The Princip Le Chatelier popisuje odezvu systému v rovnováze k vyrovnání účinků způsobených externím činitelem. Byl formulován v roce 1888 francouzským chemikem Henrym Louisem Le Chatelierem. Aplikuje se na jakoukoli chemickou reakci, která je schopna dosáhnout rovnováhy v uzavřených systémech..
Co je to uzavřený systém? Jedná se o místo, kde dochází k přenosu energie mezi jeho hranicemi (například krychle), ale nikoli hmoty. Chcete-li však provést změnu v systému, je nutné jej otevřít a znovu zavřít, aby bylo možné studovat, jak reaguje na narušení (nebo změnu).
Po uzavření se systém vrátí do rovnováhy a způsob, jak toho dosáhnout, lze díky tomuto principu předvídat. Je nová rovnováha stejná jako ta stará? Závisí to na době, po kterou je systém vystaven vnějšímu rušení; pokud to trvá dost dlouho, nová rovnováha je jiná.
Rejstřík článků
Následující chemická rovnice odpovídá reakci, která dosáhla rovnováhy:
aA + bB <=> cC + dD
V tomto výrazu a, b, c a d jsou stechiometrické koeficienty. Protože je systém uzavřen, nevstupují zvnějšku žádné reaktanty (A a B) ani produkty (C a D), které narušují rovnováhu.
Ale co přesně znamená rovnováha? Když je toto nastaveno, sazby reakce vpřed (ve směru hodinových ručiček) a zpět (proti směru hodinových ručiček) se vyrovnají. V důsledku toho zůstávají koncentrace všech druhů v průběhu času konstantní..
Výše uvedené lze chápat takto: jakmile malé A a B reagují na produkci C a D, reagují navzájem současně, aby regenerovaly spotřebované A a B atd., Zatímco systém zůstává v rovnováze ..
Když se však na systém aplikuje porucha - ať už přidáním A, tepla, D nebo snížením objemu -, Le Chatelierův princip předpovídá, jak se bude chovat, aby působil proti způsobeným účinkům, i když nevysvětluje mechanismus molekulárního což mu umožňuje vrátit se do rovnováhy.
V závislosti na provedených změnách tedy lze upřednostnit smysl reakce. Pokud je například B požadovaná sloučenina, provede se změna tak, že se rovnováha posune k jejímu vzniku.
Abychom porozuměli Le Chatelierovu principu, vynikající aproximací je předpokládat, že rovnováha se skládá z rovnováhy..
Z tohoto přístupu se reagencie zváží na levé misce (nebo koši) a produkty se zváží na pravé misce. Odtud bude snadná predikce odezvy systému (rovnováhy).
naA + bB <=> CC + dD
Dvojitá šipka v rovnici představuje stopku váhy a podtržené pánve. Takže pokud je do systému přidáno množství (gramy, miligramy atd.) A, bude mít větší váha na pravé pánvi a váha se nakloní na tuto stranu..
Výsledkem je, že talíř C + D stoupá; to znamená, že získává na důležitosti ve srovnání s pokrmem A + B. Jinými slovy: před přidáním A (od B) váha posune produkty C a D nahoru.
Z chemického hlediska se rovnováha nakonec posune doprava: směrem k produkci více C a D.
Pokud se do systému přidá množství C a D, dojde k opaku: levá pánev bude těžší a pravá pánev se zvedne..
To opět vede ke zvýšení koncentrací A a B; proto je generován posun rovnováhy doleva (reaktanty).
naA (g) + bB (g) <=> CC (g) + dD (g)
Změny tlaku nebo objemu způsobené v systému mají pouze významné účinky na druhy v plynném stavu. Pro vyšší chemickou rovnici by však žádná z těchto změn neměla rovnováhu změnit.
Proč? Protože počet celkových plynných molů na obou stranách rovnice je stejný.
Váha se bude snažit vyrovnat změny tlaku, ale protože obě reakce (přímé i inverzní) produkují stejné množství plynu, zůstává nezměněna. Například pro následující chemickou rovnici váha reaguje na tyto změny:
naA (g) + bB (g) <=> aE (g)
Zde, v případě snížení objemu (nebo zvýšení tlaku) v systému, váha zvedne pánev, aby se tento účinek snížil..
Jak? Snižování tlaku tvorbou E. Je to proto, že A a B vyvíjejí větší tlak než E, reagují tak, že snižují své koncentrace a zvyšují koncentraci E.
Princip Le Chatelier rovněž předpovídá účinek zvýšení objemu. Když k tomu dojde, musí rovnováha působit proti tomuto účinku podporou tvorby více plynných molů, které obnoví ztrátu tlaku; tentokrát posuňte rovnováhu doleva a zvedněte pánev A + B.
Teplo lze považovat za reaktivní i za produkt. Proto je reakce v závislosti na entalpii reakce (ΔHrx) buď exotermická nebo endotermická. Poté se teplo umístí na levou nebo pravou stranu chemické rovnice.
aA + bB + teplo <=> cC + dD (endotermická reakce)
aA + bB <=> cC + dD + teplo (exotermická reakce)
Zde systém vytápění nebo chlazení generuje stejné reakce jako v případě změn koncentrací..
Například pokud je reakce exotermická, ochladí systém upřednostňuje posun rovnováhy doleva; zatímco při zahřátí reakce pokračuje s větší tendencí doprava (A + B).
Mezi jeho nesčetnými aplikacemi, protože mnoho reakcí dosáhne rovnováhy, patří následující:
Ndva(g) + 3Hdva(G) <=> 2NH3(g) (exotermické)
Horní chemická rovnice odpovídá tvorbě amoniaku, jedné z hlavních sloučenin produkovaných v průmyslovém měřítku..
Zde jsou ideální podmínky pro získání NH3 jsou ty, ve kterých není teplota příliš vysoká a kde jsou také vysoké úrovně tlaku (200 až 1 000 atm).
Fialové hortenzie (horní obrázek) dosahují rovnováhy s hliníkem (Al3+) přítomné v půdě. Přítomnost tohoto kovu, Lewisovy kyseliny, vede k jejich okyselení.
V základních půdách jsou však květy hortenzie červené, protože hliník je v těchto půdách nerozpustný a rostlina ji nemůže použít..
Zahradník, který je obeznámen s principem Le Chatelier, mohl chytrým okyselením půdy změnit barvu svých hortenzií.
Příroda také využívá principu Le Chatelier k zakrytí kavernózních stropů stalaktity.
ACdva+(ac) + 2HCO3-(ac) <=> Zloděj3s) + COdva(ac) + HdvaO (l)
CaCO3 (vápenec) je nerozpustný ve vodě, stejně jako COdva. Jako COdva unikne, rovnováha se posune doprava; tj. směrem k tvorbě více CaCO3. To způsobí růst těchto špičatých povrchových úprav, jako jsou ty na obrázku výše..
Zatím žádné komentáře