A Le Chatelier elve egy egyensúlyi rendszer reakcióját írja le, amely a külső ágensek által okozott hatások ellensúlyozására szolgál. 1888-ban a francia vegyész, Henry Louis Le Chatelier fogalmazta meg. Minden olyan kémiai reakciónál alkalmazzák, amely zárt rendszerekben képes az egyensúly eléréséhez.

Mi a zárt rendszer? Ez az, ahol az energia transzferálódik a határok között (például egy kocka), de az anyag nem. Ahhoz azonban, hogy változtatást indítson a rendszerben, azt meg kell nyitni, majd ismét bezárni, hogy megtudja, hogyan reagál a zavarra (vagy változásra).

Henry Louis Le Chatelier

A bezárás után a rendszer visszatér az egyensúlyba, és ennek elérésének módja ennek az elvnek köszönhetően megjósolható. Az új egyensúly megegyezik a régikal? Attól függ, hogy mennyi ideig zavarja a rendszer a külső zavarokat; Ha ez elég hosszú ideig tart, akkor az új egyensúly más.

Miből áll?

A következő kémiai egyenlet felel meg egy egyensúlyi állapotú reakciónak:

aA + bB <=> cC + dD

Ebben a kifejezésben a, b, c és d a sztöchiometrikus együtthatók. Mivel a rendszer zárva van, kívülről semmilyen reagens (A és B) vagy termék (C és D) nem juthat be, amelyek zavarják az egyensúlyt.

De mit jelent pontosan az egyensúly? Ha ez be van állítva, az előre (jobbra) és a hátra (balra) reakció sebessége egyenlő lesz. Következésképpen valamennyi faj koncentrációja az idő során állandó marad.

A fentiek ilyen módon érthetők: amint egy kis A és B reagál, hogy C és D képződjön, ugyanakkor reagálnak egymással az elfogyasztott A és B regenerálására, és így tovább, miközben a rendszer egyensúlyban marad.

Amikor azonban a rendszer zavarát okozza - akár A, hő, D hozzáadásával vagy a térfogat csökkentésével -, a Le Chatelier elve megjósolja, hogyan fog viselkedni az okozott hatások ellensúlyozására, bár nem magyarázza meg a mechanizmust molekuláris, lehetővé téve, hogy visszatérjen az egyensúlyba.

Így - a végrehajtott változtatásoktól függően - a reakció értelme részesíthető előnyben. Például, ha B a kívánt vegyület, akkor olyan változást hajtunk végre, hogy az egyensúly elmozduljon a kialakulásához.

A kémiai egyensúlyt módosító tényezők

A Le Chatelier elvének megértése érdekében nagyszerű közelítés feltételezni, hogy az egyensúly skálából áll.

Ebből a megközelítésből a reagenseket a bal oldali edényben (vagy kosárban), a termékeket a jobb oldali edényben mérjük. Innentől kezdve a rendszer válaszának (az egyensúly) előrejelzése megkönnyíti.

A koncentráció változásai

aA + bB <=> cC + dD

Az egyenletben található kettős nyíl az egyensúly szárát és az aláhúzott edényeket jelöli. Tehát ha egy mennyiséget (gramm, milligramm, stb.) Adagolnak a rendszerhez, akkor a jobb serpenyőn nagyobb súly lesz, és az egyensúly arra az oldalra dől.

Ennek eredményeként a C + D lemez megemelkedik; más szóval, az A + B ételhez viszonyítva fontosabbá válik. Más szavakkal: A hozzáadásával (mint a B esetében) a mérleg a C és D terméket felfelé tolja.

Kémiai szempontból az egyensúly jobbra tolódik el: több C és D termelése felé.

Ellenkező esetben fordul elő, ha C és D mennyiségeket adnak a rendszerhez: a bal oldali edény nehezebbé válik, és a jobb edény megemelkedik.

Ez megint növeli az A és B koncentrációit; ezért egyensúlyi eltolódást generálunk balra (a reagensek).

Nyomás vagy térfogat változás

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

A rendszerben a nyomás vagy térfogat változásai csak a gáznemű fajokra gyakorolnak jelentős hatást. A magasabb kémiai egyenlethez azonban ezek a változtatások nem változtatják meg az egyensúlyt.

Miért? Mivel az egyenlet mindkét oldalán a gáz összes moljának száma megegyezik.

Az egyensúly a nyomásváltozások kiegyensúlyozására törekszik, de mivel mindkét reakció (közvetlen és inverz) azonos mennyiségű gázt termel, változatlan marad. Például a következő kémiai egyenletre az egyenleg reagál ezekre a változásokra:

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

A rendszerben a térfogatcsökkenés (vagy a nyomás növekedése) ellenére az egyensúly emeli az edényt e hatás csökkentése érdekében.

Hogyan? A nyomás csökkentése az E képződése révén. Ennek oka az, hogy mivel A és B nagyobb nyomást gyakorol, mint az E, úgy reagálnak, hogy csökkentik koncentrációjukat és növelik az E koncentrációját.

Hasonlóképpen, a Le Chatelier-elv megjósolja a növekvő hangerőt. Amikor ez megtörténik, akkor az egyensúlynak ellensúlyoznia kell a hatást azáltal, hogy elősegíti a gáznemű molok képződését, amelyek visszaállítják a nyomásveszteséget; ezúttal az egyensúlyt balra tolva, az A + B emelőt emelve.

Hőmérséklet változások

A hő reaktívnak és terméknek tekinthető. Ezért, a reakció entalpiájától függően (ΔHrx), a reakció exoterm vagy endoterm. Ezután a hőt a kémiai egyenlet bal vagy jobb oldalára helyezik.

aA + bB + hő <=> cC + dD (endoterm reakció)

aA + bB <=> cC + dD + hő (exoterm reakció)

Itt a rendszer melegítése vagy hűtése ugyanolyan válaszokat generál, mint a koncentráció változása esetén.

Például, ha a reakció exoterm, a rendszer lehűtése elősegíti az egyensúly balra tolódását; miközben melegítik, a reakció jobb jobb hajlammal folytatódik (A + B).

Alkalmazások

Számtalan alkalmazása között, mivel sok reakció egyensúlyba kerül, a következők vannak:

Haber folyamatában

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) <=> 2NH ₃ (g) (exoterm reakció)

A felső kémiai egyenlet az ammónia képződésének felel meg, amely az ipari méretekben előállított egyik fő vegyület.

Itt az NH ₃ előállításának ideális feltételei azok, amelyekben a hőmérséklet nem túl magas, és ahol magas a nyomás (200–1000 atm).

Kertészetben

A lila hortenzia (felső kép) egyensúlyt teremt a talajban lévő alumíniummal (Al ³⁺). Ennek a fémnek a Lewis-sav jelenléte megsavanyodást eredményez.

Az alaptalajban azonban a hortenzia virágok pirosak, mivel az alumínium ezekben a talajokban nem oldódik, és a növény ezeket nem tudja felhasználni.

A kertész, aki ismeri a Le Chatelier elvet, megváltoztathatja hortenzia színét azáltal, hogy ügyesen megsavanyítja a talajt.

A barlangok kialakulásakor