Француски хемичар Хенри Лоуис Ле Цхателиер створио је један од најпознатијих закона хемије који предвиђа одговор хемијског система у равнотежи када је изложен променама.
Резултатима својих студија формулисао је генерализацију хемијске равнотеже која наводи следеће:
„Када спољни фактор делује на систем у равнотежи, он се креће, увек у смислу минимизирања деловања примењеног фактора.
Када се наруши равнотежа хемијског система, систем делује на минимизирање овог поремећаја и враћање стабилности.
Стога систем представља:
- почетно стање равнотеже.
- „неуравнотежено“ стање са променом фактора.
- ново стање равнотеже које се противи променама.
Примери спољних поремећаја који могу утицати на хемијску равнотежу су:
| Фактор | Узнемиравање | Направљено је |
|---|---|---|
| Концентрација | Повећати | Конзумирајте супстанцу |
| Смањити | супстанца се производи | |
| Притисак | Повећати | Помера се на најмању запремину |
| Смањити | Прелази на највећу јачину звука | |
| Температура | Повећати | Апсорбује топлоту и мења константу равнотеже |
| Смањити | Отпушта топлоту и мења константу равнотеже | |
| Катализатор | Присуство | Реакција се убрзава |
Овај принцип је од велике важности за хемијску индустрију, јер се реакцијама може манипулисати и учинити процесе ефикаснијим и економичнијим.
Пример за то је процес који је развио Фритз Хабер, који је, користећи Ле Цхателиер-ов принцип, економски створио пут за производњу амонијака из атмосферског азота.
Затим ћемо размотрити хемијску равнотежу према Цхателиер-овом закону и како је пертурбације могу променити.
знати више о:
- Хемијска равнотежа
- Јонска равнотежа
- Индикатори киселинске базе
Ефекат концентрације
Када постоји хемијска равнотежа, систем је уравнотежен.
Систем у равнотежи може претрпети поремећај када:
- Повећавамо концентрацију неке компоненте реакције.
- Смањујемо концентрацију компоненте реакције.
Када додамо или уклонимо супстанцу из хемијске реакције, систем се супротставља промени, трошећи или производећи више тог једињења како би се равнотежа поново успоставила.
Концентрације реактаната и производа се мењају ради прилагођавања новој равнотежи, али константа равнотеже остаје иста.
Пример:
О стању:
Реакција има већу концентрацију производа, јер по плавој боји раствора видимо да је [ЦоЦл комплекс4]-2 превладава.
Вода је такође производ директне реакције и када повећавамо њену концентрацију у раствору, систем се противи промени, узрокујући да вода и комплекс реагују.
Равнотежа се помера улево, обрнути смер реакције, и доводи до повећања концентрације реактаната, мењајући боју раствора.
Утицај температуре
Систем у равнотежи може претрпети поремећај када:
- Постоји пораст температуре система.
- Постоји смањење температуре система.
Када додаје или уклања енергију из хемијског система, систем се супротставља промени, апсорбује или ослобађа енергију тако да се та равнотежа поново успоставља.
Када систем мења температуру, хемијска равнотежа се мења на следећи начин:
Повећавањем температуре фаворизује се ендотермна реакција и систем апсорбује топлоту.
С друге стране, када се температура спусти, фаворизује се егзотермна реакција и систем ослобађа топлоту.
Пример:
У хемијској равнотежи:
Када епрувету која садржи овај систем ставимо у чашу са топлом водом, температура система се повећава и равнотежа се помера, стварајући више производа.
То је зато што је директна реакција ендотермна и систем ће се поново успоставити апсорпцијом топлоте.
Даље, температурне варијације такође мењају константе равнотеже.
ефекат притиска
Систем у равнотежи може претрпети поремећај када:
- Постоји пораст укупног притиска система.
- Дошло је до смањења укупног притиска система.
Када повећавамо или смањујемо притисак хемијског система, систем се супротставља промени, померајући равнотежа у смислу мање или веће запремине, али не мења константу равнотеже.
Када систем варира запремину, он смањује дејство притиска на следећи начин:
Што је већи притисак примењен на систем, доћи ће до контракције запремине и равнотежа се помера ка мањем броју молова.
Међутим, ако се притисак смањи, систем се шири, повећавајући запремину и смер реакције се помера на онај са највећим бројем молова.
Пример:
Ћелије нашег тела добијају кисеоник хемијском равнотежом:
Овај систем се успоставља када кисеоник у ваздуху који удишемо дође у контакт са хемоглобином који је присутан у крви, што доводи до стварања окси-хемоглобина, који преноси кисеоник.
Када се човек попне на планину, што је већа надморска висина досегнута, количина и делимични притисак О су нижи2 у ваздуху.
Равнотежа која преноси кисеоник у телу помера се улево и смањује количину окси-хемоглобина, угрожавајући количину кисеоника коју ћелије примају.
Резултат тога је појава вртоглавице и умора, што чак може довести до смрти.
Тело покушава да реагује стварањем више хемоглобина. Међутим, ово је спор процес, који захтева подешавање на надморској висини.
Стога су људи који се могу попети на Моунт Еверест они који су најприкладнији за екстремне надморске висине.
Катализатори
Употреба катализатора омета брзину реакције, како у директној, тако и у обрнутој реакцији.
Да би дошло до реакције, потребно је постићи минималну енергију да би се молекули сударали и ефикасно реаговали.
Када се катализатор убаци у хемијски систем, делује смањењем ове енергије активирања формирањем активираног комплекса и стварањем краћег пута за постизање хемијске равнотеже.
Повећавањем брзина реакције подједнако смањује време потребно за постизање равнотеже, као што се може видети на следећим графиконима:
Међутим, употреба катализатора не мења принос реакције или константу равнотеже, јер не омета састав смеше.
синтеза амонијака
Једињења на бази азота се, између осталог, широко користе у пољопривредним ђубривима, експлозивима, лековима. Због ове чињенице производе се милиони тона једињења азота, попут НХ амонијака3, НХ амонијум нитрат4АТ ТХЕ3 и уреа Х.2НЦОНХ2.
Због светске потражње за једињењима азота, углавном за пољопривредне активности, чилеанска НаНО салитра3, главни извор азотних једињења, био је највише коришћен до почетка 20. века, али природна шалитра не би могла да задовољи тренутну потражњу.
Занимљиво је приметити да је атмосферски ваздух мешавина гасова, састављена од више од 70% азота Н2. Међутим, због стабилности троструке везе постаје веома тежак процес прекида ове везе и стварања нових једињења.
Решење овог проблема предложио је немачки хемичар Фритз Хабер. Синтеза амонијака коју је предложио Хабер доноси следећу хемијску равнотежу:
Да би се индустријски применио, овај процес је усавршио Царл Босцх и до данас се најчешће користи за хватање азота из ваздуха са фокусом на добијање азотних једињења.
Користећи Ле Цхателиер-ов принцип, хемијска равнотежа се може повећати када:
Додајте Х.2 и доводи до тога да се систем супротстави промени и реагује на смањење концентрације тог реактанта.
Дакле, Х.2 и без2 троше се истовремено како би произвели више производа и створили ново стање равнотеже.
Исто тако, када се додаје више азота, равнотежа се помера удесно.
Индустријски, равнотежа се помера континуираним уклањањем НХ3 система кроз селективно укапљивање, повећавајући принос реакције, јер равнотежа која се поново успоставља тежи стварању више производа.
Хабер-Босцхова синтеза је једна од најважнијих примена студија хемијске равнотеже.
Због важности ове синтезе, Хабер је добио Нобелову награду за хемију 1918, а Босцх је награду добио 1931.
Вежбе померања равнотеже
Сада када знате како да протумачите промене које се могу догодити у хемијској равнотежи, користите ова вестибуларна питања да бисте тестирали своје знање.
1. (УФПЕ) Најприкладнији антациди треба да буду они који не смањују превише киселост у желуцу. Када је смањење киселости превелико, стомак излучује вишак киселине. Овај ефекат је познат као „реванш киселине“. Која од ставки у наставку може бити повезана са овим ефектом?
а) Закон о очувању енергије.
б) Паулијев принцип искључења.
в) Принцип Ле Цхателиер-а.
г) Први принцип термодинамике.
е) Хајзенбергов принцип неизвесности.
Тачна алтернатива: ц) Ле Цхателиер-ов принцип.
Антациди су слабе базе које делују повећавајући пХ желуца и, последично, смањујући киселост.
До смањења киселости долази неутрализацијом хлороводоничне киселине присутне у желуцу. Међутим, превише смањујући киселост, то може створити неравнотежу у телу, јер стомак ради у киселом окружењу.
Као што наводи Ле Цхателиер-ов принцип, када је систем у равнотежи изложен поремећају, постојаће противљење овој промени тако да се равнотежа поново успостави.
На тај начин, тело ће произвести више хлороводоничне киселине производећи ефекат „реванша киселине“.
Остали принципи представљени у алтернативама баве се:
а) Закон о очувању енергије: у низу трансформација задржава се укупна енергија система.
б) Паулијев принцип искључења: у атому два електрона не могу имати исти скуп квантних бројева.
д) Први принцип термодинамике: варијација унутрашње енергије система је разлика између измењене топлоте и обављеног посла.
е) Хеисенбергов принцип несигурности: у било ком тренутку није могуће одредити брзину и положај електрона.
Што се тиче система у равнотежи, може се тачно рећи да:
а) присуство катализатора утиче на састав смеше.
б) присуство катализатора утиче на константу равнотеже.
в) повећање притиска смањује количину ЦХ4(г).
г) пораст температуре утиче на константу равнотеже.
е) повећање температуре смањује количину ЦО(г) .
Тачна алтернатива: г) пораст температуре утиче на константу равнотеже.
Повишењем температуре утицаће на директну реакцију која је ендотермна, јер ће за поновно успостављање равнотеже систем апсорбовати енергију и померити равнотежу удесно.
Померајући равнотежу у директном смеру, повећава се количина формираних производа.
Константа равнотеже је директно пропорционална концентрацији производа: што је већа количина производа, то је већа вредност константе.
Тада можемо приметити да пораст температуре повећава количину ЦО и Х2.
Повећање притиска помера равнотежу у обрнуту реакцију, пошто се равнотежа помера према најмањем броју молова. Уз то, количина ЦХ4 и Х.2Тхе је увећан.
Употреба катализатора не омета константу равнотеже и састав смеше. Деловат ће само на брже постизање равнотеже.
3. (УФЦ) У проучавању деловања ЦОЦл отровних гасова2, који се користи као хемијско оружје, процес распадања се посматра према реакцији:
Полазећи од равнотежне ситуације, додато је 0,10 мол ЦО и систем је, после извесног времена, достигао нову равнотежну ситуацију. Изаберите опцију која указује на то како су нове равнотежне концентрације повезане са старим.
| [ЦОЦл2] | [ЦО] | [Кл2] | |
| Тхе) | ново> старо | ново> старо | Нова |
| Б) | ново> старо | ново> старо | ново> старо |
| ц) | Нова | ново> старо | Нова |
| д) | ново> старо | Нова | Нова |
| и) | исти | исти | исти |
Тачна алтернатива:
| [ЦОЦл2] | [ЦО] | [Кл2] | |
| Тхе) |
Када се дода нова супстанца, систем је троши да би успоставио равнотежу, јер се њена концентрација повећала.
До ове потрошње долази тако што супстанца реагује са другим једињењем, стварајући тако више производа.
Стога, када повећамо концентрацију ЦО, биће потрошње, али не до те мере да постанемо нижа од концентрације у почетном стању, јер ће се њена потрошња догодити заједно са другом саставни део.
Већ концентрација Цл2 постаје мањи од почетног, јер је морао да реагује са количином додатог ЦО.
Од споја две супстанце, концентрација ЦОЦл је повећана2, јер је то производ који настаје.
Ове промене у хемијској равнотежи могу се видети на доњем графикону:
4. (УФВ) Експериментално проучавање хемијске реакције у равнотежи показало је да је пораст температура је фаворизовала стварање производа, док је пораст притиска фаворизовао стварање реагенси. На основу ових информација и знајући да су А, Б, Ц и Д гасови, означите алтернативу која представља проучавану једначину:
| Тхе) | ||
| Б) | ||
| ц) | ||
| д) | ||
| и) |
Тачна алтернатива:
| Тхе) |
Како се температура повећава, систем упија топлоту да би успоставио равнотежу и тиме фаворизује ендотермну реакцију, чији је ,Х позитиван.
Алтернативе које одговарају фаворизовању стварања производа повећањем температуре су: а, б и д.
Међутим, када се притисак повећава, равнотежа се помера ка најмањој запремини, односно оној са најмањим бројем молова.
Да би се реакција померила према реактантима, неопходно је да овај правац реакције има мањи број молова у односу на производе.
Ово се примећује само у првој алтернативи.
5. (УЕМГ) Следеће једначине представљају системе у равнотежи. Који је једини систем који се не помера променом притиска?
а) ОС2 (г) + 1/2 О.2 (г) ⇔ ТАКО3(г)
б) ЦО2 (г) + Х2 (г) ⇔ ЦО(г) + Х2О.(г)
ц) Не2 (г) + 3 Х.2 (г) НХ 2 НХ3(г)
г) 2 ЦО2 (г) ЦО 2 ЦО(г) + О.2 (г)
Тачна алтернатива: б) ЦО2 (г) + Х2 (г) ⇔ ЦО(г) + Х2О.(г)
Када систем промени укупан притисак, равнотежа се поново успоставља са променом запремине.
Ако се притисак повећава, запремина се смањује, померајући равнотежу на најмањи број мадежа.
С друге стране, када се притисак смањи, запремина се повећава, померајући равнотежу ка већем броју мадежа.
Али када се формира исти број молова реакционих супстанци и производа, не постоји начин за померање равнотеже, јер се запремина не мења.
Број молова знамо по стехиометријским коефицијентима поред сваке супстанце.
То можемо видети у алтернативној једначини
б) ЦО2 (г) + Х2 (г) ⇔ ЦО(г) + Х2О.(г)
где је 1 мол ЦО2 реагује са 1 молом Х.2 да се формира 1 мол ЦО и 1 мол Х.2О.
У оба смера реакције постоје 2 мола, па промене притиска не би промениле запремину.
Погледајте још питања о померању хемијске равнотеже, са коментарисаном резолуцијом, на овој листи коју смо припремили: вежбе хемијске равнотеже.
Ко је био Ле Цхателиер?
