Le chatelier princips apraksta atbildes sistēmu līdzsvarā, lai neitralizētu ietekmi, ko rada ārējā aģents. To 1888. gadā izstrādāja franču ķīmiķis Henrijs Luiss Le Šteljē. To piemēro jebkurai ķīmiskai reakcijai, kas slēgtā sistēmā spēj sasniegt līdzsvaru.

Kas ir slēgta sistēma? Tas ir viens, kurā notiek enerģijas pārnešana starp tās robežām (piemēram, kubs), bet ne matērijas. Tomēr, lai mainītu sistēmu, ir nepieciešams to atvērt un pēc tam vēlreiz aizvērt, lai izpētītu, kā tā reaģē uz traucējumiem (vai izmaiņām).

Henrijs Luiss Le Chatelier

Pēc slēgšanas sistēma atgriezīsies līdzsvarā, un, pateicoties šim principam, var prognozēt, kā to sasniegt. Vai jaunais līdzsvars ir tāds pats kā vecais? Tas ir atkarīgs no laika, kurā sistēma tiek pakļauta ārējiem traucējumiem; Ja tas ilgst pietiekami ilgi, jaunais līdzsvars ir atšķirīgs.

No kā tas sastāv?

Šāds ķīmiskais vienādojums atbilst reakcijai, kas ir sasniegusi līdzsvaru:

aA + bB <=> cC + dD

Šajā izteiksmē a, b, c un d ir stehiometriski koeficienti. Tā kā sistēma ir slēgta, no ārpuses neieplūst reaģenti (A un B) vai produkti (C un D), kas traucē līdzsvaru.

Bet ko īsti nozīmē līdzsvars? Kad tas ir iestatīts, priekšējās (pa labi) un reversās (pa kreisi) reakcijas ātrumi izlīdzinās. Līdz ar to visu sugu koncentrācija laika gaitā paliek nemainīga.

Iepriekšminēto var saprast šādā veidā: tiklīdz mazie A un B reaģē, lai iegūtu C un D, ​​viņi vienlaikus reaģē viens ar otru, lai reģenerētu patērēto A un B, un tā tālāk, kamēr sistēma paliek līdzsvarā.

Tomēr, kad sistēmai tiek traucēti traucējumi - vai nu pievienojot A, siltumu, D vai samazinot skaļumu -, Le Chatelier princips paredz, kā tā rīkosies, lai neitralizētu radītās sekas, kaut arī tas neizskaidro mehānismu molekulāri, ļaujot tai atgriezties līdzsvarā.

Tādējādi atkarībā no veiktajām izmaiņām var dot priekšroku reakcijas izjūtai. Piemēram, ja B ir vēlamais savienojums, tiek veiktas izmaiņas, lai līdzsvars mainītos uz tā veidošanos.

Faktori, kas maina ķīmisko līdzsvaru

Lai saprastu Le Chatelier principu, lielisks tuvinājums ir pieņemt, ka līdzsvars sastāv no skalas.

Raugoties no šīs pieejas, reaģentus sver kreisajā pannā (vai grozā) un produktus sver labajā pannā. Turpmāk sistēmas reakcijas (līdzsvara) prognozēšana kļūst vienkārša.

Koncentrācijas izmaiņas

aA + bB <=> cC + dD

Divkāršā bultiņa vienādojumā apzīmē līdzsvara kātu un pasvītrotās pannas. Tātad, ja sistēmai tiek pievienots daudzums A (grami, miligrami utt.), Labajā pannā būs vairāk svara, un atlikums tiks noliekts uz šo pusi.

Tā rezultātā C + D apakštase paaugstinās; citiem vārdiem sakot, tas iegūst nozīmi salīdzinājumā ar trauku A + B. Citiem vārdiem sakot: pievienojot A (tāpat kā B), bilance pārvieto produktus C un D uz augšu.

Ķīmiskajā izteiksmē līdzsvars beidzas ar labo virzienu: uz vairāk C un D.

Pretēji tam, ja sistēmai pievieno C un D daudzumus: kreisā panna kļūst smagāka, izraisot labās pannas pacelšanu.

Atkal tas izraisa A un B koncentrācijas palielināšanos; tāpēc līdzsvara nobīde tiek radīta pa kreisi (reaģenti).

Spiediena vai tilpuma izmaiņas

aA (g) + bB (g) <=> cC (g) + dD (g)

Sistēmas radītajām spiediena vai tilpuma izmaiņām ir ievērojama ietekme tikai uz sugām gāzveida stāvoklī. Tomēr augstākam ķīmiskajam vienādojumam neviena no šīm izmaiņām nemainītu līdzsvaru.

Kāpēc? Jo kopējais gāzes molu skaits abās vienādojuma pusēs ir vienāds.

Ar līdzsvaru centīsies līdzsvarot spiediena izmaiņas, taču, tā kā abas reakcijas (tiešās un apgrieztā) rada vienādu gāzes daudzumu, tā paliek nemainīga. Piemēram, šādam ķīmiskajam vienādojumam bilance reaģē uz šīm izmaiņām:

aA (g) + bB (g) <=> eE (g)

Šeit, ņemot vērā apjoma samazināšanos (vai spiediena palielināšanos) sistēmā, līdzsvars paaugstinās pannu, lai samazinātu šo efektu.

Kā? Spiediena samazināšana, veidojot E. Tas notiek tāpēc, ka A un B izdara lielāku spiedienu nekā E, tāpēc viņi reaģē, samazinot to koncentrāciju un palielinot E koncentrāciju.

Tāpat Le Chatelier princips prognozē apjoma palielināšanos. Kad tas notiek, līdzsvaram ir jābūt neitrālam efektam, veicinot gāzveida molu veidošanos, kas atjauno spiediena samazināšanos; šoreiz, nobīdot līdzsvaru pa kreisi, paceļot paneli A + B.

Temperatūras izmaiņas

Siltumu var uzskatīt gan par reaktīvo, gan par produktu. Tāpēc atkarībā no reakcijas entalpijas (ΔHrx) reakcija ir eksotermiska vai endotermiska. Tad siltumu ievieto ķīmiskā vienādojuma kreisajā vai labajā pusē.

aA + bB + siltums <=> cC + dD (endotermiska reakcija)

aA + bB <=> cC + dD + siltums (eksotermiska reakcija)

Šeit sistēmas sildīšana vai dzesēšana rada tādas pašas reakcijas kā koncentrāciju izmaiņu gadījumā.

Piemēram, ja reakcija ir eksotermiska, sistēmas atdzesēšana veicina līdzsvara pārvietošanos pa kreisi; kamēr tas tiek uzkarsēts, reakcija turpinās ar lielāku noslieci pa labi (A + B).

Lietojumprogrammas

Starp neskaitāmajiem pielietojumiem, ņemot vērā, ka daudzas reakcijas sasniedz līdzsvaru, ir šādas:

Hābera procesā

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) <=> 2NH ₃ (g) (eksotermiska)

Augšējais ķīmiskais vienādojums atbilst amonjaka veidošanai, kas ir viens no galvenajiem savienojumiem, ko ražo rūpnieciskā mērogā.

Ideāli apstākļi NH ₃ iegūšanai ir apstākļi, kuros temperatūra nav ļoti augsta, un, kur ir augsts spiediena līmenis (no 200 līdz 1000 atm).

Dārzkopībā

Violetas hortenzijas (augšējais attēls) rada līdzsvaru ar augsnē esošo alumīniju (Al ³⁺ ). Šī metāla, Lūisa skābes klātbūtne izraisa to paskābināšanos.

Tomēr pamata augsnēs hortenziju ziedi ir sarkani, jo alumīnijs šajās augsnēs nešķīst un augs to nevar izmantot.

Dārznieks, kurš ir pazīstams ar Le Chatelier principu, varēja mainīt savu hortenziju krāsu, gudri paskābinot augsni.

Alu veidošanā