Principiul lui Le Châtelier

Echilibru chimic

Reacția reversibilă N ₂ O ₄ (g) ⇌ 2NO 2 (g) este endotermă , deci poziția de echilibru poate fi schimbată prin variația temperaturii. După cum se adaugă căldură și temperatura crește, deplasările de reacție la dreapta și transformă flask brun roșcat , datorită unei creșteri a NO _2. Acest lucru demonstrează principiul Le Chatelier: echilibrul se deplasează în direcția în care consumă energie. Când căldura este îndepărtată și temperatura scade, reacția se deplasează spre stânga și balonul devine incolor datorită unei creșteri a N ₂ O ₄ : din nou conform principiului Le Chatelier.

Principiul Le Châtelier (denumit și principiul Le Châtelier-Braun sau principiul echilibrului mobil ) este un principiu al termodinamicii chimice , conform căruia fiecare sistem tinde să reacționeze la o perturbație care i se impune din exterior, minimizându-i efectele . ^[1]

Atunci când într-o reacție chimică în echilibru parametrii cu care apare ( concentrația reactanților sau concentrația produselor , volum sau presiune , temperatură) sunt modificați, reacția se deplasează fie spre dreapta (spre produse), fie spre stânga ( spre reactanți), pentru a ajunge la un nou echilibru ^[2] .

Trebuie remarcat faptul că principiul se aplică doar sistemelor în echilibru.

Este numit după Henri Le Châtelier, care a declarat-o clar în 1884 .

Ilustrare

Să presupunem că avem o reacție generic cu reactivi și produși în gaz fază.

{\ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}

{\ displaystyle {\ ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}}

{\ displaystyle {\ ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}}

Prin definirea N ₂ „A“, _H2 „B“ și NH ₃ „AB“, presupunem că sistemul se află în echilibru , cu o constantă de echilibru K _p definit după cum urmează:

K_{p}={\frac {p_{AB}}{p_{A}p_{B}}}

{\ displaystyle K_ {p} = {\ frac {p_ {AB}} {p_ {A} p_ {B}}}}

K_ {p} = {\ frac {p _ {{AB}}} {p_ {A} p_ {B}}}

unde diversele $p_{i}$ ${\ displaystyle p_ {i}}$ $p_ {i}$ sunt presiunile parțiale (adică presiunea totală înmulțită cu fracțiile molare ) ale celor trei componente. Această relație este valabilă numai dacă speciile chimice sunt gaze ideale .

La temperatura constantă K _p rămâne neschimbată; în aceste condiții, concentrația componentelor la echilibru se poate modifica ca urmare a unor modificări ale condițiilor sistemului în sine.

Modificarea concentrației

Adăugând A, de exemplu, reacția va trebui să se deplaseze spre dreapta pentru a menține Kp constant _. Pentru a generaliza, adăugând un reactant, echilibrul se va deplasa spre dreapta, adăugând un produs, echilibrul se va deplasa spre stânga.

Presiune și volum

O modificare a presiunii sau a volumului este eficientă numai atunci când toate componentele reacției sunt în faza gazoasă și există o modificare a numărului de moli pe unitate de volum.

Comprimarea amestecului (apoi creșterea presiunii sale) deplasează echilibrul către zona în care există mai puțini aluniți (de exemplu: ${\ce {N2O4 -> 2 NO2}}$ ${\ displaystyle {\ ce {N2O4 -> 2 NO2}}}$ ${\ displaystyle {\ ce {N2O4 -> 2 NO2}}}$ , echilibrul se va deplasa spre stânga deoarece avem un singur mol de substanță), extinzându-l deplasează echilibrul în zona cu cea mai mare concentrație de molecule.

Temperatura

Prin variația temperaturii (rețineți că în acest caz se schimbă și constanta de echilibru), putem înțelege intuitiv răspunsurile sistemului considerând căldura ca un fel de reactant sau produs de reacție: presupunând că reacția noastră este endotermă , adică necesită căldură pentru produce AB, creșterea temperaturii (adică adăugarea căldurii) schimbă reacția spre dreapta.

Exemple

Concentraţie

Variația concentrației unui compus într-o soluție schimbă echilibrul în care această modificare a concentrației poate fi redusă.
Acest lucru poate fi ușor ilustrat în echilibrul dintre monoxidul de carbon și hidrogenul gazos, care reacționează pentru a forma metanol :

{\ce {CO + 2H2 <=> CH3OH}}

{\ displaystyle {\ ce {CO + 2H2 <=> CH3OH}}}

{\ displaystyle {\ ce {CO + 2H2 <=> CH3OH}}}

Prin creșterea concentrației de CO în sistem, principiul lui Le Châtelier prezice tendința reacției de a consuma exces de monoxid, crescând produsul (metanol) și limitând variația excesului de reactiv (monoxid de carbon). Echilibrul se deplasează spre dreapta.

Temperatura

În reacția reversibilă dintre azot gazos și hidrogen gazos, cele două gaze reacționează pentru a forma amoniac :

{\ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}

{\ displaystyle {\ ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}}

{\ displaystyle {\ ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}}

în care există o variație a entalpiei egală cu $\Delta H=-92\ {\text{kJ}}\cdot {\text{mol}}^{-1}$ ${\ displaystyle \ Delta H = -92 \ {\ text {kJ}} \ cdot {\ text {mol}} ^ {- 1}}$ ${\ displaystyle \ Delta H = -92 \ {\ text {kJ}} \ cdot {\ text {mol}} ^ {- 1}}$ . Prin urmare, aceasta este o reacție exotermă (în dreapta).

Dacă temperatura ar fi scăzută, echilibrul s-ar deplasa într-o direcție exotermă, adică spre dreapta, favorizând producția de amoniac. Reacția ilustrată este cunoscută sub numele de procesul Haber .

Pentru a înțelege cum funcționează scăderea sau creșterea temperaturii, se poate considera căldura ca unul dintre produsele reacției; de fapt, în general, o reacție poate fi indicată după cum urmează: ^[3]

aA + bB = cC + dD + q

unde este:

A și B sunt reactanții
C și D produsele
a , b , c și d suntcoeficienții stoichiometrici
q căldura degajată de reacție. ^[4] )

A furniza căldură (la o reacție exotermă) înseamnă, prin urmare, a crește unul dintre produsele sale. Conform principiului de concentrare al lui Le Châtelier, prin urmare, prin creșterea unuia dintre produse, reacția va tinde să crească reactanții, cu o schimbare consecventă spre stânga (spre reactanți) a reacției în sine. În schimb, dacă scădem căldura din reacție, deci un produs, reacția se va deplasa spre dreapta, deoarece tinde să se echilibreze și, prin urmare, să transforme mai mulți reactanți în cantități mai mari de produse.

Într-adevăr, relația luată în considerare poate fi citită atât de la stânga la dreapta, cât și de la dreapta la stânga și corespunde unui echilibru dinamic între „reacția directă” (exotermă):

aA + bB → cC + dD + q

și „reacția sa inversă” (endotermă):

cC + dD + q → aA + bB

Fiecare dintre aceste reacții este asociată cu o viteză de reacție și, în funcție de dacă viteza de reacție a reacției directe sau a reacției inverse este mai mare, va exista producția de C , D și q (în primul caz) sau de A și B respectiv (în al doilea caz).

Pentru principiul 1 Le Châtelier, pe măsură ce concentrația produselor crește, reacția este deplasată spre stânga, prin urmare este favorizată creșterea reactanților A și B (deoarece reacția tinde întotdeauna să se echilibreze și adăugând un produs sistemul de reacție spontan tinde să creeze o cantitate mai mare de reactanți).

Prin urmare, pe măsură ce concentrația produselor ( C , D și / sau q ) crește, reacția va deveni din ce în ce mai puțin exotermă, până când devine endotermă sau endoenergetică (adică va fi absorbția căldurii), astfel încât să elimine căldura furnizat, care, prin urmare, este absorbit. Aceasta înseamnă că este preferată reacția inversă.

În schimb, prin scăderea căldurii (de exemplu prin scăderea temperaturii), reacția se deplasează spre dreapta și sistemul de reacție tinde să formeze o cantitate mai mare de produse. Mai mult, căldura eliminată din reacție este înlocuită prin degajarea căldurii, astfel încât reacția va avea loc într-un mod exoterm sau exoenergetic .

Presiune

O schimbare a presiunii nu face întotdeauna modificări la un sistem de echilibru. Variațiile de presiune provoacă modificări numai dacă speciile chimice sunt prezente în stare gazoasă.

Referindu-vă întotdeauna la reacția procesului Haber menționată în paragraful de mai sus, rețineți că moli de gaz din stânga sunt patru, în timp ce în dreapta sunt doi.

Conform legii gazelor ideale , gazele cu presiune și temperatură egale ocupă același volum. Dacă presiunea totală a sistemului este crescută, echilibrul va tinde să o reducă conform principiului Le Châtelier. Prin urmare, dacă doi moli ocupă un volum mai mic de patru, rezultă că echilibrul se deplasează din nou spre dreapta.

Contraexemple

Principiul lui Le Châtelier este uneori înțeles greșit ca un principiu fundamental al naturii, prin care orice încercare de modificare a unei reacții chimice ar fi contracarată de o reacție de sistem (un pic ca măgarul lui Newton ). În realitate, principiul s-a născut ca o observație empirică, care este valabilă doar pentru sistemele la echilibru al căror comportament depinde în principal de termodinamică și doar marginal de cinetică .

Reacție lentă cinetic

Să presupunem că avem o scurgere de gaz metan într-un apartament. Amestecul de aer și metan care s-ar forma ar trebui să reacționeze în funcție de reacția de ardere:

{\ce {2O2 + CH4 <=> CO2 + 2H2O}}

{\ displaystyle {\ ce {2O2 + CH4 <=> CO2 + 2H2O}}}

{\ displaystyle {\ ce {2O2 + CH4 <=> CO2 + 2H2O}}}

Reacția la dreapta este evident puternic exotermă; cu toate acestea, nu se desfășoară rapid din motive cinetice : adică există potențialul de producere a căldurii puternice, dar în condiții normale reacția este extrem de lentă. Acest lucru se datorează în principal stabilității relative a hidrocarburilor, cum ar fi metanul, atunci când sunt expuse la aer.

Dacă un chiriaș prost viclean intră în cameră și, aprinzând lumina, declanșează o scânteie, aceasta este evident o foarte mică contribuție de căldură la amestecul exploziv și, prin urmare, din punct de vedere strict termodinamic, ar trebui să schimbe echilibrul reacția la stânga: evident, deoarece principiul lui Le Châtelier nu este valabil pentru acest sistem departe de echilibru, rezultatul nu va fi răcirea camerei.

Motor cu combustie interna

Motoarele cu ardere internă produc energie mecanică dintr-o încălcare directă a principiului Le Châtelier: un amestec de aer și combustibil ( benzină , motorină sau altele) este comprimat rapid, ducând la o explozie (a se vedea articolul despre numărul octanic ), cu sau fără utilizarea lumânărilor .

Principiul Le Châtelier, datorită creșterii presiunii și temperaturii (compresia este adiabatică , nu izotermă ), ar prezice o deplasare a reacției către partea endotermă și cu mai puține molecule gazoase, dar reacția care are loc este exact opusul .: arderea produce în principal dioxid de carbon, abur și căldură. Din nou, motivul este instabilitatea termodinamică a amestecului de aer și combustibil.

Sisteme haotice

Contradicția majoră a principiului lui Le Châtelier se află în sistemele haotice , cum ar fi modelele climatice : este cunoscută imaginea bătutului aripilor unui fluture la un capăt al lumii, ceea ce declanșează o serie de evenimente care provoacă un uragan altor șefi. De asemenea, în acest caz, cauza fundamentală a nevalidității principiului este că sistemul nu este în echilibru: în cazul climei, de exemplu, există o intrare continuă de energie în sistem de către soare , care deranjează orice eventuală stare de echilibru care se poate forma.

Notă

^ Silvestroni , p. 222 .
^ Vito Posca, cap. 5 , în Dimensiunea chimică , vol. 2, p. nouăzeci și doi.
^ Din motive de simplitate, luăm în considerare exemplul unei reacții exoterme particulare cu doi reactanți ( A și B ) și două produse ( C și D ). În cel mai general caz, puteți avea orice număr de reactivi și produse.
^ Dacă reacția ar fi fost endotermă, ar fi apărut căldură în stânga reacției, ceea ce este același lucru cu punerea unui „-” în fața lui q .

Bibliografie

Paolo Silvestroni, Fundamentals of chemistry , ed. A X-a, CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8 .

linkuri externe

( EN ) Principiul Le Châtelier , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.

Portalul chimiei

Portalul Termodinamicii

[1] Silvestroni , p. 222 .

[2] Vito Posca, cap. 5 , în Dimensiunea chimică , vol. 2, p. nouăzeci și doi.

[3] Din motive de simplitate, luăm în considerare exemplul unei reacții exoterme particulare cu doi reactanți ( A și B ) și două produse ( C și D ). În cel mai general caz, puteți avea orice număr de reactivi și produse.

[4] Dacă reacția ar fi fost endotermă, ar fi apărut căldură în stânga reacției, ceea ce este același lucru cu punerea unui „-” în fața lui q .

[1]

[2]

[3]

[4]