Переход реакционной системы из одного состояния равновесия к другому называется смещением или сдвигом химического равновесия

Влияние различных факторов на состояние равновесия качественно описывается принципом смещения равновесия, сформулированным французским физико - химиком Анри Ле Шателье: eсли на систему, находящуюся в равновесии производится какое-либо воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то равновесие смещается в направлении процесса, ослабляющего произведенное воздействие.

Поясним на примере реакции синтеза аммиака:

(N₂) + 3 (H₂) 2 (NH₃) DH⁰ = - 46кДж/моль

1)При увеличении концентрации хотя бы одного из реагентов равновесие смещается в сторону образования продуктов, а при добавлении продуктов – в сторону реагентов. Если увеличить концентрацию азота или водорода, то равновесие сместится вправо, в сторону расходования реагентов, в сторону уменьшения концентрации этих веществ. Увеличение концентрации NH₃ сместит равновесие влево.

2)Повышение температуры вызывает смещение равновесия в сторону эндотермической реакции, а понижение - в сторону экзотермической. Реакция синтеза аммиака идет с выделением тепла (экзотермическая), поэтому повышение Т смещает равновесие влево, а понижение- вправо. Однако в промышленных условиях синтез аммиака проводят при довольно высоких температурах т.к. при низких Т хотя и достигается больший выход целевого продукта, но скорость установления равновесия настолько мала, что экономичнее синтезировать аммиак с меньшим выходом, но за более короткий срок. Но снижение выхода компенсируется увеличением давления. Одновременное повышение t до 450-550⁰С и увеличение давления от 15 до100мПа ускоряет процесс достижения равновесия и увеличивает выход продукта.

3)Повышение давления в равновесной системе вызывает реакцию, сопровождающуюся уменьшением числа частиц в газовой фазе, равновесие смещается в сторону меньшего числа газообразных частиц.

В данной реакции увеличение давления сместит равновесие вправо, а уменьшение - влево.

Принцип Ле Шателье применим не только к гомогенным системам, но и к гетерогенным. Гомогенные реакции протекают в однофазной системе и во всем объеме, гетерогенные - в многофазной, на поверхности раздела фаз.

В качестве примера рассмотрим гетерогенную реакцию восстановления оксида углерода (IV).

С_(тв) + СО_2(г) 2СО_(г) DH⁰ = 172,46 кДж

1)Увеличение концентрации СО_2(г) сместит равновесиевправо, а СО влево.

2)Поскольку процесс эндотермический, то нагревание сместит равновесие вправо, в сторону увеличения выхода СО, а ее охлаждение - влево.

3)Повышение давления будет препятствовать протеканию прямого процесса, уменьшение - способствовать ему.

З.д.м. применим к гетерогенным системам лишь с определенными допущениями. Рассмотрим гетерогенную реакцию термической диссоциации карбоната кальция.

CaCO_3(тв) = CaO_(тв) + СО_2(г)

Если бы она протекала как гомогенная, то К = [CаО ] · [CО₂] / [CаСО₃], но [CаО] и [CаСО₃] при данной температуре величины постоянные, очень малы.

Тогда k¹ = К ·[CаCО₃] / [CaO] и k¹ = [CО₂] равновесная концентрация [CО₂] при данной температуре является величиной постоянной, не зависящей от количеств CаО и CаСО₃.