Den franske kjemikeren Henri Louis Le Chatelier skapte en av de mest kjente kjemilovene som forutsier responsen til det kjemiske systemet i likevekt når de utsettes for en endring.
Med resultatene av studiene formulerte han en generalisering for kjemisk likevekt som sier følgende:
"Når en ekstern faktor virker på et system i likevekt, beveger den seg, alltid i den forstand at det minimerer virkningen av den anvendte faktoren."
Når balansen i et kjemisk system forstyrres, virker systemet for å minimere denne forstyrrelsen og gjenopprette stabiliteten.
Derfor presenterer systemet:
- en innledende likevektstilstand.
- en "ubalansert" tilstand med endring av en faktor.
- en ny likevektstilstand som motarbeider endring.
Eksempler på eksterne forstyrrelser som kan påvirke kjemisk balanse er:
| Faktor | Forstyrrelse | Den er laget |
|---|---|---|
| Konsentrasjon | Øke | Bruk stoffet |
| Avta | stoffet er produsert | |
| Press | Øke | Flytter til minste volum |
| Avta | Flytter til høyeste volum | |
| Temperatur | Øke | Absorberer varme og endrer likevektskonstanten |
| Avta | Frigjør varme og endrer likevektskonstanten | |
| Katalysator | Tilstedeværelse | Reaksjonen får fart |
Dette prinsippet er av stor betydning for den kjemiske industrien, da reaksjonene kan manipuleres og gjøre prosessene mer effektive og økonomiske.
Et eksempel på dette er prosessen utviklet av Fritz Haber, som, ved å bruke Le Chateliers prinsipp, økonomisk skapte en rute for produksjon av ammoniakk fra atmosfærisk nitrogen.
Deretter skal vi se på kjemisk likevekt i henhold til Chateliers lov og hvordan forstyrrelser kan endre den.
vite mer om:
- Kjemisk balanse
- Jonisk balanse
- Syrebasisindikatorer
Konsentrasjonseffekt
Når det er en kjemisk balanse, er systemet balansert.
Systemet i likevekt kan lide forstyrrelser når:
- Vi øker konsentrasjonen av en komponent av reaksjonen.
- Vi senker konsentrasjonen av en komponent av reaksjonen.
Når vi legger til eller fjerner et stoff fra den kjemiske reaksjonen, motarbeider systemet endringen, konsumerer eller produserer mer av den forbindelsen, slik at balansen gjenopprettes.
Konsentrasjonene av reaktanter og produkter endres for å tilpasse seg en ny likevekt, men likevektskonstanten forblir den samme.
Eksempel:
På balanse:
Reaksjonen har en høyere konsentrasjon av produkter, fordi vi ved den blå fargen på løsningen ser at [CoCl-komplekset4]-2 dominerer.
Vann er også et produkt av den direkte reaksjonen, og når vi øker konsentrasjonen i løsningen, motarbeider systemet forandringen og får vannet og komplekset til å reagere.
Likevekten forskyves til venstre, omvendt reaksjonsretning, og får konsentrasjonen av reaktanter til å øke, og endrer fargen på løsningen.
Effekt av temperatur
Systemet i likevekt kan lide forstyrrelser når:
- Det er en økning i systemtemperaturen.
- Det er en reduksjon i systemtemperaturen.
Når du legger til eller fjerner energi fra et kjemisk system, motarbeider systemet endringen, absorberer eller frigjør energi slik at balansen gjenopprettes.
Når systemet varierer temperaturen, forskyves den kjemiske balansen som følger:
Ved å øke temperaturen foretrekkes den endotermiske reaksjonen og systemet absorberer varme.
På den annen side, når temperaturen senkes, foretrekkes den eksoterme reaksjonen og systemet frigjør varme.
Eksempel:
I kjemisk balanse:
Når vi plasserer prøverøret som inneholder dette systemet i et beger med varmt vann, øker temperaturen i systemet og likevekten skifter og danner flere produkter.
Dette er fordi den direkte reaksjonen er endoterm, og systemet vil bli gjenopprettet ved å absorbere varme.
Videre endrer temperaturvariasjoner også likevektskonstantene.
trykkeffekt
Systemet i likevekt kan lide forstyrrelser når:
- Det er en økning i totalt systemtrykk.
- Det er en reduksjon i totalt systemtrykk.
Når vi øker eller reduserer trykket i et kjemisk system, motarbeider systemet endringen og fortrenger balanse i betydningen henholdsvis mindre eller større volum, men endrer ikke likevektskonstanten.
Når systemet varierer volumet, minimerer det virkningen av det påførte trykket, som følger:
Jo større trykk som påføres systemet, vil det være en sammentrekning av volumet og likevekten skifter mot det lavere antall mol.
Imidlertid, hvis trykket synker, utvides systemet, og øker volumet og reaksjonsretningen forskyves til den med høyest antall mol.
Eksempel:
Kroppens celler mottar oksygen gjennom kjemisk balanse:
Dette systemet opprettes når oksygenet i luften vi puster inn, kommer i kontakt med hemoglobinet i blodet, og gir oksy-hemoglobin som fører oksygenet.
Når en person klatrer et fjell, jo høyere høyden er nådd, desto lavere mengde og delvis trykk av O2 opp i luften.
Balansen som fører oksygen i kroppen skifter til venstre og reduserer mengden oksy-hemoglobin, noe som kompromitterer mengden oksygen som cellene mottar.
Resultatet av dette er utseendet på svimmelhet og tretthet, som til og med kan føre til døden.
Kroppen prøver å reagere ved å produsere mer hemoglobin. Dette er imidlertid en langsom prosess som krever innstilling i høyden.
Derfor er menneskene som kan bestige Mount Everest de som er best egnet til ekstrem høyde.
Katalysatorer
Bruken av en katalysator forstyrrer reaksjonshastigheten, både i direkte og i omvendt reaksjon.
For at en reaksjon skal skje, er det nødvendig å nå et minimumsenergi for at molekylene skal kollidere og reagere effektivt.
Katalysatoren, når den settes inn i det kjemiske systemet, virker ved å redusere denne aktiveringsenergien ved å danne et aktivert kompleks og skape en kortere vei for å nå kjemisk balanse.
Ved å øke reaksjonshastighetene likt, reduserer det tiden som trengs for å oppnå likevekt, som det fremgår av de følgende grafene:
Imidlertid endrer ikke bruken av katalysatorer reaksjonsutbyttet eller likevektskonstanten fordi det ikke forstyrrer blandingen.
ammoniakk syntese
Nitrogenbaserte forbindelser er mye brukt i jordbruksgjødsel, eksplosiver, medisiner, blant andre. På grunn av dette faktum produseres millioner av tonn nitrogenforbindelser, som NH ammoniakk3, NH-ammoniumnitrat4PÅ3 og urea H2NCONH2.
På grunn av den verdensomspennende etterspørselen etter nitrogenforbindelser, hovedsakelig for landbruksaktiviteter, Chiles NaNO saltpeter3, den viktigste kilden til nitrogenholdige forbindelser, var den mest brukte til begynnelsen av 1900-tallet, men naturlig salpeter ville ikke være i stand til å dekke den nåværende etterspørselen.
Det er interessant å merke seg at atmosfærisk luft er en blanding av gasser, sammensatt av mer enn 70% nitrogen N2. Imidlertid på grunn av stabiliteten til trippelbindingen det blir en veldig vanskelig prosess å bryte denne bindingen for å danne nye forbindelser.
Løsningen på dette problemet ble foreslått av den tyske kjemikeren Fritz Haber. Syntesen av ammoniakk foreslått av Haber gir følgende kjemiske balanse:
For å bli implementert industrielt ble denne prosessen perfeksjonert av Carl Bosch og er den hittil mest brukte for å fange nitrogen fra luften med fokus på å skaffe nitrogenholdige forbindelser.
Ved å bruke Le Chateliers prinsipp kan den kjemiske balansen økes når:
Legg til H2 og får systemet til å motsette seg endringen og reagere for å senke konsentrasjonen av den reaktanten.
Dermed har H2 og nei2 de forbrukes samtidig for å produsere mer produkt og skape en ny likevektstilstand.
Når balansen tilsettes mer nitrogen, skifter balansen til høyre.
Industrielt er balansen forskjøvet ved kontinuerlig fjerning av NH3 av systemet gjennom selektiv fortetting, noe som øker reaksjonsutbyttet, ettersom balansen som skal re-etableres, har en tendens til å danne mer produkt.
Haber-Bosch syntese er en av de viktigste anvendelsene av kjemiske likevektsstudier.
På grunn av relevansen av denne syntesen mottok Haber Nobelprisen i kjemi i 1918, og Bosch ble tildelt prisen i 1931.
Balanse skift øvelser
Nå som du vet hvordan du skal tolke endringene som kan oppstå i kjemisk balanse, kan du bruke disse vestibulære spørsmålene for å teste din kunnskap.
1. (UFPE) De mest egnede antacida bør være de som ikke reduserer surheten i magen for mye. Når reduksjonen i surhet er for stor, skiller magen ut overflødig syre. Denne effekten er kjent som "acid rematch". Hvilke av elementene nedenfor kan assosieres med denne effekten?
a) Loven om energibesparelse.
b) Prinsippet om utelukkelse av Pauli.
c) Prinsippet til Le Chatelier.
d) Det første prinsippet for termodynamikk.
e) Heisenbergs usikkerhetsprinsipp.
Riktig alternativ: c) Le Chateliers prinsipp.
Antacida er svake baser som virker ved å øke pH i magen og dermed redusere surheten.
Reduksjonen i surhet skjer ved å nøytralisere saltsyren som er tilstede i magen. Imidlertid, ved å redusere surheten for mye, kan det skape en ubalanse i kroppen, ettersom magen fungerer i et surt miljø.
Som sagt av Le Chateliers prinsipp, når et system i likevekt utsettes for en forstyrrelse, vil det være motstand mot denne endringen slik at likevekten blir reetablert.
På denne måten vil kroppen produsere mer saltsyre som produserer “syre-omkamp” -effekten.
De andre prinsippene som presenteres i alternativene handler om:
a) Loven om energibesparelse: i en serie transformasjoner konserveres den totale energien i systemet.
b) Pauli-utelukkelsesprinsippet: i et atom kan to elektroner ikke ha samme sett med kvantetall.
d) Det første prinsippet for termodynamikk: variasjonen av systemets indre energi er forskjellen mellom varmeutveksling og utført arbeid.
e) Heisenberg Usikkerhetsprinsipp: det er ikke mulig å bestemme hastigheten og posisjonen til et elektron på et gitt øyeblikk.
Når det gjelder systemet i likevekt, kan det med rette sies at:
a) tilstedeværelsen av en katalysator påvirker blandingen av blandingen.
b) tilstedeværelsen av en katalysator påvirker likevektskonstanten.
c) økningen i trykk reduserer mengden CH4(g).
d) økningen i temperatur påvirker likevektskonstanten.
e) temperaturøkningen reduserer mengden CO(g) .
Riktig alternativ: d) temperaturøkningen påvirker likevektskonstanten.
Når du hever temperaturen, vil den direkte reaksjonen, som er endoterm, påvirkes, for å gjenopprette balansen vil systemet absorbere energi og flytte balansen til høyre.
Ved å flytte balansen i direkte retning økes mengden av dannede produkter.
Likevektskonstanten er direkte proporsjonal med konsentrasjonen av produkter: jo større mengde produkter, jo større er verdien av konstanten.
Vi kan da observere at temperaturøkningen øker mengden CO og H2.
Økningen i trykk skifter likevekten til omvendt reaksjon, ettersom likevekten skifter mot det laveste antall mol. Med det, mengden CH4 og H2Den er forstørret.
Bruk av katalysator forstyrrer ikke likevektskonstanten og blandingen av blandingen. Det vil bare handle for å gjøre balansen raskere oppnådd.
3. (UFC) I studien av virkningen av COCl-giftgass2, brukt som et kjemisk våpen, observeres nedbrytningsprosessen i henhold til reaksjonen:
Med utgangspunkt i en likevektssituasjon ble 0,10 mol CO tilsatt, og systemet nådde etter en tid en ny likevektssituasjon. Velg alternativet som indikerer hvordan de nye likevektskonsentrasjonene er relatert til de gamle.
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| De) | ny> gammel | ny> gammel | ny |
| B) | ny> gammel | ny> gammel | ny> gammel |
| ç) | ny | ny> gammel | ny |
| d) | ny> gammel | ny | ny |
| og) | samme | samme | samme |
Riktig alternativ:
| [COCl2] | [CO] | [Cl2] | |
| De) |
Når et nytt stoff tilsettes, forbruker systemet stoffet for å gjenopprette balansen ettersom konsentrasjonen har økt.
Dette forbruket skjer ved å få stoffet til å reagere med den andre forbindelsen, og dermed skape mer produkt.
Derfor, når vi øker konsentrasjonen av CO, vil det være forbruk, men ikke til det punktet å bli lavere enn konsentrasjonen i opprinnelig tilstand, da forbruket vil skje sammen med en annen komponent.
Allerede konsentrasjonen av Cl2 blir mindre enn den opprinnelige, da den måtte reagere med mengden CO tilsatt.
Fra krysset mellom de to stoffene ble COCl-konsentrasjonen økt2, ettersom det er det produkt som dannes.
Disse endringene i kjemisk balanse kan sees i grafen nedenfor:
4. (UFV) Den eksperimentelle studien av en kjemisk reaksjon i likevekt viste at økningen i temperatur favoriserte dannelsen av produkter, mens økningen i trykk favoriserte dannelsen av reagenser. Basert på denne informasjonen, og å vite at A, B, C og D er gasser, merker du alternativet som representerer den studerte ligningen:
| De) | ||
| B) | ||
| ç) | ||
| d) | ||
| og) |
Riktig alternativ:
| De) |
Når temperaturen øker, absorberer systemet varme for å gjenopprette balanse og favoriserer med den endotermiske reaksjonen, hvis ∆H er positiv.
Alternativene som tilsvarer å favorisere dannelsen av produkter ved å øke temperaturen er: a, b og d.
Men når trykket øker, skifter likevekten mot det minste volumet, det vil si den med det minste antall mol.
For at reaksjonen skal beveges mot reaktantene, er det nødvendig at denne reaksjonsretningen har et mindre antall mol i forhold til produktene.
Dette observeres bare i det første alternativet.
5. (UEMG) Følgende ligninger representerer systemer i likevekt. Hva er det eneste systemet som ikke skifter etter trykkendring?
a) OS2 (g) + 1/2 O2 (g) ⇔ SÅ3(g)
b) CO2 (g) + H2 (g) ⇔ CO(g) + H2O(g)
c) Nei2 (g) + 3 H2 (g) NH 2 NH3(g)
d) 2 CO2 (g) CO 2 CO(g) + O2 (g)
Riktig alternativ: b) CO2 (g) + H2 (g) ⇔ CO(g) + H2O(g)
Når et system endrer totaltrykk, blir balansen gjenopprettet med volumendringen.
Hvis trykket øker, reduseres volumet og skifter likevekt til det minste antall mol.
På den annen side, når trykket synker, øker volumet og skifter balansen i betydningen større mol.
Men når det dannes like mange mol reagerende stoffer og produkter, er det ingen måte å forandre likevekten, siden volumet ikke endres.
Vi vet antall mol etter de støkiometriske koeffisientene ved siden av hvert stoff.
Vi kan se dette i den alternative ligningen
b) CO2 (g) + H2 (g) ⇔ CO(g) + H2O(g)
hvor 1 mol CO2 reagerer med 1 mol H2 for å danne 1 mol CO og 1 mol H2O.
I begge reaksjonsretninger er det 2 mol, så trykkendringer vil ikke endre volumet.
Sjekk ut flere spørsmål om kjemisk likevektsforskyvning, med kommentert oppløsning, i denne listen vi har utarbeidet: kjemisk balanseøvelser.
Hvem var Le Chatelier?
