Как найти температуру химического равновесия

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): 

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

2NO_(г) + O_2(г) → 2NO_2(г); ΔH^о₂₉₈ = — 113,4 кДж/моль.

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO₂. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O₂ вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO₂. Увеличение концентрации NO₂ смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

2NO_(г) + O_2(г) → 2NO_2(г)

константа химической реакции К_с есть отношение:

             К_с = [NO₂]²/([NO]² · [O₂])               (1)

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔG_T^о = – RTlnK                      (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)}→2CO_{2 (г)} составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,32 моль/л, [CO₂] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O₂, если исходная смесь не содержала СО₂.

Решение.

2CO_(г) + O_2(г) →2CO_2(г)

Вещество	CO	O2	CO2
Сисходн, моль/л	0,36	0,40	0
Спрореагир,моль/л	0,16	0,08	0,16
Сравн, моль/л	0,2	0,32	0,16

Во второй строке под С_{прореагир} понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO₂, причем, С_исходн= С_{прореагир} + С_равн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

3 H_{2 (г)} + N_{2 (г)} →2 NH_{3 (г)} при 298 К.

Решение.

ΔG₂₉₈^о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10³ Дж.

ΔG_T^о = — RTlnK.

lnK = 33,42·10³/(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10⁵.

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

H_2(г) + I_2(г)  →2HI_(г),

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H₂ , I₂ и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H_2.

Вещество	H2	I2	HI
сисходн., моль/л	1	2	0
спрореагир., моль/л	x	x	2x
cравн., моль/л	1-x	2-x	2x

Тогда,  К = (2х)²/((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H_2(г) + HCOH_(г) →CH₃OH_(г) становится равной 1. Принять, что ΔН^о_Т » ΔН^о₂₉₈, а ΔS^о_T » ΔS^о₂₉₈.

Решение.

Если К = 1, то ΔG^о_T = — RTlnK = 0;

ΔG^о_T = ΔН^о₂₉₈ — ТΔ S^о₂₉₈ .

ΔН^о₂₉₈ = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10³ Дж;

ΔS^о₂₉₈ = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

0 = — 86100 — Т·(-109,52) 

Т = 786,15К

Задача 5. Для реакции SO_2(Г) + Cl_2(Г)  →SO₂Cl_2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO₂Cl₂, если исходные концентрации SO₂, Cl₂ и SO₂Cl₂ равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO_2.

SO_2(г) + Cl_2(г) →SO₂Cl_2(г)

Вещество	SO2	Cl2	SO2Cl2
cисходн., моль/л	2	2	1
cпрореагир., моль/л	x	x	х
cравн., моль/л	2-x	2-x	x + 1

Тогда получаем:

(х + 1)/(2 — х)² = 4

Решая это уравнение, находим: x₁ = 3 и x₂ = 1,25. Но x₁ = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO₂Cl₂] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

1) 2 NH_{3 (г)} → 3H_{2 (г)} + N_{2 (г)}

2) ZnCO_{3 (к)} → ZnO_(к) + CO_{2 (г)}

3) 2HBr _(г) → H_{2 (г)} + Br_{2 (ж)}

4) CO_2 (г) + C _{(графит)}  →2CO _(г)

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

2HBr _(г)  →H_{2 (г)} + Br_{2 (г)}

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H₂] = 0,6 моль/л, [Br₂] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

3. Для реакции H_2(г) + S_(г)  →H₂S_(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H₂ и S, если исходные концентрации H₂, S и H₂S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

CO_2(г) + C_{(графит)}  →2CO_(г)

становится равной 1. Примите, что ΔН^о_Т≈ΔН^о₂₉₈, а ΔS^о_T≈ΔS^о₂₉₈

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

С₂Н_4(г)  →С₂Н_2(г) + Н_2(г) при 298 К

6. Для реакции 2С₃Н_8(г) → н-С₅Н_12(г)+СН_4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

СО_2(г) + 3Н_2(г)  → СН₃ОН_(г) + Н₂О_(г)

равна 3,4·10^-5. Вычислите Δ G^о₅₀₀.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С₆Н_14(г)+  2С₃Н_6(г)+Н_2(г) равна 8,71. Определите ΔG^о_f,800(С₃Н_6(г)), если ΔG^о_f,800(н-С₆Н_14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО_(г) + Cl_2(г)  →СO₂Cl_2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO₂Cl_2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО_(г) и Cl_2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО_2(г) + О_2(г)  →2SO_3(г) составляли: [SО₂ ]=0,10 моль/л, [О₂]=0,16 моль/л, [SО₃]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО₂ и О₂.

К=4,0; исходная концентрация SО2 составляет 0,18 моль/л; исходная концентрация О2 составляет 0,20 моль/л.

Химическое равновесие – состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной.

В большом количестве заданий, которые мне довелось увидеть, я ни один раз видел, как коверкают это определение. Например, в заданиях верно-неверно
предлагают похожий вариант, однако говорят о “равенстве концентраций исходных веществ и продуктов” – это грубая ошибка. Химическое равновесие –
равенство скоростей.

Принцип Ле Шателье

В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии
равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать
внешнее воздействие.

Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных
задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно
справляться с заданиями.

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие:
равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.

Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону.
Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) – смещается в сторону исходных веществ. Посмотрите на пример ниже.

Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить “пустое”
место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:

Можно подвести итог полученным знаниям таким образом: “Куда добавляем – оттуда смещается, откуда берем – туда смещается”. Воспользуйтесь
этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности 😉

Изменения давления и химическое равновесие

Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа.
Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:

CO_2(г) + С_(тв) ⇄ 2CO_(г) – Q

В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части – 1, в правой – 2.

Запомните правило: “При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления – в сторону больших газов”.
Для нашей системы правило действует таким образом:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г) – Q

Слева – 2 газа, и справа – 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие.

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или
эндотермическая.

Следуйте следующему правилу: “При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при
уменьшении – в сторону экзотермической реакции”. У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части:

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор и ингибитор

Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют на равновесие.

Константа равновесия

Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа
равновесия будет записана следующим образом:

Решим задачу. Дана реакция: 2NO + Cl₂ ⇄ 2NOCl . Вычислите константу равновесия, если равновесные концентрации
веществ для данной реакции: c(NO) = 1.8 моль/л , c(Cl₂) = 1.2 моль/л , c(NOCl) = 0.8 моль/л.

Константу равновесия для данной задачи можно представить в виде 1.64 * 10^-1.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Как
уже отмечалось ранее, химическое
равновесие всегда отвечает определенным
условиям. При изменении внешних параметров
(температуры, концентрации, в некоторых
случаях –
давления) равновесие может нарушиться.
Это объясняется тем, что изменение
условий неодинаково влияет на скорости
прямой и обратной реакций. Через некоторое
время эти скорости вновь сравниваются
(за счет изменения равновесных
концентраций) и наступает состояние
равновесия, отвечающее новым условиям.
Изменение равновесных концентраций
реагирующих веществ, вызванное изменением
какого-либо параметра системы, называется
смещением,
или сдвигом,
химического равновесия.

В 1884
г. Ле
Шателье
сформулировал принцип, который помогает
качественно предсказать смещение
химического равновесия при изменении
одного из параметров:

Если на систему,
находящуюся в состоянии химического
равновесия, оказано внешнее воздействие,
то равновесие сместится в направлении
той реакции, которая ослабляет это
воздействие.

1. Влияние изменения концентрации.

Введение в
равновесную систему дополнительных
количеств любого из реагирующих веществ
ускоряет ту реакцию, в которой оно
расходуется.

Например, в реакции:

2NO  O₂ ⇄ 2NO₂

повышение
концентраций NO
или O₂
смещает равновесие вправо, повышение
концентрации NO₂
– влево.
Равновесие смещается вправо также при
уменьшении концентрации NO₂,
а при уменьшении концентрации NO
или O₂
– влево.

2. Влияние температуры.

Повышение
температуры смещает равновесие в сторону
эндотермической реакции.

Таким образом, для
того, чтобы судить о влиянии температуры
на химическое равновесие, необходимо
знать тепловой эффект (изменение
энтальпии) реакции.

Например, реакция:

CO_(газ)  H₂O_(пар) ⇄ CO_2(газ)

H_2(газ);


43,0
кДж

характеризуется
отрицательным значением стандартной
энтальпии, следовательно, прямая реакция
является экзотермической, обратная –
эндотермической. Таким образом, при
увеличении температуры равновесие
сместится в сторону эндотермической,
т.е., обратной реакции, а уменьшение
температуры сместит равновесие в сторону
экзотермической (прямой) реакции.

2. Влияние давления.

Изменение давления
оказывает существенное влияние только
на реакции, протекающие в газовой фазе.

При увеличении
давления равновесие смещается в сторону
образования меньшего числа моль (молекул)
газа.

Действительно,
уменьшение общего числа молекул в
газовой смеси влечет за собой уменьшение
давления в системе, что в свою очередь,
ослабляет внешнее воздействие.

Так, уравнение
обратимого процесса:

N₂  3H₂ ⇄ 2NH₃,

показывает, что
из четырех молекул в левой части (одной
молекулы азота и трех молекул водорода)
образуются две молекулы аммиака. Таким
образом, повышение давления смещает
равновесие вправо, а понижение давления
– влево.

В тех случаях,
когда в результате реакции число молекул
остается постоянным, равновесие при
изменении давления не смещается.

К таким реакциям
относятся, например:

CO  H₂O ⇄ CO₂

H₂;

N₂  O₂ ⇄ 2NO.

Эталоны решения задач

1. Рассчитать
константу химического равновесия K_c
для реакции:

NO_2(газ)

SO_2(газ)
⇄
NO_(газ)

SO_3(жидк.)

по известным данным:

	NO2	SO2	NO	SO3
,кДж/моль	52	–300	90	–370

Оценить возможность
самопроизвольного протекания реакции
в прямом направлении и значение константы
равновесия.

Решение.

Рассчитаем
стандартную энергию Гиббса реакции по
первому
следствию из закона Гесса:

SО₃

NO

NO₂

SO₂

32
кДж.

0,
следовательно, процесс
самопроизвольно протекает в прямом
направлении.

Величину
K_c
найдем из уравнения изотермы Вант-Гоффа:

K_c

1, т. е.
при данной температуре равновесие
данной реакции сильно смещено в сторону
образования продуктов реакции.

2. Для
равновесной реакции:

N₂  3H₂ ⇄ 2NH₃

имеются следующие
данные:

92,4
кДж,

0,1978
кДж/К.

1) Рассчитать:

а) температуру,
при которой система находится в равновесии
(K_c

1);

б) значение константы
равновесия при 298 К.

2) Указать
направление смещения равновесия при
повышении (понижении) температуры.

Решение.

При
К_с  1
стандартная энергия Гиббса равна нулю.
Тогда из соотношения:

получим:

Для данной реакции
зависимость энергии Гиббса от температуры
выглядит следующим образом:

При
стандартной температуре (298
К):

Значение
К_с
при данной температуре найдем из
соотношения:

Проведенный расчет
показывает, что:

Это означает, что
при понижении температуры равновесие
смещается в прямом направлении.

Аналогичный
вывод можно сделать и исходя из принципа
Ле Шателье. Действительно реакция
образования аммиака –
экзотермическая (  0),
следовательно при
повышении температуры равновесие
смещается в сторону обратной реакции
(разложения аммиака), а при понижении
температуры – в сторону прямой реакции
(синтеза аммиака).

3. Для
реакции CO_2(газ)  H_2(газ) ⇄ CO_(газ)  H₂O_(пар)
константа равновесия равна 1. Исходные
концентрации веществ составили:
С₀(СO₂) = 0,2 моль/л;
С₀(H₂) = 0,8 моль/л.
Рассчитать, при каких концентрациях
всех четырех веществ установилось
равновесие.

Решение.

Обозначим
концентрации С(СО₂)
и С(Н₂),
вступивших в реакцию, через «х», т. е.

С(СO₂)_{прореаг.}

С(H₂)_{прореаг.}

х моль/л.

Тогда:

С(СO₂)_равн.

С₀(CO₂)

С(СO₂)_{прореаг.}

0,2 
х;

С(H₂)_равн.

С₀(H₂)

С(H₂)_{прореаг.}

0,8 
х.

Из уравнения
реакции видно, что:

[СO₂]

[H₂O]

x.

Выражение для
константы равновесия имеет вид:

x²

0,16 
0,2x

0,8x

x²

x

0,16.

Равновесные
концентрации всех веществ равны:

[СO₂]

0,2 
0,16 
0,04 моль/л;

[H₂]

0,8 
0,16 
0,64 моль/л;

[СO]

[H₂O]

0,16 моль/л.

4. Реакция
образования йодистого водорода протекает
по уравнению:

H_2(газ)  I_2(газ) ⇄ 2HI_(газ).

Исходные концентрации
веществ составили: С₀(H₂)  0,02 моль/л;
С₀(I₂)  0,04 моль/л.
Известно, что в реакцию вступило 50% Н₂.

1) Вычислить
константу химического равновесия.

2) В каком направлении
сместится равновесие, если:

а) увеличить
концентрацию I₂?

б) уменьшить
концентрацию HI?

в) увеличить
давление?

Решение.

Исходя из уравнения
реакции, определяем концентрации
веществ, прореагировавших между собой:

С(H₂)_{прореаг.}

0,5·0,02 
0,01 моль/л;

С(I₂)_{прореаг.}

С(H₂)_{прореаг.}

0,01 моль/л.

Находим равновесные
концентрации:

[HI]

2c(H₂)_{прореаг.}

0,02 моль/л (по уравнению реакции);

[H₂]

c₀(H₂)

с(H₂)_{прореаг.}

0,02 
0,01 
0,01 моль/л;

[I₂]

c₀(I₂)

с(I₂)_{прореаг.}

0,04 
0,01 
0,03 моль/л.

Подставляем
равновесные концентрации в выражение
константы равновесия:

Увеличение
концентрации I₂
и уменьшение концентрации HI
приведет к сдвигу равновесия в сторону
прямой реакции. Увеличение давления не
вызовет сдвига равновесия.

5. При
определенных условиях в системе
установилось равновесие:

2NO  O₂ ⇄ 2NO₂.

Равновесные
концентрации веществ составили: [NO]

4 моль/л; [O₂]  6 моль/л;
[NO₂]

10 моль/л. Найти исходные концентрации
NО
и О₂.

Решение.

Исходные
концентрации равны сумме равновесных
концентраций и концентраций вступивших
в реакции веществ. Последние можно
определить из стехиометрических
соотношений:

С(NO)_{прореаг.}

[NO₂]

10 моль/л;

С(O₂)_{прореаг.}


5 моль/л.

Отсюда:

С₀(NO)

[NO]

С(NO)_{прореаг.}

4

10 
14 моль/л;

С₀(O₂)

[O₂]

С(O₂)_{прореаг.}

6 
5 
11 моль/л.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 29 ноября 2021 года; проверки требуют 16 правок.

Химическое равновесие — состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем^[1].

Смещение химического равновесия[править | править код]

Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским учёным Ле Шателье.

Влияние температуры[править | править код]

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции.

• 

При повышении температуры равновесие смещается в сторону оксида кальция, при понижении — в сторону карбоната.

• 

При повышении температуры равновесие смещается в сторону простых веществ, при понижении — в сторону аммиака.

Влияние давления[править | править код]

При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, то есть если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.

При повышении давления равновесие смещается в сторону карбоната кальция, а при понижении — в сторону оксидов.

Влияние концентраций реагентов и продуктов[править | править код]

При увеличении концентрации одного из исходных веществ или удаления из реакционной смеси продуктов, химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, и наоборот.

При подкислении раствора (увеличении концентрации H⁺) или введении соли, содержащей одноименный ион, будет увеличиваться концентрация недиссоциированной кислоты, а добавление щёлочи свяжет H⁺ в молекулы воды и увеличит концентрацию фторид-ионов.

Влияние катализаторов на химическое равновесие[править | править код]

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия, так как ускоряют одновременно и прямую и обратную реакцию.

См. также[править | править код]

• Закон действующих масс
• Константа равновесия

Примечания[править | править код]

Ссылки[править | править код]

• Энциклопедия «Кругосвет». Химическое равновесие