvňujúce posun v rovnováhe:

• zmeny v koncentráciách činidiel alebo produktov,
• zmena tlaku,
• zmena teploty,
• pridanie katalyzátora do reakčného média.

Le Chatelierov princíp

Všetky vyššie uvedené faktory ovplyvňujú posun v chemickej rovnováhe, ktorý sa riadi Le Chatelierov princíp: Ak zmeníte jednu z podmienok, za ktorých je systém v rovnovážnom stave – koncentráciu, tlak alebo teplotu – potom sa rovnováha posunie v smere reakcie, ktorá pôsobí proti tejto zmene. Tie. rovnováha má tendenciu sa posúvať smerom, ktorý vedie k zníženiu vplyvu vplyvu, ktorý viedol k porušeniu rovnovážneho stavu.

Uvažujme teda samostatne o vplyve každého z ich faktorov na rovnovážny stav.

Vplyv zmeny v koncentráciách reaktantov alebo produktov ukážme na príklade Haberov proces:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)

Ak sa napríklad dusík pridá do rovnovážneho systému pozostávajúceho z N 2 (g), H 2 (g) a NH 3 (g), potom by sa rovnováha mala posunúť smerom, ktorý by prispel k zníženiu množstva vodík smerom k jeho pôvodnej hodnote, tie. v smere tvorby ďalšieho amoniaku (vpravo). Zároveň sa zníži množstvo vodíka. Keď sa do systému pridá vodík, rovnováha sa tiež posunie smerom k vytvoreniu nového množstva amoniaku (doprava). Zatiaľ čo zavedenie amoniaku do rovnovážneho systému podľa Le Chatelierov princíp , spôsobí posun v rovnováhe smerom k procesu, ktorý je priaznivý pre vznik východiskových látok (doľava), t.j. Koncentrácia amoniaku by sa mala znížiť rozkladom časti na dusík a vodík.

Pokles koncentrácie jednej zo zložiek posunie rovnovážny stav systému smerom k tvorbe tejto zložky.

Vplyv zmeny tlaku má zmysel, ak sa na skúmanom procese zúčastňujú plynné zložky a dôjde k zmene celkového počtu molekúl. Ak zostane celkový počet molekúl v systéme trvalé, potom zmena tlaku neovplyvňuje vo svojej bilancii, napr.

I2(g) + H2(g) = 2HI (g)

Ak sa celkový tlak v rovnovážnom systéme zvýši zmenšovaním jeho objemu, potom sa rovnováha posunie smerom k zmenšujúcemu sa objemu. Tie. smerom k znižovaniu počtu plynu v systéme. V reakcii:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)

zo 4 molekúl plynu (1 N 2 (g) a 3 H 2 (g)) vznikajú 2 molekuly plynu (2 NH 3 (g)), t.j. tlak v systéme klesá. V dôsledku toho zvýšenie tlaku prispeje k tvorbe dodatočného množstva amoniaku, t.j. rovnováha sa posunie smerom k jej vzniku (doprava).

Ak je teplota systému konštantná, potom zmena celkového tlaku systému nepovedie k zmene rovnovážnej konštanty TO.

Zmena teploty systém ovplyvňuje nielen posunutie jeho rovnováhy, ale aj rovnovážnej konštanty TO. Ak sa do rovnovážneho systému pri konštantnom tlaku dodáva dodatočné teplo, potom sa rovnováha posunie smerom k absorpcii tepla. Zvážte:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) + 22 kcal

Takže, ako vidíte, priama reakcia prebieha s uvoľňovaním tepla a opačná reakcia s absorpciou. So zvyšujúcou sa teplotou sa rovnováha tejto reakcie posúva smerom k rozkladnej reakcii amoniaku (doľava), pretože objavuje sa a oslabuje vonkajší vplyv - zvýšenie teploty. Naopak, ochladzovanie vedie k posunu rovnováhy v smere syntézy amoniaku (doprava), pretože reakcia je exotermická a odoláva ochladzovaniu.

Zvýšenie teploty teda podporuje posun chemická rovnováha smerom k endotermickej reakcii a pokles teploty smerom k exotermickému procesu . Rovnovážne konštanty všetky exotermické procesy klesajú so zvyšujúcou sa teplotou a endotermické procesy sa zvyšujú.

Ak je systém v chemickej rovnováhe vystavený vonkajším vplyvom, vznikajú v ňom procesy, ktoré majú tendenciu tento vplyv oslabovať.

Aby ste lepšie pochopili Le Chatelierov princíp, zvážte jednoduchú chemickú reakciu. Dve látky (reagenty) spolu interagujú, v dôsledku interakcie vzniká tretia látka (produkt), ktorá má tendenciu štiepiť sa na svoje pôvodné látky. Dá sa to znázorniť nasledujúcou rovnicou:

Dvojitá šípka označuje reverzibilnú reakciu. Pri priamej reakcii zľava doprava vzniká látka C z látok A a B. V prípade reverznej reakcie (sprava doľava) sa látka C rozdelí na látky A a B. Keď je tento systém v chemickom rovnováha, rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké - v jednom V jednom bode daného systému sa vytvorí molekula látky C a niekde inde sa rozpadne ďalšia molekula látky C.

Ak sa do systému pridá nadbytok látky A, rovnováha sa dočasne naruší, pretože sa zvýši rýchlosť tvorby látky C. Ale čím rýchlejšie sa zvýši koncentrácia látky C, tým rýchlejšie sa rozpadne - kým sa rovnováha nenastaví. opäť dosiahnuté medzi doprednou a spätnou reakciou. Potom sa rýchlosť tvorby látky C z látok A a B bude rovnať rýchlosti štiepenia látky C na látky A a B.

Pôsobenie Le Chatelierovho princípu možno vysledovať na príklade zmeny chemického zloženia dažďa alebo rozpustenia šumivej antacidovej tablety vo vode. V oboch prípadoch chemická reakcia zahŕňa oxid uhličitý (CO 2), vodu (H 2 O) a kyselinu uhličitú (H 2 CO 3):

C02 + H20 H2C03

Keď dažďová kvapka dopadne na vzduch, absorbuje oxid uhličitý a koncentrácia na ľavej strane reakcie sa zvyšuje. Na udržanie rovnováhy sa tvorí viac kyseliny uhličitej. V dôsledku toho sa dážď stáva kyslým ( cm. Kyslý dážď). Prídavok oxidu uhličitého posúva rovnováhu reakcie doprava. Opačná reakcia nastane, keď sa tableta antacida (látka, ktorá neutralizuje kyseliny) vloží do vody. Hydrogenuhličitan sodný (antacidum) reaguje s vodou za vzniku kyseliny uhličitej, čím sa zvyšuje koncentrácia látky na pravej strane reakcie. Na obnovenie rovnováhy sa kyselina uhličitá rozkladá na vodu a oxid uhličitý, čo pozorujeme vo forme bublín.

Henri Louis Le Chatelier, 1850-1936

francúzsky chemik. Narodil sa v Miribel-les-Echelles do rodiny vedcov. Vzdelanie získal na prestížnej parížskej polytechnickej škole. Bol profesorom na Vyššej banskej škole a na Sorbonne a neskôr bol vymenovaný za generálneho inšpektora baní a baní Francúzska (predtým túto funkciu zastával jeho otec). Le Chatelier študoval chemické reakcie spojené s haváriami v baniach a hutníckej výrobe a podieľal sa na výskume detonácie výbušniny. Vyvinul termoelektrický pyrometer (optické zariadenie na určenie teploty horúcich telies podľa farby) a hydraulické brzdy pre vlaky; vynašiel kyslíkovo-acetylénové zváranie.

Rovnovážny stav pre reverzibilnú reakciu môže trvať neobmedzene dlho (bez vonkajšieho zásahu). Ak však na takýto systém pôsobí vonkajší vplyv (zmena teploty, tlaku alebo koncentrácie konečných alebo počiatočných látok), potom sa rovnovážny stav naruší. Rýchlosť jednej z reakcií bude väčšia ako rýchlosť druhej. Postupom času systém opäť zaujme rovnovážny stav, ale nové rovnovážne koncentrácie východiskových a konečných látok sa budú líšiť od pôvodných. V tomto prípade hovoria o posune chemickej rovnováhy jedným alebo druhým smerom.

Ak je v dôsledku vonkajšieho vplyvu rýchlosť priamej reakcie väčšia ako rýchlosť spätnej reakcie, znamená to, že chemická rovnováha sa posunula doprava. Ak sa naopak rýchlosť reverznej reakcie zvýši, znamená to, že chemická rovnováha sa posunula doľava.

Pri posune rovnováhy doprava sa rovnovážne koncentrácie východiskových látok znižujú a rovnovážne koncentrácie konečných látok sa zvyšujú v porovnaní s počiatočnými rovnovážnymi koncentráciami. V súlade s tým sa tiež zvyšuje výťažok reakčných produktov.

Posun chemickej rovnováhy doľava spôsobuje zvýšenie rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a zníženie rovnovážnych koncentrácií finálnych produktov, ktorých výťažok bude klesať.

Smer posunu chemickej rovnováhy sa určuje podľa Le Chatelierovho princípu: „Ak na systém v stave chemickej rovnováhy pôsobí vonkajší vplyv (zmena teploty, tlaku, koncentrácie jednej alebo viacerých látok zúčastňujúcich sa reakcie), povedie k zvýšeniu rýchlosti tejto reakcie, ktorej výskyt bude kompenzovať (znížiť) vplyv.“

Napríklad so zvyšujúcou sa koncentráciou východiskových látok sa zvyšuje rýchlosť priamej reakcie a rovnováha sa posúva doprava. Keď koncentrácia východiskových látok naopak klesá, rýchlosť reverznej reakcie sa zvyšuje a chemická rovnováha sa posúva doľava.

Keď sa teplota zvýši (t.j. keď sa systém zahrieva), rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii a keď sa znižuje (t.j. keď sa systém ochladí) - k exotermickej reakcii. (Ak je dopredná reakcia exotermická, potom spätná reakcia bude nevyhnutne endotermická a naopak).

Malo by sa zdôrazniť, že zvýšenie teploty spravidla zvyšuje rýchlosť priamych aj spätných reakcií, ale rýchlosť endotermickej reakcie sa zvyšuje vo väčšej miere ako rýchlosť exotermickej reakcie. V súlade s tým, keď je systém ochladzovaný, rýchlosť priamych a spätných reakcií klesá, ale tiež nie v rovnakom rozsahu: pre exotermickú reakciu je výrazne nižšia ako pre endotermickú reakciu.

Zmena tlaku ovplyvňuje posun v chemickej rovnováhe iba vtedy, ak sú splnené dve podmienky:

je potrebné, aby aspoň jedna z látok zúčastňujúcich sa reakcie bola v plynnom stave, napr.

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - zmena tlaku ovplyvňuje posunutie rovnováhy.

CH 3 COOH (kvapalina) + C 2 H 5 OH (kvapalina) CH 3 COOC 2 H 5 (kvapalina) + H 2 O (kvapalina) – zmena tlaku neovplyvňuje posun chemickej rovnováhy, pretože žiadna z východiskových alebo konečných látok nie je v plynnom stave;

ak je niekoľko látok v plynnom stave, je potrebné, aby sa počet molekúl plynu na ľavej strane rovnice pre takúto reakciu nerovnal počtu molekúl plynu na pravej strane rovnice, napr.

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – zmeny tlaku ovplyvňujú posun rovnováhy

I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – zmena tlaku neovplyvňuje posun rovnováhy

Keď sú splnené tieto dve podmienky, zvýšenie tlaku vedie k posunu rovnováhy smerom k reakcii, ktorej výskyt znižuje počet molekúl plynu v systéme. V našom príklade (katalytické spaľovanie SO 2) to bude priama reakcia.

Naopak, pokles tlaku posúva rovnováhu smerom k reakcii, ku ktorej dochádza pri tvorbe väčšieho počtu molekúl plynu. V našom príklade to bude opačná reakcia.

Zvýšenie tlaku spôsobuje zmenšenie objemu systému, a teda zvýšenie molárnych koncentrácií plynných látok. V dôsledku toho sa rýchlosť dopredných a spätných reakcií zvyšuje, ale nie v rovnakej miere. Zníženie tlaku podľa podobnej schémy vedie k zníženiu rýchlosti priamych a spätných reakcií. Zároveň však v menšej miere klesá rýchlosť reakcie, ku ktorej sa posúva rovnováha.

Katalyzátor neovplyvňuje posun rovnováhy, pretože zrýchľuje (alebo spomaľuje) reakcie vpred aj vzad v rovnakej miere. V jeho prítomnosti sa chemická rovnováha ustanoví rýchlejšie (alebo pomalšie).

Ak je systém ovplyvnený viacerými faktormi súčasne, potom každý z nich pôsobí nezávisle od ostatných. Napríklad pri syntéze amoniaku

N2(plyn) + 3H2(plyn) 2NH3(plyn)

reakcia prebieha zahrievaním a v prítomnosti katalyzátora na zvýšenie jej rýchlosti, ale vplyv teploty vedie k tomu, že sa rovnováha reakcie posúva doľava, smerom k reverznej endotermickej reakcii. To spôsobuje zníženie produkcie NH3. Na kompenzáciu tohto nežiaduceho vplyvu teploty a zvýšenie výťažku amoniaku sa súčasne zvyšuje tlak v systéme, čím sa rovnováha reakcie posúva doprava, t.j. smerom k tvorbe menšieho počtu molekúl plynu.

V tomto prípade sa experimentálne vyberú najoptimálnejšie podmienky reakcie (teplota, tlak), pri ktorých by reakcia prebiehala dostatočne vysokou rýchlosťou a poskytovala by ekonomicky životaschopný výťažok konečného produktu.

Le Chatelierov princíp sa podobne využíva aj v chemickom priemysle pri výrobe veľkého množstva rôznych látok, ktoré majú veľký význam pre národné hospodárstvo.

Le Chatelierov princíp je aplikovateľný nielen na reverzibilné chemické reakcie, ale aj na rôzne iné rovnovážne procesy: fyzikálne, fyzikálno-chemické, biologické.

Telo dospelého človeka sa vyznačuje relatívnou stálosťou mnohých parametrov, vrátane rôznych biochemických ukazovateľov, vrátane koncentrácií biologicky aktívnych látok. Takýto stav však nemožno nazvať rovnovážnym, pretože neplatí pre otvorené systémy.

Ľudské telo, ako každý živý systém, neustále vymieňa rôzne látky s prostredím: konzumuje potraviny a uvoľňuje produkty ich oxidácie a rozkladu. Preto je pre organizmus typická ustálený stav, definovaný ako stálosť jeho parametrov pri konštantnej rýchlosti výmeny hmoty a energie s prostredím. Pri prvej aproximácii možno stacionárny stav považovať za sériu rovnovážnych stavov prepojených relaxačnými procesmi. V rovnovážnom stave sa koncentrácie látok zúčastňujúcich sa reakcie udržiavajú v dôsledku dopĺňania počiatočných produktov zvonku a odvádzania konečných produktov von. Zmena ich obsahu v organizme nevedie, na rozdiel od uzavretých systémov, k novej termodynamickej rovnováhe. Systém sa vráti do pôvodného stavu. Zachováva sa tak relatívna dynamická stálosť zloženia a vlastností vnútorného prostredia organizmu, ktorá určuje stabilitu jeho fyziologických funkcií. Táto vlastnosť živého systému sa nazýva inak homeostázy.

Počas života organizmu v stacionárnom stave, na rozdiel od uzavretého rovnovážneho systému, dochádza k zvýšeniu entropie. Súčasne s tým však prebieha aj opačný proces – pokles entropie v dôsledku spotreby živín s nízkou hodnotou entropie z prostredia (napríklad vysokomolekulárne zlúčeniny – bielkoviny, polysacharidy, sacharidy a pod.) a uvoľňovanie produktov rozkladu do životného prostredia. Podľa stanoviska I. R. Prigogina má celková produkcia entropie pre organizmus v stacionárnom stave tendenciu k minimu.

Významný príspevok k rozvoju nerovnovážnej termodynamiky priniesol I. R. Prigozhy, nositeľ Nobelovej ceny z roku 1977, ktorý tvrdil, že „v každom nerovnovážnom systéme existujú miestne oblasti, ktoré sú v rovnovážnom stave. V klasickej termodynamike sa rovnováha vzťahuje na celý systém, ale v nerovnováhe iba na jeho jednotlivé časti.

Zistilo sa, že entropia v takýchto systémoch sa zvyšuje počas embryogenézy, počas regeneračných procesov a rastu malígnych novotvarov.

Zostáva nezmenené, pokiaľ sú parametre, pri ktorých bol stanovený, konštantné. Keď sa zmenia podmienky, rovnováha sa naruší. Po určitom čase v systéme opäť nastáva rovnováha, charakterizovaná novou rovnosťou rýchlostí a novými rovnovážnymi koncentráciami všetkých látok.

Proces prechodu systému z jedného rovnovážneho stavu do druhého sa nazýva posun alebo posun v chemickej rovnováhe.

Rovnováha sa posúva jedným alebo druhým smerom, pretože meniace sa podmienky majú rôzne účinky na rýchlosť priamych a spätných reakcií. Rovnováha sa posúva smerom k reakcii, ktorej rýchlosť sa zvyšuje, keď je rovnováha narušená. Napríklad, ak sa pri zmene vonkajších podmienok rovnováha naruší tak, že rýchlosť priamej reakcie bude väčšia ako rýchlosť spätnej reakcie (V ® > V ¬), potom sa rovnováha posunie doprava.

Vo všeobecnosti je smer posunu rovnováhy určený Le Chatelierovým princípom: Ak na systém v rovnovážnom stave pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posúva v smere, ktorý oslabuje pôsobenie vonkajšieho vplyvu.

Posun v rovnováhe môže byť spôsobený:

Zmeny teploty;

Zmena koncentrácie jedného z činidiel;

Zmena tlaku.

Pozrime sa podrobnejšie na vplyv každého z týchto faktorov na stav chemickej rovnováhy.

Zmena teploty. Zvýšenie teploty spôsobuje zvýšenie rýchlostnej konštanty endotermického procesu (DH 0 T > 0 a DU 0 T > 0) a zníženie rýchlostnej konštanty exotermického procesu (DH 0 T< 0 и DU 0 Т < 0), следовательно, Keď sa teplota zvýši, rovnováha sa posunie smerom k endotermickej reakcii a keď sa teplota zníži, k exotermickej reakcii.

Napríklad:

N2(g) + 3H2(g) Û 2NH3(g) DH0T = -92,4 kJ/mol, t.j. priamy proces je exotermický, preto sa pri zvyšovaní teploty bude rovnováha posúvať doľava (smerom k reverznej reakcii).

Zmena koncentrácie. Pri zvýšení koncentrácie ktorejkoľvek látky sa rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky a pri znižovaní koncentrácie látky sa rovnováha posúva smerom k jej tvorbe.

Napríklad pre reakciu 2HCl (g) Û H 2 (g) + Cl 2 (g) vedie zvýšenie koncentrácie chlorovodíka k posunu rovnováhy doprava (smerom k priamej reakcii). Rovnaký výsledok možno dosiahnuť znížením koncentrácie vodíka alebo chlóru.

Zmena tlaku. Ak je do reakcie zapojených niekoľko plynných látok, potom sa so zvyšujúcim sa tlakom rovnováha posúva smerom k tvorbe menšieho počtu mólov plynných látok v zmesi plynov a teda k poklesu tlaku v systéme. Naopak, pri znižovaní tlaku sa rovnováha posúva smerom k tvorbe ďalších mólov plynu, čo spôsobuje zvýšenie tlaku v systéme.

Príklad:

N2(g) + 3H2(g) + 2NH3(g).

1 mol + 3 mol Û 2 mol

Keď sa tlak v systéme zvyšuje, rovnováha tejto reakcie sa posúva doprava (smerom k priamej reakcii).

Ak sa na priamych a spätných reakciách zúčastňuje rovnaký počet mólov plynných látok, potom zmena tlaku nespôsobí posun v chemickej rovnováhe.

Katalyzátor neovplyvňuje posun v rovnováhe, iba urýchľuje nástup chemickej rovnováhy.

Chemická rovnováha, zodpovedajúca rovnosti rýchlostí priamych a spätných reakcií a minimálnej hodnote Gibbsovej energie (G 0 t =O), je najstabilnejším stavom systému za daných podmienok a zostáva nezmenená, pokiaľ parametre pri ktorých sa vytvorí rovnováha, zostávajú konštantné. Keď sa zmenia podmienky, rovnováha sa naruší a posunie sa doľava alebo doprava. Po určitom čase sa systém opäť dostane do rovnováhy, t.j. prechádza z jedného stavu do druhého. Nová rovnováha je charakterizovaná novou rovnosťou rýchlostí priamych a spätných reakcií a novými rovnovážnymi koncentráciami všetkých látok v systéme.

Chemická rovnováha je pohyblivá (dynamická). Posúva sa jedným alebo druhým smerom, pretože meniace sa podmienky majú rôzne účinky na rýchlosť dopredných a spätných reakcií, čím sa porušuje rovnosť sadzieb. Ak sa pri zmene vonkajších podmienok chemická rovnováha naruší tak, že rýchlosť priamej reakcie bude väčšia ako rýchlosť spätnej reakcie, potom sa rovnováha posunie doprava. Ak je rovnováha narušená tak, že rýchlosť priamej reakcie je menšia ako rýchlosť spätnej reakcie, potom sa rovnováha posunie doľava. Smer rovnovážneho posunu vo všeobecnom prípade určuje Le Chatelierov princíp:

Ak na systém, ktorý je v rovnováhe, pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posúva v smere, ktorý oslabuje pôsobenie vonkajšieho vplyvu.

Posun v rovnováhe môže byť spôsobený zmenou teploty, koncentrácie jedného z činidiel alebo tlaku. Teplota je parameter, od ktorého závisí hodnota rovnovážnej konštanty chemickej reakcie. So zvyšujúcou sa teplotou klesá rovnovážna konštanta exotermického procesu H 0 t<О или U 0 т <0), при понижении температуры увеличивается. Это значит, что при повышении температуры равновесие экзотермической реакции смещается влево, поскольку прямая реакция идет с выделением теплоты.

Rýchlosť exotermických aj endotermických reakcií sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou a klesá s klesajúcou teplotou. Zmena otáčok však nie je rovnaká, keď teplota stúpa (alebo klesá), preto je možné zmenou teploty posunúť rovnováhu v danom smere. homogénna chemická konštanta

Posun v rovnováhe môže byť spôsobený zmenou koncentrácie jednej zo zložiek: pridaním látky do rovnovážneho systému alebo jej odstránením zo systému. Podľa Le Chatelierovho princípu, keď sa zmení koncentrácia jedného z účastníkov reakcie, rovnováha sa posunie na stranu, ktorá zmenu kompenzuje, t.j. so zvyšujúcou sa koncentráciou jednej z východiskových látok - vpravo a so zvyšujúcou sa koncentráciou jedného z reakčných produktov - vľavo.

So zvyšujúcou sa koncentráciou východiskovej látky A (alebo B) v rovnovážnom systéme A + B<=>C+D rovnosť rýchlostí = narušená, pretože rýchlosť doprednej reakcie sa zvyšuje

K1CA C B; rovnováha sa posunie doprava. Ak zvýšite koncentráciu reakčného produktu C (alebo D), potom sa rýchlosť spätnej reakcie zvýši = na 1 C C C D, rovnováha sa posunie doľava.

Ak sa na reverzibilnej reakcii podieľa aspoň jedna plynná látka, posun v rovnováhe môže byť spôsobený zmenou tlaku. Zvýšenie tlaku pri T=konst je ekvivalentné kompresii plynu, t.j. zvýšenie jeho koncentrácie. So zvyšujúcou sa koncentráciou plynnej zložky sa zvyšuje rýchlosť reakcie v súlade so zákonom o pôsobení hmoty, čo vedie k posunu rovnováhy v smere znižovania koncentrácie plynnej zložky. Pri znižovaní tlaku pri T = const sa plyn rozpína ​​a jeho koncentrácia v systéme klesá. To spôsobí zníženie reakčnej rýchlosti; rovnováha sa posúva v smere zvyšovania tlaku plynu.

Ak je do reakcie zapojených niekoľko plynných látok, potom sa pri zmene tlaku všetky ich koncentrácie menia súčasne a rovnako. K posunu v rovnováhe však nemusí dôjsť.

Takže v súlade s Le Chatelierovým princípom sa so zvyšujúcim sa tlakom rovnováha posúva smerom k tvorbe menšieho počtu mólov plynných látok v plynnej zmesi, a teda k poklesu tlaku v systéme. Naopak, pri vonkajšom vplyve spôsobenom poklesom tlaku sa rovnováha posúva smerom k tvorbe ďalších mólov plynu, čo pôsobí proti vonkajšiemu vplyvu a spôsobuje zvýšenie tlaku v systéme.

Na základe Le Chatelierovho princípu je možné zvoliť podmienky pre chemickú rovnováhu, ktoré poskytujú najvyšší výťažok reakčných produktov. Le Chatelierov princíp platí nielen pre chemické rovnováhy; dá sa použiť aj na procesy fázovej transformácie: vyparovanie, kondenzácia atď.