Francuski chemik Henri Louis Le Chatelier stworzył jedno z najbardziej znanych praw chemicznych, które przewiduje reakcję układu chemicznego w równowadze po wystawieniu na zmianę.
Na podstawie wyników swoich badań sformułował uogólnienie równowagi chemicznej, które stwierdza, co następuje:
„Kiedy czynnik zewnętrzny działa na układ w równowadze, porusza się, zawsze w sensie minimalizacji działania zastosowanego czynnika”.
Gdy równowaga systemu chemicznego jest zaburzona, system działa w celu zminimalizowania tego zakłócenia i przywrócenia stabilności.
Dlatego system prezentuje:
- początkowy stan równowagi.
- stan „niezrównoważony” ze zmianą czynnika.
- nowy stan równowagi, który przeciwstawia się zmianom.
Przykłady zewnętrznych zakłóceń, które mogą wpływać na równowagę chemiczną to:
| Czynnik | Niepokojenie | To jest zrobione |
|---|---|---|
| Stężenie | Zwiększać | Zużyj substancję |
| Zmniejszać | substancja jest produkowana | |
| Nacisk | Zwiększać | Przechodzi do najmniejszej głośności |
| Zmniejszać | Przechodzi do najwyższej głośności | |
| Temperatura | Zwiększać | Pochłania ciepło i zmienia stałą równowagi |
| Zmniejszać | Uwalnia ciepło i zmienia stałą równowagi | |
| Katalizator | Obecność | Reakcja przyspiesza |
Ta zasada ma ogromne znaczenie dla przemysłu chemicznego, ponieważ reakcjami można manipulować i czynić procesy bardziej wydajnymi i ekonomicznymi.
Przykładem tego jest proces opracowany przez Fritza Habera, który korzystając z zasady Le Chateliera, ekonomicznie stworzył drogę do produkcji amoniaku z azotu atmosferycznego.
Następnie przyjrzymy się równowadze chemicznej zgodnie z prawem Chateliera i temu, jak zaburzenia mogą ją zmienić.
dowiedz się więcej o:
- Bilans chemiczny
- Równowaga jonowa
- Wskaźniki kwasowo-zasadowe
Efekt koncentracji
Gdy istnieje równowaga chemiczna, system jest zrównoważony.
System w równowadze może ulec zakłóceniu, gdy:
- Zwiększamy stężenie składnika reakcji.
- Obniżamy stężenie składnika reakcji.
Kiedy dodajemy lub usuwamy substancję z reakcji chemicznej, system sprzeciwia się zmianie, zużywając lub produkując więcej tego związku, aby przywrócić równowagę.
Stężenia reagentów i produktów zmieniają się, aby dostosować się do nowej równowagi, ale stała równowagi pozostaje taka sama.
Przykład:
W równowadze:
Reakcja ma wyższe stężenie produktów, ponieważ po niebieskim zabarwieniu roztworu widzimy, że [kompleks CoCl4]-2 dominuje.
Woda jest również produktem reakcji bezpośredniej i gdy zwiększamy jej stężenie w roztworze, system przeciwstawia się zmianie, powodując reakcję wody i kompleksu.
Równowaga przesuwa się w lewo, odwracając kierunek reakcji i powoduje wzrost stężenia reagentów, zmieniając kolor roztworu.
Wpływ temperatury
System w równowadze może ulec zakłóceniu, gdy:
- Nastąpił wzrost temperatury systemu.
- Nastąpił spadek temperatury systemu.
Dodając lub usuwając energię z systemu chemicznego, system przeciwstawia się zmianie, absorbując lub uwalniając energię, aby przywrócić równowagę.
Gdy system zmienia temperaturę, równowaga chemiczna zmienia się w następujący sposób:
Podwyższenie temperatury sprzyja reakcji endotermicznej i system pochłania ciepło.
Z drugiej strony, gdy temperatura jest obniżana, faworyzowana jest reakcja egzotermiczna i system uwalnia ciepło.
Przykład:
W bilansie chemicznym:
Kiedy umieścimy probówkę zawierającą ten układ w zlewce z gorącą wodą, temperatura układu wzrasta, a równowaga przesuwa się, tworząc więcej produktów.
Dzieje się tak, ponieważ bezpośrednia reakcja jest endotermiczna, a system zostanie przywrócony przez pochłanianie ciepła.
Ponadto zmiany temperatury zmieniają również stałe równowagi.
efekt ciśnienia
System w równowadze może ulec zakłóceniu, gdy:
- Nastąpił wzrost całkowitego ciśnienia w układzie.
- Następuje spadek całkowitego ciśnienia w układzie.
Kiedy zwiększamy lub zmniejszamy ciśnienie w układzie chemicznym, układ przeciwstawia się zmianie, wypierając równowaga w sensie odpowiednio mniejszej lub większej objętości, ale nie zmienia stałej równowagi.
Gdy system zmienia objętość, minimalizuje działanie przyłożonego ciśnienia w następujący sposób:
Im większe ciśnienie przyłożone do układu, tym zmniejszy się objętość, a równowaga przesunie się w kierunku mniejszej liczby moli.
Jednak wraz ze spadkiem ciśnienia układ rozszerza się, zwiększając objętość i przesuwając kierunek reakcji na ten z największą liczbą moli.
Przykład:
Komórki naszego organizmu otrzymują tlen poprzez równowagę chemiczną:
System ten powstaje, gdy tlen w powietrzu, którym oddychamy, wchodzi w kontakt z hemoglobiną obecną we krwi, powodując powstanie oksyhemoglobiny, która przenosi tlen.
Kiedy osoba wspina się na górę, im wyższa osiągnięta wysokość, tym mniejsza ilość i ciśnienie cząstkowe O2 w powietrzu.
Równowaga, która przenosi tlen w organizmie, przesuwa się w lewo i zmniejsza ilość oksyhemoglobiny, obniżając ilość tlenu odbieranego przez komórki.
Skutkiem tego jest pojawienie się zawrotów głowy i zmęczenia, które mogą nawet doprowadzić do śmierci.
Organizm próbuje zareagować, produkując więcej hemoglobiny. Jest to jednak proces powolny, wymagający ustawienia na wysokości.
Dlatego osoby, które mogą wspiąć się na Mount Everest, najlepiej nadają się na ekstremalne wysokości.
Katalizatory
Zastosowanie katalizatora wpływa na szybkość reakcji, zarówno w reakcji bezpośredniej, jak i odwrotnej.
Aby zaszła reakcja, konieczne jest osiągnięcie minimalnej energii, aby cząsteczki zderzyły się i skutecznie zareagowały.
Katalizator po wprowadzeniu do układu chemicznego działa poprzez zmniejszenie tej energii aktywacji, tworząc aktywowany kompleks i tworząc krótszą drogę do osiągnięcia równowagi chemicznej.
Zwiększając jednakowo szybkości reakcji, skraca czas potrzebny do osiągnięcia równowagi, co widać na poniższych wykresach:
Jednak zastosowanie katalizatorów nie zmienia wydajności reakcji ani stałej równowagi, ponieważ nie ingeruje w skład mieszaniny.
synteza amoniaku
Związki na bazie azotu są szeroko stosowane m.in. w nawozach rolniczych, materiałach wybuchowych, lekach. Dzięki temu powstają miliony ton związków azotowych, takich jak amoniak NH3, azotan amonu NH4NA3 i mocznik H2NCONH2.
Ze względu na światowe zapotrzebowanie na związki azotu, głównie do działalności rolniczej, chilijska saletra NaNO3, główne źródło związków azotowych, było najczęściej wykorzystywane do początku XX wieku, ale naturalna saletra nie byłaby w stanie zaspokoić obecnego zapotrzebowania.
Warto zauważyć, że powietrze atmosferyczne jest mieszaniną gazów składającą się w ponad 70% z azotu N2. Jednak ze względu na stabilność wiązania potrójnego bardzo trudnym procesem staje się zerwanie tego wiązania w celu utworzenia nowych związków.
Rozwiązanie tego problemu zaproponował niemiecki chemik Fritz Haber. Proponowana przez Habera synteza amoniaku przynosi następujący bilans chemiczny:
W celu wdrożenia przemysłowego proces ten został udoskonalony przez Carla Boscha i jest jak dotąd najczęściej używany do wychwytywania azotu z powietrza, skupiając się na otrzymywaniu związków azotu.
Stosując zasadę Le Chateliera, równowagę chemiczną można zwiększyć, gdy:
Dodaj H2 i powoduje, że system sprzeciwia się zmianie i reaguje na obniżenie stężenia tego reagenta.
Tak więc H2 i nie2 są zużywane jednocześnie, aby wytworzyć więcej produktu i stworzyć nowy stan równowagi.
Podobnie, dodając więcej azotu, równowaga przesuwa się w prawo.
W przemyśle równowaga jest przesunięta przez ciągłe usuwanie NH3 układu poprzez selektywne upłynnianie, zwiększając wydajność reakcji, ponieważ przywrócona równowaga ma tendencję do tworzenia większej ilości produktu.
Synteza Habera-Boscha jest jednym z najważniejszych zastosowań badań równowagi chemicznej.
Ze względu na trafność tej syntezy Haber otrzymał Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii w 1918 roku, a Bosch otrzymał Nagrodę w 1931 roku.
Ćwiczenia na zmianę równowagi
Teraz, gdy już wiesz, jak interpretować zmiany, które mogą wystąpić w równowadze chemicznej, skorzystaj z tych pytań przedsionkowych, aby sprawdzić swoją wiedzę.
1. (UFPE) Najbardziej odpowiednie środki zobojętniające kwas powinny być takie, które nie zmniejszają zbytnio kwasowości żołądka. Gdy redukcja kwasowości jest zbyt duża, żołądek wydziela nadmiar kwasu. Ten efekt jest znany jako „rewanż kwasowy”. Który z poniższych elementów może być powiązany z tym efektem?
a) Prawo zachowania energii.
b) Zasada wykluczenia Pauliego.
c) Zasada Le Chatelier.
d) Pierwsza zasada termodynamiki.
e) Zasada nieoznaczoności Heisenberga.
Prawidłowa alternatywa: c) Zasada Le Chateliera.
Leki zobojętniające sok żołądkowy to słabe zasady, które działają zwiększając pH żołądka, a co za tym idzie obniżając kwasowość.
Spadek kwasowości następuje poprzez neutralizację kwasu solnego obecnego w żołądku. Jednak zbytnie zmniejszenie kwasowości może spowodować brak równowagi w organizmie, ponieważ żołądek pracuje w kwaśnym środowisku.
Jak stwierdza zasada Le Chateliera, kiedy układ równowagi zostanie wystawiony na zakłócenie, pojawi się sprzeciw wobec tej zmiany, tak że równowaga zostanie przywrócona.
W ten sposób organizm wyprodukuje więcej kwasu solnego, wywołując efekt „rewanżu kwasu”.
Pozostałe zasady przedstawione w alternatywach dotyczą:
a) Prawo zachowania energii: w serii przekształceń zachowana jest całkowita energia układu.
b) Zasada wykluczania Pauliego: w atomie dwa elektrony nie mogą mieć tego samego zestawu liczb kwantowych.
d) Pierwsza zasada termodynamiki: zmienność energii wewnętrznej układu jest różnicą pomiędzy wymianą ciepła a wykonywaną pracą.
e) Zasada nieoznaczoności Heisenberga: nie jest możliwe określenie prędkości i położenia elektronu w dowolnym momencie.
Odnośnie układu w równowadze można słusznie stwierdzić, że:
a) obecność katalizatora wpływa na skład mieszaniny.
b) obecność katalizatora wpływa na stałą równowagi.
c) wzrost ciśnienia zmniejsza ilość CH4(sol).
d) wzrost temperatury wpływa na stałą równowagi.
e) wzrost temperatury zmniejsza ilość CO(sol) .
Prawidłowa alternatywa: d) wzrost temperatury wpływa na stałą równowagi.
Podniesienie temperatury wpłynie na reakcję bezpośrednią, która jest endotermiczna, ponieważ aby przywrócić równowagę, system pochłonie energię i przesunie równowagę w prawo.
Przesuwając równowagę w kierunku bezpośrednim, zwiększa się ilość formowanych produktów.
Stała równowagi jest wprost proporcjonalna do stężenia produktów: im większa ilość produktów, tym większa wartość stałej.
Możemy więc zaobserwować, że wzrost temperatury zwiększa ilość CO i H2.
Wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w kierunku reakcji odwrotnej, ponieważ równowaga przesuwa się w kierunku najmniejszej liczby moli. Dzięki temu ilość CH4 i H2Jest rozszerzona.
Zastosowanie katalizatora nie zakłóca stałej równowagi i składu mieszaniny. Będzie działać tylko w celu szybszego osiągnięcia równowagi.
3. (UFC) W badaniu działania trującego gazu COCl2, używany jako broń chemiczna, proces rozkładu obserwuje się zgodnie z reakcją:
Wychodząc od stanu równowagi dodano 0,10 mola CO i po pewnym czasie układ osiągnął nową sytuację równowagi. Wybierz opcję, która wskazuje, w jaki sposób nowe stężenia równowagi są powiązane ze starymi.
| [COCl2] | [WSPÓŁ] | [Cl2] | |
| ) | nowy > stary | nowy > stary | Nowy |
| B) | nowy > stary | nowy > stary | nowy > stary |
| do) | Nowy | nowy > stary | Nowy |
| re) | nowy > stary | Nowy | Nowy |
| i) | podobnie | podobnie | podobnie |
Prawidłowa alternatywa:
| [COCl2] | [WSPÓŁ] | [Cl2] | |
| ) |
Kiedy dodaje się nową substancję, system zużywa tę substancję, aby przywrócić równowagę, ponieważ jej stężenie wzrosło.
To zużycie następuje poprzez reakcję substancji z innym związkiem, tworząc w ten sposób więcej produktu.
Dlatego, gdy zwiększymy stężenie CO, nastąpi konsumpcja, ale nie do momentu, w którym stanie się niższe niż stężenie w stanie początkowym, gdyż jego zużycie będzie następowało razem z innym składnik.
Już stężenie Cl2 staje się mniejsza niż początkowa, ponieważ musiała reagować z ilością dodanego CO.
Od połączenia dwóch substancji zwiększono stężenie COCl2, ponieważ jest to wytworzony produkt.
Te zmiany w równowadze chemicznej można zobaczyć na poniższym wykresie:
4. (UFV) Eksperymentalne badanie reakcji chemicznej w równowadze wykazało, że wzrost temperatura sprzyjała powstawaniu produktów, natomiast wzrost ciśnienia sprzyjał powstawaniu odczynniki. Na podstawie tych informacji i wiedząc, że A, B, C i D są gazami, zaznacz alternatywę reprezentującą badane równanie:
| ) | ||
| B) | ||
| do) | ||
| re) | ||
| i) |
Prawidłowa alternatywa:
| ) |
Wraz ze wzrostem temperatury system pochłania ciepło, aby przywrócić równowagę, a tym samym sprzyja reakcji endotermicznej, której ∆H jest dodatnie.
Alternatywy, które odpowiadają sprzyjaniu powstawaniu produktów poprzez podwyższanie temperatury, to: a, b i d.
Jednak wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku najmniejszej objętości, czyli takiej z najmniejszą liczbą moli.
Aby reakcja przebiegała w kierunku reagentów, konieczne jest, aby ten kierunek reakcji miał mniejszą liczbę moli w stosunku do produktów.
Jest to obserwowane tylko w pierwszej alternatywie.
5. (UEMG) Poniższe równania reprezentują układy w równowadze. Jaki jest jedyny system, który nie przesuwa się pod wpływem zmiany ciśnienia?
a) OS2(g) + 1/2 O2(g) TAK3(sol)
b) CO2(g) + H2(g) CO(sol) + H2O(sol)
c) Nie2(g) + 3 godz2(g) ⇔ 2 NH3(sol)
d) 2 CO2(g) ⇔ 2 CO(sol) + O2(g)
Prawidłowa alternatywa: b) CO2(g) + H2(g) CO(sol) + H2O(sol)
Kiedy system zmienia całkowite ciśnienie, równowaga zostaje przywrócona wraz ze zmianą objętości.
Wraz ze wzrostem ciśnienia zmniejsza się objętość, przesuwając równowagę do najmniejszej liczby moli.
Z drugiej strony, gdy ciśnienie spada, zwiększa się objętość, przesuwając równowagę w kierunku większej liczby moli.
Ale gdy jest taka sama liczba moli reagujących substancji i produktów, nie ma możliwości przesunięcia równowagi, ponieważ objętość się nie zmienia.
Znamy liczbę moli ze współczynników stechiometrycznych przy każdej substancji.
Możemy to zobaczyć w równaniu alternatywnym
b) CO2(g) + H2(g) CO(sol) + H2O(sol)
gdzie 1 mol CO2 reaguje z 1 molem H2 aby wytworzyć 1 mol CO i 1 mol H2O.
W obu kierunkach reakcji są 2 mole, więc zmiany ciśnienia nie zmienią objętości.
Sprawdź więcej pytań dotyczących przesunięcia równowagi chemicznej, z komentowanym rozwiązaniem, na tej liście, którą przygotowaliśmy: ćwiczenia równowagi chemicznej.
Kim był Le Chatelier?
