Kas yra pusiausvyros konstanta? Cheminė pusiausvyra

Studijų klausimai

1. Pusiausvyros būsena

Pusiausvyros konstanta

Pusiausvyros koncentracijų skaičiavimas

Cheminės pusiausvyros poslinkis. Le Chatelier principas

1. Pusiausvyros būsena

Reakcijos, kurios vienu metu vyksta priešingomis kryptimis tomis pačiomis sąlygomis, vadinamos grįžtamomis..

Apsvarstykite grįžtamąją reakciją, kuri vyksta uždaroje sistemoje

Priekinės reakcijos greitis apibūdinamas lygtimi:

pr = k pr [A] [B],

Kur pr – tiesioginės reakcijos greitis;

k pr yra tiesioginės reakcijos greičio konstanta.

Laikui bėgant, reagentų koncentracijos A Ir IN mažėja, reakcijos greitis krenta (1 pav., kreivė pr).

Reakcija tarp A Ir IN veda prie medžiagų susidarymo C Ir D, kurių molekulės susidūrimų metu vėl gali duoti medžiagų A Ir IN.

Atvirkštinės reakcijos greitis apibūdinamas lygtimi:

arr = k arr [C] [D],

Kur rev – atvirkštinės reakcijos greitis;

k rev – atvirkštinės reakcijos greičio konstanta.

Kaip medžiagų koncentracijos C Ir D didėja, didėja atvirkštinės reakcijos greitis (1 pav., kreivė). arr).

1 pav. Priekinių ir atvirkštinių reakcijų greičio pokyčiai laikui bėgant

Po kurio laiko tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai tampa vienodi:

pr = arr.

Tokia sistemos būsena vadinama pusiausvyros būsena .

Pusiausvyros būsenoje visų jos dalyvių koncentracijos laikui bėgant nustoja keistis . Tokios koncentracijos vadinamos pusiausvyra .

Cheminė pusiausvyra – Tai dinaminis balansas. Uždaroje sistemoje esančių medžiagų koncentracijų nekintamumas yra nuolat vykstančių cheminių procesų pasekmė. Tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos greitis nėra lygus nuliui, tačiau stebimas proceso greitis yra lygus nuliui.

Tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičių lygybė yra kinetinė cheminės pusiausvyros sąlyga.

2. Pusiausvyros konstanta

Kai tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai yra vienodi

pr = arr.

lygybė yra tiesa

k pr [A] [B] = k arr [C] [D],

Kur [ A], [B], [SU], [D] – medžiagų pusiausvyros koncentracijos.

Kadangi greičio konstantos nepriklauso nuo koncentracijų, lygybę galima parašyti skirtingai:

Tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičio konstantų santykis ( k pr / k arr. ) vadinama cheminės pusiausvyros konstanta:

Tikroji cheminė pusiausvyra gali būti nustatyta tik tada, kai visos elementarios reakcijos mechanizmo stadijos yra pusiausvyroje. Kad ir kokie sudėtingi būtų tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų mechanizmai, pusiausvyros būsenoje jie turi užtikrinti stechiometrinį pradinių medžiagų perėjimą į reakcijos produktus ir atgal. Tai reiškia, kad visų proceso etapų algebrinė suma yra lygi stechiometrinei reakcijos lygčiai, t.y. stechiometriniai koeficientai parodo visų mechanizmo stadijų molekuliškumo sumą.

Dėl sudėtingos reakcijos

aA + bB  cC + dD

Esant tai pačiai temperatūrai, reakcijos produktų pusiausvyros koncentracijų laipsniais sandauga, lygia stechiometriniams koeficientams, ir pradinių medžiagų pusiausvyros koncentracijų sandauga laipsniais, lygia stechiometriniams koeficientams, yra pastovi vertė..

Tai antroji masinio veikimo dėsnio formuluotė.

Heterogeninės reakcijos pusiausvyros konstantos išraiška apima tik medžiagų koncentracijas skystoje arba dujinėje fazėje, nes kietųjų medžiagų koncentracijos, kaip taisyklė, išlieka pastovios.

Pavyzdžiui, šios reakcijos pusiausvyros konstantos išraiška yra

CO 2 (g) + C (tv)  2 CO (g)

parašyta taip:

KAM c =
.

Pusiausvyros konstantos lygtis rodo, kad pusiausvyros sąlygomis visų reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijos yra susijusios viena su kita. Pusiausvyros konstantos skaitinė reikšmė lemia, koks turi būti visų reaguojančių medžiagų koncentracijų santykis esant pusiausvyrai.

Pasikeitus bet kurios iš šių medžiagų koncentracijai, pasikeičia ir visų kitų medžiagų koncentracija. Dėl to nustatomos naujos koncentracijos, tačiau santykis tarp jų vėl atitinka pusiausvyros konstantą.

Pusiausvyros konstantos reikšmė priklauso nuo reagentų pobūdis ir temperatūra.

Pusiausvyros konstanta, išreikšta reagentų molinėmis koncentracijomis ( KAMSu) ir pusiausvyros konstanta, išreikšta pusiausvyros daliniais slėgiais ( KAMr) (žr. „Cheminės termodinamikos pagrindai“) yra tarpusavyje susiję šiais ryšiais:

KAMr= KSuRT  , Kc = Kr / (RT)  ,

čia  – dujinių molių skaičiaus pokytis reakcijoje.

Standartinis Gibso energijos pokytis yra

G T = - RT ln Kp,

G T =  H – T  S.

Sulyginus dešiniąsias lygčių puses:

- RT ln Kp =  H – T  S

ln K r = -  H / ( RT) +  S/ R .

Lygtis ne tik nustato konstantos priklausomybės nuo temperatūros tipą, bet ir parodo, kad konstantą lemia reaguojančių medžiagų pobūdis.

Pusiausvyros konstanta nepriklauso nuo koncentracijų (kaip ir reakcijos greičio konstanta), reakcijos mechanizmo, aktyvacijos energijos ar katalizatorių buvimo.. Mechanizmo pakeitimas, pavyzdžiui, įvedant katalizatorių, neturi įtakos pusiausvyros konstantos skaitinei vertei, tačiau, žinoma, keičia pusiausvyros būsenos pasiekimo greitį.

Cheminė būsena pusiausvyra- tai būsena, kai produktų ir pradinių medžiagų cheminis potencialas yra lygus vienas kitam, atsižvelgiant į proceso stechiometriją.

Galime kalbėti apie cheminę pusiausvyrą, jei tenkinamos dvi sąlygos:

Tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai yra vienodi.

Pusiausvyra yra tada, kai veikiant išoriniam poveikiui ir jį pašalinus, sistema grįžta į pradinę būseną.

11. Masinio veikimo dėsnis.

Esant pastoviai temperatūrai, cheminės reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai, paimtai laipsniais, lygiais stechiometriniams koeficientams reakcijos lygtyje.

Pavyzdžiui, amoniako sintezės reakcijai:

N2 + 3H2 = 2NH3

Masinio veiksmo dėsnis turi tokią formą:

Kc = 2 / 3

12. Pusiausvyros konstanta vienalytėje sistemoje. Pusiausvyros konstantos išraiškos būdai.

pusiausvyros konstanta yra pastovi reikšmė, lygi galutinės ir pradinės reakcijos dalyvių pusiausvyros koncentracijų sandaugų santykiui, paimtam laipsniais, atitinkančiais stechiometrinius koeficientus

Homogeniškas Vienoje fazėje vykstančios reakcijos vadinamos: dujų mišinyje, skystyje arba kartais kietame tirpale.

Pusiausvyros konstantos išraiškos būdai

Jeigu reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijos išreiškiamos moliniais moliškumo vienetais, t.y. mol/l paprastai žymima Kc

Vienalyčiai dujų reakcijai patogiau išreikšti pusiausvyros konstantą daliniais medžiagų slėgiais:

Kartais pusiausvyros konstantą patogu išreikšti ne daliniais slėgiais ir koncentracijomis, o medžiagų kiekiais:
arba per atitinkamas molines frakcijas:

Bendruoju atveju pusiausvyros konstantos Kc, Kp, Kn ir KN yra skirtingos.

13. Le Chatelier-Brown principas .

Jei pusiausvyros sistemai daromas išorinis poveikis, tada pusiausvyra pasislenka ta kryptimi, kuri silpnina išorinį poveikį.

14. Van't Hoff izobaro lygtis.

Ši išraiška leidžia kokybiškai įvertinti T įtaką pusiausvyrai ir pusiausvyros konstantai.

15.Fazė.

Fazė vadinama - vienalytė nevienalytės sistemos dalis, turinti realią sąsają, kurioje visos savybės gali keistis nuolat, o per ją staigiai pereinant.

16. Sudedamosios dalys ir komponentai.

Komponentas vadinamas– mažiausias komponentų skaičius, kurio pakanka sistemų būklei apibūdinti.

Sudedamosios medžiagosyra vadinami - medžiagos, kurios yra sistemos dalis, kurią galima išskirti naudojant įprastus vaistų metodus ir kurios gali egzistuoti už sistemos ribų tiek, kiek norima.

17. Gibso fazės taisyklė .

Pusiausvyros termodinaminės sistemos, kuriai įtaką daro tik temperatūra ir slėgis tarp išorinių veiksnių, laisvės laipsnių skaičius yra lygus nepriklausomų komponentų skaičiui. S=K-F+n(išorinių parametrų skaičius)

Fazių taisyklė rodo, kad laisvės laipsnių skaičius didėja didėjant komponentų skaičiui ir mažėja didėjant sistemos fazių skaičiui.

18. Fazių pusiausvyros sąlygos sistemoje.

Heterogeninėje sistemoje yra fazių pusiausvyra, jei tarp fazių yra šių tipų pusiausvyros:

Šiluminis (temperatūros lygybė)

Mechaninis (spaudimo lygybė)

Cheminis kiekvienam komponentui

19.Klausiaus-Klausiaus lygtis

Kur, - Δ V- medžiagos tūrio pasikeitimas jai pereinant iš pirmosios fazės į antrąją, T - pereinamoji temperatūra, Δ H– medžiagos entropijos ir entalpijos pokytis, kai 1 molis medžiagos pereina iš vienos fazės į kitą

Tai leidžia įvertinti, kaip keičiasi temperatūra arba slėgis fazės perėjimo metu, kai keičiasi 2 parametrai.

20. vandens būsenos diagrama

Ryšys tarp sistemos būseną apibūdinančių dydžių ir fazių virsmų sistemoje – perėjimas iš kieto į skystą, iš skysto į dujinį

21. Tikri sprendimai. Būdai išreikšti tirpalo koncentraciją. Medžiagos molinės ir masės dalies bei medžiagos molinės koncentracijos tirpale apskaičiavimas.

Tikras sprendimas- tai tirpalo tipas, kuriame ištirpusios medžiagos dalelių dydžiai yra labai maži ir palyginami su tirpiklio dalelių dydžiu.

Yra sprendimų dujinis(dujų mišiniai), skystis Ir sunku. Dujinis tirpalas yra oras. Jūros vanduo yra druskų mišinys vandenyje – skystas tirpalas. Kietieji tirpalai – metalų lydiniai. Tirpalai susideda iš tirpiklio ir ištirpusios medžiagos (-ių).

Tai vadinama sprendimu kieta arba skysta vienalytė sistema, susidedanti iš dviejų ar daugiau sudedamųjų dalių.

Svarstomas tirpiklis– medžiaga, lemianti tirpalo agregacijos būseną arba didesnės tūrio ar masės medžiagą.

Tirpalų koncentracijos išreiškimo metodai.

Tirpalo koncentracija yra ištirpusios medžiagos masė arba kiekis konkrečiame tirpalo ar tirpiklio kiekyje, masėje ar tūryje.

1) Masės dalis ( wi ) yra ištirpusios medžiagos masė 100 gramų tirpalo.

2) Molinė dalis (mol) – X i – komponento molių skaičius 1 mole tirpalo.

3) Molinė koncentracija (moliškumas) mi – tirpios medžiagos molių skaičius 1 kg tirpiklio [mol/kg].

4) Molinė koncentracija SU i – ištirpusios medžiagos molių skaičius 1 litre arba 1 dm3 tirpalo [mol/l].

Nustatoma išorinių sąlygų pokyčių įtaka pusiausvyros padėčiai Le Chatelier principas (judančios pusiausvyros principas): Jei pusiausvyros būsenos sistemai taikomas koks nors išorinis poveikis, tai sistemoje sustiprės ta proceso kryptis, kuri silpnina šios įtakos poveikį, ir pusiausvyros padėtis pasislinks ta pačia kryptimi.

Le Chatelier principas taikomas ne tik cheminiams procesams, bet ir fiziniams, tokiems kaip virimas, kristalizacija, tirpinimas ir kt.

Panagrinėkime įvairių veiksnių įtaką cheminei pusiausvyrai, naudodamiesi NO oksidacijos reakcijos pavyzdžiu:

2 NE (g) + O 2(g) 2 NE 2(g); H o 298 = - 113,4 kJ/mol.

Temperatūros įtaka cheminei pusiausvyrai

Kylant temperatūrai, pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos, o temperatūrai mažėjant – į egzoterminę.

Pusiausvyros poslinkio laipsnis nustatomas pagal absoliučią šiluminio efekto vertę: kuo didesnė reakcijos entalpijos absoliuti reikšmė H, tuo didesnė temperatūros įtaka pusiausvyros būsenai.

Nagrinėjamoje reakcijoje azoto oksido sintezei (IV ) pakilus temperatūrai pusiausvyra pasislinks link pradinių medžiagų.

Slėgio įtaka cheminei pusiausvyrai

Suspaudimas pakeičia pusiausvyrą proceso, kurį lydi dujinių medžiagų tūrio sumažėjimas, kryptimi, o slėgio sumažėjimas – priešinga kryptimi. Nagrinėjamame pavyzdyje kairėje lygties pusėje yra trys tomai, o dešinėje – du. Kadangi slėgio padidėjimas palankus procesui, kuris vyksta mažėjant tūriui, tai padidėjus slėgiui pusiausvyra pasislinks į dešinę, t.y. link reakcijos produkto – NO 2 . Sumažinus slėgį, pusiausvyra pasislinks priešinga kryptimi. Pažymėtina, kad jei grįžtamosios reakcijos lygtyje dujinių medžiagų molekulių skaičius dešinėje ir kairėje yra lygus, tai slėgio pokytis neturi įtakos pusiausvyros padėčiai.

Koncentracijos įtaka cheminei pusiausvyrai

Nagrinėjamai reakcijai papildomų NO arba O 2 kiekių įvedimas į pusiausvyros sistemą sukelia pusiausvyros poslinkį ta kryptimi, kuria mažėja šių medžiagų koncentracija, todėl pusiausvyra pasislenka formavimosi link. NE 2 . Padidėjusi koncentracija NE 2 perkelia pusiausvyrą pradinių medžiagų link.

Katalizatorius vienodai pagreitina tiek pirmines, tiek atvirkštines reakcijas, todėl neturi įtakos cheminės pusiausvyros pokyčiui.

Įvedant į pusiausvyros sistemą (kai P = konst ) inertinių dujų, reagentų koncentracijos (daliniai slėgiai) mažėja. Kadangi nagrinėjamas oksidacijos procesas NE eina su tūrio sumažėjimu, tada pridedant

Cheminės pusiausvyros konstanta

Dėl cheminės reakcijos:

2 NE (g) + O 2 (g) 2 NO 2(g)

cheminės reakcijos konstanta Kc yra santykis:

(12.1)

Šioje lygtyje laužtiniuose skliaustuose pateikiamos reaguojančių medžiagų koncentracijos, kurios nustatomos esant cheminei pusiausvyrai, t.y. medžiagų pusiausvyros koncentracijos.

Cheminės pusiausvyros konstanta yra susijusi su Gibso energijos pokyčiu pagal lygtį:

G T o = – RTlnK . (12.2).

Problemų sprendimo pavyzdžiai

Tam tikroje temperatūroje pusiausvyros koncentracijos sistemoje 2CO (g) + O 2(g)2CO 2 (g) buvo: = 0,2 mol/l, = 0,32 mol/l, = 0,16 mol/l. Nustatykite pusiausvyros konstantą šioje temperatūroje ir pradines CO ir O koncentracijas 2 , jei pradiniame mišinyje nebuvo CO 2 .

.

2CO (g) + O 2(g) 2CO 2(d).

Antroje eilutėje „proreact“ reiškia sureagavusių pradinių medžiagų koncentraciją ir susidariusio CO 2 koncentraciją. , ir su pradine = su reaguoti + su lygiu .

Naudodamiesi etaloniniais duomenimis, apskaičiuokite proceso pusiausvyros konstantą

3H 2 (G) + N 2 (G) 2 NH3 (G) esant 298 K.

G 298 o = 2·( -16,71) kJ = -33,42 10 3 J.

G T o = – RTlnK.

lnK = 33,42 10 3 /(8,314 × 298) = 13,489. K = 7,21 × 10 5 .

Nustatykite HI pusiausvyros koncentraciją sistemoje

H 2(g) + I 2(g) 2HI (G) ,

jei tam tikroje temperatūroje pusiausvyros konstanta yra 4, o pradinės H 2, I 2 koncentracijos ir HI yra atitinkamai lygūs 1, 2 ir 0 mol/l.

Sprendimas. Tegul x mol/l H2 reaguos tam tikru momentu.

.

Išspręsdami šią lygtį, gauname x = 0,67.

Tai reiškia, kad HI pusiausvyros koncentracija yra 2 × 0,67 = 1,34 mol/L.

Naudodami pamatinius duomenis nustatykite temperatūrą, kuriai esant proceso pusiausvyros konstanta yra: H 2 (g) + HCOH (d) CH3OH (d) tampa lygus 1. Tarkime, kad H o T » H o 298 ir S o T „S o 298.

Jei K = 1, tai G o T = - RTlnK = 0;

G o T » N apie 298 - T D S o 298 . Tada;

N apie 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 kJ = - 86,1 × 103 J;

S o 298 = 239,7 - 218,7 - 130,52 = -109,52 J/K;

KAM.

Reakcijai SO 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G) tam tikroje temperatūroje pusiausvyros konstanta lygi 4. Nustatykite SO 2 Cl 2 pusiausvyros koncentraciją , jei pradinės SO koncentracijos 2, Cl 2 ir SO 2 Cl 2 yra atitinkamai lygūs 2, 2 ir 1 mol/l.

Sprendimas. Tegul x mol/l SO 2 reaguos tam tikru momentu.

TAIP 2(G) + Cl 2(G) SO 2 Cl 2(G)

Tada gauname:

.

Išspręsdami šią lygtį, randame: x 1 = 3 ir x 2 = 1,25. Bet x 1 = 3 neatitinka uždavinio sąlygų.
Todėl = 1,25 + 1 = 2,25 mol/l.

Problemos, kurias reikia spręsti savarankiškai

12.1. Kurioje iš šių reakcijų, padidėjus slėgiui, pusiausvyra pasislinks į dešinę? Pagrįskite atsakymą.

1) 2 NH 3 (g) 3 H2 (g) + N 2 (d)

2) ZnCO 3 (k) ZnO (k) + CO 2 (d)

3) 2HBr (g) H2 (g) + Br 2 (w)

4) CO 2 (g) + C (grafitas) 2CO (g)

12.2.Esant tam tikrai temperatūrai, pusiausvyros koncentracijos sistemoje

2HBr (g) H2 (g) + Br 2 (d)

buvo: = 0,3 mol/l, = 0,6 mol/l, = 0,6 mol/l. Nustatykite pusiausvyros konstantą ir pradinę HBr koncentraciją.

12.3.Reakcijai H 2(g)+S d) H2S d) tam tikroje temperatūroje pusiausvyros konstanta lygi 2. Nustatykite H 2 pusiausvyros koncentracijas ir S, jei pradinė H koncentracija 2, S ir H 2 S yra atitinkamai lygūs 2, 3 ir 0 mol/l.

Grįžkime prie amoniako gamybos proceso, išreikšto lygtimi:

N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)

Būdamas uždarame tūryje, azotas ir vandenilis susijungia ir sudaro amoniaką. Kiek truks šis procesas? Logiška manyti, kad tol, kol baigsis bet kuris iš reagentų. Tačiau realiame gyvenime tai nėra visiškai tiesa. Faktas yra tas, kad praėjus tam tikram laikui po reakcijos pradžios, susidaręs amoniakas pradės skaidytis į azotą ir vandenilį, ty prasidės atvirkštinė reakcija:

2NH3 (g) → N2 (g) + 3H2 (g)

Tiesą sakant, uždarame tūryje vienu metu vyks dvi tiesiogiai viena kitai priešingos reakcijos. Todėl šis procesas parašytas tokia lygtimi:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH3 (g)

Dviguba rodyklė rodo, kad reakcija vyksta dviem kryptimis. Azoto ir vandenilio jungimosi reakcija vadinama tiesioginė reakcija. Amoniako skilimo reakcija - atsakas.

Pačioje proceso pradžioje tiesioginės reakcijos greitis yra labai didelis. Tačiau laikui bėgant reagentų koncentracijos mažėja, o amoniako kiekis didėja - dėl to mažėja tiesioginės reakcijos greitis, o atvirkštinės reakcijos greitis didėja. Ateina laikas, kai lyginami tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai – susidaro cheminė pusiausvyra arba dinaminė pusiausvyra. Esant pusiausvyrai, vyksta ir tiesioginės, ir atvirkštinės reakcijos, tačiau jų greičiai yra vienodi, todėl pokyčių nepastebima.

Pusiausvyros konstanta

Skirtingos reakcijos vyksta skirtingais būdais. Kai kuriose reakcijose prieš pasiekiant pusiausvyrą susidaro gana daug reakcijos produktų; kitose – daug mažiau. Taigi galime sakyti, kad tam tikra lygtis turi savo pusiausvyros konstantą. Žinant reakcijos pusiausvyros konstantą, galima nustatyti santykinius reagentų ir reakcijos produktų kiekius, kuriems esant susidaro cheminė pusiausvyra.

Tegul kokia nors reakcija apibūdinama lygtimi: aA + bB = cC + dD

• a, b, c, d - reakcijos lygties koeficientai;
• A, B, C, D – cheminės medžiagų formulės.

Pusiausvyros konstanta:

[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b

Kvadratiniai skliaustai rodo, kad formulė apima molinę medžiagų koncentraciją.

Ką sako pusiausvyros konstanta?

Amoniako sintezei kambario temperatūroje K = 3,5·10 8. Tai gana didelis skaičius, rodantis, kad cheminė pusiausvyra atsiras, kai amoniako koncentracija bus daug didesnė nei likusių pradinių medžiagų.

Faktiškai gaminant amoniaką technologo užduotis yra gauti didžiausią įmanomą pusiausvyros koeficientą, t.y., kad tiesioginė reakcija vyktų iki galo. Kaip tai galima pasiekti?

Le Chatelier principas

Le Chatelier principas skaito:

Kaip tai suprasti? Tai labai paprasta. Yra trys būdai, kaip sutrikdyti pusiausvyrą:

• keičiant medžiagos koncentraciją;
• temperatūros keitimas;
• keičiant slėgį.

Kai amoniako sintezės reakcija yra pusiausvyra, ją galima pavaizduoti taip (reakcija egzoterminė):

N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) + šiluma

Keičiasi koncentracija

Į subalansuotą sistemą įveskime papildomo azoto. Tai sutrikdys pusiausvyrą:

Pirminė reakcija pradės vykti greičiau, nes azoto kiekis padidėjo ir daugiau jo reaguoja. Po kurio laiko vėl atsiras cheminė pusiausvyra, tačiau azoto koncentracija bus didesnė už vandenilio koncentraciją:

Tačiau sistemą „pakreipti“ į kairę pusę galima ir kitu būdu – „apšviečiant“ dešinę pusę, pavyzdžiui, pašalinant iš sistemos susidariusį amoniaką. Taigi vėl vyraus tiesioginė amoniako susidarymo reakcija.

Keičiant temperatūrą

Dešinę mūsų „svarstyklių“ pusę galima pakeisti keičiant temperatūrą. Norint, kad kairė pusė „nusvertų“, reikia „apšviesti“ dešinę – sumažinti temperatūrą:

Keičiant slėgį

Galima pažeisti pusiausvyrą sistemoje naudojant slėgį tik reakcijose su dujomis. Yra du būdai padidinti slėgį:

• sumažinti sistemos tūrį;
• inertinių dujų įvedimas.

Didėjant slėgiui, didėja molekulinių susidūrimų skaičius. Tuo pačiu metu sistemoje didėja dujų koncentracija ir keičiasi tiesioginių bei atvirkštinių reakcijų greičiai – sutrinka pusiausvyra. Norėdami atkurti pusiausvyrą, sistema „bando“ sumažinti slėgį.

Amoniako sintezės metu iš 4 azoto ir vandenilio molekulių susidaro dvi amoniako molekulės. Dėl to mažėja dujų molekulių skaičius – krenta slėgis. Dėl to, norint pasiekti pusiausvyrą padidinus slėgį, priekinės reakcijos greitis didėja.

Apibendrinkime. Pagal Le Chatelier principą amoniako gamybą galima padidinti:

• reagentų koncentracijos didinimas;
• reakcijos produktų koncentracijos mažinimas;
• sumažinti reakcijos temperatūrą;
• didinant slėgį, kuriam esant vyksta reakcija.