1.8. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу. Принцип ле Шательє
Стан хімічної рівноваги за сталих умов може зберігатися будь-який час. Проте при зміні умов рівноваги (температури, концентрації, тиску) стан рівноваги порушується. Зміна зовнішніх факторів по-різному впливає на швидкості прямої і зворотної реакцій і тому швидкість однієї з реакцій буде більша за другу. Внаслідок цього хімічна рівновага зміститься в той чи інший бік. Через деякий час знову в системі встановиться рівновага, але вже за інших умов.
Характер зміни рівноваги залежно від зовнішніх факторів можна визначити за принципом ле Шательє.
Цей принцип, відкритий у 1882 p. французьким вченим А. ле Шательє, формулюється так: якщо на систему, що перебуває в рівновазі, подіяти зовнішнім фактором, то рівновага зміститься у напрямі процесу, який зменшить цю дію.
Розглянемо принцип ле Шательє на прикладі рівноважної системи
ЗН2 + N2 ⇄ 2NH3, 
Якщо до суміші речовин, які перебувають у стані рівноваги, добавити певну кількість водню або азоту, то швидкість прямої реакції, збільшиться. Збільшення швидкості прямої реакції призведе до зменшення кількості реагуючих речовин (N2 і Н2) і збільшення концентрації NН3. Система, з одного боку, відповіла на зовнішній вплив процесом, який зменшив цей вплив. З другого боку, збільшення концентрації NН3 приведе до збільшення швидкості зворотної реакції, яке відбуватиметься доти, поки швидкість зворотної реакції не зрівняється з швидкістю прямої реакції. Тобто в системі знову настає стан рівноваги, але вже за нових умов, а саме при вищих швидкостях реакцій.
Вплив тиску на стан рівноваги можна проаналізувати, розглянувши зміну об'єму реакції синтезу аміаку. З рівняння реакції видно, що з чотирьох молекул реагуючих речовин (ЗН2 + N2) утворюється дві молекули NН3, тобто синтез аміаку відбувається із зменшенням об'єму. Підвищення тиску для газоподібних систем спричинює пропорційне зменшення об'єму, що відповідає збільшенню концентрацій речовин. Оскільки відносне збільшення концентрацій реагуючих речовин у реакції синтезу аміаку перевершуватиме збільшення концентрацій продуктів реакції, то рівновага зміститься в бік утворення аміаку, тобто в бік реакції, яка призводить до зменшення об'єму системи.
У реакціях, які відбуваються без зміни об'єму або в яких не беруть участь газоподібні речовини, зміна тиску не викликає зміщення рівноваги.
Підвищення температури зазначеної системи спричинює зміщення рівноваги в бік зворотної реакції, оскільки розкладання аміаку призводить до поглинання тепла.
Каталізатор не впливає на стан рівноваги, однаково прискорюючи як пряму, так і зворотну реакції. Тобто каталізатор прискорює встановлення рівноваги, не впливаючи на рівноважні концентрації речовин.
На основі аналізу зазначених прикладів можна сформулювати ряд загальних положень, які випливають з принципу ле Шательє, а саме:
нагрівання системи, що перебуває у стані рівноваги, зміщує її рівновагу в бік ендотермічної реакції, а охолодження – в бік екзотермічної;
підвищення тиску призводить до зміщення рівноваги в бік утворення тих речовин, які займають менший об'єм. Якщо об'єм системи при реакції не змінюється, то тиск не впливатиме на стан рівноваги;
збільшення концентрацій реагуючих речовин або зменшення концентрацій продуктів реакції зміщує рівновагу в напрямку прямої реакції.
Принцип ле Шательє справедливий не тільки для хімічних процесів, він має загальнонаукове значення і поширюється на всі процеси, що перебувають у стані динамічної рівноваги.
Принцип ле Шательє має велике практичне значення, особливо для хімічної промисловості. Наприклад, при синтезі аміаку підвищення температури зменшує вихід аміаку, оскільки рівновага при високих температурах встановлюється при малому вмісті NН3 в системі. Отже, для підвищення виходу реакцію треба проводити при низьких температурах. Проте стан рівноваги при цьому завдяки дуже малій швидкості встановлюватиметься за такий великий проміжок часу, що практичне використання реакції буде неможливе. Тому синтез NН3 проводять при високій температурі (450—600°С), а для прискорення встановлення рівноваги застосовують каталізатор. Проте при високих температурах і навіть при наявності каталізатора при атмосферному тиску вихід аміаку становить всього 1%. Тому промислове використання взаємодії водню і азоту для синтезу аміаку стало можливим лише при застосуванні високого тиску, який у 300—1000 раз перевищує нормальний, зміщуючи рівновагу в бік підвищення вмісту NН3 до 30%. При такому виході процес синтезу аміаку стає придатним для промислового використання.
|