Принцип Le Chatelier: научен пробив на 18 век

Много хора знаят за съществуването на принципа Le Chatelier от училищната пейка. Но малцина разбират и могат да обяснят този известен принцип.

Френският учен каза на света за закона за динамичното равновесие през 1884 г. За края на деветнадесети век откритието е много важно и веднага привлече вниманието на научната общност. Но поради липсата на международното научно сътрудничество и половина века, научната Пробивът на Льо Шателие знаеше само сънародниците си. През 1887 г., изместването на химически равновесие в промяната на външния условия, каза немския учен Карл Фердинанд Браун, независимо открил същата научна закона, като под-информирани за Ролан Гарос. Не случайно този принцип често се нарича принципът Le Chatelier-Brown.

И така, какъв е принципът на Le Chatelier?

Системите, които са в равновесие, винаги са склонни да поддържат своето равновесие и да противодействат на външните сили, фактори и условия. Това правило важи за всички системи и за всеки процес: химически, електрически, механичен, термичен. Принципът Le Chatelier има специално практическо значение за обратими химични реакции.

Ефектът на температурата върху скоростта на реакцията зависи пряко от вида на реакцията за топлинния ефект. При повишаване на температурата равновесието се премества към ендотермичната реакция. Понижаването на температурата съответно води до промяна в химичното равновесие към екзотермичната реакция. Причината за това се вижда от факта, че когато системата се отстранява от равновесие от външни сили, тя се превръща в състояние на по-малка зависимост от външни фактори. Зависимостта на ендотермичните и екзотермичните процеси от равновесното състояние се изразява в уравнението на Van`t Hoff:

V2 = V1 * y (Т2-Т1) / 10,

където е V2 химическа реакция при променена температура, V1 е началната реакционна скорост и у е индикатор за температурната разлика.

Шведският учен Аррнией изведе формулата за експоненциалната зависимост на скоростта на реакцията от температурния режим.

K = A • e (-E (RT)), където Е е активираща енергия, R е универсалната газова константа и Т е температурата в системата. Стойността на А е константа.

С увеличаването на налягането се наблюдава промяна в химичното равновесие в посоката, в която веществата заемат по-малък обем. Ако обемът на първоначалните вещества е по-голям от обема на реакционните продукти, равновесието се измества към оригиналните компоненти. Съответно, ако обемът на реакционните продукти превиши обема на реагентите, равновесието се измества към получените химични съединения. Предполага се, че всеки мол газ заема същия обем при нормални условия. Но промяната на налягането в системата не винаги засяга химическо равновесие. Принципът Le Chatelier показва, че добавянето към реакцията инертен газ Той променя натиска, но не изважда системата от равновесие. В този случай само налягането, което е свързано с реагиращите вещества, е значимо за реакцията (хелият не съдържа свободни електрони, той не взаимодейства с веществата в системата).

Добавянето на определено количество вещество към реакцията води до промяна в равновесието към процеса, при който това вещество става по-малко.

Равновесието има динамичен характер. Тя е "нарушена" и "изравнена" по естествен начин по време на реакцията. Нека обясним тази ситуация чрез пример. Когато бромен разтвор се хидрогенира, хидробромна киселина. Дойде време, когато крайният продукт се формира твърде много, обемът му надвишава общия обем мономолекули на водорода и брома, скоростта на реакцията се забавя. Ако добавите водород или бром към системата, реакцията ще се извърши в обратна посока.