Der französische Chemiker Henri Louis Le Chatelier hat eines der bekanntesten Gesetze der Chemie geschaffen, das die Reaktion des chemischen Systems im Gleichgewicht bei einer Veränderung vorhersagt.
Mit den Ergebnissen seiner Studien formulierte er eine Verallgemeinerung für das chemische Gleichgewicht, die Folgendes aussagt:
"Wenn ein externer Faktor auf ein System im Gleichgewicht einwirkt, bewegt es sich, immer im Sinne einer Minimierung der Wirkung des angewendeten Faktors."
Wenn das Gleichgewicht eines chemischen Systems gestört ist, wirkt das System, um diese Störung zu minimieren und die Stabilität wiederherzustellen.
Daher bietet das System:
- ein anfänglicher Gleichgewichtszustand.
- ein "unausgeglichener" Zustand mit der Änderung eines Faktors.
- ein neuer Gleichgewichtszustand, der Veränderungen entgegensetzt.
Beispiele für externe Störungen, die das chemische Gleichgewicht beeinflussen können, sind:
| Faktor | Störung | Es ist gemacht |
|---|---|---|
| Konzentration | Erhöhen, ansteigen | Verbrauchen Sie die Substanz |
| Verringern | die Substanz wird hergestellt | |
| Druck | Erhöhen, ansteigen | Wechselt zum kleinsten Volumen |
| Verringern | Wechselt zur höchsten Lautstärke | |
| Temperatur | Erhöhen, ansteigen | Nimmt Wärme auf und verändert die Gleichgewichtskonstante |
| Verringern | Gibt Wärme ab und verändert die Gleichgewichtskonstante | |
| Katalysator | Gegenwart | Die Reaktion beschleunigt sich |
Dieses Prinzip ist für die chemische Industrie von großer Bedeutung, da die Reaktionen manipulierbar sind und die Prozesse effizienter und wirtschaftlicher machen.
Ein Beispiel dafür ist das von Fritz Haber entwickelte Verfahren, das nach dem Prinzip von Le Chatelier wirtschaftlich einen Weg zur Herstellung von Ammoniak aus Luftstickstoff geschaffen hat.
Als nächstes betrachten wir das chemische Gleichgewicht nach dem Chatelier-Gesetz und wie Störungen es verändern können.
mehr wissen über:
- Chemisches Gleichgewicht
- Ionengleichgewicht
- Säure-Basen-Indikatoren
Konzentrationseffekt
Wenn ein chemisches Gleichgewicht besteht, ist das System im Gleichgewicht.
Das Gleichgewichtssystem kann gestört werden, wenn:
- Wir erhöhen die Konzentration einer Komponente der Reaktion.
- Wir senken die Konzentration einer Komponente der Reaktion.
Wenn wir der chemischen Reaktion eine Substanz hinzufügen oder daraus entfernen, widersetzt sich das System der Veränderung, indem es mehr von dieser Verbindung verbraucht oder produziert, so dass das Gleichgewicht wiederhergestellt wird.
Die Konzentrationen der Reaktanten und Produkte ändern sich, um sich einem neuen Gleichgewicht anzupassen, aber die Gleichgewichtskonstante bleibt gleich.
Beispiel:
In Balance:
Die Reaktion hat eine höhere Produktkonzentration, denn an der blauen Farbe der Lösung sehen wir, dass der [CoCl-Komplex4]-2 überwiegt.
Wasser ist auch ein Produkt der direkten Reaktion und wenn wir seine Konzentration in der Lösung erhöhen, widersetzt sich das System der Veränderung, wodurch Wasser und der Komplex reagieren.
Das Gleichgewicht wird nach links verschoben, umgekehrte Reaktionsrichtung, und bewirkt, dass die Konzentration der Reaktanten ansteigt, wodurch sich die Farbe der Lösung ändert.
Einfluss der Temperatur
Das Gleichgewichtssystem kann gestört werden, wenn:
- Es kommt zu einer Erhöhung der Systemtemperatur.
- Die Systemtemperatur sinkt.
Wenn einem chemischen System Energie zugeführt oder entzogen wird, widersetzt sich das System der Veränderung, indem es Energie aufnimmt oder abgibt, so dass das Gleichgewicht wiederhergestellt wird.
Wenn das System die Temperatur variiert, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht wie folgt:
Durch die Temperaturerhöhung wird die endotherme Reaktion begünstigt und das System nimmt Wärme auf.
Auf der anderen Seite, wenn die Temperatur gesenkt wird, wird die exotherme Reaktion begünstigt und das System gibt Wärme ab.
Beispiel:
Im chemischen Gleichgewicht:
Wenn wir das Reagenzglas mit diesem System in einen Becher mit heißem Wasser stellen, erhöht sich die Temperatur des Systems und das Gleichgewicht verschiebt sich, wodurch mehr Produkte gebildet werden.
Dies liegt daran, dass die direkte Reaktion endotherm ist und das System durch die Aufnahme von Wärme wiederhergestellt wird.
Darüber hinaus ändern auch Temperaturschwankungen die Gleichgewichtskonstanten.
Druckwirkung
Das Gleichgewichtssystem kann gestört werden, wenn:
- Der Gesamtsystemdruck steigt.
- Der Gesamtsystemdruck nimmt ab.
Wenn wir den Druck eines chemischen Systems erhöhen oder verringern, widersetzt sich das System der Veränderung und verdrängt die Gleichgewicht im Sinne von geringerem bzw. größerem Volumen, verändert aber nicht die Gleichgewichtskonstante.
Wenn das System das Volumen variiert, minimiert es die Wirkung des angelegten Drucks wie folgt:
Je höher der auf das System ausgeübte Druck, desto kleiner wird das Volumen und das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der niedrigeren Molzahl.
Sinkt jedoch der Druck, dehnt sich das System aus, vergrößert das Volumen und die Reaktionsrichtung wird auf die mit der höchsten Molzahl verschoben.
Beispiel:
Unsere Körperzellen erhalten Sauerstoff durch das chemische Gleichgewicht:
Dieses System entsteht, wenn der Sauerstoff der Atemluft mit dem im Blut vorhandenen Hämoglobin in Kontakt kommt, wodurch Oxy-Hämoglobin entsteht, das den Sauerstoff trägt.
Wenn eine Person einen Berg erklimmt, ist die Menge und der Partialdruck von O. umso geringer, je höher die erreichte Höhe ist2 in der Luft.
Das Gleichgewicht, das Sauerstoff im Körper transportiert, verschiebt sich nach links und reduziert die Menge an Oxy-Hämoglobin, wodurch die von den Zellen aufgenommene Sauerstoffmenge beeinträchtigt wird.
Die Folge davon ist das Auftreten von Schwindel und Müdigkeit, die sogar zum Tod führen können.
Der Körper versucht zu reagieren, indem er mehr Hämoglobin produziert. Dies ist jedoch ein langsamer Vorgang, der eine Einstellung auf Höhe erfordert.
Daher sind die Menschen, die den Mount Everest besteigen können, diejenigen, die am besten für extreme Höhen geeignet sind.
Katalysatoren
Die Verwendung eines Katalysators beeinträchtigt die Reaktionsgeschwindigkeit sowohl bei der Direkt- als auch bei der Rückreaktion.
Damit eine Reaktion ablaufen kann, muss eine Mindestenergie erreicht werden, damit die Moleküle kollidieren und effektiv reagieren können.
Wenn der Katalysator in das chemische System eingefügt wird, verringert er diese Aktivierungsenergie, indem er einen aktivierten Komplex bildet und einen kürzeren Weg zum Erreichen des chemischen Gleichgewichts schafft.
Indem die Reaktionsgeschwindigkeiten gleichmäßig erhöht werden, verringert sich die Zeit, die benötigt wird, um das Gleichgewicht zu erreichen, wie in den folgenden Grafiken zu sehen ist:
Die Verwendung von Katalysatoren ändert jedoch weder die Reaktionsausbeute noch die Gleichgewichtskonstante, da sie die Zusammensetzung der Mischung nicht stört.
Ammoniaksynthese
Verbindungen auf Stickstoffbasis werden unter anderem in landwirtschaftlichen Düngemitteln, Sprengstoffen und Medikamenten häufig verwendet. Dadurch entstehen Millionen Tonnen Stickstoffverbindungen wie NH-Ammoniak3, NH-Ammoniumnitrat4BEI DER3 und Harnstoff H2NCONH2.
Aufgrund des weltweiten Bedarfs an Stickstoffverbindungen, hauptsächlich für landwirtschaftliche Aktivitäten, hat Chiles NaNO-Salpeter3, die Hauptquelle für stickstoffhaltige Verbindungen, wurde bis Anfang des 20. Jahrhunderts am häufigsten verwendet, aber natürlicher Salpeter konnte den aktuellen Bedarf nicht decken.
Interessant ist, dass atmosphärische Luft ein Gasgemisch ist, das zu mehr als 70 % aus Stickstoff N nitrogen besteht2. Aufgrund der Stabilität der Dreifachbindung es wird ein sehr schwieriger Prozess, diese Bindung aufzubrechen, um neue Verbindungen zu bilden.
Die Lösung dieses Problems wurde von dem deutschen Chemiker Fritz Haber vorgeschlagen. Die von Haber vorgeschlagene Synthese von Ammoniak bringt folgendes chemisches Gleichgewicht:
Für die industrielle Umsetzung wurde dieses Verfahren von Carl Bosch perfektioniert und ist das bisher am häufigsten eingesetzte Verfahren zur Gewinnung von Stickstoff aus der Luft mit Fokus auf die Gewinnung stickstoffhaltiger Verbindungen.
Nach dem Prinzip von Le Chatelier kann das chemische Gleichgewicht verbessert werden, wenn:
H. hinzufügen2 und bewirkt, dass sich das System der Änderung widersetzt und reagiert, um die Konzentration dieses Reaktanten zu verringern.
Somit ist H2 und nein2 sie werden gleichzeitig verbraucht, um mehr Produkt zu produzieren und einen neuen Gleichgewichtszustand zu schaffen.
Ebenso verschiebt sich das Gleichgewicht bei der Zugabe von mehr Stickstoff nach rechts.
Industriell verschiebt sich das Gleichgewicht durch die kontinuierliche Entfernung von NH3 des Systems durch selektive Verflüssigung, wodurch die Reaktionsausbeute erhöht wird, da das wiederherzustellende Gleichgewicht dazu neigt, mehr Produkt zu bilden.
Die Haber-Bosch-Synthese ist eine der wichtigsten Anwendungen chemischer Gleichgewichtsstudien.
Aufgrund der Relevanz dieser Synthese erhielt Haber 1918 den Nobelpreis für Chemie und Bosch 1931 den Preis.
Balance-Shift-Übungen
Nachdem Sie nun wissen, wie Sie die Veränderungen, die im chemischen Gleichgewicht auftreten können, interpretieren können, verwenden Sie diese vestibulären Fragen, um Ihr Wissen zu testen.
1. (UFPE) Die am besten geeigneten Antazida sollten solche sein, die den Säuregehalt im Magen nicht zu stark reduzieren. Wenn der Säureabbau zu stark ist, sondert der Magen überschüssige Säure ab. Dieser Effekt wird als „Säure-Rematch“ bezeichnet. Welche der folgenden Punkte können mit diesem Effekt in Verbindung gebracht werden?
a) Der Energieerhaltungssatz.
b) Das Pauli-Ausschlussprinzip.
c) Das Prinzip von Le Chatelier.
d) Das erste Prinzip der Thermodynamik.
e) Heisenbergsche Unschärferelation.
Richtige Alternative: c) Prinzip von Le Chatelier.
Antazida sind schwache Basen, die den pH-Wert des Magens erhöhen und folglich den Säuregehalt senken.
Der Säureabbau erfolgt durch Neutralisation der im Magen vorhandenen Salzsäure. Durch eine zu starke Reduzierung des Säuregehalts kann es jedoch zu einem Ungleichgewicht im Körper kommen, da der Magen in einer sauren Umgebung arbeitet.
Nach dem Prinzip von Le Chatelier wird, wenn ein Gleichgewichtssystem einer Störung ausgesetzt ist, dieser Änderung Widerstand entgegengesetzt, so dass das Gleichgewicht wiederhergestellt wird.
Auf diese Weise wird der Körper mehr Salzsäure produzieren, was den „Säure-Rematch“-Effekt erzeugt.
Die anderen in den Alternativen vorgestellten Prinzipien befassen sich mit:
a) Der Energieerhaltungssatz: Bei einer Reihe von Transformationen bleibt die Gesamtenergie des Systems erhalten.
b) Das Pauli-Ausschlussprinzip: In einem Atom können zwei Elektronen nicht die gleiche Menge von Quantenzahlen haben.
d) Das erste Prinzip der Thermodynamik: Die Variation der inneren Energie des Systems ist die Differenz zwischen der ausgetauschten Wärme und der geleisteten Arbeit.
e) Das Heisenbergsche Unschärfeprinzip: Es ist nicht möglich, die Geschwindigkeit und Position eines Elektrons zu einem bestimmten Zeitpunkt zu bestimmen.
Für das System im Gleichgewicht kann man richtig sagen:
a) die Anwesenheit eines Katalysators beeinflusst die Zusammensetzung der Mischung.
b) die Anwesenheit eines Katalysators beeinflusst die Gleichgewichtskonstante.
c) der Druckanstieg verringert die Menge an CH4(G).
d) die Temperaturerhöhung beeinflusst die Gleichgewichtskonstante.
e) die Temperaturerhöhung verringert die CO .-Menge(G) .
Richtige Alternative: d) Die Temperaturerhöhung beeinflusst die Gleichgewichtskonstante.
Wenn die Temperatur erhöht wird, wird die direkte Reaktion, die endotherm ist, beeinflusst, da das System zur Wiederherstellung des Gleichgewichts Energie aufnimmt und das Gleichgewicht nach rechts verschiebt.
Durch eine Verschiebung des Gleichgewichts in die direkte Richtung wird die Menge der geformten Produkte erhöht.
Die Gleichgewichtskonstante ist direkt proportional zur Produktkonzentration: Je größer die Produktmenge, desto größer der Wert der Konstanten.
Wir können dann beobachten, dass die Temperaturerhöhung die Menge an CO und H. erhöht2.
Die Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht zur Rückreaktion, da sich das Gleichgewicht in Richtung der niedrigsten Molzahl verschiebt. Damit ist die Menge an CH4 und H2Das wird ergänzt.
Die Verwendung von Katalysator beeinträchtigt die Gleichgewichtskonstante und die Zusammensetzung der Mischung nicht. Es wird nur dazu dienen, das Gleichgewicht schneller zu erreichen.
3. (UFC) Bei der Untersuchung der Wirkung von COCl-Giftgas2, als chemische Waffe verwendet, wird der Zersetzungsprozess nach der Reaktion beobachtet:
Ausgehend von einer Gleichgewichtssituation wurden 0.10 mol CO zugegeben und das System erreichte nach einiger Zeit eine neue Gleichgewichtssituation. Wählen Sie die Option, die angibt, wie sich die neuen Gleichgewichtskonzentrationen zu den alten verhalten.
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| Das) | neu > alt | neu > alt | Neu |
| B) | neu > alt | neu > alt | neu > alt |
| ç) | Neu | neu > alt | Neu |
| d) | neu > alt | Neu | Neu |
| und) | gleich | gleich | gleich |
Richtige Alternative:
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| Das) |
Wenn eine neue Substanz hinzugefügt wird, verbraucht das System diese Substanz, um das Gleichgewicht wiederherzustellen, da ihre Konzentration zugenommen hat.
Dieser Verbrauch erfolgt, indem die Substanz mit der anderen Verbindung reagiert und so mehr Produkt erzeugt wird.
Wenn wir die CO-Konzentration erhöhen, wird es daher zu einem Verbrauch kommen, aber nicht bis zu dem Punkt, an dem es wird niedriger als die Konzentration im Ausgangszustand, da sein Verbrauch zusammen mit einem anderen auftritt Komponente.
Bereits die Konzentration von Cl2 kleiner wird als die ursprüngliche, da sie mit der zugesetzten CO-Menge reagieren musste.
Ab der Verbindung der beiden Substanzen wurde die Konzentration von COCl erhöht2, da es sich um das gebildete Produkt handelt.
Diese Veränderungen des chemischen Gleichgewichts sind in der folgenden Grafik zu sehen:
4. (UFV) Die experimentelle Untersuchung einer chemischen Reaktion im Gleichgewicht zeigte, dass die Zunahme der Temperatur begünstigt die Bildung von Produkten, während der Druckanstieg die Bildung von begünstigt Reagenzien. Basierend auf diesen Informationen und in dem Wissen, dass A, B, C und D Gase sind, markieren Sie die Alternative, die die untersuchte Gleichung darstellt:
| Das) | ||
| B) | ||
| ç) | ||
| d) | ||
| und) |
Richtige Alternative:
| Das) |
Bei steigender Temperatur nimmt das System Wärme zur Wiederherstellung des Gleichgewichts auf und begünstigt damit die endotherme Reaktion, deren H positiv ist.
Die Alternativen, die der Begünstigung der Produktbildung durch Temperaturerhöhung entsprechen, sind: a, b und d.
Bei steigendem Druck verschiebt sich das Gleichgewicht jedoch in Richtung des kleinsten Volumens, also des mit der kleinsten Molzahl.
Damit die Reaktion in Richtung der Reaktionspartner geführt werden kann, ist es erforderlich, dass diese Reaktionsrichtung eine geringere Molzahl im Verhältnis zu den Produkten aufweist.
Dies wird nur bei der ersten Alternative beobachtet.
5. (UEMG) Die folgenden Gleichungen repräsentieren Systeme im Gleichgewicht. Was ist das einzige System, das sich bei Druckänderung nicht verschiebt?
a) Betriebssystem2(g) + 1/2 O2(g) SO3(G)
b) CO2(g) + H2(g) ⇔ CO(G) + H2Ö(G)
c) Nein2(g) + 3 H2(g) ⇔ 2 NH3(G)
d) 2 CO2(g) ⇔ 2 CO(G) + Aus2(g)
Richtige Alternative: b) CO2(g) + H2(g) ⇔ CO(G) + H2Ö(G)
Wenn ein System den Gesamtdruck ändert, wird das Gleichgewicht mit der Volumenänderung wieder hergestellt.
Steigt der Druck, nimmt das Volumen ab und verschiebt das Gleichgewicht auf die kleinste Molzahl.
Auf der anderen Seite nimmt das Volumen zu, wenn der Druck abnimmt, wodurch sich das Gleichgewicht in Richtung einer größeren Molzahl verschiebt.
Wenn jedoch die gleiche Molzahl an reagierenden Stoffen und Produkten gebildet wird, gibt es keine Möglichkeit, das Gleichgewicht zu verschieben, da sich das Volumen nicht ändert.
Wir kennen die Molzahl durch die stöchiometrischen Koeffizienten neben jeder Substanz.
Wir können dies in der alternativen Gleichung sehen
b) CO2(g) + H2(g) ⇔ CO(G) + H2Ö(G)
wobei 1 Mol CO2 reagiert mit 1 Mol H2 um 1 mol CO und 1 mol H. zu bilden2Ö.
In beiden Reaktionsrichtungen sind 2 Mol vorhanden, Druckänderungen würden also das Volumen nicht ändern.
Weitere Fragen zur Verschiebung des chemischen Gleichgewichts mit kommentierter Auflösung finden Sie in dieser Liste, die wir vorbereitet haben: Übungen zum chemischen Gleichgewicht.
Wer war Le Chatelier?
