Zasada Le Chateliera: w czym ona się składa i zastosowania
Zasada Le Chateliera opisuje reakcję zrównoważonego systemu, aby przeciwdziałać skutkom wywołanym przez czynnik zewnętrzny. Został sformułowany w 1888 roku przez francuskiego chemika Henry'ego Louisa Le Chateliera. Jest on stosowany do każdej reakcji chemicznej, która jest w stanie osiągnąć równowagę w systemach zamkniętych.
Co to jest system zamknięty? Jest tam, gdzie następuje transfer energii między jej granicami (na przykład sześcianem), ale nie materią. Aby jednak zmienić system, należy go otworzyć, a następnie zamknąć ponownie, aby zbadać, w jaki sposób reaguje na zakłócenia (lub zmiany).
Po zamknięciu system powróci do równowagi i dzięki tej zasadzie można przewidzieć sposób jego osiągnięcia. Czy nowa równowaga jest taka sama jak poprzednia? Zależy to od czasu, w którym system jest narażony na zewnętrzne zakłócenia; Jeśli trwa wystarczająco długo, nowa równowaga jest inna.
Z czego się składa?
Następujące równanie chemiczne odpowiada reakcji, która osiągnęła równowagę:
aA + bB cC + dD
W tym wyrażeniu a, b, c oraz d są współczynnikami stechiometrycznymi. Ponieważ system jest zamknięty, żadne reagenty (A i B) lub produkty (C i D), które zakłócają równowagę, nie wchodzą z zewnątrz.
Ale co dokładnie oznacza równowaga? Gdy zostanie to ustalone, prędkości bezpośredniej reakcji (w prawo) i wstecz (w lewo) są wyrównane. Dlatego też stężenia wszystkich gatunków pozostają stałe w czasie.
Powyższe można zrozumieć w ten sposób: wystarczy zareagować odrobiną A i B, aby wytworzyć C i D, reagują ze sobą w tym samym czasie, aby zregenerować zużyte A i B, i tak dalej, podczas gdy system pozostaje w równowadze.
Jednak, gdy do systemu zostanie zastosowane zakłócenie - czy to przez dodanie A, ciepła, D, czy zmniejszenie objętości - zasada Le Chateliera przewiduje, jak będzie się zachowywać, aby przeciwdziałać powodowanym skutkom, chociaż nie wyjaśnia mechanizmu molekularny, dzięki któremu możesz wrócić do równowagi.
Zatem, w zależności od dokonanych zmian, sens reakcji może być faworyzowany. Na przykład, jeśli B jest pożądanym związkiem, następuje zmiana w taki sposób, że równowaga przesuwa się do jego utworzenia.
Czynniki, które modyfikują równowagę chemiczną
Aby zrozumieć zasadę Le Chateliera, doskonałym podejściem jest założenie, że równowaga składa się z równowagi.
Patrząc na to podejście, odczynniki są ważone na lewej (lub koszykowej) płycie, a produkty ważone po prawej stronie. Stąd przewidywanie reakcji systemu (równowagi) staje się łatwe.
Zmiany koncentracji
aA + bB cC + dD
Podwójna strzałka w równaniu przedstawia trzon wagi i podkreślenie spodków. Następnie, jeśli ilość (gramów, miligramów itp.) A zostanie dodana do systemu, w prawym naczyniu będzie więcej wagi, a waga przechyli się na tę stronę.
W rezultacie pan C + D wzrasta; to znaczy zyskuje na znaczeniu przed anteną A + B. Innymi słowy: przed dodaniem A (od B) waga przesuwa produkty C i D w górę.
Pod względem chemicznym równowaga kończy się w prawo: w kierunku produkcji większej ilości C i D.
Odwrotność występuje w przypadku dodania przez system ilości C i D: lewy spodek staje się cięższy, powodując wzrost prawego.
Ponownie, powoduje to wzrost stężeń A i B; dlatego generowane jest przesunięcie równowagi w lewo (odczynniki).
Zmiany ciśnienia lub objętości
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)
Zmiany ciśnienia lub objętości wywołane w układzie mają znaczący wpływ na gatunki w stanie gazowym. Jednak dla wyższego równania chemicznego żadna z tych zmian nie zmieniłaby równowagi.
Dlaczego? Ponieważ ilość gazowych moli ogółem po obu stronach równania jest taka sama.
Równowaga będzie dążyć do zrównoważenia zmian ciśnienia, ale ponieważ obie reakcje (bezpośrednia i odwrotna) wytwarzają taką samą ilość gazu, pozostaje niezmieniona. Na przykład dla następującego równania chemicznego waga reaguje na te zmiany:
aA (g) + bB (g) eE (g)
Tutaj, przed zmniejszeniem głośności (lub wzrostem ciśnienia) w systemie, waga podniesie płytę, aby zmniejszyć ten efekt.
Jak? Zmniejszanie ciśnienia, poprzez powstawanie E. Dzieje się tak, ponieważ ponieważ A i B wywierają większe ciśnienie niż E, reagują, obniżając swoje stężenia i zwiększając E.
Podobnie zasada Le Chateliera przewiduje wpływ wzrostu głośności. Gdy to nastąpi, równowaga musi następnie przeciwdziałać temu efektowi, promując tworzenie bardziej gazowych moli, które przywracają utratę ciśnienia; tym razem przesuwając saldo w lewo, podnosząc płytę A + B.
Zmiany temperatury
Ciepło można uznać za reaktywne i produkt. Dlatego, w zależności od entalpii reakcji (ΔHrx), reakcja jest egzotermiczna lub endotermiczna. Następnie ciepło jest umieszczane po lewej lub prawej stronie równania chemicznego.
aA + bB + ciepło cC + dD (reakcja endotermiczna)
aA + bB cC + dD + ciepło (reakcja egzotermiczna)
Tutaj ogrzewanie lub chłodzenie systemu generuje takie same odpowiedzi, jak w przypadku zmian stężeń.
Na przykład, jeśli reakcja jest egzotermiczna, chłodzenie układu sprzyja przesunięciu równowagi w lewo; podczas gdy jest ogrzewany, reakcja postępuje z większą tendencją w prawo (A + B).
Aplikacje
Wśród niezliczonych aplikacji, ponieważ wiele reakcji osiąga równowagę, mamy następujące:
W trakcie Habera
N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) (egzotermiczne)
Lepsze równanie chemiczne odpowiada tworzeniu się amoniaku, jednego z głównych związków wytwarzanych w skali przemysłowej.
Idealnymi warunkami do uzyskania NH 3 są tutaj te, w których temperatura nie jest zbyt wysoka, a także tam, gdzie występują wysokie poziomy ciśnień (200 do 1000 atm).
W ogrodnictwie
Purpurowe hortensje (górny obraz) zapewniają równowagę z obecnością glinu (Al3 +) w glebie. Obecność tego metalu, kwasu Lewisa, powoduje ich zakwaszenie.
Jednak w glebach podstawowych kwiaty hortensji są czerwone, ponieważ aluminium jest nierozpuszczalne w tych glebach i nie może być używane przez roślinę.
Ogrodnik, który zna zasadę Le Chatelier, może zmodyfikować kolor swoich hortensji poprzez inteligentne zakwaszenie gleb.
W tworzeniu jaskiń
Przyroda wykorzystuje również zasadę Le Chatelier do pokrycia jamistych dachów stalaktytami.
Ca2 + (aq) + 2HCO3 - (aq) CaCO3 (s) + CO2 (ac) + H2O (1)
CaCO 3 (wapień) jest nierozpuszczalny w wodzie, podobnie jak CO2. Gdy CO 2 ucieka, waga przesuwa się w prawo; to znaczy w kierunku tworzenia większej ilości CaCO 3 . Powoduje to wzrost tych spiczastych wykończeń, takich jak te na górnym obrazie.
