Princip Le Chatelier

Francouzský chemik Henri Louis Le Chatelier vytvořil jeden z nejznámějších zákonů chemie, který předpovídá reakci chemického systému v rovnováze, když je vystaven změně.

S výsledky svých studií formuloval zobecnění chemické rovnováhy, které uvádí následující:

„Když externí faktor působí na systém v rovnováze, pohybuje se, vždy ve smyslu minimalizace působení aplikovaného faktoru.“

Když je rovnováha chemického systému narušena, systém jedná o minimalizaci tohoto narušení a obnovení stability.

Systém proto představuje:

• počáteční stav rovnováhy.
• „nevyvážený“ stav se změnou faktoru.
• nový stav rovnováhy, který je proti změně.

Příklady vnějších poruch, které mohou ovlivnit chemickou rovnováhu, jsou:

Faktor	Rušení	Je to vyrobeno
Koncentrace	Zvýšit	Konzumujte látku
Pokles	látka se vyrábí
Tlak	Zvýšit	Přesune se na nejmenší hlasitost
Pokles	Přesune se na nejvyšší hlasitost
Teplota	Zvýšit	Absorbuje teplo a mění rovnovážnou konstantu
Pokles	Uvolňuje teplo a mění rovnovážnou konstantu
Katalyzátor	Přítomnost	Reakce se zrychluje

Tento princip má velký význam pro chemický průmysl, protože reakce lze manipulovat a zefektivnit a zefektivnit procesy.

Příkladem toho je proces vyvinutý Fritzem Haberem, který pomocí Le Chatelierova principu ekonomicky vytvořil cestu pro výrobu amoniaku z atmosférického dusíku.

Dále se podíváme na chemickou rovnováhu podle Chatelierova zákona a na to, jak ji mohou poruchy ovlivnit.

vědět více o:

• Chemická rovnováha
• Iontová rovnováha
• Kyselinové indikátory

Koncentrační efekt

Pokud existuje chemická rovnováha, systém je vyvážený.

Systém v rovnováze může být narušen, když:

• Zvyšujeme koncentraci složky reakce.
• Snižujeme koncentraci složky reakce.

Když přidáme nebo odebereme látku z chemické reakce, systém se postaví proti změně, spotřebuje nebo vyrobí více této sloučeniny, aby se obnovila rovnováha.

Koncentrace reaktantů a produktů se mění, aby se přizpůsobily nové rovnováze, ale rovnovážná konstanta zůstává stejná.

Příklad:

V rovnováze:

Reakce má vyšší koncentraci produktů, protože podle modré barvy roztoku vidíme, že [komplex CoCl₄]^-2 převládá.

Voda je také produktem přímé reakce a když zvýšíme její koncentraci v roztoku, systém se postaví proti změně, což způsobí reakci vody a komplexu.

Rovnováha se posune doleva, obrátí směr reakce a způsobí zvýšení koncentrace reaktantů, což změní barvu roztoku.

Vliv teploty

Systém v rovnováze může být narušen, když:

• Došlo ke zvýšení teploty systému.
• Došlo k poklesu teploty systému.

Při přidávání nebo odebírání energie z chemického systému se systém staví proti změně, absorbuje nebo uvolňuje energii, aby se obnovila rovnováha.

Když systém mění teplotu, chemická rovnováha se posune následovně:

Zvyšováním teploty se zvýhodňuje endotermická reakce a systém absorbuje teplo.

Na druhou stranu, když se teplota sníží, zvýhodňuje se exotermická reakce a systém uvolňuje teplo.

Příklad:

V chemické rovnováze:

Když umístíme zkumavku obsahující tento systém do kádinky s horkou vodou, teplota systému se zvýší a rovnováha se posune, čímž vznikne více produktů.

Je to proto, že přímá reakce je endotermická a systém bude obnoven absorpcí tepla.

Rovněž teplotní variace mění rovnovážné konstanty.

tlakový efekt

Systém v rovnováze může být narušen, když:

• Došlo ke zvýšení celkového tlaku v systému.
• Došlo k poklesu celkového tlaku v systému.

Když zvýšíme nebo snížíme tlak chemického systému, systém se postaví proti změně a přemístí rovnováha ve smyslu menšího nebo většího objemu, ale nemění rovnovážnou konstantu.

Když systém mění hlasitost, minimalizuje působení aplikovaného tlaku následujícím způsobem:

Čím větší je tlak aplikovaný na systém, dojde ke kontrakci objemu a rovnováha se posune směrem k nižšímu počtu molů.

Pokud však tlak poklesne, systém se roztáhne, zvětší se objem a směr reakce se posune na ten s nejvyšším počtem molů.

Příklad:

Buňky našeho těla přijímají kyslík prostřednictvím chemické rovnováhy:

Tento systém je zaveden, když kyslík ve vzduchu, který dýcháme, přichází do kontaktu s hemoglobinem přítomným v krvi, což vede k oxy-hemoglobinu, který nese kyslík.

Když člověk vystoupá na horu, tím vyšší je dosažená nadmořská výška, tím nižší je množství a parciální tlak O₂ ve vzduchu.

Rovnováha, která přenáší kyslík v těle, se posune doleva a sníží množství oxy-hemoglobinu, čímž se sníží množství kyslíku přijatého buňkami.

Výsledkem je výskyt závratí a únavy, které mohou vést dokonce k smrti.

Tělo se snaží reagovat produkcí více hemoglobinu. Jedná se však o pomalý proces, který vyžaduje nastavení nadmořské výšky.

Proto lidé, kteří mohou vylézt na Mount Everest, jsou ti, kteří se nejlépe hodí do extrémní výšky.

Katalyzátory

Použití katalyzátoru narušuje rychlost reakce, a to jak v přímé, tak v reverzní reakci.

Aby došlo k reakci, je nutné dosáhnout minimální energie, aby se molekuly srazily a účinně reagovaly.

Katalyzátor, když je vložen do chemického systému, působí snížením této aktivační energie vytvořením aktivovaného komplexu a vytvořením kratší cesty k dosažení chemické rovnováhy.

Rovnoměrným zvýšením reakčních rychlostí snižuje čas potřebný k dosažení rovnováhy, jak je patrné z následujících grafů:

Použití katalyzátorů však nemění výtěžek reakce ani rovnovážnou konstantu, protože neinterferuje se složením směsi.

syntéza amoniaku

Sloučeniny na bázi dusíku se široce používají mimo jiné v zemědělských hnojivech, výbušninách, léčivech. Díky této skutečnosti se vyrábějí miliony tun sloučenin dusíku, jako je NH amoniak₃NH dusičnan amonný₄NA₃ a močovina H₂NCONH₂.

Kvůli celosvětové poptávce po sloučeninách dusíku, zejména pro zemědělské činnosti, je chilský ledek NaNO₃, hlavní zdroj dusíkatých sloučenin, byl nejpoužívanější až do začátku 20. století, ale přírodní ledek by nebyl schopen uspokojit současnou poptávku.

Je zajímavé poznamenat, že atmosférický vzduch je směs plynů složená z více než 70% dusíku N₂. Kvůli stabilitě trojné vazby stává se velmi obtížným procesem prolomení této vazby za vzniku nových sloučenin.

Řešení tohoto problému navrhl německý chemik Fritz Haber. Haberem navržená syntéza amoniaku přináší následující chemickou rovnováhu:

Aby mohl být průmyslově implementován, tento proces zdokonalil Carl Bosch a je dosud nejpoužívanější pro zachycování dusíku ze vzduchu se zaměřením na získávání dusíkatých sloučenin.

Pomocí Le Chatelierova principu lze chemickou rovnováhu zvýšit, když:

Přidat H₂ a způsobí, že se systém postaví proti změně a reaguje na snížení koncentrace tohoto reaktantu.

H₂ a žádná₂ jsou spotřebovány současně k produkci více produktu a vytvoření nového rovnovážného stavu.

Rovněž při přidávání více dusíku se rovnováha posune doprava.

Průmyslově se rovnováha posouvá kontinuálním odstraňováním NH₃ systému prostřednictvím selektivního zkapalňování, což zvyšuje výtěžek reakce, protože rovnováha, která má být obnovena, má tendenci tvořit více produktu.

Haber-Boschova syntéza je jednou z nejdůležitějších aplikací studií chemické rovnováhy.

Kvůli důležitosti této syntézy získal Haber v roce 1918 Nobelovu cenu za chemii a Bosch získal cenu v roce 1931.

Cvičení posunu rovnováhy

Nyní, když víte, jak interpretovat změny, které mohou nastat v chemické rovnováze, použijte tyto vestibulární otázky k otestování svých znalostí.

1. (UFPE) Nejvhodnější antacida by měla být ta, která příliš nesnižují kyselost v žaludku. Když je snížení kyselosti příliš velké, žaludek vylučuje přebytečnou kyselinu. Tento efekt je znám jako „rematch kyseliny“. Které z níže uvedených položek by mohly být spojeny s tímto efektem?

a) Zákon zachování energie.
b) Princip vyloučení Pauli.
c) Princip Le Chatelier.
d) První princip termodynamiky.
e) Heisenbergův princip nejistoty.

Viz odpověď

Správná alternativa: c) Le Chatelierův princip.

Antacida jsou slabé zásady, které působí zvýšením pH žaludku a následně snížením kyselosti.

Ke snížení kyselosti dochází neutralizací kyseliny chlorovodíkové přítomné v žaludku. Přílišné snížení kyselosti však může způsobit nerovnováhu v těle, protože žaludek pracuje v kyselém prostředí.

Jak uvádí Le Chatelierův princip, když je rovnovážný systém vystaven narušení, bude existovat opozice vůči této změně, aby byla rovnováha znovu nastolena.

Tímto způsobem bude tělo produkovat více kyseliny chlorovodíkové, což způsobí efekt „kyselé přeměny“.

Ostatní zásady uvedené v alternativách se zabývají:

a) Zákon zachování energie: v sérii transformací je zachována celková energie systému.
b) Pauliho vylučovací princip: v atomu nemohou mít dva elektrony stejnou množinu kvantových čísel.
d) První princip termodynamiky: variace vnitřní energie systému je rozdíl mezi výměnou tepla a provedenou prací.
e) Heisenbergův princip nejistoty: v daném okamžiku není možné určit rychlost a polohu elektronu.

2. (UFMG) Molekulární vodík lze průmyslově získat zpracováním methanu vodní párou. Proces zahrnuje následující endotermickou reakci

Pokud jde o systém v rovnováze, lze správně konstatovat, že:

a) přítomnost katalyzátoru ovlivňuje složení směsi.
b) přítomnost katalyzátoru ovlivňuje rovnovážnou konstantu.
c) zvýšení tlaku snižuje množství CH_4(G).
d) zvýšení teploty ovlivňuje rovnovážnou konstantu.
e) zvýšení teploty snižuje množství CO_(G) .

Viz odpověď

Správná alternativa: d) zvýšení teploty ovlivňuje rovnovážnou konstantu.

Při zvyšování teploty bude ovlivněna přímá reakce, která je endotermická, protože k obnovení rovnováhy systém absorbuje energii a posune rovnováhu doprava.

Posunutím rovnováhy v přímém směru se zvyšuje množství vytvořených produktů.

Rovnovážná konstanta je přímo úměrná koncentraci produktů: čím větší je množství produktů, tím větší je hodnota konstanty.

Můžeme tedy pozorovat, že zvýšení teploty zvyšuje množství CO a H₂.

Zvýšení tlaku posune rovnováhu na reverzní reakci, protože rovnováha se posune směrem k nejnižšímu počtu molů. S tím množství CH₄ a H₂To je rozšířeno.

Použití katalyzátoru nenarušuje rovnovážnou konstantu a složení směsi. Jednat bude pouze tím, že se rovnováhy dosáhne rychleji.

3. (UFC) Při studiu působení jedovatého plynu COCl₂, používaný jako chemická zbraň, je proces rozkladu pozorován podle reakce:

Vycházeje z rovnovážné situace bylo přidáno 0,10 mol CO a systém po nějaké době dosáhl nové rovnovážné situace. Vyberte možnost, která označuje vztah nových rovnovážných koncentrací ke starým.

[COCl2]	[CO]	[Cl2]
The)	nové> staré	nové> staré	Nový
B)	nové> staré	nové> staré	nové> staré
C)	Nový	nové> staré	Nový
d)	nové> staré	Nový	Nový
a)	stejný	stejný	stejný

Viz odpověď

Správná alternativa:

[COCl2]	[CO]	[Cl2]
The)

Když je přidána nová látka, systém ji spotřebuje, aby obnovil rovnováhu, protože se zvýšila její koncentrace.

K této spotřebě dochází tak, že necháme látku reagovat s druhou sloučeninou, čímž vznikne více produktu.

Když tedy zvýšíme koncentraci CO, dojde ke spotřebě, ale ne do té míry, že se staneme nižší než koncentrace v počátečním stavu, protože k jeho spotřebě dojde společně s dalším součástka.

Již koncentrace Cl₂ bude menší než původní, protože musí reagovat s přidaným množstvím CO.

Spojením dvou látek se zvýšila koncentrace COCI₂, protože se jedná o vytvořený produkt.

Tyto změny chemické rovnováhy lze vidět na níže uvedeném grafu:

4. (UFV) Experimentální studie chemické reakce v rovnováze prokázala, že nárůst v teplota upřednostňovala tvorbu produktů, zatímco zvýšení tlaku upřednostňovalo tvorbu činidla. Na základě těchto informací a s vědomím, že A, B, C a D jsou plyny, označte alternativu, která představuje studovanou rovnici:

The)
B)
C)
d)
a)

Viz odpověď

Správná alternativa:

The)

Jak teplota stoupá, systém absorbuje teplo, aby obnovil rovnováhu, a tím upřednostňuje endotermickou reakci, jejíž ∆H je pozitivní.

Alternativy, které odpovídají podpoře tvorby produktů zvýšením teploty, jsou: a, b a d.

Když se však tlak zvýší, rovnováha se posune směrem k nejmenšímu objemu, tj. K objemu s nejmenším počtem molů.

Aby se reakce mohla pohybovat směrem k reaktantům, je nutné, aby tento směr reakce měl ve srovnání s produkty menší počet molů.

Toto je pozorováno pouze u první alternativy.

5. (UEMG) Následující rovnice představují systémy v rovnováze. Jaký je jediný systém, který se neposunuje změnou tlaku?

a) OS_{2 (g)} + 1/2 O._{2 (g)} ⇔ SO_3(G)
b) CO_{2 (g)} + H_{2 (g)} ⇔ CO_(G) + H₂Ó_(G)
c) Ne_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} ⇔ 2 NH_3(G)
d) 2 CO_{2 (g)} CO 2 CO_(G) + O._{2 (g)}

Viz odpověď

Správná alternativa: b) CO_{2 (g)} + H_{2 (g)} ⇔ CO_(G) + H₂Ó_(G)

Když systém změní celkový tlak, rovnováha se obnoví se změnou objemu.

Pokud se tlak zvýší, objem se zmenší a rovnováha se posune na nejmenší počet krtků.

Na druhou stranu, když tlak klesá, objem se zvětšuje a posouvá rovnováhu směrem k většímu počtu krtků.

Pokud však vznikne stejný počet molů reagujících látek a produktů, neexistuje způsob, jak posunout rovnováhu, protože objem se nemění.

Známe počet molů podle stechiometrických koeficientů vedle každé látky.

Vidíme to na alternativní rovnici

b) CO_{2 (g)} + H_{2 (g)} ⇔ CO_(G) + H₂Ó_(G)

kde 1 mol CO₂ reaguje s 1 molem H₂ za vzniku 1 mol CO a 1 mol H₂Ó.

V obou směrech reakce jsou 2 moly, takže změny tlaku nezmění objem.

Podívejte se na další otázky týkající se chemického rovnovážného posunu, s komentovaným rozlišením, v tomto seznamu jsme připravili: cvičení chemické rovnováhy.

Kdo byl Le Chatelier?