Het principe van Le Chatelier in wat bestaat en toepassingen

de Principe van Le Chatelier beschrijft de reactie van een systeem in evenwicht om de effecten veroorzaakt door een extern agens tegen te gaan. Het werd geformuleerd in 1888 door de Franse chemicus Henry Louis Le Chatelier. Het wordt toegepast voor elke chemische reactie die in staat is om evenwicht te bereiken in gesloten systemen.

Wat is een gesloten systeem? Het is waar er de overdracht van energie tussen zijn grenzen is (bijvoorbeeld een kubus), maar niet van materie. Om echter een verandering in het systeem uit te voeren, moet u het openen en vervolgens weer sluiten om te bestuderen hoe het reageert op de storing (of verandering)..

Als het systeem eenmaal is gesloten, keert het terug naar het evenwicht en kan dankzij dit principe worden voorspeld hoe het kan worden bereikt. Is het nieuwe evenwicht hetzelfde als het vorige? Het hangt af van de tijd dat het systeem wordt blootgesteld aan externe verstoringen; als het lang genoeg duurt, is het nieuwe saldo anders.

index

• 1 Waar bestaat het uit??
• 2 Factoren die het chemische evenwicht wijzigen
  • 2.1 Veranderingen in concentratie
  • 2.2 Veranderingen in druk of volume
  • 2.3 Temperatuurveranderingen
• 3 toepassingen
  • 3.1 In het Haber-proces
  • 3.2 In tuinieren
  • 3.3 In de vorming van grotten
• 4 Referenties

Waar bestaat het uit??

De volgende chemische vergelijking komt overeen met een reactie die het evenwicht heeft bereikt:

aA + bB <=> cC + dD

In deze uitdrukking zijn a, b, c en d de stoichiometrische coëfficiënten. Omdat het systeem gesloten is, komen er geen reactanten (A en B) of producten (C en D) die de balans verstoren van buitenaf binnen.

Maar wat betekent balans precies? Wanneer dit is vastgesteld, worden de snelheden van de directe reactie (aan de rechterkant) en omgekeerd (aan de linkerkant) gelijkgetrokken. Daarom blijven de concentraties van alle soorten constant in de loop van de tijd.

Dit kan als volgt begrepen worden: slechts enkele reactie van A en B te produceren C en D, die met elkaar reageren gelijktijdig regenereren van de A en B geconsumeerd, enzovoorts terwijl het systeem in overschot.

Echter, wanneer toegepast op een verstoring-be-systeem door de toevoeging van A, warmte, D of volume- reductie, het principe van Le Chatelier voorspellen hoe hij zich zal gedragen bij het tegengaan van de effecten die worden veroorzaakt, maar heeft niet het mechanisme uit te leggen moleculair waardoor het je toestaat om terug te keren naar het evenwicht.

Afhankelijk van de aangebrachte wijzigingen kan het gevoel van een reactie de voorkeur hebben. Als B bijvoorbeeld de gewenste verbinding is, wordt een verandering op zo'n manier uitgevoerd dat het evenwicht naar de formatie beweegt.

Factoren die de chemische balans wijzigen

Om het principe van Le Chatelier te begrijpen, is een uitstekende benadering om aan te nemen dat het saldo uit een balans bestaat.

Gezien vanuit deze benadering worden de reagentia gewogen op de linker (of mand) plaat en worden de producten aan de rechterkant gewogen. Vanaf hier wordt de voorspelling van de respons van het systeem (de balans) eenvoudig.

Veranderingen in concentratie

naarA + bB <=> cC + dD

De dubbele pijl in de vergelijking vertegenwoordigt de schacht van de balans en onderstreept de schotels. Dus als je aan het systeem een ​​hoeveelheid (gram, milligram, etc.) van A toe te voegen, zal er meer gewicht in de juiste pan en tilt het evenwicht in de richting van die kant.

Als gevolg hiervan stijgt de C + D-pan; dat wil zeggen dat het belangrijker wordt voor de A + B-schotel. Met andere woorden: vóór de toevoeging van A (vanaf B) verplaatst de balans producten C en D naar boven.

In chemische termen eindigt het evenwicht naar rechts: naar de productie van meer C en D.

Het tegenovergestelde gebeurt in het geval dat het systeem toegevoegde hoeveelheden C en D is: de linker schotel wordt zwaarder, waardoor de juiste omhoog komt.

Opnieuw resulteert dit in een toename van de concentraties van A en B; daarom wordt een balansverschuiving naar links gegenereerd (de reagentia).

Veranderingen in druk of volume

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

Veranderingen in druk of volume veroorzaakt in het systeem hebben alleen opmerkelijke effecten op soorten in de gasvormige toestand. Voor de superieure chemische vergelijking zou echter geen van deze veranderingen het evenwicht wijzigen.

Waarom? Omdat de hoeveelheid gasvormig totaal aantal mol aan beide zijden van de vergelijking hetzelfde is.

De balans zal proberen de drukveranderingen in evenwicht te brengen, maar aangezien beide reacties (direct en invers) dezelfde hoeveelheid gas produceren, blijft deze ongewijzigd. Voor de volgende chemische vergelijking reageert het saldo bijvoorbeeld op deze wijzigingen:

naarA (g) + bB (g) <=> enE (g)

Hier, vóór een afname van het volume (of toename van de druk) in het systeem, zal de schaal de plaat verhogen waardoor dit effect kan worden verminderd. 

Hoe? Verlagen van de druk door de vorming van E. Dit is omdat, als A en B meer druk uitoefenen dan E, reageren ze verminderen en concentraties E.

Evenzo voorspelt het principe van Le Chatelier het effect van volumetoename. Wanneer dit gebeurt, moet het evenwicht het effect tegengaan door de vorming van meer gasvormige mollen te bevorderen die het drukverlies herstellen; Deze keer verschuift de balans naar links en neemt de schotel A + B op.

Temperatuur verandert

De warmte kan zowel reactief als product worden beschouwd. Daarom is, afhankelijk van de enthalpie van de reactie (ΔHrx), de reactie exotherm of endotherm. Vervolgens wordt de warmte aan de linker- of rechterkant van de chemische vergelijking geplaatst.

aA + bB + warmte <=> cC + dD (endotherme reactie)

aA + bB <=> cC + dD + warmte (exotherme reactie)

Hier genereert het verwarmen of koelen van het systeem dezelfde reacties als in het geval van veranderingen in concentraties.

Als de reactie bijvoorbeeld exotherm is, wordt door koeling van het systeem de verplaatsing van het evenwicht naar links bevorderd; terwijl als het wordt verwarmd, de reactie een grotere neiging naar rechts heeft (A + B).

toepassingen

Onder de ontelbare toepassingen, omdat veel reacties een evenwicht bereiken, hebben we het volgende:

In het proces van Haber

N₂(g) + 3H₂(G) <=> 2NH₃(g) (exotherm)

De superieure chemische vergelijking komt overeen met de vorming van ammoniak, een van de grootste verbindingen die op industriële schaal wordt geproduceerd.

Hier, de ideale omstandigheden voor het verkrijgen van NH₃ dit zijn die waarbij de temperatuur niet erg hoog is en ook waar er hoge niveaus van druk zijn (200 tot 1000 atm).

In tuinieren

Paarse hortensia's (bovenste afbeelding) brengen een balans tot stand met aluminium (Al³⁺) aanwezig in de bodem. De aanwezigheid van dit metaal, Lewis-zuur, brengt als gevolg daarvan de verzuring met zich mee.

Echter, in de basis bodem hortensia bloemen zijn rood, omdat aluminium is onoplosbaar in deze gronden en kan niet worden gebruikt door de plant.

Een tuinman met kennis van het principe van Le Chatelier zou de kleur van zijn hortensia's kunnen veranderen door intelligente verzuring van de bodem.

In de vorming van grotten

De natuur maakt ook gebruik van het principe van Le Chatelier om de spelonkachtige daken te bedekken met stalactieten.

Ca²⁺(ac) + 2HCO₃^-(Aq) <=> CaCO₃(s) + CO₂(ac) + H₂O (l)

De CaCO₃ (kalksteen) is onoplosbaar in water, evenals CO₂. Zoals de CO₂ ontsnapt, de balans verschuift naar rechts; dat wil zeggen, naar de vorming van meer CaCO₃. Dit veroorzaakt de groei van die puntige afwerkingen, zoals die in het bovenste beeld.

referenties

1. Doc Brown's Chemistry. (2000). Theoretische-Physical Chemistry Advanced Level - Evenwichten - Equilibrium Chemical Herziene DEEL 3. Toelichting Teruggewonnen op 6 mei 2018, vanaf: docbrown.info
2. Jessie A. Key. Equilibria Shifting: het principe van Le Chatelier. Opgehaald op 6 mei 2018, vanaf: opentextbc.ca
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (19 mei 2017). De principe-definitie van Le Chatelier. Opgehaald op 6 mei 2018, van: thoughtco.com
4. Binod Shrestha. Het principe van Le-chatelier en de toepassing ervan. Opgehaald op 6 mei 2018, van: chem-guide.blogspot.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren, p 671-678.
6. Advameg, Inc. (2018). Chemisch evenwicht - Real-life toepassingen. Opgehaald op 6 mei 2018, van: scienceclarified.com
7. James St. John. (12 mei 2016). Travertine Dripstone (Luray Caverns, Luray, Virginia, VS) 38. Opgehaald op 6 mei 2018, vanaf: flickr.com
8. Stan Shebs. Hydrangea macrophylla Blauer Prinz. (Juli 2005). [Afbeelding]. Opgehaald op 6 mei 2018, van: commons.wikimedia.org