Le Chatelier-Brown -periaate

Kokeneet kirjoittajat eivät ole vielä tarkistaneet sivun nykyistä versiota, ja se voi poiketa merkittävästi 1. lokakuuta 2021 tarkistetusta versiosta . vahvistus vaatii 1 muokkauksen .

Le Chatelier - Brownin ( 1884 ) periaate - jos stabiilissa tasapainossa olevaan järjestelmään vaikuttaa ulkopuolelta muuttamalla mitä tahansa tasapainoolosuhteita ( lämpötila , paine , konsentraatio , ulkoinen sähkömagneettinen kenttä ), prosessit järjestelmässä tehostuvat. , suunnattu muutosvastarintaman puolelle.

Henri Le Chatelier ( Ranska ) muotoili tämän termodynaamisen liikkuvan tasapainon periaatteen, jonka Karl Brown yleisti myöhemmin [1] .

Periaate soveltuu kaikenlaiseen tasapainoon: mekaaniseen, termiseen, kemialliseen, sähköiseen ( Lenz-ilmiö , Peltier-ilmiö ) [2] .

Jos ulkoiset olosuhteet muuttuvat, tämä johtaa aineiden tasapainopitoisuuksien muutokseen. Tässä tapauksessa puhutaan kemiallisen tasapainon rikkomisesta tai siirtymisestä .

Kemiallinen tasapaino muuttuu suuntaan tai toiseen, kun jokin seuraavista parametreista muuttuu:

järjestelmän lämpötila, eli kun sitä lämmitetään tai jäähdytetään
paine järjestelmässä, eli kun se puristetaan tai laajennetaan
yhden palautuvan reaktion osallistujan keskittyminen

Lämpötilan vaikutus

Termokemiallisen yhtälön loppuun kirjoitettu symboli +Q tai −Q kuvaa suoran reaktion lämpövaikutusta . Se on suuruudeltaan yhtä suuri kuin käänteisen reaktion lämpövaikutus, mutta etumerkillisesti päinvastainen.

Lämpötilan vaikutus riippuu reaktion lämpövaikutuksen merkistä. Lämpötilan noustessa kemiallinen tasapaino siirtyy endotermisen reaktion suuntaan , kun lämpötila laskee, eksotermisen reaktion suuntaan . Yleisessä tapauksessa lämpötilan muuttuessa kemiallinen tasapaino siirtyy kohti prosessia, jossa entropian muutoksen merkki on sama kuin lämpötilan muutoksen merkki.

Tasapainovakion lämpötilariippuvuus kondensoiduissa järjestelmissä kuvataan van't Hoffin isobar -yhtälöllä:

\left({\frac {d\ln K_{P}}{dT}}\right)_{p}={\frac {\Delta H^{0}}{RT^{2}}} ,

järjestelmissä, joissa on kaasufaasi - van't Hoffin isokooriyhtälön mukaan

\left({\frac {d\ln K_{C}}{dT}}\right)_{v}={\frac {\Delta U^{0}}{RT^{2}}} .

Pienellä lämpötila-alueella tiivistyneissä järjestelmissä tasapainovakion ja lämpötilan välinen suhde ilmaistaan seuraavalla yhtälöllä:

\ln K_{P}=-{\frac {\Delta H^{0}}{RT}}+{\frac {\Delta S^{0}}{R}}.

Esimerkiksi ammoniakin synteesireaktiossa

{\mathsf {N_{2}+3H_{2}\rightleftarrows 2NH_{3}+Q))

lämpövaikutus standardiolosuhteissa on +92 kJ/mol, reaktio on eksoterminen, joten lämpötilan kohoaminen johtaa tasapainon siirtymiseen kohti lähtöaineita ja tuotteen saannon laskua.

Paineen vaikutus

Paine vaikuttaa merkittävästi tasapainoasemaan reaktioissa, joissa on mukana kaasumaisia aineita, johon liittyy tilavuuden muutos, joka johtuu aineen määrän muutoksesta siirtyessä lähtöaineista tuotteisiin:

Paineen kasvaessa tasapaino siirtyy suuntaan, jossa kaasujen kokonaismoolimäärä pienenee ja päinvastoin.

Ammoniakin synteesireaktiossa kaasujen määrä puolittuu: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Tämä tarkoittaa, että paineen noustessa tasapaino siirtyy kohti NH 3 :n muodostumista , kuten seuraavat tiedot ammoniakin synteesireaktiosta 400 °C:ssa osoittavat:

paine, MPa	0.1	kymmenen	kaksikymmentä	kolmekymmentä	60	100
NH 3 tilavuusosuus , %	0.4	26	36	46	66	80

Inerttien kaasujen vaikutus

Inerttien kaasujen lisäämisellä reaktioseokseen tai inerttien kaasujen muodostuksella reaktion aikana on sama vaikutus kuin paineen alentamisella, koska reagoivien aineiden osapaine laskee. On huomattava, että tässä tapauksessa kaasua, joka ei osallistu reaktioon, pidetään inerttinä kaasuna. Järjestelmissä, joissa kaasumoolien määrä vähenee, inertit kaasut siirtävät tasapainoa kohti lähtöaineita, joten tuotantoprosesseissa, joissa inerttejä kaasuja voi muodostua tai kerääntyä, vaaditaan kaasuputkien säännöllistä puhallusta.

Keskittymisen vaikutus

Keskittymisen vaikutus tasapainotilaan noudattaa seuraavia sääntöjä:

Kun yhden lähtöaineen pitoisuus kasvaa, tasapaino siirtyy reaktiotuotteiden muodostumisen suuntaan (oikealle);
Kun yhden reaktiotuotteen pitoisuus kasvaa, tasapaino siirtyy lähtöaineiden muodostumisen suuntaan (vasemmalle).

Muistiinpanot

↑ Tiukan (ei kaavallisen) johdannaisen lyhennetystä Le Chatelier-Brown -periaatteesta Gibbs on jo ilmaissut sanallisesti teoksessa "On the Equilibrium of Heterogeneous Substances" - eräänlainen paradoksi: D.W. Gibbsin kaavat muunnetaan yleensä kuvaaviksi vastineiksi - katso A.I. Rusanovin ja M. M. Shultzin artikkeli (1960) Rusanov A. I., Shults M. M. Leningradin yliopiston tiedote. 1960. Nro 4. s. 60-65 Arkistoitu 14. toukokuuta 2005 Wayback Machinessa
↑ I. P. Bazarov. Termodynamiikka . - M . : Higher School, 1991. - S. 133. Arkistoitu kopio (linkki ei saatavilla) . Käyttöpäivä: 18. helmikuuta 2012. Arkistoitu alkuperäisestä 7. lokakuuta 2013. (määrätön)