Κύριο άρθρο: Αρχή Le Chatelier-Brown
Η θέση της χημικής ισορροπίας εξαρτάται από τις ακόλουθες παραμέτρους αντίδρασης: θερμοκρασία, πίεση και συγκέντρωση. Η επιρροή που έχουν αυτοί οι παράγοντες χημική αντίδραση, υπακούστε στο μοτίβο που εκφράστηκε στο γενική άποψητο 1885 από τον Γάλλο επιστήμονα Le Chatelier.
Παράγοντες που επηρεάζουν χημική ισορροπία:
1) θερμοκρασία
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση (απορρόφησης) και όταν μειώνεται, προς την εξώθερμη (απελευθέρωση) αντίδραση.
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
Ν 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) πίεση
Καθώς η πίεση αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς μικρότερο όγκο ουσιών και καθώς η πίεση μειώνεται προς μεγαλύτερο όγκο. Αυτή η αρχή ισχύει μόνο για αέρια, δηλ. Εάν εμπλέκονται στερεά στην αντίδραση, δεν λαμβάνονται υπόψη.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →
1mol=1mol+1mol
3) συγκέντρωση πρώτες ύλεςκαι προϊόντα αντίδρασης
Με την αύξηση της συγκέντρωσης μιας από τις πρώτες ουσίες, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα της αντίδρασης και με την αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων της αντίδρασης, προς τις πρώτες ουσίες.
μικρό 2 +2Ο 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←
Οι καταλύτες δεν επηρεάζουν τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας!
Βασικά ποσοτικά χαρακτηριστικά της χημικής ισορροπίας: σταθερά χημικής ισορροπίας, βαθμός μετατροπής, βαθμός διάστασης, απόδοση ισορροπίας. Εξηγήστε τη σημασία αυτών των ποσοτήτων χρησιμοποιώντας το παράδειγμα συγκεκριμένων χημικών αντιδράσεων.
Στη χημική θερμοδυναμική, ο νόμος της δράσης μάζας συσχετίζει τις δραστηριότητες ισορροπίας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης, σύμφωνα με τη σχέση:
Δραστηριότητα ουσιών. Αντί για δραστηριότητα, μπορεί να χρησιμοποιηθεί συγκέντρωση (για αντίδραση σε ιδανικό διάλυμα), μερικές πιέσεις (αντίδραση σε μείγμα ιδανικών αερίων), φυγοκέντρηση (αντίδραση σε μείγμα πραγματικών αερίων).
Στοιχειομετρικός συντελεστής (αρνητικός για αρχικές ουσίες, θετικός για προϊόντα).
Σταθερά χημικής ισορροπίας. Ο δείκτης "a" εδώ σημαίνει τη χρήση της τιμής δραστηριότητας στον τύπο.
Η αποτελεσματικότητα μιας αντίδρασης συνήθως αξιολογείται με τον υπολογισμό της απόδοσης του προϊόντος της αντίδρασης (ενότητα 5.11). Ταυτόχρονα, η αποτελεσματικότητα της αντίδρασης μπορεί επίσης να εκτιμηθεί προσδιορίζοντας ποιο μέρος της πιο σημαντικής (συνήθως της πιο ακριβής) ουσίας μετατράπηκε στο προϊόν-στόχο της αντίδρασης, για παράδειγμα, ποιο μέρος του SO 2 μετατράπηκε σε SO 3 κατά την παραγωγή θειικού οξέος, δηλαδή βρε βαθμό μετατροπήςαρχική ουσία.
Ας ένα σύντομο διάγραμμα της συνεχιζόμενης αντίδρασης
Τότε ο βαθμός μετατροπής της ουσίας Α σε ουσία Β (Α) προσδιορίζεται από την ακόλουθη εξίσωση
Οπου n proreact (Α) – η ποσότητα της ουσίας του αντιδραστηρίου Α που αντέδρασε για να σχηματίσει το προϊόν Β, και nαρχικό (Α) – αρχική ποσότητα αντιδραστηρίου Α. 
Φυσικά, ο βαθμός μετασχηματισμού μπορεί να εκφραστεί όχι μόνο ως προς την ποσότητα μιας ουσίας, αλλά και ως προς τυχόν ποσότητες ανάλογες με αυτήν: τον αριθμό των μορίων (μονάδες τύπου), τη μάζα, τον όγκο.
Εάν το αντιδραστήριο Α λαμβάνεται σε έλλειψη και η απώλεια του προϊόντος Β μπορεί να παραμεληθεί, τότε ο βαθμός μετατροπής του αντιδραστηρίου Α είναι συνήθως ίσος με την απόδοση του προϊόντος Β
Εξαίρεση αποτελούν οι αντιδράσεις κατά τις οποίες η αρχική ουσία καταναλώνεται προφανώς για να σχηματιστούν πολλά προϊόντα. Έτσι, για παράδειγμα, στην αντίδραση
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
το χλώριο (αντιδραστήριο) μετατρέπεται εξίσου σε χλωριούχο κάλιο και σε υποχλωριώδες κάλιο. Σε αυτή την αντίδραση, ακόμη και με 100% απόδοση KClO, ο βαθμός μετατροπής του χλωρίου σε αυτό είναι 50%.
Η ποσότητα που γνωρίζετε - ο βαθμός πρωτόλυσης (ενότητα 12.4) - είναι μια ειδική περίπτωση του βαθμού μετατροπής:
Στο πλαίσιο του TED καλούνται παρόμοιες ποσότητες βαθμός διάστασηςοξέα ή βάσεις (ονομάζονται επίσης ως βαθμός πρωτολύσεως). Ο βαθμός διάστασης σχετίζεται με τη σταθερά διάστασης σύμφωνα με τον νόμο αραίωσης του Ostwald.
Στο πλαίσιο της ίδιας θεωρίας, η ισορροπία υδρόλυσης χαρακτηρίζεται από βαθμό υδρόλυσης (η), και χρησιμοποιούνται οι ακόλουθες εκφράσεις που το συσχετίζουν με την αρχική συγκέντρωση της ουσίας ( Με) και σταθερές διάστασης ασθενών οξέων (K HA) και ασθενών βάσεων που σχηματίζονται κατά την υδρόλυση ( Κ MOH):
Η πρώτη έκφραση ισχύει για την υδρόλυση ενός άλατος ενός ασθενούς οξέος, η δεύτερη - άλατα μιας ασθενούς βάσης και η τρίτη - άλατα ενός ασθενούς οξέος και μιας ασθενούς βάσης. Όλες αυτές οι εκφράσεις μπορούν να χρησιμοποιηθούν μόνο για αραιά διαλύματα με βαθμό υδρόλυσης όχι μεγαλύτερο από 0,05 (5%).
Τυπικά, η απόδοση ισορροπίας προσδιορίζεται από μια γνωστή σταθερά ισορροπίας, με την οποία σχετίζεται σε κάθε συγκεκριμένη περίπτωση με μια ορισμένη αναλογία.
Η απόδοση του προϊόντος μπορεί να αλλάξει μετατοπίζοντας την ισορροπία της αντίδρασης σε αναστρέψιμες διαδικασίες, υπό την επίδραση παραγόντων όπως η θερμοκρασία, η πίεση, η συγκέντρωση.
Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, ο βαθμός ισορροπίας της μετατροπής αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης κατά τη διάρκεια απλών αντιδράσεων, και σε άλλες περιπτώσεις ο όγκος του μείγματος αντίδρασης δεν αλλάζει και η απόδοση του προϊόντος δεν εξαρτάται από την πίεση.
Η επίδραση της θερμοκρασίας στην απόδοση ισορροπίας, καθώς και στη σταθερά ισορροπίας, προσδιορίζεται από το πρόσημο της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης.
Για μια πληρέστερη αξιολόγηση των αναστρέψιμων διεργασιών, χρησιμοποιείται η λεγόμενη απόδοση από τη θεωρητική (απόδοση από την ισορροπία), ίση με την αναλογία του πραγματικά ληφθέντος προϊόντος προς την ποσότητα που θα λαμβανόταν σε κατάσταση ισορροπίας.
ΘΕΡΜΙΚΗ ΔΙΑΚΟΠΗ χημικό
μια αντίδραση αναστρέψιμης αποσύνθεσης μιας ουσίας που προκαλείται από αύξηση της θερμοκρασίας.
Όταν κ.λπ., από μία ουσία σχηματίζονται πολλές (2H2H+ OCaO + CO) ή μία απλούστερη ουσία
Η ισορροπία κ.λπ. καθιερώνεται σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης. Το
μπορεί να χαρακτηριστεί είτε από σταθερά ισορροπίας είτε από το βαθμό διάστασης
(ο λόγος του αριθμού των διασπασμένων μορίων προς τον συνολικό αριθμό των μορίων). ΣΕ
Στις περισσότερες περιπτώσεις, κλπ. συνοδεύεται από την απορρόφηση θερμότητας (αύξηση
ενθαλπία
DN>0); επομένως, σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier-Brown
η θέρμανση το ενισχύει, προσδιορίζεται ο βαθμός μετατόπισης κ.λπ. με τη θερμοκρασία
απόλυτη τιμή του DN. Η πίεση παρεμβαίνει κ.λπ., όσο πιο έντονα, τόσο μεγαλύτερη
αλλαγή (αύξηση) του αριθμού των mol (Di) των αερίων ουσιών
ο βαθμός διάστασης δεν εξαρτάται από την πίεση. Αν τα στερεά δεν είναι
σχηματίζουν στερεά διαλύματα και δεν βρίσκονται σε κατάσταση μεγάλης διασποράς,
τότε η πίεση κ.λπ. καθορίζεται μοναδικά από τη θερμοκρασία. Για την υλοποίηση του Τ.
δ. στερεά (οξείδια, κρυσταλλικά ένυδρα κ.λπ.)
σημαντικό να γνωρίζετε
θερμοκρασία στην οποία η πίεση διάστασης γίνεται ίση με την εξωτερική (ιδίως,
ατμοσφαιρική) πίεση. Δεδομένου ότι το αέριο που απελευθερώνεται μπορεί να υπερνικήσει
πίεση περιβάλλοντος, στη συνέχεια, όταν επιτευχθεί αυτή η θερμοκρασία, η διαδικασία αποσύνθεσης
αμέσως εντείνεται.
Εξάρτηση του βαθμού διάστασης από τη θερμοκρασία: ο βαθμός διάστασης αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας (η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση της κινητικής ενέργειας των διαλυμένων σωματιδίων, η οποία προάγει τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα) 
Ο βαθμός μετατροπής των αρχικών ουσιών και η απόδοση ισορροπίας του προϊόντος. Μέθοδοι υπολογισμού τους σε δεδομένη θερμοκρασία.
Τι δεδομένα χρειάζονται για αυτό; 
Δώστε ένα σχήμα για τον υπολογισμό οποιουδήποτε από αυτά τα ποσοτικά χαρακτηριστικά της χημικής ισορροπίας χρησιμοποιώντας ένα αυθαίρετο παράδειγμα. 
Ο βαθμός μετατροπής είναι η ποσότητα του αντιδραστηρίου που αντέδρασε διαιρεμένη με την αρχική του ποσότητα. Για την απλούστερη αντίδραση, όπου είναι η συγκέντρωση στην είσοδο στον αντιδραστήρα ή στην αρχή της περιοδικής διαδικασίας, είναι η συγκέντρωση στην έξοδο του αντιδραστήρα ή η τρέχουσα στιγμή της περιοδικής διεργασίας. Για μια εθελοντική απάντηση, για παράδειγμα, 
, σύμφωνα με τον ορισμό, ο τύπος υπολογισμού είναι ο ίδιος: . Εάν υπάρχουν πολλά αντιδραστήρια σε μια αντίδραση, τότε ο βαθμός μετατροπής μπορεί να υπολογιστεί για καθένα από αυτά, για παράδειγμα, για την αντίδραση 
Η εξάρτηση του βαθμού μετατροπής από τον χρόνο αντίδρασης καθορίζεται από τη μεταβολή της συγκέντρωσης του αντιδραστηρίου με την πάροδο του χρόνου. Στην αρχική χρονική στιγμή, όταν τίποτα δεν έχει μετασχηματιστεί, ο βαθμός μετασχηματισμού είναι μηδέν. Στη συνέχεια, καθώς το αντιδραστήριο μετατρέπεται, ο βαθμός μετατροπής αυξάνεται. Για μια μη αναστρέψιμη αντίδραση, όταν τίποτα δεν εμποδίζει το αντιδραστήριο να καταναλωθεί πλήρως, η τιμή του τείνει (Εικ. 1) στη μονάδα (100%). 
, δηλ. Για την απλούστερη αντίδραση, η απόδοση και ο βαθμός μετατροπής είναι η ίδια τιμή. Εάν ο μετασχηματισμός λαμβάνει χώρα με μια αλλαγή στην ποσότητα των ουσιών, για παράδειγμα, τότε, σύμφωνα με τον ορισμό, ο στοιχειομετρικός συντελεστής πρέπει να συμπεριληφθεί στην υπολογιζόμενη έκφραση. Σύμφωνα με τον πρώτο ορισμό, η φανταστική ποσότητα προϊόντος που λαμβάνεται από ολόκληρη την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου θα είναι για αυτήν την αντίδραση δύο φορές μικρότερη από την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου, δηλ. και τον τύπο υπολογισμού. Σύμφωνα με τον δεύτερο ορισμό, η ποσότητα του αντιδραστηρίου που πραγματικά μετατρέπεται στο προϊόν στόχο θα είναι διπλάσια από αυτή που σχηματίστηκε αυτό το προϊόν, δηλ. , τότε ο τύπος υπολογισμού είναι . Φυσικά και οι δύο εκφράσεις είναι ίδιες. Για μια πιο σύνθετη αντίδραση, οι τύποι υπολογισμού γράφονται με τον ίδιο ακριβώς τρόπο σύμφωνα με τον ορισμό, αλλά στην περίπτωση αυτή η απόδοση δεν είναι πλέον ίση με το βαθμό μετατροπής. Για παράδειγμα, για την αντίδραση, 
. Εάν υπάρχουν πολλά αντιδραστήρια σε μια αντίδραση, η απόδοση μπορεί να υπολογιστεί για καθένα από αυτά, εάν υπάρχουν επίσης πολλά προϊόντα στόχου, τότε η απόδοση μπορεί να υπολογιστεί για οποιοδήποτε προϊόν στόχο για οποιοδήποτε αντιδραστήριο. Όπως φαίνεται από τη δομή του τύπου υπολογισμού (ο παρονομαστής περιέχει μια σταθερή τιμή), η εξάρτηση της απόδοσης από τον χρόνο αντίδρασης προσδιορίζεται από τη χρονική εξάρτηση της συγκέντρωσης του προϊόντος στόχου. Έτσι, για παράδειγμα, για την αντίδραση 
αυτή η εξάρτηση φαίνεται όπως στο Σχ. 3. 
Εικ.3
Ο βαθμός μετατροπής ως ποσοτικό χαρακτηριστικό της χημικής ισορροπίας. Πώς θα επηρεάσει μια αύξηση στη συνολική πίεση και θερμοκρασία τον βαθμό μετατροπής του αντιδραστηρίου ... σε μια αντίδραση αέριας φάσης: (δίνεται η εξίσωση
)? Δώστε μια αιτιολογία για την απάντησή σας και κατάλληλες μαθηματικές εκφράσεις.Η μετάβαση ενός χημικού συστήματος από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη ονομάζεται
μετατόπιση (μετατόπιση) ισορροπίας . Λόγω της δυναμικής φύσης της χημικής ισορροπίας, είναι ευαίσθητο στις εξωτερικές συνθήκες και είναι σε θέση να ανταποκρίνεται στις αλλαγές τους.:
Η κατεύθυνση της αλλαγής στη θέση της χημικής ισορροπίας ως αποτέλεσμα των αλλαγών στις εξωτερικές συνθήκες καθορίζεται από τον κανόνα που διατυπώθηκε για πρώτη φορά από τον Γάλλο χημικό και μεταλλουργό Henri Louis Le Chatelier το 1884 και πήρε το όνομά του.
Υπάρχουν τρεις κύριες παράμετροι, αλλάζοντας τις οποίες μπορείτε να μετατοπίσετε τη χημική ισορροπία. Αυτά είναι η θερμοκρασία, η πίεση και η συγκέντρωση. Ας εξετάσουμε την επιρροή τους χρησιμοποιώντας το παράδειγμα μιας αντίδρασης ισορροπίας:
1) Επίδραση της θερμοκρασίας. Αφού για αυτή την αντίδραση DH°<0, следовательно, прямая реакция идет с выделением тепла (+Q), а обратная реакция – с поглощением тепла (-Q):
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
Όταν η θερμοκρασία ανεβαίνει, δηλ. Όταν εισάγεται πρόσθετη ενέργεια στο σύστημα, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίστροφη ενδόθερμη αντίδραση, η οποία καταναλώνει αυτήν την περίσσεια ενέργειας. Όταν η θερμοκρασία μειώνεται, αντίθετα, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίδραση που συμβαίνει με την απελευθέρωση θερμότητας ώστε να αντισταθμίσει την ψύξη, δηλ. η ισορροπία μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση.
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια ενδόθερμη αντίδραση, η οποία περιλαμβάνει την απορρόφηση ενέργειας.
Καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια εξώθερμη αντίδραση που απελευθερώνει ενέργεια.
2) Επίδραση του όγκου. Καθώς η πίεση αυξάνεται, ο ρυθμός της αντίδρασης που συμβαίνει με τη μείωση του όγκου αυξάνεται σε μεγαλύτερο βαθμό (DV<0). При понижении давления ускоряется реакция, протекающая с увеличением объема (DV>0).
Όταν συμβεί η υπό εξέταση αντίδραση, σχηματίζονται 2 mol αερίων από 3 γραμμομόρια αερίων ουσιών:
2NO (G) + O 2 (G) 2NO 2 (G)
3 moles αερίου 2 moles αερίου
V OUT > V ΠΑΡΑΓ
DV = V PROD - V OUT<0
Επομένως, όσο αυξάνεται η πίεση, η ισορροπία μετατοπίζεται προς έναν μικρότερο όγκο του συστήματος, δηλ. προϊόντα αντίδρασης. Καθώς η πίεση μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τις αρχικές ουσίες, οι οποίες καταλαμβάνουν μεγαλύτερο όγκο
Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίδραση που παράγει λιγότερα mol αερίων ουσιών.
Καθώς η πίεση μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίδραση που παράγει περισσότερα mol αέριων ουσιών.
3) Επίδραση συγκέντρωσης. Καθώς η συγκέντρωση αυξάνεται, ο ρυθμός αντίδρασης με τον οποίο καταναλώνεται η ουσία που εγχέεται αυξάνεται. Πράγματι, όταν εισάγεται επιπλέον οξυγόνο στο σύστημα, το σύστημα το «καταναλώνει» για να συμβεί μια άμεση αντίδραση. Όταν η συγκέντρωση του O 2 μειώνεται, αυτή η ανεπάρκεια αντισταθμίζεται από την αποσύνθεση του προϊόντος της αντίδρασης (NO 2) στις αρχικές ουσίες.
Όταν η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών αυξάνεται ή η συγκέντρωση των προϊόντων μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την άμεση αντίδραση.
Όταν η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών μειώνεται ή η συγκέντρωση των προϊόντων αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αντίστροφη αντίδραση.
Η εισαγωγή ενός καταλύτη στο σύστημα δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της θέσης της χημικής ισορροπίας, αφού ο καταλύτης αυξάνει εξίσου τον ρυθμό τόσο των μπροστινών όσο και των αντίστροφων αντιδράσεων.
Η χημική ισορροπία είναι εγγενής αναστρεπτόςαντιδράσεις και δεν είναι τυπικό για αμετάκλητοςχημικές αντιδράσεις.
Συχνά, κατά τη διεξαγωγή μιας χημικής διεργασίας, τα αρχικά αντιδρώντα μετατρέπονται πλήρως σε προϊόντα αντίδρασης. Για παράδειγμα:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Είναι αδύνατο να ληφθεί μεταλλικός χαλκός πραγματοποιώντας την αντίδραση προς την αντίθετη κατεύθυνση, επειδή δεδομένος η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη. Σε τέτοιες διαδικασίες, τα αντιδρώντα μετατρέπονται πλήρως σε προϊόντα, δηλ. η αντίδραση προχωρά στην ολοκλήρωση.
Αλλά το μεγαλύτερο μέρος των χημικών αντιδράσεων αναστρεπτός, δηλ. η αντίδραση είναι πιθανό να συμβεί παράλληλα προς την εμπρός και την αντίστροφη κατεύθυνση. Με άλλα λόγια, τα αντιδρώντα μετατρέπονται μόνο εν μέρει σε προϊόντα και το σύστημα αντίδρασης θα αποτελείται τόσο από αντιδρώντα όσο και από προϊόντα. Το σύστημα σε αυτή την περίπτωση είναι στο κράτος χημική ισορροπία.
Στις αναστρέψιμες διεργασίες, αρχικά η άμεση αντίδραση έχει μέγιστη ταχύτητα, η οποία σταδιακά μειώνεται λόγω μείωσης της ποσότητας των αντιδραστηρίων. Η αντίστροφη αντίδραση, αντίθετα, έχει αρχικά μια ελάχιστη ταχύτητα, η οποία αυξάνεται καθώς συσσωρεύονται τα προϊόντα. Τελικά, έρχεται μια στιγμή που οι ρυθμοί και των δύο αντιδράσεων γίνονται ίσοι - το σύστημα φτάνει σε κατάσταση ισορροπίας. Όταν εμφανίζεται μια κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις των συστατικών παραμένουν αμετάβλητες, αλλά η χημική αντίδραση δεν σταματά. Οτι. – αυτή είναι μια δυναμική (κινούμενη) κατάσταση. Για λόγους σαφήνειας, εδώ είναι το ακόλουθο σχήμα:
Ας πούμε ότι υπάρχει ένα συγκεκριμένο αναστρέψιμη χημική αντίδραση:
a A + b B = c C + d D
στη συνέχεια, με βάση το νόμο της μαζικής δράσης, γράφουμε εκφράσεις για απευθείαςυ 1 και αντίστροφου 2 αντιδράσεις:
v1 = k 1 ·[A] a ·[B] β
υ2 = k 2 ·[C] c ·[D] d
Ικανός να χημική ισορροπία, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι, δηλ.:
k 1 ·[A] a ·[B] b = k 2 ·[C] c ·[D] d
παίρνουμε
ΝΑ= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] β
Οπου Κ =κ 1 / κ 2 – σταθερά ισορροπίας.
Για οποιαδήποτε αναστρέψιμη διαδικασία, υπό δεδομένες συνθήκες κείναι σταθερή τιμή. Δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών, γιατί Όταν αλλάζει η ποσότητα μιας από τις ουσίες, αλλάζουν και οι ποσότητες άλλων συστατικών.
Όταν οι συνθήκες μιας χημικής διεργασίας αλλάζουν, η ισορροπία μπορεί να αλλάξει.
Παράγοντες που επηρεάζουν τη μεταβολή της ισορροπίας:
- αλλαγές στις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων ή προϊόντων,
- αλλαγή πίεσης,
- αλλαγή θερμοκρασίας,
- προσθέτοντας έναν καταλύτη στο μέσο αντίδρασης.
Η αρχή του Le Chatelier
Όλοι οι παραπάνω παράγοντες επηρεάζουν τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας, η οποία υπόκειται Η αρχή του Le Chatelier: Εάν αλλάξετε μία από τις συνθήκες υπό τις οποίες το σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας - συγκέντρωση, πίεση ή θερμοκρασία - τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση της αντίδρασης που εξουδετερώνει αυτήν την αλλαγή.Εκείνοι. η ισορροπία τείνει να μετατοπίζεται προς μια κατεύθυνση που οδηγεί σε μείωση της επιρροής της επιρροής που οδήγησε σε παραβίαση της κατάστασης ισορροπίας.
Ας εξετάσουμε λοιπόν χωριστά την επίδραση καθενός από τους παράγοντες τους στην κατάσταση ισορροπίας.
Επιρροή αλλαγές στις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ή προϊόντων ας δείξουμε με ένα παράδειγμα Διαδικασία Haber:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g)
Εάν, για παράδειγμα, προστεθεί άζωτο σε ένα σύστημα ισορροπίας που αποτελείται από N 2 (g), H 2 (g) και NH 3 (g), τότε η ισορροπία θα πρέπει να μετατοπιστεί σε μια κατεύθυνση που θα συνέβαλε στη μείωση της ποσότητας υδρογόνο προς την αρχική του τιμή, εκείνα. προς την κατεύθυνση του σχηματισμού πρόσθετης αμμωνίας (προς τα δεξιά). Ταυτόχρονα, η ποσότητα του υδρογόνου θα μειωθεί. Όταν προστίθεται υδρογόνο στο σύστημα, η ισορροπία θα μετατοπιστεί επίσης προς το σχηματισμό μιας νέας ποσότητας αμμωνίας (στα δεξιά). Ενώ η εισαγωγή αμμωνίας στο σύστημα ισορροπίας, σύμφωνα με Η αρχή του Le Chatelier , θα προκαλέσει μια μετατόπιση της ισορροπίας προς τη διαδικασία που είναι ευνοϊκή για το σχηματισμό των αρχικών ουσιών (στα αριστερά), π.χ. Η συγκέντρωση της αμμωνίας θα πρέπει να μειωθεί μέσω της αποσύνθεσης μέρους της σε άζωτο και υδρογόνο.
Μια μείωση στη συγκέντρωση ενός από τα συστατικά θα μετατοπίσει την κατάσταση ισορροπίας του συστήματος προς το σχηματισμό αυτού του συστατικού.
Επιρροή αλλαγές πίεσης έχει νόημα εάν στην υπό μελέτη διεργασία συμμετέχουν αέρια συστατικά και υπάρχει αλλαγή στον συνολικό αριθμό των μορίων. Αν παραμένει ο συνολικός αριθμός μορίων στο σύστημα μόνιμος, τότε η αλλαγή της πίεσης κανένα αποτέλεσμαστο ισοζύγιο του, για παράδειγμα:
I 2(g) + H 2(g) = 2HI (g)
Εάν η συνολική πίεση ενός συστήματος ισορροπίας αυξηθεί μειώνοντας τον όγκο του, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τον φθίνοντα όγκο. Εκείνοι. προς τη μείωση του αριθμού αέριοστο σύστημα. Σε αντίδραση:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g)
από 4 μόρια αερίου (1 N 2 (g) και 3 H 2 (g)) σχηματίζονται 2 μόρια αερίου (2 NH 3 (g)), δηλ. η πίεση στο σύστημα μειώνεται. Ως αποτέλεσμα, μια αύξηση της πίεσης θα συμβάλει στο σχηματισμό μιας επιπλέον ποσότητας αμμωνίας, δηλ. η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό της (στα δεξιά).
Εάν η θερμοκρασία του συστήματος είναι σταθερή, τότε μια αλλαγή στη συνολική πίεση του συστήματος δεν θα οδηγήσει σε αλλαγή στη σταθερά ισορροπίας ΝΑ.
Αλλαγή θερμοκρασίας σύστημα επηρεάζει όχι μόνο τη μετατόπιση της ισορροπίας του, αλλά και τη σταθερά ισορροπίας ΝΑ.Εάν προσδίδεται πρόσθετη θερμότητα σε ένα σύστημα ισορροπίας υπό σταθερή πίεση, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την απορρόφηση της θερμότητας. Ας αναλογιστούμε:
N 2(g) + 3H 2(g) = 2NH 3(g) + 22 kcal
Έτσι, όπως μπορείτε να δείτε, η άμεση αντίδραση προχωρά με την απελευθέρωση θερμότητας και η αντίστροφη αντίδραση με την απορρόφηση. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία αυτής της αντίδρασης μετατοπίζεται προς την αντίδραση αποσύνθεσης της αμμωνίας (στα αριστερά), επειδή εμφανίζεται και αποδυναμώνει την εξωτερική επιρροή - αύξηση της θερμοκρασίας. Αντίθετα, η ψύξη οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνση της σύνθεσης αμμωνίας (προς τα δεξιά), επειδή η αντίδραση είναι εξώθερμη και ανθίσταται στην ψύξη.
Έτσι, η αύξηση της θερμοκρασίας ευνοεί μια μετατόπιση χημική ισορροπίαπρος την ενδόθερμη αντίδραση και η θερμοκρασία πέφτει προς την εξώθερμη διαδικασία . Σταθερές ισορροπίαςΌλες οι εξώθερμες διεργασίες μειώνονται με την αύξηση της θερμοκρασίας και οι ενδόθερμες διεργασίες αυξάνονται.
Η κατάσταση ισορροπίας για μια αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να διαρκέσει επ 'αόριστον (χωρίς εξωτερική παρέμβαση). Αν όμως ασκηθεί εξωτερική επίδραση σε ένα τέτοιο σύστημα (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης ή συγκέντρωσης τελικών ή αρχικών ουσιών), τότε η κατάσταση ισορροπίας θα διαταραχθεί. Η ταχύτητα μιας από τις αντιδράσεις θα γίνει μεγαλύτερη από την ταχύτητα της άλλης. Με την πάροδο του χρόνου, το σύστημα θα καταλαμβάνει και πάλι μια κατάσταση ισορροπίας, αλλά οι νέες συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών και τελικών ουσιών θα διαφέρουν από τις αρχικές. Σε αυτή την περίπτωση, μιλούν για μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση.
Εάν, ως αποτέλεσμα μιας εξωτερικής επιρροής, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης γίνει μεγαλύτερος από τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης, αυτό σημαίνει ότι η χημική ισορροπία έχει μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Αν, αντίθετα, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης γίνει μεγαλύτερος, αυτό σημαίνει ότι η χημική ισορροπία έχει μετατοπιστεί προς τα αριστερά.
Όταν η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών μειώνονται και οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των τελικών ουσιών αυξάνονται σε σύγκριση με τις αρχικές συγκεντρώσεις ισορροπίας. Κατά συνέπεια, η απόδοση των προϊόντων αντίδρασης επίσης αυξάνεται.
Η μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τα αριστερά προκαλεί αύξηση των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών και μείωση των συγκεντρώσεων ισορροπίας των τελικών προϊόντων, η απόδοση των οποίων θα μειωθεί.
Η κατεύθυνση της μετατόπισης της χημικής ισορροπίας προσδιορίζεται χρησιμοποιώντας την αρχή του Le Chatelier: «Αν ασκηθεί εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης, συγκέντρωσης μιας ή περισσότερων ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση), αυτό θα οδηγήσει σε αύξηση του ρυθμού αυτής της αντίδρασης, η εμφάνιση της οποίας θα αντισταθμίσει (μειώσει) τον αντίκτυπο».
Για παράδειγμα, καθώς αυξάνεται η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης αυξάνεται και η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Όταν η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών μειώνεται, αντίθετα, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται και η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.
Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται (δηλαδή όταν το σύστημα θερμαίνεται), η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και όταν μειώνεται (δηλαδή όταν το σύστημα ψύχεται) - προς την εξώθερμη αντίδραση. (Εάν η προς τα εμπρός αντίδραση είναι εξώθερμη, τότε η αντίστροφη αντίδραση θα είναι αναγκαστικά ενδόθερμη και το αντίστροφο).
Πρέπει να τονιστεί ότι μια αύξηση της θερμοκρασίας, κατά κανόνα, αυξάνει τον ρυθμό τόσο των μπροστινών όσο και των αντίστροφων αντιδράσεων, αλλά ο ρυθμός μιας ενδόθερμης αντίδρασης αυξάνεται σε μεγαλύτερο βαθμό από τον ρυθμό μιας εξώθερμης αντίδρασης. Αντίστοιχα, όταν το σύστημα ψύχεται, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων μειώνονται, αλλά και όχι στον ίδιο βαθμό: για μια εξώθερμη αντίδραση είναι σημαντικά μικρότερος από ό,τι για μια ενδόθερμη.
Μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας μόνο εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις:
είναι απαραίτητο τουλάχιστον μία από τις ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση να είναι σε αέρια κατάσταση, για παράδειγμα:
CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει τη μετατόπιση της ισορροπίας.
CH 3 COOH (υγρό) + C 2 H 5 OH (υγρό) CH 3 COOC 2 H 5 (υγρό) + H 2 O (υγρό) – μια αλλαγή στην πίεση δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας, επειδή καμία από τις αρχικές ή τελικές ουσίες δεν είναι σε αέρια κατάσταση.
εάν πολλές ουσίες βρίσκονται σε αέρια κατάσταση, είναι απαραίτητο ο αριθμός των μορίων αερίου στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης για μια τέτοια αντίδραση να μην είναι ίσος με τον αριθμό των μορίων αερίου στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, για παράδειγμα:
2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – οι αλλαγές πίεσης επηρεάζουν τη μετατόπιση ισορροπίας
I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – η αλλαγή πίεσης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση ισορροπίας
Όταν πληρούνται αυτές οι δύο προϋποθέσεις, μια αύξηση της πίεσης οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς μια αντίδραση, η εμφάνιση της οποίας μειώνει τον αριθμό των μορίων αερίου στο σύστημα. Στο παράδειγμά μας (καταλυτική καύση SO 2) αυτή θα είναι μια άμεση αντίδραση.
Η μείωση της πίεσης, αντίθετα, μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίδραση που συμβαίνει με το σχηματισμό μεγαλύτερου αριθμού μορίων αερίου. Στο παράδειγμά μας, αυτή θα είναι η αντίθετη αντίδραση.
Η αύξηση της πίεσης προκαλεί μείωση του όγκου του συστήματος, άρα και αύξηση των μοριακών συγκεντρώσεων των αερίων ουσιών. Ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων αυξάνεται, αλλά όχι στον ίδιο βαθμό. Μια μείωση της πίεσης σύμφωνα με ένα παρόμοιο σχήμα οδηγεί σε μείωση των ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων. Αλλά ταυτόχρονα, ο ρυθμός αντίδρασης, προς τον οποίο μετατοπίζεται η ισορροπία, μειώνεται σε μικρότερο βαθμό.
Ο καταλύτης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση ισορροπίας, γιατί επιταχύνει (ή επιβραδύνει) τόσο τις μπροστινές όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις στον ίδιο βαθμό. Παρουσία του, η χημική ισορροπία επιτυγχάνεται μόνο πιο γρήγορα (ή πιο αργά).
Εάν ένα σύστημα επηρεάζεται από πολλούς παράγοντες ταυτόχρονα, τότε ο καθένας από αυτούς δρα ανεξάρτητα από τους άλλους. Για παράδειγμα, στη σύνθεση αμμωνίας
N 2 (αέριο) + 3H 2 (αέριο) 2NH 3 (αέριο)
Η αντίδραση πραγματοποιείται με θέρμανση και παρουσία καταλύτη για να αυξηθεί η ταχύτητά της, αλλά η επίδραση της θερμοκρασίας οδηγεί στο γεγονός ότι η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται προς τα αριστερά, προς την αντίστροφη ενδόθερμη αντίδραση. Αυτό προκαλεί μείωση της παραγωγής NH 3. Για να αντισταθμιστεί αυτή η ανεπιθύμητη επίδραση της θερμοκρασίας και να αυξηθεί η απόδοση της αμμωνίας, η πίεση στο σύστημα αυξάνεται ταυτόχρονα, γεγονός που μετατοπίζει την ισορροπία της αντίδρασης προς τα δεξιά, δηλ. προς το σχηματισμό λιγότερων μορίων αερίου.
Σε αυτή την περίπτωση, επιλέγονται πειραματικά οι βέλτιστες συνθήκες για την αντίδραση (θερμοκρασία, πίεση), στις οποίες θα προχωρούσε με αρκετά υψηλή ταχύτητα και θα έδινε μια οικονομικά βιώσιμη απόδοση του τελικού προϊόντος.
Η αρχή του Le Chatelier χρησιμοποιείται ομοίως στη χημική βιομηχανία για την παραγωγή μεγάλου αριθμού διαφορετικών ουσιών μεγάλης σημασίας για την εθνική οικονομία.
Η αρχή του Le Chatelier είναι εφαρμόσιμη όχι μόνο σε αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις, αλλά και σε διάφορες άλλες διεργασίες ισορροπίας: φυσική, φυσικοχημική, βιολογική.
Το ενήλικο ανθρώπινο σώμα χαρακτηρίζεται από τη σχετική σταθερότητα πολλών παραμέτρων, συμπεριλαμβανομένων διαφόρων βιοχημικών δεικτών, συμπεριλαμβανομένων των συγκεντρώσεων βιολογικά δραστικών ουσιών. Ωστόσο, μια τέτοια κατάσταση δεν μπορεί να ονομαστεί ισορροπία, γιατί δεν ισχύει για ανοιχτά συστήματα.
Το ανθρώπινο σώμα, όπως κάθε ζωντανό σύστημα, ανταλλάσσει συνεχώς διάφορες ουσίες με το περιβάλλον: καταναλώνει τροφή και απελευθερώνει προϊόντα της οξείδωσης και της αποσύνθεσής τους. Επομένως, είναι τυπικό για έναν οργανισμό σταθερή κατάσταση, ορίζεται ως η σταθερότητα των παραμέτρων του σε σταθερό ρυθμό ανταλλαγής ύλης και ενέργειας με το περιβάλλον. Σε μια πρώτη προσέγγιση, μια στατική κατάσταση μπορεί να θεωρηθεί ως μια σειρά καταστάσεων ισορροπίας που συνδέονται μεταξύ τους με διαδικασίες χαλάρωσης. Σε κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση διατηρούνται λόγω της αναπλήρωσης των αρχικών προϊόντων από το εξωτερικό και της απομάκρυνσης των τελικών προϊόντων προς τα έξω. Μια αλλαγή στην περιεκτικότητά τους στο σώμα δεν οδηγεί, σε αντίθεση με τα κλειστά συστήματα, σε μια νέα θερμοδυναμική ισορροπία. Το σύστημα επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση. Έτσι, διατηρείται η σχετική δυναμική σταθερότητα της σύνθεσης και των ιδιοτήτων του εσωτερικού περιβάλλοντος του σώματος, η οποία καθορίζει τη σταθερότητα των φυσιολογικών λειτουργιών του. Αυτή η ιδιότητα ενός ζωντανού συστήματος ονομάζεται διαφορετικά ομοιόσταση.
Κατά τη διάρκεια της ζωής ενός οργανισμού σε ακίνητη κατάσταση, σε αντίθεση με ένα κλειστό σύστημα ισορροπίας, εμφανίζεται αύξηση της εντροπίας. Ωστόσο, μαζί με αυτό, συμβαίνει και η αντίστροφη διαδικασία ταυτόχρονα - μείωση της εντροπίας λόγω της κατανάλωσης θρεπτικών ουσιών με χαμηλή τιμή εντροπίας από το περιβάλλον (για παράδειγμα, ενώσεις υψηλής μοριακής απόδοσης - πρωτεΐνες, πολυσακχαρίτες, υδατάνθρακες κ.λπ.) και την απελευθέρωση προϊόντων αποσύνθεσης στο περιβάλλον. Σύμφωνα με τη θέση του I.R Prigogine, η συνολική παραγωγή εντροπίας για έναν οργανισμό σε ακίνητη κατάσταση τείνει στο ελάχιστο.
Μια σημαντική συνεισφορά στην ανάπτυξη της θερμοδυναμικής μη ισορροπίας έγινε από τον I. R. Prigozhy, βραβευμένος με Νόμπελ το 1977, ο οποίος υποστήριξε ότι «σε οποιοδήποτε σύστημα μη ισορροπίας υπάρχουν τοπικές περιοχές που βρίσκονται σε κατάσταση ισορροπίας. Στην κλασική θερμοδυναμική, η ισορροπία αναφέρεται σε ολόκληρο το σύστημα, αλλά σε μη ισορροπία, μόνο στα επιμέρους μέρη του».
Έχει διαπιστωθεί ότι η εντροπία σε τέτοια συστήματα αυξάνεται κατά την εμβρυογένεση, κατά τις διαδικασίες αναγέννησης και την ανάπτυξη κακοήθων νεοπλασμάτων.