Принципът на Le Chatelier е принципът, когато се прилага стрес върху химическа система при равновесие, равновесието ще се измести за облекчаване на стреса. С други думи, може да се използва за прогнозиране на посоката на a химическа реакция в отговор на промяна в условията на температура, концентрация, сила на звука, или налягане. Въпреки че принципът на Льо Шателие може да се използва за прогнозиране на отговора на промяна в равновесието, той не обяснява (на молекулно ниво), защо системата реагира така, както го прави.
Ключови заведения: Принципът на Льо Шателие
- Принципът на Льо Шателие е известен още като принцип на Шателие или закон за равновесие.
- Принципът предвижда ефекта от промените върху системата. Най-често се среща в химията, но се отнася и за икономиката и биологията (хомеостаза).
- По същество принципът гласи, че система в равновесно състояние, която е подложена на промяна, реагира на промяната, за да противодейства частично на промяната и да установи ново равновесие.
Принципът на Шателие или Закона за равновесието
Принципът е кръстен на Хенри Луи Льо Шателие. Льо Шателие и Карл Фердинанд Браун независимо предложиха принципа, който е известен още като принцип на Шателие или закон за равновесие. Законът може да бъде посочен:
Когато една система в равновесие е подложена на промяна в температурата, обема, концентрацията или налягане, системата се приспособява частично да противодейства на ефекта от промяната, което води до ново равновесие.
Докато химичните уравнения обикновено се пишат с реагенти отляво, стрелка, насочена отляво надясно, и продукти отдясно, реалността е, че химическата реакция е в равновесие. С други думи, реакцията може да протече както в посока напред, така и назад или да бъде обратима. При равновесие настъпват реакции напред и назад. Единият може да продължи много по-бързо от другия.
В допълнение към химията принципът се прилага, в малко по-различни форми, и в областта на фармакологията и икономиката.
Как да използваме принципа на Ле Шателие в химията
концентрация: Увеличение на размера на реагенти (концентрацията им) ще измести равновесието, за да произведе повече продукти (благоприятстващи продукта). Увеличаването на броя на продуктите ще измести реакцията до получаване на повече реагенти (предпочитани реагенти). Намаляването на реагентите благоприятства реагентите. Намаляване продукт благоприятства продуктите.
Температура: Температурата може да бъде добавена към система или външно, или в резултат на химическата реакция. Ако химическата реакция е екзотермична (ΔН е отрицателен или се отделя топлина), топлината се счита за продукт на реакцията. Ако реакцията е ендотермична (ΔН е положителен или топлината се абсорбира), топлината се счита за реагент. Така че повишаването или намаляването на температурата може да се счита за същото като увеличаването или намаляването на концентрацията на реагенти или продукти. При повишаване на температурата топлината на системата се увеличава, причинявайки равновесието да се измести наляво (реагенти). Ако температурата се понижи, равновесието се измества надясно (продукти). С други думи, системата компенсира намаляването на температурата, като благоприятства реакцията, която генерира топлина.
Налягане / том: Налягането и обемът могат да се променят, ако един или повече от участниците в химическа реакция са газ. Промяната на парциалното налягане или обем на газ действа същото като промяната на неговата концентрация. Ако обемът на газ се увеличи, налягането намалява (и обратно). Ако налягането или обемът се увеличат, реакцията се измества встрани с по-ниско налягане. Ако налягането се увеличи или обемът намалее, равновесието се измества към страната на по-високо налягане на уравнението. Имайте предвид обаче, че добавянето на инертен газ (например аргон или неон) увеличава общото налягане на система, но не променя парциалното налягане на реагентите или продуктите, така че няма равновесно изместване се случва.
Източници
- Atkins, P.W. (1993). Елементите на физическата химия (3-то изд.). Oxford University Press.
- Evans, D.J.; Searles, D.J.; Митаг, Е. (2001), „Теорема за флуктуацията за хамилтоновите системи - принципът на Льо Шателие“. Физически преглед E, 63, 051105(4).
- Le Chatelier, H.; Boudouard O. (1898), „Граници на запалимост на газообразните смеси“. Бюлетин на Сосиете Химик дьо Франс (Париж), кн. 19, стр. 483–488.
- Мюнстер, А. (1970). Класическа термодинамика (превод Е. С. Халберщат). Wiley-Interscience. Лондон. ISBN 0-471-62430-6.
- Самуелсън, Пол А. (1947 г., Увеличено изд.) 1983). Основи на икономическия анализ. Harvard University Press. ISBN 0-674-31301-1.