Le Chatelier princips, kas sastāv no lietojumiem un lietojumprogrammām



The Le Chatelier princips apraksta līdzsvarotas sistēmas reakciju, lai novērstu ārējā aģenta radīto ietekmi. To 1888. gadā formulēja franču ķīmiķis Henry Louis Le Chatelier. To lieto jebkurai ķīmiskai reakcijai, kas spēj panākt līdzsvaru slēgtās sistēmās.

Kas ir slēgta sistēma? Tieši tur ir enerģijas nodošana starp tās robežām (piemēram, kubs), bet ne no materiāla. Tomēr, lai veiktu izmaiņas sistēmā, ir nepieciešams to atvērt un pēc tam vēlreiz aizvērt, lai izpētītu, kā tā reaģē uz traucējumiem (vai izmaiņām)..

Pēc sistēmas slēgšanas sistēma atgriezīsies līdzsvara stāvoklī, un, pateicoties šim principam, to var prognozēt. Vai jaunais līdzsvars ir tāds pats kā iepriekšējais? Tas ir atkarīgs no laika, kad sistēma ir pakļauta ārējiem traucējumiem; ja tas ilgst pietiekami ilgi, jaunais līdzsvars ir atšķirīgs.

Indekss

  • 1 Ko tas veido??
  • 2 Faktori, kas maina ķīmisko līdzsvaru
    • 2.1. Koncentrācijas izmaiņas
    • 2.2. Spiediena vai tilpuma izmaiņas
    • 2.3 Temperatūras izmaiņas
  • 3 Pieteikumi
    • 3.1. Haberas procesā
    • 3.2 Dārzkopībā
    • 3.3. Cavernu veidošanā
  • 4 Atsauces

Ko tas veido??

Sekojošais ķīmiskais vienādojums atbilst reakcijai, kas sasniegusi līdzsvaru:

aA + bB <=> cC + dD

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

Bet ko īsti nozīmē līdzsvars? Kad tas ir konstatēts, tiešās reakcijas ātrums (pa labi) un atpakaļ (pa kreisi) tiek izlīdzināts. Tādēļ visu sugu koncentrācija laika gaitā nemainās.

Iepriekšminēto var saprast šādā veidā: vienkārši reaģējiet uz A un B bitiem, lai iegūtu C un D, ​​tie reaģē viens ar otru vienlaicīgi, lai atjaunotu patērēto A un B, un tā tālāk, kamēr sistēma paliek līdzsvarā.

Tomēr, ja sistēmai tiek piemērots traucējums - vai, pievienojot A, siltumu, D vai tilpuma samazinājumu, Le Chatelier princips paredz, kā tas rīkosies, lai novērstu radītās sekas, lai gan tas neizskaidro mehānismu molekulāro, ar kuru tas ļauj atgriezties līdzsvara stāvoklī.

Tādējādi atkarībā no veiktajām izmaiņām var dot priekšroku reakcijas sajūtai. Piemēram, ja B ir vēlamais savienojums, izmaiņas tiek veiktas tādā veidā, ka līdzsvars pārceļas uz tās veidošanos..

Faktori, kas maina ķīmisko līdzsvaru

Lai izprastu Le Chatelier principu, lieliska pieeja ir uzskatīt, ka bilance sastāv no bilances.

Raugoties no šīs pieejas, reaģentus nosver kreisajā (vai grozā) plāksnē un produktus nosver labajā pusē. No šejienes sistēmas reakcijas prognoze (bilance) kļūst viegli.

Koncentrācijas izmaiņas

aA + bB <=> cC + dD

Divkāršā bultiņa vienādojumā attēlo balansa kātu un apakšējās daļas apakštase. Tad, ja sistēmai tiek pievienots A daudzums (grami, miligrami utt.), Labajā traukā būs vairāk svara, un skala tiks pagriezta uz šo pusi.

Rezultātā palielinās C + D pan; tas ir, tas iegūst nozīmi A + B trauka priekšā. Citiem vārdiem sakot: pirms A pievienošanas (kā no B) atlikums pārvieto produktus C un D uz augšu.

Ķīmiskā ziņā līdzsvars beidzas uz labo pusi: vairāk C un D ražošanas.

Pretējā gadījumā, ja sistēmai ir pievienoti C un D daudzumi: kreisā apakštase kļūst smagāka, izraisot pareizo pacelšanos.

Tas atkal palielina A un B koncentrāciju; tāpēc tiek izveidots līdzsvara nobīde pa kreisi (reaģenti).

Spiediena vai tilpuma izmaiņas

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

Sistēmā radītās spiediena vai tilpuma izmaiņas būtiski ietekmē gāzveida stāvoklī esošās sugas. Tomēr augstākā ķīmiskā vienādojuma gadījumā neviena no šīm izmaiņām nemainītu līdzsvaru.

Kāpēc? Tā kā gāzveida kopējo molu daudzums abās vienādojuma pusēs ir vienāds.

Līdzsvara mērķis būs līdzsvarot spiediena izmaiņas, bet tā kā abas reakcijas (tiešās un apgrieztās) rada tādu pašu gāzes daudzumu, tas paliek nemainīgs. Piemēram, attiecībā uz šādu ķīmisko vienādojumu bilance atbilst šīm izmaiņām:

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

Šeit, pirms apjoma samazināšanās (vai spiediena palielināšanās) sistēmā, skala palielinās plāksni, kas ļauj samazināt šo efektu. 

Kā? Spiediena samazināšana, veidojot E. Tas ir tāpēc, ka, tā kā A un B rada lielāku spiedienu nekā E, tie reaģē, lai samazinātu to koncentrāciju un palielinātu E.

Līdzīgi arī Le Chatelier princips prognozē apjoma pieauguma ietekmi. Ja tas notiek, līdzsvaram ir jānovērš efekts, veicinot vairāk gāzveida dzimumzīmju veidošanos, kas atjauno spiediena zudumu; šoreiz balansu pārvietojot pa kreisi, pacelot apakštase A + B.

Temperatūras izmaiņas

Siltumu var uzskatīt par reaktīvu un produktu. Tāpēc, atkarībā no reakcijas entalpijas (ΔHrx), reakcija ir eksotermiska vai endotermiska. Tad siltums tiek novietots ķīmiskajā vienādojuma kreisajā vai labajā pusē.

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

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

Šeit sistēmas apkure vai dzesēšana rada tādas pašas reakcijas kā koncentrācijas izmaiņu gadījumā.

Piemēram, ja reakcija ir eksotermiska, sistēmas dzesēšana veicina līdzsvara pārvietošanu pa kreisi; tā kā, ja to silda, reakcija turpinās ar lielāku tendenci pa labi (A + B);.

Programmas

No neskaitāmiem lietojumiem, jo ​​daudzas reakcijas sasniedz līdzsvaru, mums ir:

Haberas procesā

N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g) (eksotermisks)

Augstākais ķīmiskais vienādojums atbilst amonjaka veidošanai, kas ir viens no lielākajiem savienojumiem, kas ražoti rūpnieciskajos svaros.

Šeit ir ideāli apstākļi NH iegūšanai3 tie ir tie, kuros temperatūra nav ļoti augsta, un arī, ja ir augsts spiediena līmenis (200 līdz 1000 atm).

Dārzkopībā

Purple hydrangeas (augšējais attēls) veido līdzsvaru ar alumīniju (Al3+) atrodas augsnē. Šī metāla, Lewis skābes, klātbūtne izraisa to paskābināšanos.

Tomēr pamata augsnēs hortenzijas ziedi ir sarkani, jo alumīnijs minētajās augsnēs ir nešķīstošs un augu nevar izmantot..

Dārznieks ar zināšanām par Le Chatelier principu varēja mainīt savu hortenziju krāsu, saprātīgi paskābinot augsnes..

Izveidojot dobumos

Daba arī izmanto Le Chatelier principu, lai aptvertu caverniskos jumtus ar stalaktītiem.

Ca2+(ac) + 2HCO3-(ac) <=> CaCO3s) CO2(ac) + H2O (l)

CaCO3 (kaļķakmens) nešķīst ūdenī, kā arī CO2. Kā CO2 izbēg, līdzsvars pāriet pa labi; tas ir, vairāk CaCO veidošanās3. Tas izraisa tādu smailu apdari kā augšējā attēlā.

Atsauces

  1. Doc Brauna ķīmija. (2000). Teorētiskā-fizikālā uzlabotā līmeņa ķīmija - līdzsvara - ķīmiskās līdzsvara pārskatīšanas piezīmes 3. DAĻA. Saturs iegūts 2018. gada 6. maijā, no: docbrown.info
  2. Jessie A. Key. Līdzsvara maiņa: Le Chatelier princips. Saturs iegūts 2018. gada 6. maijā no: opentextbc.ca
  3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017. gada 19. maijs). Le Chatelier princips Definīcija. Saturs iegūts 2018. gada 6. maijā, no: thinkco.com
  4. Binod Shrestha. Le-chatelier princips un tā piemērošana. Saturs iegūts 2018. gada 6. maijā no: chem-guide.blogspot.com
  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning, 671-678. Lpp.
  6. Advameg, Inc. (2018). Ķīmiskais līdzsvara stāvoklis. Saturs iegūts 2018. gada 6. maijā, no: scienceclarified.com
  7. James St John. (2016. gada 12. maijs). Travertīna pilskalns (Luray Caverns, Luray, Virginia, ASV) 38. Saturs iegūts 2018. gada 6. maijā, no: flickr.com
  8. Stan Shebs. Hydrangea macrophylla Blauer Prinz. (2005. gada jūlijs). [Attēls] Saturs iegūts 2018. gada 6. maijā no: commons.wikimedia.org