Princip Le Chatelier: et videnskabeligt gennembrud i det 18. århundrede
Mange kender til Le Chatelier-princippet fra skolebænken. Men få forstår og kan forklare, hvad dette kendte princip er.
Fransk forsker fortalte verden om lovendynamisk ligevægt i 1884. I slutningen af det nittende århundrede var opdagelsen meget vigtig og tiltrak straks det videnskabelige samfunds opmærksomhed. Men på grund af manglen på internationalt videnskabeligt samarbejde for et og et halvt år siden vidste kun hans landsmænd om Le Chateliers videnskabelige gennembrud. I 1887 forskydningen af den kemiske ligevægt i den eksterne ændrer sig, sagde den tyske videnskabsmand Karl Ferdinand Braun, uafhængigt opdaget den samme videnskabelige lov, som under-briefet om French Open. Det er ikke uheldigt, at dette princip ofte kaldes Le Chatelier-Brown-princippet.
Så hvad er Le Chateliers princip?
De systemer, der er i ligevægt, har altid en tendens tilAt opretholde sin balance og modvirke eksterne kræfter, faktorer og forhold. Denne regel gælder for alle systemer og for enhver proces: kemisk, elektrisk, mekanisk, termisk. Le Chatelier-princippet har en særlig praktisk betydning for reversible kemiske reaktioner.
Effekt af temperatur på strømningshastighedReaktionen er direkte afhængig af typen af reaktion for den termiske virkning. Med en stigning i temperatur skiftes ligevægten mod den endoterme reaktion. Sænkning af temperaturen fører henholdsvis til et forskydning i den kemiske ligevægt mod den eksoterme reaktion. Årsagen til dette ses i det faktum, at når systemet fjernes fra ligevægt af eksterne kræfter, bliver det til en tilstand med mindre afhængighed af eksterne faktorer. Afhængigheden af endoterme og eksoterme processer på ligevægtstilstanden udtrykkes af Van't Hoff ligningen:
V2 = V1 * y (T2-T1) / 10,
hvor V2 er den kemiske reaktions hastighed ved en ændret temperatur, er V1 den indledende reaktionshastighed, og y er temperaturforskellen parameter.
Den svenske forsker Arrhenius udledte formlen for eksponentiel afhængighed af reaktionshastigheden på temperaturregimet.
K = A • e (-E (RT)), hvor E - aktiveringsenergi, R - Universal gaskonstanten, T temperaturen i systemet. Værdien af A er en konstant.
Når trykket stiger, observeres en forskydningkemisk ligevægt i den retning, hvor stoffer optager et mindre volumen. Hvis mængden af indledende stoffer er større end mængden af reaktionsprodukter, skifter ligevægten mod de oprindelige komponenter. Hvis mængden af reaktionsprodukter overstiger mængden af reagenser, skifter ligevægten således mod de resulterende kemiske forbindelser. Det antages, at hver mol gas optager det samme volumen under normale forhold. Men at ændre trykket i systemet påvirker ikke altid den kemiske ligevægt. Le Chateliers princip viser, at additionsreaktionen i en inert gas trykændringer, men systemet er i ligevægt. I denne reaktion væsentligt kun det pres, der er forbundet med reaktanterne (helium har nogen frie elektroner, reagerer den ikke med stofferne i systemet).
Tilsætningen af en vis mængde af et stof til reaktionen resulterer i et skift i ligevægten mod processen, hvor dette stof bliver mindre.
Ligevægten har en dynamisk karakter. Det er "forstyrret" og "udlignet" på en naturlig måde i løbet af reaktionen. Lad os forklare denne situation gennem et eksempel. Hydrogenering af bromopløsningen frembringer brombrintesyre. Der kommer et tidspunkt, hvor slutproduktet dannes for meget, dens rumfang overstiger den samlede mængde af monomolecule hydrogen og brom, reaktionshastigheden langsommere. Hvis du tilføjer hydrogen eller brom til systemet, vil reaktionen gå i modsat retning.
