Zasada Le Chateliera: Jak zmieniają się warunki reakcji chemicznej?

Aby rozwiązać to zadanie, skorzystamy z zasady Le Chateliera, która mówi, że jeśli na układ w stanie równowagi wywiera się zmianę warunków (ciśnienie, temperatura, stężenie), to układ przesunie się w kierunku, który ten wpływ zniweluje. Przyjrzyjmy się reakcji:

$$4NH_3 + 5O_2 \rightleftharpoons 4NO + 6H_2O$$

Analizując poszczególne punkty:

a) Podwyższenie ciśnienia - zwiększenie ciśnienia powoduje przesunięcie równowagi w stronę mniejszej liczby moli gazów. Po lewej stronie równania mamy $4 + 5 = 9$ moli gazów, a po prawej $4$ mole gazu (zakładając, że $H_2O$ jest w stanie ciekłym). Więc podwyższenie ciśnienia spowoduje przesunięcie równowagi w stronę prawą, czyli zwiększy wydajność reakcji.

b) Zwiększenie stężenia wody - zwiększenie stężenia produktu reakcji (wody) spowoduje przesunięcie równowagi w stronę substratów, czyli w lewo, w celu zmniejszenia stężenia wody. To obniży wydajność reakcji.

c) Zmniejszenie stężenia tlenku azotu(II) - zmniejszenie stężenia produktu przesunie równowagę w stronę prawą, aby wytworzyć więcej produktu i zrekompensować jego ubytek. To zwiększy wydajność reakcji.

d) Zwiększenie objętości przestrzeni reakcyjnej - zwiększenie objętości jest równoznaczne z obniżeniem ciśnienia. Przy niższym ciśnieniu równowaga przesunie się w stronę większej liczby moli gazów, czyli w lewo, zmniejszając wydajność reakcji.

e) Wprowadzenie katalizatora - katalizator nie wpływa na położenie równowagi reakcji, tylko na szybkość osiągania równowagi. Nie zmieni to więc wydajności reakcji, jedynie przyspieszy osiągnięcie stanu równowagi.

Podsumowując, wydajność reakcji zwiększy się w przypadkach: a) podwyższenia ciśnienia, c) zmniejszenia stężenia tlenku azotu(II).