Принцип Ле Шателье (Le Chatelier): если на систему в состоянии равновесия воздействовать внешним «стрессом» (изменить концентрацию, давление/объём, температуру и т. п.), то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет это воздействие.
Ключевые механизмы и формулировки
- Правило по концентрации: при увеличении активности/концентрации какого‑то компонента равновесие смещается в сторону его потребления; при удалении — в сторону образования.
Применение критерия: вычисляют реакционный Q и сравнивают с константой K: $Q=\frac{[C{]}^c[D{]}^d}{[A{]}^a[B{]}^b}$. Если $Q<K$ — сдвиг в сторону образования продуктов, если $Q>K$ — в сторону реагентов.
- Давление/объём (для газов): при повышении давления (уменьшении объёма) равновесие смещается в сторону уменьшения суммарного числа молей газа.
- Температура: изменение температуры фактически меняет константу равновесия $K$. Для зависимостей используется уравнение Вант‑Гоффа: $\frac{d\ln K}{dT}=\frac{\Delta H^{\circ }}{R{T}^2}$. Для экзотермической реакции ($\Delta H<0$) повышение $T$ смещает равновесие влево (в сторону реагентов); для эндотермической — вправо.
- Катализатор: ускоряет достижение равновесия, но не изменяет его положения.
Примеры применения
1) Синтез аммиака (Haber–Bosch)
- Реакция: $N_2+3H_2\rightleftharpoons 2N{H}_3$, $\Delta H<0$ (экзотермическая).
- Приёмы управления: высокое давление (смещает равновесие вправо, т.к. 4 моль газа → 2 моль), умеренно низкая температура (термодинамически выгодна для образования NH${}_3$, но слишком низкая снижает скорость), катализатор для повышения скорости, повторная рециркуляция не прореагировавших газов и отбор образующегося NH${}_3$ (удаление продукта смещает равновесие вправо).
2) Контактный процесс (получение SO3 → H2SO4)
- Реакция: $2S{O}_2+O_2\rightleftharpoons 2S{O}_3$, экзотермическая.
- Приёмы: умеренная температура (баланс между выгодой равновесия и скоростью), катализатор $V_2{O}_5$, удаление SO3 (абсорбция в H2SO4) для сдвига вправо.
3) Этерификация (лаборатория)
- Реакция: $RCOOH+R^{\prime }OH\rightleftharpoons RCOO{R}^{\prime }+H_{2}O$.
- Приёмы: использовать избыток спирта или удалять воду (Dean–Stark, осушающие реагенты, молекулярные сита) — удаление продукта/увеличение одного реагента смещает равновесие к продуктам.
4) Динамическое равновесие газов (N2O4/NO2)
- $N_2{O}_4\rightleftharpoons 2N{O}_2$. Повышение температуры смещает равновесие вправо (эндотермическое разложение), давление увеличивает долю $N_2{O}_4$ (меньше молей газа). Наглядно видно по изменению цвета смеси.
5) Растворимость и эффект общего иона
- Пример: $AgCl(s)\rightleftharpoons A{g}^{+}+C{l}^{-}$. Добавление NaCl (Cl${}^{-}$) уменьшает растворимость (смещение влево) — используют для осаждения/разделения ионов.
6) Кислотно‑основные равновесия и буферы
- Добавление H${}^{+}$ в систему с кислотным равновесием сдвинет баланс в сторону потребления H${}^{+}$. При проектировании буферов пользуются этим для поддержания pH.
Краткие практические принципы при управлении равновесием
- Удаляйте продукты или добавляйте реагенты, чтобы сдвинуть равновесие в нужную сторону.
- Для газовых реакций используйте давление (в соответствии с изменением числа молей газа).
- Корректируйте температуру с учётом знака $\Delta H$ (помните, что изменение T меняет K).
- Используйте каталитические поверхности/катализаторы для улучшения кинетики, но не рассчитывайте на изменение положения равновесия.
Это и есть практический смысл принципа Ле Шателье: прогнозировать направление сдвига равновесия и выбирать меры (удаление/добавление компонентов, давление, температура), чтобы получить желаемый выход.