Principiul Le Chatelier în ce constă și aplicațiile

Principiul Le Chatelier descrie răspunsul unui sistem în echilibru pentru a contracara efectele cauzate de un agent extern. A fost formulată în 1888 de către chimistul francez Henry Louis Le Chatelier. Se aplică la orice reacție chimică care este capabilă să atingă un echilibru în sistemele închise.

Ce este un sistem închis? Aici există transferul de energie între granițele sale (de exemplu, un cub), dar nu și materia. Cu toate acestea, pentru a exercita o schimbare a sistemului, este necesar să îl deschidem și apoi să-l închidem din nou pentru a studia cum reacționează la perturbare (sau schimbare).

Odată închis, sistemul va reveni la echilibru, iar modul său de realizare poate fi anticipat datorită acestui principiu. Este noul echilibru același cu cel precedent? Depinde de timpul la care sistemul este supus perturbațiilor externe; Dacă durează suficient timp, noul sold este diferit.

index

• 1 Ce este?
• 2 Factorii care modifică echilibrul chimic
  • 2.1 Modificări ale concentrației
  • 2.2 Modificări ale presiunii sau volumului
  • 2.3 Schimbări de temperatură
• 3 Aplicații
  • 3.1 În procesul Haber
  • 3.2 În grădinărit
  • 3.3 În formarea de caverne
• 4 Referințe

Ce este?

Următoarea ecuație chimică corespunde unei reacții care a atins echilibrul:

aA + bB <=> cC + dD

În această expresie a, b, c și d sunt coeficienții stoichiometrici. Deoarece sistemul este închis, reactivii (A și B) sau produsele (C și D) care perturbă echilibrul intră din exterior.

Dar, ce înseamnă exact echilibrul? Când acest lucru este stabilit, vitezele reacției directe (în dreapta) și invers (în stânga) sunt egale. Prin urmare, concentrațiile tuturor speciilor rămân constante în timp.

Acest lucru poate fi înțeles după cum urmează: doar unele reacționează A și B pentru a produce C și D, aceștia reacționează unul cu celălalt, în același timp, pentru a regenera A și B consumate, și așa mai departe, în timp ce sistemul rămâne în echilibru.

Cu toate acestea, atunci când sunt aplicate la un sistem de perturbare fie prin adăugarea de A, de căldură, D sau reducerea volemică, principiul Le Chatelier anticipa cum se va comporta pentru a contracara efectele cauzate, dar nu explică mecanismul prin care vă permite să reveniți la echilibru.

Astfel, în funcție de schimbările făcute, sentimentul unei reacții poate fi favorizat. De exemplu, dacă B este compusul dorit, se exercită o schimbare în așa fel încât echilibrul să se mute la formarea sa.

Factorii care modifică echilibrul chimic

Pentru a înțelege principiul lui Le Chatelier, o abordare excelentă este să presupunem că soldul constă într-un echilibru.

Din această abordare, în farfuriea stângă (sau coșul), reactivii sunt cântăriți, iar în cel din dreapta produsele sunt cântărite. De aici, predicția răspunsului sistemului (balanța) devine ușor.

Modificări ale concentrației

laA + bB <=> cC + dD

Săgeata dublă din ecuație reprezintă coada echilibrului și subliniază farfurii. Apoi, dacă se adaugă la sistem o cantitate (grame, miligrame etc.) a lui A, va exista o greutate mai mare în tava dreaptă, iar balanța se va înclina în acea parte.

În consecință, panoul C + D crește; adică câștigă importanță în fața vasului A + B. Cu alte cuvinte: înainte de adăugarea lui A (din B), balanța transferă produsele C și D în sus.

Din punct de vedere chimic, echilibrul se sfârșește prin mișcarea spre dreapta: către producerea mai multor C și D.

Opusul se întâmplă în cazul în care sistemul este adăugat cantități de C și D: farfuria stângă devine mai greu, determinând cel din dreapta să se ridice.

Din nou, aceasta conduce la o creștere a concentrațiilor de A și B; prin urmare, se generează o schimbare a balanței către stânga (reactanții).

Modificări ale presiunii sau volumului

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

Schimbările de presiune sau de volum cauzate de sistem au numai efecte notabile asupra speciilor în stare gazoasă. Cu toate acestea, pentru ecuația chimică superioară, niciuna dintre aceste modificări nu ar modifica echilibrul.

De ce? Deoarece cantitatea de molii totali gazoși de pe ambele părți ale ecuației este aceeași.

Balanța va încerca să echilibreze schimbările de presiune, dar deoarece ambele reacții (directe și inverse) produc aceeași cantitate de gaz, acestea rămân neschimbate. De exemplu, pentru următoarea ecuație chimică, balanța nu răspunde la aceste modificări:

laA (g) + bB (g) <=> șiE (g)

Aici, înainte de o scădere a volumului (sau de creștere a presiunii) în sistem, balanța va ridica placa pentru a reduce acest efect.

Cum? Scăderea presiunii, prin formarea lui E. Acest lucru se datorează faptului că, deoarece A și B exercită o presiune mai mare decât E, ei reacționează pentru a-și micșora concentrațiile și pentru a crește E.

De asemenea, principiul Le Chatelier prezice efectul creșterii volumului.Atunci când se întâmplă acest lucru, echilibrul trebuie să contracareze efectul prin promovarea formării de molii mai gazoși care restabilește pierderea de presiune; de data aceasta, deplasarea balanței spre stânga, ridicarea plăcii A + B.

Schimbări de temperatură

Căldura poate fi considerată atât reactivă, cât și produs. Prin urmare, în funcție de entalpia reacției (ΔHrx), reacția este exotermă sau endotermică. Apoi, căldura este plasată pe partea stângă sau dreaptă a ecuației chimice.

aA + bB + căldură <=> cC + dD (reacție endotermică)

aA + bB <=> cC + dD + căldură (reacție exotermică)

Aici, încălzirea sau răcirea sistemului generează aceleași răspunsuri ca și în cazul modificărilor în concentrații.

De exemplu, dacă reacția este exotermică, răcirea sistemului favorizează deplasarea echilibrului spre stânga; în timp ce, dacă este încălzit, reacția are o tendință mai mare spre dreapta (A + B).

aplicații

Dintre nenumăratele sale aplicații, deoarece multe reacții ajung la echilibru, avem următoarele:

În procesul lui Haber

N₂(g) + 3H₂(g) <=> 2NH₃(g) (exotermă)

Ecuația chimică superioară corespunde formării amoniacului, unul dintre cei mai mari compuși produși la scară industrială.

Aici, condițiile ideale pentru obținerea NH₃ acestea sunt cele în care temperatura nu este foarte mare și, de asemenea, în cazul în care există niveluri ridicate de presiuni (200 la 1000 atm).

În grădinărit

Hortensiile violete (imaginea de sus) stabilesc un echilibru cu aluminiu (Al³⁺) prezente în soluri. Prezența acestui metal, acidul Lewis, are ca rezultat acidificarea acestora.

Cu toate acestea, în solurile de bază florile hortensiilor sunt roșii, deoarece aluminiul este insolubil în solurile menționate și nu poate fi utilizat de către plante.

Un grădinar care cunoaște principiul Le Chatelier ar putea schimba culoarea hortensiilor sale prin acidificarea inteligentă a solurilor.

În formarea de caverne

Natura folosește de asemenea principiul Le Chatelier pentru a acoperi acoperișurile cavernoase cu stalactite.

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

CaCO₃ (calcar) este insolubil în apă, precum și CO₂. Ca CO₂ scapă, soldul se îndreaptă spre dreapta; adică la formarea mai multor CaCO₃. Acest lucru cauzeaza cresterea finisajelor ascutite, cum ar fi cele din imaginea superioara.

referințe

1. Cartea lui Doc Brown. (2000). Teoretic-fizic Nivel avansat Chimie - Echilibru - Echilibru chimic Observații de revizuire PARTEA 3. Adus la 06.05.2018 de la: docbrown.info
2. Jessie A. Key. Schimbarea echilibrului: Principiul lui Le Chatelier. Adus la 06 mai 2018, de la: opentextbc.ca
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (19 mai 2017). Definiția principiului Le Chatelier. Adus pe 6 mai 2018, de la: thoughtco.com
4. Binod Shrestha. Principiul lui Chatelier și aplicarea lui. Adus la 06 mai 2018, de la: chem-guide.blogspot.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chimie. (Ediția a 8-a). CENGAGE Learning, p 671-678.
6. Advameg, Inc. (2018). Echilibrul chimic - aplicații în viața reală. Adus la 6 mai 2018, de la: scienceclarified.com
7. James St John. (12 mai 2016). Travertin Dripstone (Luray Caverns, Luray, Virginia, Statele Unite ale Americii) 38. Adus la 6 mai 2018 de la: flickr.com
8. Stan Shebs. Hydrangea macrophylla Blauer Prinz. (Iulie 2005). [Figura]. Adus la data de 6 mai 2018 de la: commons.wikimedia.org