Принцип Ле Шателье

Французский химик Анри Луи Ле Шателье создал один из самых известных законов химии, который предсказывает реакцию химической системы в равновесии при воздействии изменений.

На основе результатов своих исследований он сформулировал обобщение для химического равновесия, которое гласит следующее:

«Когда внешний фактор воздействует на систему, находящуюся в равновесии, она движется, всегда в смысле минимизации действия применяемого фактора».

Когда баланс химической системы нарушен, система действует, чтобы минимизировать это нарушение и восстановить стабильность.

Таким образом, в системе представлены:

• начальное состояние равновесия.
• «неуравновешенное» состояние со сменой фактора.
• новое состояние равновесия, которое противостоит изменениям.

Примеры внешних нарушений, которые могут повлиять на химический баланс:

Фактор	Нарушение	Это сделано
Концентрация	Увеличивать	Потребляйте вещество
Снижаться	вещество производится
Давление	Увеличивать	Переход к наименьшему объему
Снижаться	Переход на максимальную громкость
Температура	Увеличивать	Поглощает тепло и изменяет константу равновесия
Снижаться	Высвобождает тепло и изменяет константу равновесия
Катализатор	Присутствие	Реакция ускоряется

Этот принцип имеет большое значение для химической промышленности, поскольку реакциями можно управлять, что делает процессы более эффективными и экономичными.

Примером этого является процесс, разработанный Фрицем Габером, который, используя принцип Ле Шателье, с экономической точки зрения создал способ производства аммиака из атмосферного азота.

Далее мы рассмотрим химическое равновесие в соответствии с законом Шателье и то, как возмущения могут его изменить.

узнать больше о:

• Химический баланс
• Ионный баланс
• Кислотно-основные показатели

Эффект концентрации

Когда есть химический баланс, система уравновешена.

Система в состоянии равновесия может нарушиться, если:

• Увеличиваем концентрацию компонента реакции.
• Снижаем концентрацию компонента реакции.

Когда мы добавляем или удаляем вещество из химической реакции, система противодействует изменению, потребляя или производя больше этого соединения, так что баланс восстанавливается.

Концентрации реагентов и продуктов изменяются, чтобы адаптироваться к новому равновесию, но константа равновесия остается прежней.

Пример:

На балансе:

Реакция имеет более высокую концентрацию продуктов, потому что по синему цвету раствора мы видим, что комплекс [CoCl₄]^-2 преобладает.

Вода также является продуктом прямой реакции, и когда мы увеличиваем ее концентрацию в растворе, система сопротивляется изменению, заставляя воду и комплекс реагировать.

Равновесие смещается влево, обратное направление реакции, и вызывает увеличение концентрации реагентов, изменяя цвет раствора.

Влияние температуры

Система в состоянии равновесия может нарушиться, если:

• Повышается температура системы.
• Происходит снижение температуры системы.

Добавляя или удаляя энергию из химической системы, система противодействует изменению, поглощая или высвобождая энергию, так что баланс восстанавливается.

Когда система меняет температуру, химический баланс меняется следующим образом:

Повышение температуры способствует эндотермической реакции, и система поглощает тепло.

С другой стороны, когда температура понижается, экзотермическая реакция благоприятствует, и система выделяет тепло.

Пример:

В химическом балансе:

Когда мы помещаем пробирку, содержащую эту систему, в стакан с горячей водой, температура системы повышается, а равновесие смещается, образуя больше продуктов.

Это связано с тем, что прямая реакция является эндотермической, и система восстанавливается за счет поглощения тепла.

Кроме того, колебания температуры также изменяют константы равновесия.

Эффект давления

Система в состоянии равновесия может нарушиться, если:

• Повышается общее давление в системе.
• Происходит снижение общего давления в системе.

Когда мы увеличиваем или уменьшаем давление в химической системе, система сопротивляется изменению, вытесняя баланс в смысле меньшего или большего объема соответственно, но не меняет константу равновесия.

Когда система изменяет объем, она сводит к минимуму действие приложенного давления следующим образом:

Чем больше давление, приложенное к системе, будет сокращение объема и равновесие смещается в сторону меньшего числа молей.

Однако, если давление уменьшается, система расширяется, увеличивая объем, и направление реакции смещается в сторону с наибольшим числом молей.

Пример:

Клетки нашего тела получают кислород за счет химического баланса:

Эта система устанавливается, когда кислород в воздухе, которым мы дышим, вступает в контакт с гемоглобином, присутствующим в крови, в результате чего образуется оксигемоглобин, переносящий кислород.

Когда человек поднимается на гору, чем выше высота, тем меньше количество и парциальное давление O₂ в воздухе.

Баланс кислорода в организме смещается влево и снижает количество оксигемоглобина, снижая количество кислорода, получаемого клетками.

Результатом этого становится появление головокружения и переутомления, которые могут даже привести к летальному исходу.

Организм пытается отреагировать, производя больше гемоглобина. Однако это медленный процесс, требующий настройки на высоте.

Поэтому люди, которые могут подняться на Эверест, лучше всего подходят для экстремальных высот.

Катализаторы

Использование катализатора влияет на скорость реакции как в прямой, так и в обратной реакции.

Чтобы реакция произошла, необходимо достичь минимальной энергии, чтобы молекулы столкнулись и эффективно отреагировали.

Катализатор, введенный в химическую систему, действует, уменьшая эту энергию активации, образуя активированный комплекс и создавая более короткий путь для достижения химического баланса.

За счет равномерного увеличения скорости реакции сокращается время, необходимое для достижения равновесия, как это видно на следующих графиках:

Однако использование катализаторов не изменяет выход реакции или константу равновесия, поскольку не влияет на состав смеси.

синтез аммиака

Соединения на основе азота широко используются, в частности, в сельскохозяйственных удобрениях, взрывчатых веществах, лекарствах. Из-за этого производятся миллионы тонн азотных соединений, таких как аммиак NH.₃, NH нитрат аммония₄НА₃ и мочевина H₂NCONH₂.

Из-за мирового спроса на соединения азота, в основном для сельскохозяйственной деятельности, чилийская селитра NaNO₃, основной источник азотистых соединений, наиболее широко использовался до начала 20-го века, но природная селитра не могла удовлетворить текущий спрос.

Интересно отметить, что атмосферный воздух представляет собой смесь газов, состоящую более чем из 70% азота N.₂. Однако из-за устойчивости тройной связи Разрыв этой связи с образованием новых соединений становится очень трудным процессом.

Решение этой проблемы предложил немецкий химик Фриц Габер. Предложенный Габером синтез аммиака дает следующий химический баланс:

Для промышленного внедрения этот процесс был усовершенствован Карлом Бошем и на сегодняшний день наиболее широко используется для улавливания азота из воздуха с упором на получение азотистых соединений.

Используя принцип Ле Шателье, химический баланс может быть увеличен, если:

Добавить H₂ и заставляет систему противодействовать изменению и реагировать на снижение концентрации этого реагента.

Таким образом, H₂ и нет₂ они потребляются одновременно, чтобы произвести больше продукта и создать новое состояние равновесия.

Точно так же при добавлении азота баланс смещается вправо.

В промышленном отношении баланс смещается за счет непрерывного удаления NH.₃ системы путем селективного ожижения, увеличивая выход реакции, поскольку восстанавливаемый баланс имеет тенденцию к образованию большего количества продукта.

Синтез Габера-Боша - одно из важнейших приложений исследования химического равновесия.

В связи с актуальностью этого синтеза, Габер получил Нобелевскую премию по химии в 1918 году, а Босх был удостоен этой премии в 1931 году.

Упражнения смещения баланса

Теперь, когда вы знаете, как интерпретировать изменения, которые могут произойти в химическом балансе, используйте эти вестибулярные вопросы, чтобы проверить свои знания.

1. (UFPE) Наиболее подходящими антацидами должны быть те, которые не слишком снижают кислотность желудка. Когда снижение кислотности слишком велико, желудок выделяет избыток кислоты. Этот эффект известен как «кислотный матч-реванш». Что из перечисленного ниже может быть связано с этим эффектом?

а) Закон сохранения энергии.
б) Принцип исключения Паули.
в) Принцип Ле Шателье.
г) Первый принцип термодинамики.
д) Принцип неопределенности Гейзенберга.

См. Ответ

Правильная альтернатива: в) Принцип Ле Шателье.

Антациды - это слабые основания, которые увеличивают pH желудка и, следовательно, снижают кислотность.

Снижение кислотности происходит за счет нейтрализации соляной кислоты, присутствующей в желудке. Однако слишком сильное снижение кислотности может вызвать дисбаланс в организме, поскольку желудок работает в кислой среде.

Согласно принципу Ле Шателье, когда равновесная система подвергается возмущению, этому изменению будет противодействие, так что равновесие восстановится.

Таким образом, организм будет производить больше соляной кислоты, вызывая эффект «кислотного реванша».

Другие принципы, представленные в альтернативах, касаются:

а) Закон сохранения энергии: в серии преобразований сохраняется полная энергия системы.
б) Принцип исключения Паули: в атоме два электрона не могут иметь одинаковый набор квантовых чисел.
г) Первый принцип термодинамики: изменение внутренней энергии системы - это разница между теплообменом и выполненной работой.
д) Принцип неопределенности Гейзенберга: невозможно определить скорость и положение электрона в любой данный момент.

2. (UFMG) Молекулярный водород может быть промышленно получен путем обработки метана водяным паром. Процесс включает следующую эндотермическую реакцию

Относительно системы, находящейся в равновесии, можно правильно сказать, что:

а) присутствие катализатора влияет на состав смеси.
б) присутствие катализатора влияет на константу равновесия.
в) с увеличением давления уменьшается количество СН_{4(грамм)}.
г) повышение температуры влияет на константу равновесия.
д) повышение температуры снижает количество CO_(грамм) .

См. Ответ

Правильная альтернатива: г) повышение температуры влияет на константу равновесия.

Повышение температуры влияет на прямую реакцию, которая является эндотермической, потому что для восстановления баланса система будет поглощать энергию и сдвигать баланс вправо.

Сдвигая баланс в прямом направлении, количество формируемых изделий увеличивается.

Константа равновесия прямо пропорциональна концентрации продуктов: чем больше количество продуктов, тем больше значение константы.

Таким образом, мы можем наблюдать, что повышение температуры увеличивает количество CO и H₂.

Повышение давления сдвигает равновесие к обратной реакции, поскольку равновесие смещается в сторону наименьшего числа молей. При этом количество CH₄ и H₂Расширен.

Использование катализатора не влияет на константу равновесия и состав смеси. Это будет действовать только для более быстрого достижения баланса.

3. (UFC) В исследовании действия отравляющего газа COCl₂, используемого в качестве химического оружия, процесс разложения наблюдается по реакции:

Начиная с состояния равновесия, добавляли 0,10 моль CO, и через некоторое время система достигла нового состояния равновесия. Выберите вариант, который указывает, как новые равновесные концентрации соотносятся со старыми.

[COCl2]	[CO]	[Cl2]
)	новый> старый	новый> старый	новый
Б)	новый> старый	новый> старый	новый> старый
ç)	новый	новый> старый	новый
г)	новый> старый	новый	новый
а также)	одно и тоже	одно и тоже	одно и тоже

См. Ответ

Правильная альтернатива:

[COCl2]	[CO]	[Cl2]
)

Когда добавляется новое вещество, система потребляет это вещество для восстановления баланса, так как его концентрация увеличивается.

Это потребление происходит за счет взаимодействия вещества с другим соединением, в результате чего образуется больше продукта.

Следовательно, когда мы увеличиваем концентрацию CO, будет потребление, но не до такой степени, чтобы стать ниже, чем концентрация в исходном состоянии, так как его расход будет происходить вместе с другим составная часть.

Уже концентрация Cl₂ становится меньше исходного, так как он должен был реагировать с добавленным количеством CO.

Из-за соединения двух веществ концентрация COCl была увеличена.₂, поскольку это продукт сформированный.

Эти изменения в химическом балансе можно увидеть на графике ниже:

4. (UFV) Экспериментальное исследование химической реакции в равновесии показало, что увеличение температура способствовала образованию продуктов, в то время как повышение давления способствовало образованию реагенты. Основываясь на этой информации и зная, что A, B, C и D являются газами, отметьте альтернативу, которая представляет изучаемое уравнение:

)
Б)
ç)
г)
а также)

См. Ответ

Правильная альтернатива:

)

При повышении температуры система поглощает тепло для восстановления баланса и, тем самым, способствует эндотермической реакции, значение ∆H которой положительно.

Альтернативы, которые соответствуют способствованию образованию продуктов за счет повышения температуры: a, b и d.

Однако, когда давление увеличивается, равновесие смещается в сторону наименьшего объема, то есть объема с наименьшим числом молей.

Чтобы реакция протекала в сторону реагентов, необходимо, чтобы это направление реакции имело меньшее количество молей по отношению к продуктам.

Это наблюдается только в первом варианте.

5. (UEMG) Следующие уравнения представляют системы в равновесии. Какая единственная система не смещается при изменении давления?

а) ОС_{2 (г)} + 1/2 O_{2 (г)} ⇔ ТАК_{3(грамм)}
б) СО_{2 (г)} + H_{2 (г)} ⇔ CO_(грамм) + H₂О_(грамм)
в) Нет_{2 (г)} + 3 часа_{2 (г)} ⇔ 2 NH_{3(грамм)}
г) 2 СО_{2 (г)} ⇔ 2 CO_(грамм) + O_{2 (г)}

См. Ответ

Правильная альтернатива: б) CO_{2 (г)} + H_{2 (г)} ⇔ CO_(грамм) + H₂О_(грамм)

Когда система изменяет общее давление, баланс восстанавливается с изменением объема.

Если давление увеличивается, объем уменьшается, смещая равновесие к наименьшему количеству молей.

С другой стороны, когда давление уменьшается, объем увеличивается, смещая баланс в сторону большего количества молей.

Но когда образуется одинаковое количество молей реагирующих веществ и продуктов, нет возможности сдвинуть равновесие, так как объем не изменяется.

Мы знаем количество молей по стехиометрическим коэффициентам рядом с каждым веществом.

Мы можем видеть это в альтернативном уравнении

б) СО_{2 (г)} + H_{2 (г)} ⇔ CO_(грамм) + H₂О_(грамм)

где 1 моль CO₂ реагирует с 1 моль H₂ с образованием 1 моль CO и 1 моль H₂О.

В обоих направлениях реакции присутствует 2 моля, поэтому изменение давления не приведет к изменению объема.

Ознакомьтесь с дополнительными вопросами о смещении химического равновесия с прокомментированным разрешением в этом списке, который мы подготовили: упражнения на химический баланс.

Кем был Ле Шателье?