Элементы химической термодинамики и термохимии

Химическая термодинамика – это часть термодинамики, рассматривающая превращения энергии и работы при химических реакциях. Термохимия– раздел химической термодинамики в приложении к тепловым эффектам химических реакций.

Тепловой эффект химической реакции – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при реакции. При этом происходит изменении внутренней энергии системы (U)–суммы кинетической и потенциальной энергий всех частиц, составляющих систему: ∆U = U₂ – U₁ (U₁ – начальное состояние системы, U₂ – конечное состояние системы).

В соответствии с первым законом термодинамики (законом сохранения энергии) изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством теплоты Q,полученной системой из окружающей среды, и работой A, произведенной системой над окружающей средой:

∆U = Q – A, (1)

где A = P ∆V – механическая работа расширения.

Для изобарных процессов (Р = const, ∆V ≠ 0) в термодинамике вводится новая функция энтальпия H = U + PVи Q определяется как изменение энтальпии
∆H = H₂ – H₁:

Q_P = ∆H, (2)

где ∆H – тепловой эффект химической реакции при P = const.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими. В экзотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы уменьшаются, ∆H < 0. Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими. В эндотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы увеличиваются, ∆H > 0.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса:тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути реакции, т.е. числа промежуточных стадий. Закон Гесса констатирует тот факт, что U и Hявляются функциями состояния системы,т.е. их изменение (∆U и ∆H) зависит только от начального и конечного состояния системы.

Следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ:

∆H⁰₂₉₈ = ∑ν ∆H⁰_{f, 298} – ∑ν′ ∆H⁰_{f, 298} , (3)

продукты исходные

реакции вещества

(конечное состояние (начальное состояние

системы) системы)

где ν и ν′ - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

∆H⁰_f,298 – стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования вещества (∆H⁰_f,298) – это тепловой эффект образования одного моля данного вещества из простых веществ в стандартных условиях (Т = 298К, Р = 1 атм.). Значения ∆H⁰_{f, 298} приводятся в справочной литературе (см. табл. 2). Для простых веществ ∆H⁰_{f, 298} = 0.

Наблюдения показывают, что самопроизвольно, т.е. без затраты работы извне, могут идти как экзотермические, так и эндотермические реакции, если последние сопровождаются увеличением неупорядоченности системы (например, реакции, в которых из твердых веществ образуются газообразные вещества).

Степень неупорядоченности системы выражается термодинамической величиной – энтропией S. Чем выше неупорядоченность системы, тем больше ее энтропия. S также, как U и H, является функцией состояния системы. Для вычисления изменения энтропии (∆S =S₂ – S₁) в химических реакциях используют следствие из закона Гесса:

∆S⁰₂₉₈ = ∑ν ∙S⁰ ₂₉₈ - ∑ν′ ∙ S⁰ ₂₉₈ , (4)

продукты исходные

реакции вещества

где ∆S⁰₂₉₈ – изменение энтропии реакции при стандартных условиях, Дж/моль;

ν и ν′ – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

S⁰ ₂₉₈ – стандартная энтропия вещества, Дж/моль∙К.

Известны абсолютные значения энтропии веществ, они приводятся в справочной литературе (см. табл. 2).

Термодинамическая величина, связанная с энтальпией и энтропией, называется энергией Гиббса (изобарно-изотермическим потенциалом) и обозначается буквой G:
G = H – T∙S.В изобарно-изотермических условиях

∆G = ∆H – T×∆S (5)

Величина ∆G является критерием направления и предела самопроизвольного протекания химических реакций в закрытых системах при Р,Т = const:∆G ≤ 0.

Если ∆G < 0, то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении (ему отвечает убыль энергии G₂ < G₁); если ∆G > 0, то самопроизвольно протекает обратная реакция (G₂ > G₁); если ∆G = 0, то система находится в состоянии равновесия, при котором G = G_min. Так как G является функцией состояния системы, то для стандартных условий изменение энергии Гиббса химической реакции ∆G⁰₂₉₈ рассчитывается следующим образом:

∆G⁰₂₉₈ = ∑ν ∙ ∆G⁰_{f, 298} – ∑ν′ ∆G⁰_{f, 298} , (6)

продукты исходные

реакции вещества

где ν и ν′ - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

∆G⁰_{f, 298} – стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энергия Гиббса образования вещества (∆G⁰_{f, 298})– это изменение энергии Гиббса при реакции образования одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях. Значения ∆G⁰_f,298 – это справочные данные, для простых веществ ∆G⁰_{f, 298} = 0 (см. табл. 2). Для расчета ∆G при температуре, отличающейся от стандартной (Т ≠ 298К), используется соотношение:

 

∆G_Т = ∆H⁰₂₉₈ – T×∆S⁰₂₉₈ , (7)

где ∆H⁰₂₉₈ – тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, энтальпийный фактор; ∆S⁰₂₉₈ – изменение энтропии химической реакции при стандартных условиях; T∆S⁰₂₉₈ – энтропийный фактор.

Знак и величина ∆G, а, следовательно, и возможность самопроизвольного протекания процесса при заданных температуре и давлении зависят от соотношения энтальпийного и энтропийного факторов.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования оксида железа (III), используя следующие термохимические уравнения:

2 Fe(т) + O₂ (г) = 2FeO(т) , ∆H⁰₁ = - 527,4 кДж (а)

4FeO(т) + O₂(г) = 2Fe₂O₃(т) , ∆H⁰₂ = -587,9 кДж (б)

 

Р е ш е н и е. 1) Записываем термохимическое уравнение образования оксида железа (III) из простых веществ:

4 Fe (т) + 3O₂(г) = 2Fe₂O₃(т) , ∆H⁰₃ = ? , (в)

где ∆H⁰₃ – тепловой эффект этой реакции.

2) Для расчета ∆H⁰₃ необходимо провести такую комбинацию уравнений (а) и (б), которая позволит получить уравнение реакции (в). На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать также, как с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (а) умножить на 2, а затем суммировать с уравнением (б): 4Fe + 2O₂ + 4FeO + O₂ = 4FeO + 2Fe₂O₃

4Fe + 3O₂ = 2 Fe₂O₃

3) Тепловые эффекты реакции являются составной частью термохимических уравнений, поэтому с ними проведем аналогичные преобразования:
2∙∆H⁰₁ + ∆H⁰₂ = ∆H⁰₃

4) Рассчитываем ∆H⁰₃ – тепловой эффект реакции (в):

∆H⁰₃ = 2×(–527,4) + (–587,9) = –1054,8 – 587,9 = – 1642,7 кДж.

5) Определяем стандартную энтальпию образования Fe₂O₃ (∆H⁰_{f, 298}).

Согласно уравнению (в) в результате реакции образуются 2 моль Fe₂O_3, поэтому

∆H⁰_{f, 298} (Fe₂O₃) = ∆H⁰₃ /2 = – 1642,7 / 2 = – 821,35 кДж/моль.

Правильность расчета проверяем, сравнивая полученное значение со справочными данными табл. 2.

Пример 2. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции восстановления оксида хрома (III) углеродом при 298К и 1500К.

 

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение этой реакции с указанием агрегатного состояния реагирующих веществ: Cr₂O₃ (т) +3C(т) = 2Cr(т) + 3CO(г)

2) Согласно условию задачи необходимо ответить на вопрос: будет ли данная реакция протекать в прямом направлении? Критерием направленности химической реакции является изменение энергии Гиббса, а условием самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является соотношение ∆G < 0. Поэтому для решения задачи необходимо определить величину ∆G.

3) Определяем, будет ли данная реакция осуществляться при Т=298К, отвечающей стандартным условиям. Рассчитываем ∆G по уравнению (6), которое для данной реакции имеет вид:

∆G⁰₂₉₈ = (2×∆G⁰_{f, 298}Cr + 3×∆G⁰_{f, 298} CO) – (∆G⁰_{f, 298} Cr₂O₃ + 3×∆G⁰_{f, 298C)}

Для расчета используем значения ∆G⁰_{f, 298} приведенные в табл.2

Так как ∆G⁰_{f, 298} простых веществ Cr и С равны нулю, то уравнение упрощается:

∆G⁰₂₉₈ = 3 моль×(-137,3 кДж/моль) – 1 моль×(-1046,8 кДж/моль)=
= -411,9 кДж + 1046,8 кДж = 634,9 кДж.

Вывод: ∆G⁰₂₉₈ > 0, поэтому в стандартных условиях невозможно самопроизвольное протекание процесса в прямом направлении, т.е. при 298К невозможно восстановить Cr₂O₃ до Cr.

4) Выясняем, возможна ли данная реакция при 1500К. В условиях, отличающихся от стандартных, величина ∆G⁰_Т рассчитывается по уравнению (7):
∆G_Т = ∆H⁰₂₉₈ – T×∆S⁰₂₉₈. Рассчитаем тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, используя уравнение (3) и значения ×∆H⁰_{f, 298} из табл.2.

∆H⁰₂₉₈ = (2×∆H⁰_{f, 298} Cr + 3×∆H⁰_{f, 298} CO) – (∆H⁰_{f, 298} Cr₂O₃ + 3∙∆H⁰_{f, 298} С).

Но ∆H⁰_{f, 298} Cr = 0 и ∆H⁰_{f, 298} С = 0, поэтому имеем

∆H⁰₂₉₈ = 3∙∆H⁰_{f, 298} CO – ∆H⁰_{f, 298} Cr₂O₃,

∆H⁰₂₉₈ = 3 моль×(–110,5 кДж/моль) – 1 моль∙(–1141,0 кДж/моль) =
= −331,5 кДж + 1141,0 кДж = 809,5 кДж , ∆H⁰₂₉₈ > 0, значит реакция эндотермическая.

Определим изменение энтропии реакции при стандартных условиях. Для расчета используем уравнение (4) и значения S⁰ ₂₉₈ из табл.2.

∆S⁰₂₉₈ = (2×S⁰ ₂₉₈ Cr + 3×S⁰ ₂₉₈ CO) – (S⁰ ₂₉₈ Cr₂O₃ + 3×S⁰ ₂₉₈ С),

∆S⁰₂₉₈ = (2 моль×23,8 Дж/моль∙К + 3 моль×197,4 Дж/моль∙К) – (1 моль
×81,1 Дж/моль∙К + 3 моль×5,7 Дж/моль∙К) = 639,8 – 98,2 = 541,6 Дж/К.

∆S⁰₂₉₈ > 0, т. е. реакция сопровождается увеличением энтропии.

Рассчитаем энергию Гиббса химической реакции при Т = 1500К, т.е. величину ∆G₁₅₀₀: ∆G₁₅₀₀ = ∆H⁰₂₉₈ –1500×∆S⁰_{298 ,}

∆G₁₅₀₀ = 809,5 кДж – 1500К×541,6 Дж/К = 809,5 кДж – 1500×541,6 Дж.

Как видно, члены этого уравнения имеют разную размерность, поэтому приводим их к одной размерности 1 Дж = 1∙10^-3 кДж и тогда имеем

∆G₁₅₀₀ = 809,5 – 1500×541,6/1000 = 809,5 – 812,4 = –2,9 кДж.

Вывод: ∆G₁₅₀₀ < 0, значит при 1500К данная реакция протекает самопроизвольно, и при этих условиях можно получить металлический хром.

 

 

Таблица 2

Термодинамические величины некоторых веществ в стандартных условиях:

∆H⁰_{f, 298} кДж/моль, S⁰ ₂₉₈ Дж/моль∙К, ∆G⁰_{f, 298} кДж/моль.

 

Вещество	∆H0f 298	S0 298	∆G0f, 298	Вещество	∆H0f, 298	S0 298	∆G0f, 298
Al (т)		+23,3		HCl(г)	-92,3	+187,6	-95,3
Al2O3(т)	-1677,0	+50,9	-1576,4	H2S(г)	-20,2	+205,6	-33,0
Al2(SO4)3(т)	-3434,0	+239,2	-3091,9	H2Se(г)	+86,0	+221,0	+71,0
C(т)		+5,7		H2Te(г)	+154,0	+234,0	+138,0
CO(г)	-110,5	+197,4	-137,3	Mg(т)		+32,0
CO2(г)	-393,0	+214,0	-394,0	MgO(т)	-601,2	+26,9	-569,6
Cl2(г)		+223,0		MgCO3(т)	-1096	+65,7	-1029
CaO(т)	-635,1	+29,7	-604,2	MgCl2(т)	-645,0	+90,0	-595,0
Ca(OH)2(т)	-966,2	+83,4	-896,8	N2(г)		+191,5
CaCO3(т)	-1206,0	+92,3	-1128,8	NH3(г)	-46,2	+192,5	-16,6
Cr(т)		+23,8		NO(г)	+90,4	+210,6	+86,7
Cr2O3(т)	-1141,0	+81,1	-1046,8	NO2(г)	+33,9	+240,5	+51,8
Cu(т)		+33,0		NH4Сl(т)	-315,4	+94,5	-343,6
CuO(т)	-156,0	+43,0	-127,0	O2(г)		+205,0
Fe(т)		+27,2		SO2(г)	-296,9	+248,1	-300,4
Fe2O3(т)	-821,3	+90,0	-741,0	SO3(г)	-395,2	+256,2	-370,4
H2(г)		+130,6		S(т)		+31,9
H2O(г)	-241,8	+188,7	-228,8	Ti(т)		+31,0
H2O(ж)	-285,8	+70,0	-237,5	TiCl4(г)	-759,0	+353,1	-714,0

 

1.6. Химическая кинетика и химическое равновесие

Химическая кинетика –раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций. Различают гомогенные и гетерогенные химические реакции.

Гомогенные реакции протекают в объеме одной фазы – в жидком (водном) или газовом растворе. Например, 2СО(г) + О₂(г) = 2СО₂(г) (8)

Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз: г – ж, г – т,

т – т и т.д. Например, 2С(т) + О₂(г) = 2СО(г) (9)

Скорость химической реакции (υ) – это изменение количества вещества одного из реагентов за единицу времени в единице реакционного пространства. Она зависит от природы реагирующих веществ, температуры (Т), давления (Р), концентрации (С) реагирующих веществ и других факторов. Зависимость υ от С выражается законом действующих масс: При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Например, для гомогенной реакции (8) υ = k∙С²_СО ×С_О2 , где k – константа скорости химической реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ; С – молярные концентрации веществ (моль / л). Для гетерогенной реакции (9) υ = k×С_О2 , так как концентрации твердых веществ постоянны и приняты равными единице, т.е. С_С = 1.

Зависимость скорости химической реакции от температуры выражает правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10º скорость химической реакции увеличивается примерно в 2 – 4 раза. Математическое выражение закона Вант-Гоффа:

, (10)

где υ_Т1 и υ_Т2 – скорости реакции при температурах Т₁ и Т₂; γ - температурный коэффициент скорости химической реакции. Он показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10º.

По полноте протекания химических процессов различают необратимые и обратимые химические реакции. Необратимые реакции протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в продукты реакции. Обратимые реакции при одной и той же температуре протекают как в прямом, так и в обратном направлении и завершаются установлением в системе химического равновесия. Они не идут до конца, в системе всегда остаются исходные вещества:

N₂(г) + 3H₂ (г) ⇄ 2NH₃(г) (11)

Химическое равновесие – такое состояние химического взаимодействия, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т.е. .

После наступления состояния равновесия концентрации реагирующих веществ при данных условиях остаются неизменными и называются равновесными концентрациями, обозначаются в квадратных скобках [ ]. Количественной характеристикой химического равновесия является константа химического равновесия К – величина, определяемая соотношением равновесных концентраций продуктов реакции и исходных веществ. Если в соотношение для константы равновесия входят равновесные концентрации, то ее обозначают символом Кс, а если используются парциальные давления газов (Р_i) , то – символом Кр. Например, для реакции (11):

,

Состояние химического равновесия устанавливается и сохраняется лишь при определенных условиях (температуре, давлении и концентрации реагирующих веществ). При изменении хотя бы одного из этих условий, т.е. при каком-либо внешнем воздействии, равновесие в системе нарушается, и система переходит в новое состояние равновесия. Этот переход называется смещением химического равновесия.

Влияние внешних воздействий (изменение Т, Р или С) на состояние химического равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье-Брауна:если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия, т.е на внешнее воздействие система отвечает противодействием. Так увеличение концентрации какого-либо вещества вызовет противодействие системы – стремление уменьшить концентрацию этого вещества, что возможно путем смещения равновесия в направлении, при котором концентрация этого вещества будет уменьшаться.

Повышение Р_общ или Р_i; приводит к смещению равновесия в сторону протекания той реакции, которая вызывает уменьшение Р_общ и Р_i и наоборот, понижение Р_общ или P_j смещает равновесие в направлении той реакции, которая приводит к увеличению этих параметров.

Повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении протекания той реакции, которая сопровождается поглощением теплоты, т.е. эндотермической (∆Н > 0). Понижение температуры будет вызывать смещение равновесия в сторону экзотермической реакции, сопровождающееся выделением теплоты (∆Н < 0).

Примеры решения задач

Пример 1. Как изменится скорость реакции 2NО(г) + О₂(г) ⇄ 2NO₂(г)_, если
одновременно концентрацию NО увеличить в 2 раза, а концентрацию О₂ уменьшить в 8 раз?

Р е ш е н и е. 1) Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс, поэтому записываем математическое выражение этого закона для данной реакции в начальный момент времени:

Согласно условию концентрацию NO увеличили в 2 раза, т.е. С'_NO=2С_NO, а концентрацию О₂ уменьшили в 8 раз, т.е. С'o₂ = Сo₂ /8.

2) Записываем выражение для скорости реакции в конечный момент времени: υ' = k × (С' _NO)² × С'o₂ или

3) Определяем, как изменяется скорость реакции. Для этого рассматриваем отношение = 1/2

Ответ: при одновременном увеличении концентрации NО в 2 раза и уменьшении концентрации О₂ в 8 раз скорость реакции уменьшается в 2 раза.

Пример 2. Определите, во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакций в системе 2SO₂ (г) + О₂ (г) ⇄ 2SО₃ (г), если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза. Каково направление смещения равновесия в этой системе?

Р е ш е н и е. 1) Записываем выражения для скоростей прямой и обратной реакций, используя закон действующих масс: ,

2) Рассматриваем, что происходит в реакционной системе при уменьшении ее объема. Уменьшение объема гомогенной системы в 3 раза приводит к увеличению концентрации каждого из реагирующих веществ также в 3 раза, т.е. математически это записываем в виде: С'so₂ = 3С so₂ , С'о₂ = 3Сo₂ и С'so₃ = 3С so₃.

3) Записываем выражение для скоростей прямой и обратной реакций после изменения объема системы:

4) Определяем, во сколько раз изменяются скорости прямой и обратной реакций: ;

Таким образом, при уменьшении объема газовой смеси в 3 раза скорость прямой реакции увеличится в 27 раз, а скорость обратной реакции – в 9 раз.

5) Устанавливаем направление смещения равновесия в этой системе. В связи с тем, что скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз, равновесие сместится в направлении протекания прямой реакции, т.е. в сторону образования SO₃.

Пример 3. Рассчитайте температурный коэффициент скорости химической реакции, если известно, что константа скорости этой реакции при 140°С равна 5,5 × 10^-4, а при 185°С – 9,2 × 10^-3.

Дано : Т₁ =140° С, k₁ =5,5 × 10 ^-4 ; Т₂= 185°С, k₂ = 9,2∙× 10^-3. Найти γ.

Р е ш е н и е. 1) Зависимость скорости химической реакции от температуры описывается правилом Вант-Гоффа в форме:

Но для проведения расчетов это уравнение необходимо прологарифмировать, т.е.

2) Рассчитываем температурный коэффициент скорости этой реакции.

а) вычисляем температуру по абсолютной шкале:

T₁ = 140 + 273 = 413 К, Т₂ = 185 + 273 = 458 К;

б) рассчитаем численное значение γ:

, lg 16,7 = 4,5 lgγ

отсюда , т.е. lg γ = 0,27, и тогда γ = 1,87.

Ответ: температурный коэффициент этой реакции равен 1,87.

Пример 4. При синтезе аммиака N₂ + ЗН₂⇄ 2NНз равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л) [N₂ ] = 4; [H₂] = 2 и [NH₃] = 6. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации Н₂ и N₂ .

Дано: [Н₂]=2 моль/л, [N₂] = 4 моль/л, [NH₃] = 6 моль/л. Найти Кс, С_исх(Н₂), C_иcx(N₂).

Р е ш е н и е. 1) Записываем выражение для константы равновесия в этой системе и рассчитываем ее значение : ;

2) Определяем исходные концентрации Н₂ и N₂.

Для обратимых реакций ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Поэтому исходная концентрация вещества А складывается из равновесной концентрации этого вещества [А] и концентрации этого вещества, которая была израсходована на реакцию к моменту установления равновесия (условно обозначим ее X (А) . Таким образом, выражение для исходной концентрации вещества А может быть представлено в виде: С_исх(А) = [А] + Х(А).

а) Для определения С_исх(N₂) и С_исх(Н₂) обращаемся к уравнению реакции, согласно которому на образование 2 моль NH₃ требуется 1 моль N₂ и 3 моль Н₂. Но поскольку равновесная концентрация NH₃ равна 6 моль/л, то при этом было израсходовано 6/2 = 3 моль N₂ и 3×(6 / 2) = 9 моль Н₂.

б) Рассчитаем С_исх(N₂) и С_исх(Н₂):

С_исх(Н₂) = [Н₂] + Х(Н₂) = 2 + 9 = 11 моль/л,

C_исх(N₂) = [N₂] + X(N₂) = 4 + 3 = 7 моль/л.

Ответ: константа равновесия реакции равна 1,1. Исходные концентрации Н₂ и N₂ составляют 11 моль/л и 7 моль/л соответственно.

Пример 5. Установите направление смещения равновесия в системе

2Н₂О(г)+ 2О₂(г) ⇄ 2Н₂О₂ (г)_, ∆ Н = – 483,7 кДж

при понижении температуры и уменьшении общего давления.

Р е ш е н и е. Влияние внешнего воздействия на состояние химического равновесия в системах, в которых протекают обратимые реакции, оценивается с помощью принципа Ле Шателье-Брауна.

1) Рассматриваем влияние температуры на состояние равновесия в данной системе. Термохимическое уравнение реакции показывает, что ∆Н < 0, следовательно, прямая реакция экзотермическая. При понижении температуры согласно принципу Ле Шателье-Брауна система будет стремиться ослабить внешнее воздействие (т.е. повысить Т), а это возможно за счет реакции, протекающей с выделением теплоты, т.е. экзотермической реакции. Следовательно, понижение температуры приведет к смещению равновесия в направлении протекания прямой реакции.

2) Оцениваем влияние изменения давления на состояние равновесия в данной системе. Из уравнения реакции видно, что прямая реакция сопровождается уменьшением объема системы 2V (Н₂О) + 2V (О₂) ≠ 2V (Н₂О₂), т.е. ∆V ≠ 0. Поэтому общее давление (Р_общ) будет влиять на состояние равновесия в данной системе. Уменьшение Р_общ согласно принципу Ле Шателье-Брауна вызовет противодействие системы (увеличение Р_общ) за счет смещения равновесия в сторону протекания реакции, сопровождающейся увеличением Р_общ, т.е. в сторону обратной реакции. Действительно, обратная реакция приводит к увеличению числа моль газообразных веществ в системе, а это значит, что при протекании обратной реакции Р_общ в системе увеличивается.