Le Chatelier Principe Waar het uit bestaat en toepassingen

1763
Alexander Pearson
Le Chatelier Principe Waar het uit bestaat en toepassingen

De Le Chatelier-principe beschrijft de reactie van een systeem in evenwicht om de effecten tegen te gaan die worden veroorzaakt door een externe agent. Het werd in 1888 geformuleerd door de Franse chemicus Henry Louis Le Chatelier. Het wordt toegepast op elke chemische reactie die in staat is om een ​​evenwicht te bereiken in gesloten systemen..

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

Henry Louis Le Chatelier

Eenmaal gesloten, keert het systeem terug naar evenwicht en dankzij dit principe kan de manier waarop dit wordt bereikt, worden voorspeld. Is het nieuwe evenwicht hetzelfde als het oude? Het hangt af van de tijd waarin het systeem wordt blootgesteld aan externe storingen; als het lang genoeg duurt, is het nieuwe evenwicht anders.

Artikel index

  • 1 Wat doet?
  • 2 Factoren die de chemische balans veranderen
    • 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 Bij tuinieren
    • 3.3 Bij de vorming van grotten
  • 4 referenties

Waar bestaat het uit?

De volgende chemische vergelijking komt overeen met een reactie die een 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) van buitenaf die het evenwicht verstoren.

Maar wat houdt balans precies in? Wanneer dit is ingesteld, worden de snelheden van de voorwaartse (met de klok mee) en achterwaartse (tegen de klok in) reactie gelijk. Bijgevolg blijven de concentraties van alle soorten constant in de tijd..

Het bovenstaande kan als volgt worden begrepen: zodra een beetje A en B reageren om C en D te produceren, reageren ze tegelijkertijd met elkaar om de verbruikte A en B te regenereren, enzovoort terwijl het systeem in evenwicht blijft ..

Wanneer het systeem echter wordt verstoord - of het nu gaat om toevoeging van A, warmte, D of door het volume te verminderen -, voorspelt het principe van Le Chatelier hoe het zich zal gedragen om de veroorzaakte effecten tegen te gaan, hoewel het niet het moleculaire mechanisme verklaart. waardoor het weer in evenwicht kan komen.

Dus, afhankelijk van de aangebrachte wijzigingen, kan het gevoel van een reactie worden bevorderd. Als B bijvoorbeeld de gewenste verbinding is, wordt een verandering uitgeoefend zodat het evenwicht verschuift naar zijn formatie.

Factoren die de chemische balans wijzigen

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

Vanuit deze benadering bezien worden de reagentia in de linker pan (of mand) gewogen en worden de producten in de rechter pan gewogen. Vanaf hier wordt de voorspelling van de reactie van het systeem (de balans) eenvoudig.

Concentratie verandert

naarA + bB <=> cC + dD

De dubbele pijl in de vergelijking stelt de steel van de weegschaal voor en de onderstreepte pannen. Dus als er een hoeveelheid (gram, milligram, etc.) van A aan het systeem wordt toegevoegd, komt er meer gewicht op de rechterpan en zal de balans naar die kant kantelen..

Als resultaat komt de C + D schotel omhoog; dat wil zeggen, het wint aan belang in vergelijking met gerecht A + B. Met andere woorden: vóór de toevoeging van A (vanaf B) verschuift de balans de producten C en D naar boven.

Chemisch gezien verschuift het evenwicht naar rechts: naar de productie van meer C en D.

Het omgekeerde gebeurt als er hoeveelheden C en D aan het systeem worden toegevoegd: de linkerpan wordt zwaarder, waardoor de rechterpan omhoog gaat..

Dit resulteert wederom in een stijging van de concentraties van A en B; daarom wordt een verschuiving van evenwicht naar links gegenereerd (de reactanten).

Veranderingen in druk of volume

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

De druk- of volumeveranderingen die in het systeem worden veroorzaakt, hebben alleen noemenswaardige effecten op soorten in gasvormige toestand. Voor de hogere chemische vergelijking zou echter geen van deze wijzigingen het evenwicht wijzigen.

Waarom? Omdat het totale aantal gasvormige mollen aan beide zijden van de vergelijking hetzelfde is.

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

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

Hier, in het geval van een afname van het volume (of toename van de druk) in het systeem, zal de balans de pan omhoog brengen om dit effect te verminderen.. 

Hoe? Het verlagen van de druk, door de vorming van E. Dit komt doordat, als A en B meer druk uitoefenen dan E, ze reageren om hun concentraties te verlagen en die van E te verhogen..

Evenzo voorspelt het Le Chatelier-principe het effect van een toenemend volume. Wanneer dit gebeurt, moet de balans het effect tegengaan door de vorming van meer gasvormige molen te bevorderen die het drukverlies herstellen; deze keer de balans naar links verschuiven, de pan A + B optillen.

Temperatuurveranderingen

Warmte kan zowel als reactief als als product worden beschouwd. Daarom is de reactie, afhankelijk van de reactie-enthalpie (ΔHrx), 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 wekt het verwarmen of koelen van het systeem dezelfde reacties op als bij concentratieveranderingen..

Als de reactie bijvoorbeeld exotherm is, bevordert het koelen van het systeem de verplaatsing van het evenwicht naar links; terwijl als het wordt verwarmd, de reactie doorgaat met een grotere neiging naar rechts (A + B).

Toepassingen

Onder de ontelbare toepassingen, aangezien veel reacties een evenwicht bereiken, zijn er de volgende:

In het proces van Haber

Ntwee(g) + 3Htwee(g) <=> 2NH3(g) (exotherm)

De bovenste chemische vergelijking komt overeen met de vorming van ammoniak, een van de belangrijkste verbindingen die op industriële schaal worden geproduceerd..

Hier de ideale voorwaarden voor het verkrijgen van NH3 zijn die waar de temperatuur niet erg hoog is en, evenzo, waar er hoge drukniveaus zijn (200 tot 1000 atm).

In tuinieren

Paarse hortensia's (afbeelding bovenaan) balanceren met aluminium (Al3+) aanwezig in bodems. De aanwezigheid van dit metaal, Lewis-zuur, resulteert in hun verzuring.

In basale bodems zijn hortensiabloemen echter rood, omdat aluminium in deze bodems onoplosbaar is en niet door de plant kan worden gebruikt..

Een tuinman die bekend is met het Le Chatelier-principe zou de kleur van zijn hortensia's kunnen veranderen door de bodems slim te verzuren.

In de grotformatie

De natuur maakt ook gebruik van het Le Chatelier-principe om holle plafonds te bedekken met stalactieten.

ACtwee+(ac) + 2HCO3-(ac) <=> Dief3(s) + COtwee(ac) + HtweeO (l)

De CaCO3 (kalksteen) is onoplosbaar in water, evenals in COtwee. Zoals de COtwee 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 de afbeelding hierboven..

Referenties

  1. Doc Brown's Chemistry. (2000). Theoretisch-fysisch geavanceerde chemie - Evenwicht - Herzieningsnotities chemisch evenwicht DEEL 3. Opgehaald op 6 mei 2018, van: docbrown.info
  2. Jessie A. Key. Shifting Balance: het principe van Le Chatelier. Opgehaald op 6 mei 2018, van: opentextbc.ca
  3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (19 mei 2017). Principedefinitie 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 ed.). 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). Travertijn druipsteen (Luray Caverns, Luray, Virginia, VS) 38. Opgehaald op 6 mei 2018, van: flickr.com
  8. Stan Shebs. Hydrangea macrophylla Blauer Prinz. (Juli 2005). [Figuur]. Opgehaald op 6 mei 2018, van: commons.wikimedia.org

Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.