Principiul Le Chatelier-Brown

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită la 1 octombrie 2021; verificarea necesită 1 editare .

Principiul lui Le Chatelier - Brown ( 1884 ) - dacă se acționează din exterior asupra unui sistem în echilibru stabil, modificând oricare dintre condițiile de echilibru ( temperatura , presiune , concentrație , câmp electromagnetic extern ), atunci procesele din sistem se intensifică , îndreptată către partea de rezistență la schimbare.

Henri Le Chatelier ( Franța ) a formulat acest principiu termodinamic al echilibrului în mișcare, generalizat ulterior de Karl Brown [1] .

Principiul este aplicabil echilibrului de orice natură: mecanic, termic, chimic, electric ( efectul Lenz , fenomenul Peltier ) [2] .

Dacă se schimbă condițiile externe, aceasta duce la o modificare a concentrațiilor de echilibru ale substanțelor. În acest caz, se vorbește despre o încălcare sau o schimbare a echilibrului chimic .

Echilibrul chimic se schimbă într-o direcție sau alta atunci când oricare dintre următorii parametri se modifică:

temperatura sistemului, adică atunci când este încălzit sau răcit
presiune în sistem, adică atunci când este comprimat sau expandat
concentrația unuia dintre participanții la reacția reversibilă

Efectul temperaturii

Simbolul +Q sau −Q , scris la sfârșitul ecuației termochimice, caracterizează efectul termic al reacției directe. Este egală ca mărime cu efectul termic al reacției inverse, dar semn opus.

Efectul temperaturii depinde de semnul efectului termic al reacției. Când temperatura crește, echilibrul chimic se deplasează în direcția reacției endoterme , când temperatura scade, în direcția reacției exoterme . În cazul general, atunci când temperatura se modifică, echilibrul chimic se deplasează spre proces, semnul modificării entropiei în care coincide cu semnul schimbării temperaturii.

Dependența de temperatură a constantei de echilibru în sistemele condensate este descrisă de ecuația izobară van't Hoff:

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

în sistemele cu fază gazoasă - prin ecuația izocoră van't Hoff

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

Într-un interval mic de temperaturi în sisteme condensate, relația dintre constanta de echilibru și temperatură este exprimată prin următoarea ecuație:

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

De exemplu, în reacția de sinteză a amoniacului

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

efectul termic în condiții standard este de +92 kJ/mol, reacția este exotermă, prin urmare, o creștere a temperaturii duce la o deplasare a echilibrului către materiile prime și o scădere a randamentului de produs.

Efectul presiunii

Presiunea afectează în mod semnificativ poziția de echilibru în reacțiile care implică substanțe gazoase, însoțită de o modificare a volumului ca urmare a unei modificări a cantității de substanță în tranziția de la substanțele inițiale la produse:

Odată cu creșterea presiunii, echilibrul se deplasează în direcția în care numărul total de moli de gaze scade și invers.

În reacția de sinteză a amoniacului , cantitatea de gaze se reduce la jumătate: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Aceasta înseamnă că, odată cu creșterea presiunii, echilibrul se deplasează către formarea de NH3 , așa cum evidențiază următoarele date pentru reacția de sinteză a amoniacului la 400 ° C :

presiune, MPa	0,1	zece	douăzeci	treizeci	60	100
fracție de volum de NH3 ,%	0,4	26	36	46	66	80

Influența gazelor inerte

Introducerea gazelor inerte în amestecul de reacție sau formarea în timpul reacției de gaze inerte are același efect ca și reducerea presiunii, deoarece presiunea parțială a reactanților scade. Trebuie remarcat faptul că, în acest caz, un gaz care nu participă la reacție este considerat un gaz inert. În sistemele cu o scădere a numărului de moli de gaze, gazele inerte deplasează echilibrul către materiile prime, prin urmare, în procesele de producție în care se pot forma sau acumula gaze inerte, este necesară suflarea periodică a conductelor de gaz.

Influența concentrării

Influența concentrării asupra stării de echilibru respectă următoarele reguli:

Odată cu creșterea concentrației uneia dintre substanțele inițiale, echilibrul se deplasează în direcția formării produselor de reacție (la dreapta);
Odată cu creșterea concentrației unuia dintre produșii de reacție, echilibrul se deplasează în direcția de formare a substanțelor inițiale (la stânga).

Note

↑ O derivare riguroasă (nu formulă) a principiului abreviat Le Chatelier-Brown a fost deja dată verbal de Gibbs în lucrarea „On the Equilibrium of Heterogeneous Substances” - un fel de paradox: formulele D.W. Gibbs sunt de obicei convertite într-un echivalent descriptiv. - vezi articolul lui A.I. Rusanov și M. M. Shultz (1960) Rusanov A. I., Shults M. M. Buletinul Universității din Leningrad. 1960. Nr. 4. pp. 60-65 Arhivat 14 mai 2005 la Wayback Machine
↑ I. P. Bazarov. Termodinamica . - M . : Liceu, 1991. - S. 133. Exemplar arhivat (link inaccesibil) . Data accesului: 18 februarie 2012. Arhivat din original pe 7 octombrie 2013. (nedefinit)