Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому (эффект Ленца , явление Пельтье) .

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:

1. температуры системы, то есть при её нагревании или охлаждении
2. давления в системе, то есть при её сжатии или расширении
3. концентрации одного из участников обратимой реакции

Энциклопедичный YouTube

1 / 3

✪ Принцип Ле Шателье

✪ 84. Принцип Ле-Шателье. Смещение равновесия (часть 1)

✪ Химия. 11 класс, 2014. Смещение химического равновесия. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»

Субтитры

Скажем, у нас протекала реакция. Молекула A плюс молекула B в динамическом равновесии с молекулами C плюс D... плюс D. Это означает, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Здесь будут некоторые равновесные концентрации A, B, C и D, и, если захотим, мы можем вычислить константу равновесия. И повторю еще раз. Я уже говорил это раньше раза четыре. То, что скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, не значит, что равны все концентрации. Концентрации молекул могут быть очень разными. Они просто не меняются, так как скорости реакций одинаковы. С учетом того, что имеется равновесие, что произойдет, если я добавлю больше A в систему? Напомню, что она была в равновесии. Концентрации были постоянными. Теперь я добавляю больше A в систему. Теперь шансы того, что частицы A и B (даже несмотря на то, что я не добавляю больше молекул B) будут сталкиваться, немного выше, так что прямая реакция будет протекать с большей вероятностью. При увеличении количества молекул A, будет больше соударений с B, в итоге их станет немного меньше. Потому что они будут поглощены. При этом количество С и D будет заметно возрастать, что важно. Вот что произошло бы при добавлении A. Они сталкивались бы больше с B, и скорость прямой реакции стала бы выше, чем скорость обратной. Реакция шла бы в этом направлении. Затем стало бы больше C и D, они бы тоже чаще соударялись, и реакция шла бы в обратном направлении. В конце концов, возникло бы новое равновесие. Суть в том, что у вас будет слева больше A, но несколько меньше B, потому что вы не добавляли B. Больше B будет истрачено на реакцию с этими A, которые вы добавили. И тогда будет получаться больше C и D при равновесии. А если бы вы добавили больше A и больше B... Скажем, если бы вы добавили больше B, то реакция пошла бы в прямом направлении еще интенсивнее. Это, конечно, и так понятно. Очевидно, что если вы воздействуете на эту реакцию добавлением на этой стороне, то естественно она будет идти в направлении, которое снимает воздействие. Если вы добавите больше A, то у вас будет больше A, соударяющихся с B, и она пойдет в том направлении и возможно израсходует немного больше B. Если вы добавите оба вида молекул, то в целом реакция будет идти в этом направлении. Аналогично... Нужно переписать реакцию. Другим цветом. A плюс B, C плюс D. Если я добавлю больше C (я думаю, вы уловили здесь смысл), что произойдет? Количество A и B повысится, и, возможно, будет потребляться немного больше D. Затем, если вы добавили C и D, то, конечно, будет намного больше A и B. Этот вывод кажется довольно очевидным, но у него есть красивое название, оно называется... и называется принцип Ле Шателье. Ле Шателье. Итак, Ле Шателье. Мне нужно быть внимательным с тем, как я пишу. Он гласит: когда вы воздействуете на реакцию, которая находится в равновесии, она будет предпочитать направление, ослабляющее это воздействие. «Воздействие на реакцию» - это, например, добавление больше A, и реакция пойдет в прямом направлении для ослабления воздействия этого возросшего А. Воздействие здесь представляет собой какое-либо изменение. Вы меняете одно по отношению к другому. А до этого все элементы были сбалансированы. Проанализируем некоторые ситуации с учетом принципа Ле Шателье. Даны A плюс B... A плюс B плюс тепло, и на выходе получается C плюс D. И плюс некоторое количество E. Добавим тепло в эту систему, посмотрим, что произойдет. Для того чтобы реакция протекала в прямом направлении, необходимо тепло. Чем больше тепла, тем более вероятен прогресс в прямом направлении. Принцип Ле Шателье гласит, что когда мы воздействуем на эту реакцию, добавляя тепло, реакция будет предпочитать направление, которое снимает данное воздействие. Для снятия воздействия (у вас больше этого на входе) у вас увеличится потребление A. Стабильная концентрация А при достижении равновесия понизится. Количество В понизится, потому что эти молекулы будут активнее расходоваться. Прямая реакция происходит быстрее. И количество C, D и E возрастает. А что если вы поступите противоположным образом? Так, сейчас сотру... Вместо добавления тепла, вы отводите тепло. Понижаете температуру. Итак, если вы отнимете тепло, что получится? Получится преобладание в другом направлении, потому что здесь будет меньше тепла. Меньше тепла для протекания реакции, и эта скорость начнет преобладать над этой скоростью. При снижении температуры, скорость этой реакции будет снижаться, а этой - возрастать, произойдет изменение концентрации в этом направлении, то есть обратная реакция будет преобладающей. Теперь рассмотрим давление. Мы ранее упоминали о процессе Габера. И вот реакция для процесса Габера. Газообразный азот плюс 3 моля газообразного водорода в равновесии с 2 молями газообразного аммиака. Что будет происходить, если я приложу давление к этой системе? Я буду прилагать давление. Что происходит в этом случае? Происходит сжатие, хотя объем не обязательно уменьшается, но это приводит к тому, что все молекулы стремятся быть ближе друг к другу. Теперь, когда молекулы близко друг к другу, воздействие давления может быть снято, если мы на выходе получим меньше молекул. Сейчас я вам объясню этот момент. PV равно nRT. Мы встречали это много раз, верно? Можно записать P равно nRT / V. Если мы увеличим давление, как можно снять это воздействие? Напомню, что принцип Ле Шателье гласит: что бы ни происходило, все будет стремиться к уменьшению воздействия. Реакция будет идти в направлении, которое уменьшает воздействие. Если мы уменьшим количество молекул, то это уменьшит давление, верно? Будет меньше молекул, сталкивающихся друг с другом. Если мы уменьшим количество молекул здесь. Это не лучший способ записи, это не точное равенство, но я хочу, чтобы вы порассуждали таким образом. Так, лучше сотру это. Это, вероятно, было не совсем понятно. Итак, продолжим. У меня есть емкость... Нет, слишком ярко... Нет, то же самое... Итак, вот емкость, и я прилагаю к ней давление. Пусть в одной емкости у меня будет 2 молекулы, нет, лучше 4. А здесь пусть будет только 2 молекулы. В обеих емкостях реакция может идти между этими молекулами. Эти 4 могут соединиться и образовать 2 молекулы. Я использую наш пример. Молекула азота – это вот эта голубая молекула. Выделю ее более отличающимся цветом. Эта коричневая молекула может соединиться с 3 водородами. И получится вот это. Это другой способ записи этой реакции, возможно, более наглядный. Теперь, если я приложу давление, к этой системе... Итак, давление я просто представляю как своего рода силу, действующую на площадь со всех сторон. Какая из этих ситуаций более вероятна для снятия воздействия? Ситуация, где у нас меньше молекул, сталкивающихся друг с другом, потому что тут проще сжать их, чем когда у вас много молекул сталкивающихся друг с другом. Это все очень условно, но дает вам понимание. Если вы приложите давление к системе... Кстати, эта стрелка не означает, что давление уменьшается. Она означает, что давление прилагается к системе. Но когда давление возрастает, какая сторона реакции будет преобладать? Реакция будет предпочитать сторону, в которой меньше молекул. С этой стороны 2 молекулы, хотя они будут, очевидно, большими молекулами, потому что, конечно, масса не теряется. А с этой стороны 4 молекулы, верно? 1 моль газообразного азота и 3 моля водорода. И просто чтобы свести все к идее, которую мы видели раньше с кинетическим равновесием, давайте просто представим вот такую реакцию. Чтобы показать, что она подчиняется принципу Ле Шателье, согласуется со всем, что мы узнали о константах равновесия. Итак, вот реакция. 2 моля, или просто коэффициент два, 2 А в газообразной форме плюс В в газообразной форме находятся в равновесии c С в газообразной форме. Скажем, изначально молярная концентрация или молярность A равна 2. А молярная концентрация В равна 6, и затем наша молярная концентрация C равна 8. Равна 8-ми. Какова здесь константа равновесия? Константа равновесия – это продукт (концентрация C, которая равна 8), деленный на 2 в квадрате из-за этого, умноженное на 6. Это равно 8/24, что равно 1/3. Допустим, мы добавили больше А, неважно насколько больше, чтобы не путаться с математикой. Но после добавления A у нас изменилась концентрация. Теперь, концентрация A равна молярности 3. Вы можете спросить себя, добавил ли я молярность 1. Нет. Я добавил, вероятно, молярность больше 1. Просто, что бы я ни добавил, реакцию сместится вправо, то есть в прямом направлении. Итак, часть вот этого поглотится и пойдет в этом направлении, но оставшееся будет здесь. Я бы мог добавить еще больше А в эту систему. Но все, что превышает 1 поглощается, и остается вот эта равновесная концентрация 3. Я не обязательно должен был добавлять 1. Можно добавить и больше. Скажем, наше новое равновесие с молярностью 12 для C, что согласуется с тем, что мы говорим. Если мы добавим некоторое количество A, то концентрация C должна возрасти, и понятно, что концентрация B должна немного уменьшиться, потому что немного больше B будет израсходовано, потому что эти молекулы будут с большей вероятностью сталкиваться с большим количеством молекул A. Посмотрим, какова новая концентрация B. Напомню, что константа равновесия остается постоянной. Наша константа равновесия будет теперь равна концентрации C. Вот наша реакция. Итак, молярность 12, не буду писать единицы, деленная на нашу новую концентрацию A, равную 3. Но вспомним реакцию. Коэффициент при A равен 2. Итак, это 3 в квадрате, умноженное на новую концентрацию для B. Здесь нет никакого коэффициента, так что мне не нужно беспокоиться о каких-либо степенях. Теперь просто посчитаем. Итак, вы получите 1/3 равную дроби 12/9 делённую на B. Если мы просто перемножим, то получим 9, умноженное на концентрацию B, равно 3, умноженному на 12, что равно 36. Поделим обе части равенства на 9. Новая концентрация B равна 4, или молярность 4. Итак, молярность B равна 4. Мы добавили больше A в реакцию. Начали с молярности 2 для A, молярности 6 для B, и 8 для C. Мы добавили больше A, реакция пошла в этом направлении, возможно, она шла туда-сюда немного. Но стабилизировалась на молярности 3 для A, молярности 12 для C. Итак, произошло увеличение С. Заметьте, что наша стабильная равновесная концентрация B уменьшилась, что согласуется с нашим утверждением, что реакция идет в том направлении, в котором получается больше C, расходуется больше B. Надеюсь, вы теперь хорошо усвоили всю теоретическую схему воздействия на реакцию и принцип Ле Шателье.

Влияние температуры

Символ +Q или −Q , записанный в конце термохимического уравнения, характеризует тепловой эффект прямой реакции. Он равен по величине тепловому эффекту обратной реакции, но противоположен ему по знаку.

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:

(d ln ⁡ K P d T) p = Δ H 0 R T 2 , {\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

(d ln ⁡ K C d T) v = Δ U 0 R T 2 . {\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:

Ln ⁡ K P = − Δ H 0 R T + Δ S 0 R . {\displaystyle \ln K_{P}=-{\frac {\Delta H^{0}}{RT}}+{\frac {\Delta S^{0}}{R}}.}

Например, в реакции синтеза аммиака

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: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Влияние инертных газов

Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. 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 понижении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ (влево).

2.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Если система находится в состоянии равновесия, то она будит пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными.

Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого – либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

Рассмотрим каждый из этих случаев.

При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Например, для реакции

Введем в систему дополнительно некоторое количество водорода. Согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции – реакции синтеза HI, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном, т.е. равновесие смещается вправо , т.е. в направлении течения прямой реакции. При обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево – в направлении обратной реакции.

2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

Для реакции

увеличение давления должно смещать равновесие вправо (слева число моль газов равно 3, справа – 2).

В том случае, когда реакция протекает без изменения числа молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или при расширении системы. Например, в системе

равновесие не нарушается при изменении объема; выход HI не зависит от давления.

3. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Так, синтез аммиака представляет собой экзотермическую реакцию (ΔН)

сдвигается влево – в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты.

Наоборот, синтез оксида азота (II) представляет собой эндотермическую реакцию (ΔН>0 )

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе
сдвигается вправо в сторону образования NO.

Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах нарушения химического равновесия, представляют собой частные случаи общего принципа Ле Шателье :

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

Гетерогенное химическое равновесие также подчиняется принципу Ле Шателье, но твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия.

2.7. Решение типовых задач

Пример 1. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляли по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НI – 0,03 моль/л. Вычислить константу равновесия.

Решение. Из уравнения реакции

H 2 +I 2 ↔ 2HI

видно, что на образование 0,03 моля НI расходуется 0,015 моля водорода и столько же йода, следовательно, их равновесные концентрации равны и составляют 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л, а константа равновесия

.

Пример 2. В системе
равновесные концентрации веществ
=0,3 моль/л,
=0,2 моль/л и
=1,2 моль/л. Вычислить константу равновесия системы и начальные концентрации хлора и окиси углерода.

Решение. Из уравнения реакции видно, что для образования 1,2 моля
расходуется по 1,2 моля
и
. Следовательно, исходная концентрация хлора 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л, окиси углерода 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л. Константа равновесия

Пример 3. Во сколько раз возрастет скорость реакции взаимодействия оксида углерода (II) с кислородом, если концентрации исходных веществ увеличить в три раза?

Решение. 1) Записываем уравнение реакции:

Согласно закону действующих масс

2) Обозначим
, тогда:

3) При повышении концентрации исходных веществ в 3 раза получим:

, а

4) Рассчитываем скорость реакции :

, т.е. скорость реакции возрастет в 27 раз.

Пример 4. Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры на 40˚С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Решение. Согласно правилу Вант – Гоффа:

, т.е. скорость реакции возрастет в 81 раз.

Пример 5. Реакция при температуре 30˚С протекает за 2 минуты. За сколько времени закончится эта реакция при температуре 60˚С, если температурный коэффициент скорости равен 2?

Решение. 1) В соответствии с правилом Вант – Гоффа:

2) Скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:

Пример 6. Реакция образования оксида азота (IV) выражается уравнением

Как изменится скорость прямой и обратной реакций, если увеличить давление в 3 раза, а температуру оставить постоянной? Вызовет ли это изменение скорости смещение равновесия?

Решение. Пусть до увеличения давления равновесные концентрации оксида азота (II), кислорода и оксида азота (IV) были: = a, = b,

C, тогда скорость прямой реакции

,

скорость обратной реакции

.

При увеличении давления в 3 раза во столько же раз увеличатся концентрации всех реагентов: = 3a, = 3b, = 3c.

Скорость прямой реакции станет:

Скорость обратной реакции станет:

.

Скорость прямой реакции возросла в 27 раз, а обратной – в 9 раз. Равновесие сместится в сторону прямой реакции, что согласуется с принципом Ле Шателье.

Пример 7. Как влияют на равновесие в системе

, (ΔН

а) понижение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации исходных веществ?

Решение. Согласно принципу Ле Шателье понижение давления приведет к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к увеличению ее объема, т.е. в сторону обратной реакции. Повышение температуры приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону обратной реакции. И, наконец, увеличение концентрации исходных веществ приведет к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, т.е. в сторону прямой реакции.

Пример 8. Рассмотрим химическое равновесие

Определим равновесные концентрации NH 3 для двух равновесных смесей:

1. = 0,1 M и = 0,1 M.

2. =1,0 M и = 0,1 M.

Константа равновесия К = 6,0 ∙ 10 -2 при 525 ˚С

Решение. Составим выражение для константы химического равновесия, подставим в него известные величины и произведем вычисления.

Первый вариант химического равновесия:

откуда

Второй вариант химического равновесия

откуда

Вывод. При увеличении в равновесной смеси концентрации N 2 (реагента) повышается концентрация NH 3 (продукта реакции).

2.8. Задачи для самостоятельного решения

1. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе

чтобы скорость реакции возросла в 125 раз?

2. Как изменится скорость реакции

если давление в системе увеличить в два раза?

3. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению

как изменится скорость реакции при увеличении:

а) концентрации оксида азота в два раза;

б) концентрации хлора в два раза;

в) концентрации обоих веществ в два раза?

4. При 150˚С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент равным 2,5, рассчитайте, через какой период времени закончится эта реакция при 80˚С.

5. При температуре 40˚С реакция протекает за 36 минут, а при 60˚С – за 4 минуты. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.

6. Скорость некоторой реакции при 100 0 С равна 1. Во сколько раз медленнее будет протекать та же реакция при 10 0 С (температурный коэффициент скорости принять равным 2)?

7. При охлаждении реакционной смеси с 50 0 до 20 0 С скорость химической реакции уменьшилась в 27 раз. Вычислите температурный коэффициент этой реакции.

8. Составьте математическое выражение константы химического равновесия для каждой из следующих реакций:

Выполняя это задание, особо обратите внимание на то, что некоторые вещества – участники реакций – находятся в твердом состоянии.

9. Вычислить константу равновесия реакции

если равновесные концентрации равны

10. Примените принцип Ле Шателье для предсказания условий, которые позволяют увеличить выход нижеприведенных реакций за счет смещения равновесия:

, (ΔН

11. Среди приведенных реакций укажите те, для которых повышение давления смещает вправо химическое равновесие:

а)
;

б)
;

в)
;

г)
;

д)
;

12. При некоторой температуре константа равновесия процесса

Начальные концентрации Н 2 и НСОН составляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Какова равновесная концентрация СН 3 ОН?

13. Реакция протекает по уравнению 2А ↔ В. Исходная концентрация вещества А равна 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ.

14. При некоторой температуре равновесная концентрация серного ангидрида, образующегося в результате реакции

,

составила 0,02 моль/л. Исходные концентрации сернистого газа и кислорода составляли, соответственно, 0,06 и 0,07 моль/л. Рассчитайте константу равновесия реакции.

ТЕМА 3. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

3.1. Первые модели строения атома

В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909 г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 · 10 -19 Кл. Масса электрона составляет 9,11 ∙ 10 -28 г. В 1904 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительной сферы с вкрапленными электронами.

В 1910 г. в лаборатории Э. Резерфорда (Англия) в опытах по бомбардировке металлической фольги α-частицами было установлено, что некоторые α-частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Резерфорд заключил, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, окруженное электронами. Радиусы ядер лежат в пределах 10 -14 – 10 -15 м, т.е. в 10 4 – 10 5 раз меньше размера атома. Резерфорд предсказал существование протона и его массу, которая в 1800 раз превышает массу электрона.

В 1910 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

Атомные спектры. При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется несколькими длинами волн. При разложении излучения на монохроматические компоненты получают спектр излучения, где отдельные его составляющие выражаются спектральными линиями. На рис 3.1. приведен атомный спектр водорода. Длины волн, соответствующие атомному спектру водорода, определяются уравнением Бальмера

. (3.1)

где λ – длина волны; R – постоянная Ридберга (109678 см -1); n и m – целые числа (n = 1 для серии Лаймана, n = 2 – для серии Бальмера, n = 3 – для серии Пашена; m = 2, 3, 4 для серии Лаймана, m = 3, 4, 5 для серии Бальмера, m = 4, 5, 6 – для серии Пашена).

Кванты и модель Бора. В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) ν:

,

где – h – постоянная Планка (6,626∙10 -34 Дж·с); ν = с/λ, с – скорость света; λ – длина волны.

В 1913 г. датский ученый Н. Бор, испльзуя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями.При переходе электрона с одной ориты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3, 4,…), который назвали главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты был 5,29∙10 -13 м, радиус других орбит был равен:

Энергия электрона (эВ) зависила от значения главного квантового

Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, которая тем более устойчива, чем ниже (чем более отрицательна) ее энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n=1). Такое состояние называется основным . При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным . Такое состояние атома неустойчиво.

3.2. Квантово-механическая модель атома водорода

Двойственная природа электрона. В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу.

В 1924 г. Луи де Бройль (Франция) выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-влновым дуализмом. Позднее это было подтверждено на опытах по дифракции на кристаллах. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны λ электрона или любой другой частицы с массой m и скоростью ν,

. (3.2)

Волны частиц материи де Бройль назвал материальными волнами. Они свойственны всем частицам или телам. Однако, как следует уравнения (3.2), для макротел длина волны настолько мала, что в настоящее время не может быть обнаружена. Так, для тела с массой 1000 кг, двигающегося со скоростью 108 км/ч (30 м/с) λ = 2,21·10 -38 м.

В 1927 г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Э. Шредингер (Австрия) в 1926 г. вывел математическое описание поведения электрона в атоме.

Работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, а также Шредингера, предложившего волновое уравнение, заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц.

Орбиталь. В соответствие с квантово-механическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантово-механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией ψ, которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона. В наиболее простом случае эта функция зависит от трех пространственных координат и называется орбиталью. В соответствии с определением ψ, орбиталью называется область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Необходимо заметить, что понятие орбиталь существенно отличается от понятия орбита, которая в теории Бора означала путь электрона вокруг ядра атома. Величина области пространства, которую занимает орбиталь, обычно такова, чтобы вероятность нахождения электрона внутри нее составляла не менее 95 %.

Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака .

Квантовые числа. Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1,2,3,4,5,… и характеризует оболочку или энергитический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Оболочки (уровни) имеют буквенные обозначения: К (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n = 5), переходы электронов с одной оболочки (уровня) на другую сопровождаются выделение квантов энергии, которые могут проявиться в виде спектров (см. рис. 3.1).

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергитические подуровни в электронной оболочке атома.

Орбитальные квантовые числа принимают целочисловое значение от 0 до (n-1). Подоболочки также обозначаются буквами:

Подоболочка (подуровень)…………………s p d f

Орбитальное квантовое число, l ……………0 1 2 3

Электроны с орбитальным квантовым числом 0, называются s - электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют сферическую форму (рис. 3.2, а).

Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p - электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму, напоминающую гантель (рис. 3.2, б).

Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называют d – электронами . Орбитали имеют форму четырехлепестковой розетки (рис. 3.2, в).

Электроны с орбитальным квантовым числом 3 получили название f – электронов . Форма их орбиталей еще сложнее, чем форма d – орбиталей.

В первой оболочке (n=1) может быть одна (s–), во второй (n=2) две (s- и p-), в третьей (n=3) – три (s-, p-, d-), в четвертой (n=4) – четыре (s-, p-, d-, f-)-подоболочки.

Магнитное квантовое число m l характеризует положение орбитали в пространстве (см. рис. 3.2).

Соответственно в подоболочке s (l = 0) имеется одна орбиталь (m l = 0), в подоболочке р (l = 1) – три орбитали (m l = -1, 0, +1), в подоболочке d (l = 2) пять орбиталей (m l = -2, -1, 0, +1, +2).

Атомная орбиталь. Каждая электронная орбиталь в атоме (атомная орбиталь, АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами n, l и m l .

Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки .

Соответственно для s-подоболочки имеется одна АО , для р-подоболочки – три АО спина. работы ... может быть самостоятельной ... учеб. пособие по социологии для студентов вузов. ...

Если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие.

Чтобы легче понять принцип Ле Шателье, рассмотрим простую химическую реакцию. Два вещества (реактивы) взаимодействуют друг с другом, в результате взаимодействия образуется третье вещество (продукт), которое стремится к расщеплению на исходные вещества. Это можно изобразить в виде следующего уравнения:

Двойная стрелка обозначает обратимую реакцию. При протекании прямой реакции слева направо происходит образование вещества C из веществ A и B. В случае обратной реакции (справа налево) вещество C расщепляется на вещества A и B. Когда эта система находится в химическом равновесии, скорости прямой и обратной реакций одинаковы — в одной точке данной системы образуется молекула вещества C, а где-то в другом месте другая молекула вещества С распадается.

Если в систему добавить избыток вещества A, равновесие временно нарушится, так как вырастет скорость образования вещества C. Но чем быстрее будет расти концентрация вещества C, тем быстрее оно будет расщепляться — пока снова не будет достигнуто равновесие между прямой и обратной реакциями. Тогда скорость образования вещества C из веществ A и B сравняется со скоростью расщепления вещества С на вещества A и B.

Действие принципа Ле Шателье можно проследить на примере изменения химического состава дождя или растворения шипучей антацидной (снижающей кислотность желудочного сока) таблетки в воде. В обоих случаях в химической реакции участвуют углекислый газ (CO 2), вода(H 2 O) и угольная кислота (H 2 CO 3):

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Когда дождевая капля попадает в воздух, она поглощает углекислый газ, и концентрация в левой части реакции возрастает. Для поддержания равновесия образуется большее количество угольной кислоты. В результате дождь становится кислотным (см . Кислотный дождь). Добавление углекислого газа смещает равновесие реакции вправо. Противоположная реакция происходит при опускании в воду таблетки антацида (вещества, нейтрализующего кислоту). Бикарбонат натрия (антацид) вступает в реакцию с водой, и образуется угольная кислота, что приводит к увеличению концентрации вещества в правой части реакции. Чтобы восстановилось равновесие, угольная кислота разлагается на воду и углекислый газ, который мы и наблюдаем в виде пузырьков.

Henri Louis Le Chatelier, 1850-1936

Французский химик. Родился в городе Мирибель-лез-Эшель в семье ученых. Получил образование в престижной Парижской политехнической школе. Был профессором в Высшей горной школе и в Сорбонне, позже был назначен Генеральным инспектором шахт и рудников Франции (до него этот пост занимал его отец). Ле Шателье изучал химические реакции, связанные с несчастными случаями на шахтах и в металлургическом производстве, участвовал в исследовании детонации рудничного газа. Разработал термоэлектрический пирометр (оптический прибор для определения температуры раскаленных тел по цвету) и гидравлические тормоза для железнодорожных составов; изобрел кислородно-ацетиленовую сварку.

В некоторых случаях вещества, получающиеся в результате реакции, либо взаимодействуют между собой, либо распадаются, и тогда в системе одновременно протекают две реакции: прямая (образуются продукты реакции) и обратная (вновь синтезируются исходные вещества). В случае совпадения скоростей прямого и обратного процессов в рассматриваемой системе наступает равновесие, которое называется химическим. Это динамичное равновесие, поскольку сама реакция не прекращается, но образуется и распадается одновременно одинаковое количество вещества. При неизменных температуре и давлении такая ситуация может сохраняться довольно долго. В графическом виде она представлена ниже. Под эквивалентной скоростью подразумевается некая константа, равная одновременно скоростям прямой и обратной реакции.

Принцип смещения химического равновесия

Принцип смещения (сдвига) равновесия открыл в 1884 году Ле Шателье. Позже его обобщил Карл Фердинанд Браун (1887 г.). Поэтому в настоящее время он носит сдвоенное название — принцип Ле Шателье-Брауна. Этот закон используется как в химии, так и в термодинамике, электродинамике, экологии и биохимии. Существует много формулировок, но суть каждой из них сводится к следующему: «При оказании на систему, находящуюся в равновесном состоянии, какого-либо воздействия, химическое равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать это изменение (т. е. система будет пытаться восстановить баланс)». Описываемый принцип можно наглядно продемонстрировать с помощью следующей системы. Имеется пружина, прикрепленная к неподвижной опоре. В состоянии покоя эта система находится в равновесии. Если пружину растянуть, то равновесие сместится в сторону внешнего воздействия. Однако при этом в системе также нарастает противодействие. И в какой-то момент силы противодействия и внешнего воздействия становятся равны друг другу, в результате чего наступает новое равновесное состояние.

Принцип Ле Шателье можно использовать только для систем, находящихся в равновесии, в противном случае результаты анализа будут неверными. Существуют три основных параметра, изменение которых вызывает смещение химического равновесия: давление, температура и концентрация химических веществ.

Температура

Изменение температуры — наиболее частая причина сдвига химического равновесия, что вполне объяснимо, ведь на этот фактор повлиять намного легче, чем, например, на давление. Здесь следует упомянуть, что реакции разделяются на два типа по термическому эффекту. Среди них следующие: экзотермические (с выделением тепла) и эндотермические (с его поглощением). Как будет смещаться в данном случае химическое равновесие? Принцип Ле Шателье в этом случае сводится к следующему: с увеличением температуры равновесие смещается в сторону реакции, проходящей с поглощением тепла, а при её уменьшении, соответственно, в противоположную сторону. Так, если для реакции, изображённой ниже, повысить температуру, равновесие сдвинется в правую сторону.

Большинство прямых реакций экзотермические, а обратных — эндотермические (это не правило, а, скорее, наблюдение, из которого можно найти множество исключений).

Давление

С изменением давления трансформируется следующий параметр системы — её объём (он увеличивается или уменьшается), поэтому воздействие с помощью этого параметра оказывает особенно сильное влияние на системы, в которых присутствуют газы. В этом случае принцип химического равновесия заключается в следующем. Если давление в системе увеличивается, то равновесие сдвигается в сторону сокращения числа молекул газа, а при уменьшении давления равновесие движется в противоположном направлении. Если число молекул газа во время реакции не изменяется, то равновесие не смещается при изменении давления, как, например, в следующей реакции.

Однако на практике такой принцип верен лишь для идеальных газов, поскольку все реальные обладают разной сжимаемостью. Таким образом, даже если число молекул газа остаётся неизменным, равновесие может зависеть от давления. На практике это будет заметно при высоких давлениях. В случае жидких и твердых веществ изменение давления фактически не влияет на равновесие из-за малых объемов, занимаемых такими веществами. При рассмотрении смешанных систем учитывают только молекулы газа.

Смещение равновесия в системе в результате изменения концентрации любого вещества, участвующего в реакции

В ходе изменения концентрации какого-либо вещества принцип Ле Шателье работает следующим образом. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции, при уменьшении количества образующихся веществ равновесие двигается в противоположную сторону.

Что будет, если добавить инертный газ

Изменить объем системы можно не только сжав ее или ослабив давление, но и путем добавления инертного газа, который не будет вступать в реакцию. Что будет с системой при добавлении в нее, например, гелия? На самом деле, скорее всего, ничего не произойдет, поскольку соотношение участвующих в реакции веществ не изменится, а для хода процесса имеет значение не общее давление системы, а парциальное каждого компонента.

Влияние катализаторов

На смещение химического равновесия количество катализатора и вообще его наличие влияния не оказывают. Это происходит ввиду того, что этот элемент одинаково ускоряет и прямую, и обратную реакцию, сохраняя равновесие в системе неизменным.

Способ изучения химического равновесия

Детальное рассмотрение химических равновесий очень важно для полного понимания процесса. Одним из наиболее часто применяемых приёмов является так называемый метод замораживания равновесий. Так, происходит быстрое охлаждение системы, находящейся в сбалансированном состоянии. Равновесие просто не успевает сместиться, а при низких температурах скорость большинства процессов замедляется практически до нуля. Благодаря этому можно полностью проанализировать состав смеси при любой температуре (концентрации веществ, участвующих в реакции, при нуле градусов будет соответствовать количеству компонентов при той температуре, с которой началось понижение). Такой опыт проводят несколько раз с реакциями, протекающими в обоих направлениях.

Существует ли полная необратимость

Полностью сдвинуть химическое равновесие в одну сторону невозможно. Даже при кажущемся абсолютном смещении всегда останется небольшое число молекул, которые будут вступать в обратную реакцию.

На практике фактически все реакции обратимы, а насколько сильно будет виден этот эффект, часто зависит от температуры (нередко равновесие просто сильно смещено в одно сторону, поэтому оно становится заметным лишь при смене условий). Именно из-за этой распространенности обратимых химических реакций изучение равновесия особенно важно.

Примеры синтезов, в которых во время производства смещается химическое равновесие

На производстве химическое равновесие обычно смещают в направлении прямой реакции для получения, соответственно, продуктов реакции. Существует множество примеров таких синтезов: получение аммиака, оксида серы (VI), оксида азота (II) и т. д.

Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении же условий состояние равновесия нарушается, так как при этом скорости противоположных процессов изменяются в разной степени. Однако спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым изменившимся условиям.

Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле-Шателье (или принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.

Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Подобно этому повышение давления смещает равновесие в направлении процесса, сопровождающегося уменьшением объема, а понижение давления действует в противоположную сторону. Например, в равновесной системе 3Н 2 +N 2 2H 3 N, H o = -46,2 кДж повышение температуры усиливает разложение H 3 N на водород и азот , так как этот процесс эндотермический. Повышение давления смещает равновесие в сторону образования H 3 N, ибо при этом уменьшается объем.

Если в систему, находящуюся в состоянии равновесия, добавить некоторое количество какого-либо из веществ, участвующих в реакции (или наоборот, удалить из системы), то скорости прямой и обратной реакций изменяются, но постепенно снова уравниваются. Иными словами, система снова приходит к состоянию химического равновесия. В этом новом состоянии равновесные концентрации всех веществ, присутствующих в системе, будут отличаться от первоначальных равновесных концентраций, но соотношение между ними останется прежним. Таким образом, в системе, находящейся в состоянии равновесия, нельзя изменить концентрацию одного из веществ, не вызвав изменения концентраций всех остальных.

В соответствии с принципом Ле Шателье введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается и соответственно увеличивается концентрация продуктов его взаимодействия.

Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса.

Пример 1. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ.

Вычислите константу равновесия реакции А + В 2С, если равновесные концентрации [А] = 0,3 моль · л -1 ; [В] = 1,1 моль · л -1 ; [С] = 2,1 моль · л -1 .

Решение. Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид: .

Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации: = 5,79.

Пример 2 . Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А + 2В С.

Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 0,5 и 0,7 моль · л -1 , а константа равновесия реакции К р = 50.

Решение. На каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества С. Если понижение концентрации веществ А и В обозначить через Х моль, то увеличение концентрации вещества будет равно 2Х моль.

Равновесные концентрации реагирующих веществ будут:

С А = (0,5 х) моль · л -1 ; С В = (0,7-х) моль · л -1 ; С С = 2х моль · л -1

х 1 = 0,86; х 2 = 0,44

По условию задачи справедливо значение х 2 . Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ равны:

С А = 0,5 - 0,44 = 0,06 моль · л -1 ; С В = 0,7 - 0,44 = 0,26 моль · л -1 ; С С = 0,44 · 2 = 0,88 моль · л -1 .

Пример 3. Определение изменения энергии Гиббса G o реакции по значению константы равновесия К р. Рассчитайте энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции СО + Cl 2 = COCl 2 при 700К, если константа равновесия равна Кр = 1,0685 · 10 -4 . Парциальное давление всех реагирующих веществ одинаково и равно 101325 Па.

Решение. G 700 = 2,303 · RT .

Для данного процесса:

Так как Gо < 0, то реакция СО + Cl 2 COCl 2 при 700 К возможна.

Пример 4 . Смещение химического равновесия. В каком направлении сместится равновесие в системе N 2 + 3H 2 2NH 3 - 22 ккал:

а) при увеличении концентрации N 2 ;

б) при увеличении концентрации Н 2 ;

в) при повышении температуры;

г) при уменьшении давления?

Решение. Увеличение концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по правилу Ле-Шателье должно вызвать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие, привести к уменьшению концентраций, т.е. равновесие сместится вправо (случаи а и б).

Реакция синтеза аммиака - экзотермическая. Повышение температуры вызывает смещение равновесия влево - в сторону эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воздействие (случай в).

Уменьшение давления (случай г) будет благоприятствовать реакции, ведущей к увеличению объема системы, т.е. в сторону образования N 2 и Н 2 .

Пример 5. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO 2 (г) + О 2 (г) 2SO 3 (r) если объем газовой смеси уменьшится в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: = а, = b, = с. Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны:

v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 с 2

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: = 3а, [О 2 ] = 3b; = 3с. При новых концентрациях скорости v" np прямой и обратной реакций:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной — только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 .

Пример 6. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции при 70°С большескорости реакции при 30° С в 16 раз.

Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы

СО(г) + Н 2 О(г) СО 2 (г) + Н 2 (г) при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] ИСХ = 3 моль/л, [Н 2 О] ИСХ = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

V np = К 1 [СО][Н 2 О]; V o б p = К 2 [СО 2 ][Н 2 ];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО 2 ] Р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ (моль/л):

[СО 2 ] Р = [Н 2 ] р = х; [СО] Р = (3 -х); P =(2-х).

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

; х 2 = 6 - 2х - 3х + х 2 ; 5х = 6, л = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО 2 ] Р = 1,2 моль/л; [Н 2 ] р = 1,2 моль/л; [СО] Р = 3 - 1,2 = 1,8 моль/л; [Н 2 О] Р = = 2- 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 8. Эндотермическая реакция разложения пента-хлорида фосфора протекает по уравнению:

РС1 5 (г) РС1 3 (г) + С1 2 (г); Н = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концент-рацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции — разложения РСl 5.

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции.

Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье :

а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая (Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;

б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;

в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так иуменьшением концентрации РСl 3 или С1 2 .