Меню Главная Случайная статья Настройки Принцип Ле Шателье — Брауна Материал из https://ru.wikipedia.org Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные в сторону противодействия изменениям. Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном[1]. Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца, явление Пельтье)[2]. Если внешние условия изменяются, это приводит к изменению равновесных концентраций веществ. В этом случае говорят о нарушении или смещении химического равновесия. Химическое равновесие смещается в ту или иную сторону при изменении любого из следующих параметров: температуры системы (то есть при её нагревании или охлаждении); давления в системе (то есть при её сжатии или расширении); концентрации одного из участников обратимой реакции. Содержание 1 Влияние температуры 2 Влияние давления 3 Влияние инертных газов 4 Влияние концентрации 5 Примечания Влияние температуры Символ +Q или Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа: ${\displaystyle \left({\frac {d\ln K_{P}}{dT}}\right)_{p}={\frac {\Delta H^{0}}{RT^{2}}},}$ в системах с газовой фазой — уравнением изохоры Вант-Гоффа ${\displaystyle \left({\frac {d\ln K_{C}}{dT}}\right)_{v}={\frac {\Delta U^{0}}{RT^{2}}}.}$ В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением: ${\displaystyle \ln K_{P}=-{\frac {\Delta H^{0}}{RT}}+{\frac {\Delta S^{0}}{R}}.}$ Например, в реакции синтеза аммиака ${\displaystyle {\mathsf {N_{2}+3H_{2}\rightleftarrows 2NH_{3}}}+Q}$ тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта. Влияние давления Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам. При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов, и наоборот. В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N2 + 3H2 2NH3 Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:[источник не указан 2645 дней] давление, МПа 0,1 10 20 30 60 100 объёмная доля NH3, % 0,4 26 36 46 66 80 Влияние инертных газов Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов (в данном контексте — газов, не участвующих в этой реакции) действует так же, как понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов. Влияние концентрации Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам: при повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции (вправо); при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ (влево). Примечания Строгий (не формульный) вывод сокращённого принципа Ле Шателье — Брауна уже дан словесно Д. У. Гиббсом в работе «О равновесии гетерогенных веществ» — своего рода парадокс: формулы Гиббса обычно преобразуют в описательный эквивалент — см. статью Русанов А. И., Шульц М. М.  Химическая термодинамическая школа Санкт-Петербургского университета (рус.) // Вестник Ленинградского университета. — 1960. — № 4. — С. 60—65. Архивировано 14 мая 2005 года. Базаров И. П. Термодинамика. — М.: Высшая школа, 1991. — С. 133. Архивировано 7 октября 2013 года.