Принцип Ля Челядьєва: Як Рівноваги Реагують

Система, що відхиляється від рівноваги, відштовхується назад

Генрі Ле Шательє сформулював цей принцип у 1884 році: якщо систему з хімічною рівновагою піддають зміні концентрації, температури, об’єму або тиску, рівновага зміщується в напрямку, який частково протидіє накладеному змінному. Це не новий закон фізики — це наслідок термодинаміки рівноваги, але це надзвичайно надійний спосіб передбачити, у якому напрямку зміститься реакція, без будь-яких розрахунків.

Концентрація: Q проти K

У рівновазі реакційний частковий коефіцієнт (Q) дорівнює рівноважній константі (K). Якщо збільшити кількість реагента, то Q миттєво падає нижче значення K (більше реагента відносно продукту, ніж передбачає рівновага), тому реакція йде вперед – споживаючи реагент і утворюючи продукт – доки Q не підніметься до K. Якщо збільшити кількість продукту, то Q стрибне вище значення K, тому реакція йде назад доки Q не впаде назад. Константа рівноваги (K) не змінюється; лише концентрації змінюються, щоб відновилася така сама пропорція.

Температура: тепло як реагент або продукт

Температура є єдиним збудженням, яке фактично змінює K само по собі, а не лише концентрації, оскільки K залежить від температури (через рівняння Генштейна, ΔG° = −RT·lnK, і ΔG° також змінюється з T). Інтуїтивний трюк полягає в тому, щоб розглядати тепло як учасника реакції: для екзотермічної реакції запишіть тепло як продукт (A + B ⇌ C + тепло); додавання тепла (підвищення T) тоді зміщує рівновагу вліво, назад до реагентів, точно так само, як додавання більшої кількості будь-якого іншого продукту. Для ендотермічної реакції тепло поводиться як реагент, і підвищення T зсуває рівновагу вправо, до продуктів. Процес Габера (N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, екзотермічний) є класичним промисловим прикладом: вища температура прискорює реакцію кінетично, але фактично знижує рівноважний вихід аміаку, що саме тому промислові установки Габера працюють на компромісній температурі — достатньо гаряче для прийнятної швидкості реакції, але не настільки гаряче, щоб рівновага колапсувала.

Тиск і об’єм: має значення лише коли змінюється кількість молів газу

Зменшення об’єму газоподібної системи одночасно підвищує концентрацію/частковий тиск кожного газу, і система реагує переміщенням у бік того боку, де менша кількість молів газу, оскільки це зменшує загальну кількість молів і частково нейтралізує збільшення тиску. У процесі Габера 4 молі газу (1 N₂ + 3 H₂) стають 2 молями газу (2 NH₃), тому стиснення системи зміщує рівновагу в бік більшої кількості аміаку — це саме те, за допомогою чого високий тиск використовується як інший важіль синтезу промислового аміаку. Критично, якщо загальна кількість молів газу однакова з обох сторін реакції, зміни тиску впливають на швидкість досягнення рівноваги, але не зміщують саму позицію рівноваги, оскільки стиснення обох сторін у однаковому відношенні залишає Q/K без змін.

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) + heat     (exothermic, 4 mol gas → 2 mol gas)
  add N₂ or H₂   → shifts right (more NH₃)
  remove NH₃      → shifts right
  raise T          → shifts left  (K decreases)
  raise P (compress) → shifts right (fewer gas moles that side)

Каталізатор – це єдина річ, яка тут нічого не змінює

Каталізатор прискорює як пряму, так і зворотну реакції однаково, тому він допомагає системі досягти рівноваги швидше, але ніколи не змінює положення цієї рівноваги – K залишається без змін. Це заплусовує людей, оскільки каталізатори є такими центральними для промислової хімії (сам процес Габера залежить від залізоподібного каталізатора), але їхня вся робота полягає в кінетиці, а не в термодинаміці: дістатися до одного й того ж місця швидше, а не вибрати інше місце.

Часті запитання

Спробуйте наживо

Усе, що вище, працює прямо у вашому браузері — відкрийте Le Chatelier Principle Simulator і змінюйте параметри під час роботи. Нічого не встановлюється, нічого не завантажується на сервер, уся модель живе в одній вкладці.