Princíp Le Chatelier

Francúzsky chemik Henri Louis Le Chatelier vytvoril jeden z najznámejších chemických zákonov, ktorý predpovedá rovnováhu chemického systému pri vystavení zmenám.

S výsledkami svojich štúdií sformuloval zovšeobecnenie pre chemickú rovnováhu, ktoré uvádza nasledovné:

„Keď externý faktor pôsobí na systém v rovnováhe, pohybuje sa, vždy v zmysle minimalizácie pôsobenia použitého faktora.“

Ak je narušená rovnováha chemického systému, systém pracuje na minimalizácii tohto narušenia a obnovení stability.

Systém preto predstavuje:

• počiatočný stav rovnováhy.
• „nevyvážený“ stav so zmenou faktora.
• nový stav rovnováhy, ktorý je proti zmene.

Príklady vonkajších porúch, ktoré môžu ovplyvniť chemickú rovnováhu, sú:

Faktor	Vyrušenie	Je vyrobený
Koncentrácia	Zvýšiť	Konzumujte látku
Pokles	látka sa vyrába
Tlak	Zvýšiť	Presunie sa na najmenšiu hlasitosť
Pokles	Presunie sa na najvyššiu hlasitosť
Teplota	Zvýšiť	Absorbuje teplo a mení rovnovážnu konštantu
Pokles	Uvoľňuje teplo a mení rovnovážnu konštantu
Katalyzátor	Prítomnosť	Reakcia sa zrýchľuje

Tento princíp má veľký význam pre chemický priemysel, pretože s reakciami je možné manipulovať, čo zvyšuje efektívnosť a hospodárnosť procesov.

Príkladom toho je proces vyvinutý Fritzom Haberom, ktorý pomocou Le Chatelierovho princípu ekonomicky vytvoril cestu na výrobu amoniaku z atmosférického dusíka.

Ďalej sa pozrieme na chemickú rovnováhu podľa Chatelierovho zákona a na to, ako ju môžu narušenia zmeniť.

vedieť viac o:

• Chemická rovnováha
• Iónová rovnováha
• Kyselinové indikátory

Koncentračný efekt

Ak existuje chemická rovnováha, systém je vyvážený.

Systém v rovnováhe môže utrpieť poruchu, keď:

• Zvyšujeme koncentráciu zložky reakcie.
• Znižujeme koncentráciu zložky reakcie.

Keď pridáme alebo odstránime látku z chemickej reakcie, systém sa postaví proti zmene, spotrebuje alebo vyrobí viac tejto zlúčeniny, aby sa obnovila rovnováha.

Koncentrácie reaktantov a produktov sa menia tak, aby sa prispôsobili novej rovnováhe, ale rovnovážna konštanta zostáva rovnaká.

Príklad:

V rovnováhe:

Reakcia má vyššiu koncentráciu produktov, pretože podľa modrej farby roztoku vidíme, že [komplex CoCl₄]^-2 prevažuje.

Voda je tiež produktom priamej reakcie a keď zvýšime jej koncentráciu v roztoku, systém sa postaví proti tejto zmene, čo spôsobí reakciu vody a komplexu.

Rovnováha je posunutá doľava, opačný smer reakcie a spôsobuje zvýšenie koncentrácie reaktantov, čo mení farbu roztoku.

Vplyv teploty

Systém v rovnováhe môže utrpieť poruchu, keď:

• V systéme sa zvyšuje teplota.
• Systémová teplota klesá.

Pri pridávaní alebo odoberaní energie z chemického systému sa systém postaví proti zmene, absorpcii alebo uvoľneniu energie, aby sa obnovila rovnováha.

Keď systém mení teplotu, chemická rovnováha sa posúva nasledovne:

Zvyšovaním teploty sa podporuje endotermická reakcia a systém absorbuje teplo.

Na druhej strane, keď je teplota znížená, je uprednostnená exotermická reakcia a systém uvoľňuje teplo.

Príklad:

V chemickej rovnováhe:

Keď umiestnime skúmavku obsahujúcu tento systém do kadičky s horúcou vodou, teplota systému sa zvýši a rovnováha sa posunie, čím sa vytvorí viac produktov.

Je to preto, že priama reakcia je endotermická a systém sa obnoví absorbovaním tepla.

Ďalej teplotné zmeny tiež menia rovnovážné konštanty.

Účinok tlaku

Systém v rovnováhe môže utrpieť poruchu, keď:

• Zvyšuje sa celkový tlak v systéme.
• Celkový tlak v systéme klesá.

Keď zvýšime alebo znížime tlak chemického systému, systém sa postaví proti zmene a vytláča rovnováha v zmysle menšieho alebo väčšieho objemu, ale nemení rovnovážnu konštantu.

Keď systém mení hlasitosť, minimalizuje pôsobenie vyvíjaného tlaku nasledovne:

Čím väčší je tlak aplikovaný na systém, dôjde k zmenšeniu objemu a rovnováha sa posunie k nižšiemu počtu mólov.

Ak však tlak klesá, systém sa rozširuje, zvyšuje sa objem a smer reakcie sa posúva na smer s najvyšším počtom mólov.

Príklad:

Bunky nášho tela prijímajú kyslík prostredníctvom chemickej rovnováhy:

Tento systém je zavedený, keď kyslík vo vzduchu, ktorý dýchame, prichádza do styku s hemoglobínom prítomným v krvi, čo vedie k oxy-hemoglobínu, ktorý prenáša kyslík.

Keď človek vystúpi na horu, tým vyššia je nadmorská výška, tým nižšie je množstvo a čiastočný tlak O₂ vo vzduchu.

Rovnováha, ktorá prenáša kyslík v tele, sa posúva doľava a znižuje množstvo oxy-hemoglobínu, čo ohrozuje množstvo kyslíka prijatého bunkami.

Výsledkom toho je výskyt závratov a únavy, ktoré môžu viesť až k smrti.

Telo sa snaží reagovať tým, že produkuje viac hemoglobínu. Jedná sa však o pomalý proces, ktorý si vyžaduje nastavenie nadmorskej výšky.

Preto ľudia, ktorí môžu vystúpiť na Mount Everest, sú tí, ktorí sa najviac hodia do extrémnej nadmorskej výšky.

Katalyzátory

Použitie katalyzátora interferuje s reakčnou rýchlosťou, a to ako pri priamej, tak aj pri reverznej reakcii.

Na to, aby došlo k reakcii, je potrebné dosiahnuť minimálnu energiu na to, aby sa molekuly zrazili a účinne reagovali.

Keď je katalyzátor vložený do chemického systému, pôsobí znížením tejto aktivačnej energie tvorbou aktivovaného komplexu a vytvorením kratšej cesty k dosiahnutiu chemickej rovnováhy.

Rovnakým zvýšením reakčných rýchlostí znižuje čas potrebný na dosiahnutie rovnováhy, ako je zrejmé z nasledujúcich grafov:

Použitie katalyzátorov však nemení výťažok reakcie ani rovnovážnu konštantu, pretože to nezasahuje do zloženia zmesi.

syntéza amoniaku

Zlúčeniny na báze dusíka sa široko používajú napríklad v poľnohospodárskych hnojivách, výbušninách, liekoch. Vďaka tejto skutočnosti sa vyrábajú milióny ton zlúčenín dusíka, napríklad NH amoniak₃NH dusičnan amónny₄NA₃ a močovina H₂NCONH₂.

Kvôli celosvetovému dopytu po zlúčeninách dusíka, hlavne pre poľnohospodárske činnosti, je čílsky solený roztok NaNO₃, hlavný zdroj dusíkatých zlúčenín, bol najpoužívanejší až do začiatku 20. storočia, ale prírodný ľadovec by nebol schopný uspokojiť súčasný dopyt.

Je zaujímavé, že atmosférický vzduch je zmes plynov zložená z viac ako 70% dusíka N₂. Avšak kvôli stabilite trojitej väzby stáva sa veľmi ťažkým procesom prerušenia tejto väzby za vzniku nových zlúčenín.

Riešenie tohto problému navrhol nemecký chemik Fritz Haber. Haberova syntéza amoniaku prináša nasledujúcu chemickú rovnováhu:

Aby bol tento proces priemyselne implementovaný, zdokonalil ho Carl Bosch a je doteraz najpoužívanejším na zachytávanie dusíka zo vzduchu so zameraním na získavanie dusíkatých zlúčenín.

Použitím Le Chatelierovho princípu možno chemickú rovnováhu zvýšiť, keď:

Pridajte H₂ a spôsobí, že systém bude proti zmene a bude reagovať na zníženie koncentrácie tohto reaktantu.

Teda H₂ a nie₂ sú spotrebované súčasne na výrobu väčšieho množstva produktu a na vytvorenie nového rovnovážneho stavu.

Rovnako tak sa pridaním väčšieho množstva dusíka rovnováha posúva doprava.

Priemyselne sa rovnováha posúva kontinuálnym odstraňovaním NH₃ systému selektívnym skvapalňovaním, zvyšovaním výťažku reakcie, pretože obnovená rovnováha má tendenciu vytvárať viac produktu.

Haber-Boschova syntéza je jednou z najdôležitejších aplikácií štúdií chemickej rovnováhy.

Kvôli dôležitosti tejto syntézy získal Haber v roku 1918 Nobelovu cenu za chémiu a Bosch bol ocenený v roku 1931.

Cviky na posun rovnováhy

Teraz, keď viete, ako interpretovať zmeny, ktoré môžu nastať v chemickej rovnováhe, použite tieto vestibulárne otázky na otestovanie svojich vedomostí.

1. (UFPE) Najvhodnejšie antacidá by mali byť tie, ktoré príliš neznižujú kyslosť v žalúdku. Ak je zníženie kyslosti príliš veľké, žalúdok vylučuje prebytočnú kyselinu. Tento účinok je známy ako „opätovný výskyt kyselín“. Ktoré z nasledujúcich položiek môžu byť spojené s týmto účinkom?

a) Zákon úspory energie.
b) Princíp vylúčenia Pauliho.
c) Princíp Le Chatelier.
d) Prvý princíp termodynamiky.
e) Heisenbergov princíp neurčitosti.

Pozri odpoveď

Správna alternatíva: c) Le Chatelierov princíp.

Antacidá sú slabé zásady, ktoré pôsobia tak, že zvyšujú pH žalúdka a následne znižujú kyslosť.

Zníženie kyslosti nastáva neutralizáciou kyseliny chlorovodíkovej prítomnej v žalúdku. Prílišné zníženie kyslosti však môže spôsobiť nerovnováhu v tele, pretože žalúdok pracuje v kyslom prostredí.

Ako uvádza princíp Le Chatelier, ak bude rovnovážny systém vystavený rušeniu, bude existovať opozícia voči tejto zmene, aby sa rovnováha obnovila.

Týmto spôsobom bude telo produkovať viac kyseliny chlorovodíkovej a vyvolávať efekt „kyslej výmeny“.

Ostatné zásady uvedené v alternatívach sa zaoberajú:

a) Zákon zachovania energie: pri sérii transformácií je zachovaná celková energia systému.
b) Pauliho princíp vylúčenia: v atóme nemôžu mať dva elektróny rovnakú množinu kvantových čísel.
d) Prvý princíp termodynamiky: variácia vnútornej energie systému je rozdiel medzi výmenou tepla a vykonanou prácou.
e) Heisenbergov princíp neurčitosti: v danom okamihu nie je možné určiť rýchlosť a polohu elektrónu.

2. (UFMG) Molekulárny vodík je možné priemyselne získať spracovaním metánu vodnou parou. Tento proces zahrnuje nasledujúcu endotermickú reakciu

Pokiaľ ide o systém v rovnováhe, je možné správne konštatovať, že:

a) prítomnosť katalyzátora ovplyvňuje zloženie zmesi.
b) prítomnosť katalyzátora ovplyvňuje rovnovážnu konštantu.
c) zvýšenie tlaku znižuje množstvo CH_4g).
d) zvýšenie teploty ovplyvňuje rovnovážnu konštantu.
e) zvýšenie teploty znižuje množstvo CO_g) .

Pozri odpoveď

Správna alternatíva: d) zvýšenie teploty ovplyvňuje rovnovážnu konštantu.

Pri zvyšovaní teploty bude ovplyvnená priama reakcia, ktorá je endotermická, pretože na obnovenie rovnováhy systém absorbuje energiu a posúva rovnováhu doprava.

Posunutím rovnováhy v priamom smere sa zvyšuje množstvo formovaných výrobkov.

Rovnovážna konštanta je priamo úmerná koncentrácii produktov: čím väčšie množstvo produktov, tým väčšia hodnota konštanty.

Môžeme teda pozorovať, že zvýšenie teploty zvyšuje množstvo CO a H₂.

Zvýšenie tlaku posúva rovnováhu k reverznej reakcii, pretože rovnováha sa posúva smerom k najmenšiemu počtu mólov. S tým množstvo CH₄ a H₂To je rozšírené.

Použitie katalyzátora nezasahuje do rovnovážnej konštanty a zloženia zmesi. Bude konať iba preto, aby sa rovnováha dosiahla rýchlejšie.

3. (UFC) V štúdii pôsobenia jedovatého plynu COCl₂, používaný ako chemická zbraň, sa proces rozkladu pozoruje podľa reakcie:

Vychádzajúc z rovnovážnej situácie sa pridalo 0,10 mol CO a systém po určitom čase dosiahol novú rovnovážnu situáciu. Vyberte možnosť, ktorá označuje, ako nové rovnovážné koncentrácie súvisia so starými.

[COCl2]	[CO]	[Cl2]
)	nový> starý	nový> starý	Nový
B)	nový> starý	nový> starý	nový> starý
ç)	Nový	nový> starý	Nový
d)	nový> starý	Nový	Nový
a)	to isté	to isté	to isté

Pozri odpoveď

Správna alternatíva:

[COCl2]	[CO]	[Cl2]
)

Po pridaní novej látky systém spotrebuje túto látku na obnovenie rovnováhy, pretože sa zvýšila jej koncentrácia.

K tejto spotrebe dochádza tak, že látka reaguje s druhou zlúčeninou, čím sa vytvorí ďalší produkt.

Keď teda zvýšime koncentráciu CO, dôjde k spotrebe, ale nie až do tej miery, že sa staneme nižšia ako koncentrácia v počiatočnom stave, pretože k jej spotrebe dôjde spolu s ďalším zložka.

Už koncentrácia Cl₂ sa zmenšuje ako pôvodný, pretože musel reagovať s pridaným množstvom CO.

Spojením týchto dvoch látok sa zvýšila koncentrácia COCI₂, keďže ide o formovaný produkt.

Tieto zmeny chemickej rovnováhy je možné vidieť na nasledujúcom grafe:

4. (UFV) Experimentálna štúdia chemickej reakcie v rovnováhe preukázala, že zvýšenie teplota uprednostňovala tvorbu produktov, zatiaľ čo zvýšenie tlaku podporovalo tvorbu činidlá. Na základe týchto informácií a s vedomím, že A, B, C a D sú plyny, označte alternatívu, ktorá predstavuje študovanú rovnicu:

)
B)
ç)
d)
a)

Pozri odpoveď

Správna alternatíva:

)

Pri zvyšovaní teploty systém absorbuje teplo, aby obnovil rovnováhu, a tým podporuje endotermickú reakciu, ktorej ∆H je pozitívna.

Alternatívy, ktoré zodpovedajú uprednostňovaniu tvorby výrobkov zvyšovaním teploty, sú: a, b a d.

Keď sa však tlak zvýši, rovnováha sa posunie smerom k najmenšiemu objemu, to znamená k množstvu s najmenším počtom mólov.

Aby sa reakcia mohla pohybovať smerom k reaktantom, je potrebné, aby tento smer reakcie mal menší počet mólov vo vzťahu k produktom.

Toto sa pozoruje iba pri prvej alternatíve.

5. (UEMG) Nasledujúce rovnice predstavujú systémy v rovnováhe. Aký je jediný systém, ktorý sa neposúva zmenou tlaku?

a) OS_{2 písm. G)} + 1/2 O._{2 písm. G)} ⇔ TAK_3g)
b) CO_{2 písm. G)} + H_{2 písm. G)} ⇔ CO_g) + H₂O_g)
c) Nie_{2 písm. G)} + 3 H_{2 písm. G)} ⇔ 2 NH_3g)
d) 2 CO_{2 písm. G)} CO 2 CO_g) + O._{2 písm. G)}

Pozri odpoveď

Správna alternatíva: b) CO_{2 písm. G)} + H_{2 písm. G)} ⇔ CO_g) + H₂O_g)

Keď systém zmení celkový tlak, rovnováha sa obnoví so zmenou objemu.

Ak tlak stúpa, objem klesá, rovnováha sa posúva na najmenší počet mólov.

Na druhej strane, keď tlak klesá, objem sa zvyšuje a rovnováha sa posúva smerom k väčšiemu počtu mólov.

Ale keď sa vytvorí rovnaký počet mólov reagujúcich látok a produktov, nie je možné nijako posunúť rovnováhu, pretože objem sa nemení.

Počet mólov poznáme podľa stechiometrických koeficientov vedľa každej látky.

Môžeme to vidieť na alternatívnej rovnici

b) CO_{2 písm. G)} + H_{2 písm. G)} ⇔ CO_g) + H₂O_g)

kde 1 mól CO₂ reaguje s 1 mólom H₂ za vzniku 1 molu CO a 1 molu H₂O.

V obidvoch smeroch reakcie sú 2 moly, takže zmeny tlaku by nemenili objem.

Pozrite sa na ďalšie otázky o chemickom rovnovážnom premiestňovaní s komentovaným rozlíšením. V tomto zozname sme pripravili: cvičenia chemickej rovnováhy.

Kto bol Le Chatelier?