FormationVidenskab

Princip Le Chatelier: et videnskabeligt gennembrud i det 18. århundrede

Mange kender til Le Chatelier-princippet fra skolebænken. Men få forstår og kan forklare, hvad dette berømte princip er.

Den franske videnskabsmand fortalte verden om loven om dynamisk ligevægt i 1884. I slutningen af det nittende århundrede var opdagelsen meget vigtig og tiltrak straks det videnskabelige samfunds opmærksomhed. Men på grund af manglen på internationalt videnskabeligt samarbejde for et og et halvt år siden vidste kun hans landsmænd om Le Chateliers videnskabelige gennembrud. I 1887 opdagede den tyske forsker Karl Ferdinand Brown, som uafhængigt opdagede den samme videnskabelige lov, at være uvidende om franskmandens opdagelse, om omlægningen af den kemiske ligevægt under ændrede ydre forhold. Det er ikke uheldigt, at dette princip ofte kaldes Le Chatelier-Brown-princippet.

Så hvad er Le Chateliers princip?

De systemer, der er i ligevægt, forsøger altid at opretholde deres ligevægt og modvirke ydre kræfter, faktorer og forhold. Denne regel gælder for alle systemer og for enhver proces: kemisk, elektrisk, mekanisk, termisk. Le Chatelier-princippet har en særlig praktisk betydning for reversible kemiske reaktioner.

Virkningen af temperatur på reaktionshastigheden er direkte afhængig af typen af reaktion for den termiske virkning. Med en stigning i temperaturen observeres et skift i ligevægten mod den endoterme reaktion. Sænkning af temperaturen fører til et forskydning i den kemiske ligevægt mod den eksoterme reaktion. Årsagen til dette ses i det faktum, at når systemet fjernes fra ligevægt af eksterne kræfter, bliver det til en tilstand med mindre afhængighed af eksterne faktorer. Afhængigheden af endoterme og eksoterme processer på ligevægtstilstanden udtrykkes af Van't Hoff ligningen:

V2 = V1 * y (T2-T1) / 10,

Hvor V2 er den kemiske reaktions hastighed ved en ændret temperatur, er V1 den indledende reaktionshastighed, og y er temperaturforskellen parameter.

Svenske forsker Arrhenius udledte formlen for eksponentiel afhængighed af reaktionshastigheden på temperaturregimet.

K = A • e (-E (RT)), hvor E er aktiveringsenergi, R er universalgaskonstanten, og T er temperaturen i systemet. Værdien af A er en konstant.

Som trykket stiger, observeres et forskydning i kemisk ligevægt i den retning, hvor stofferne optager et mindre volumen. Hvis mængden af indledende stoffer er større end reaktionsprodukternes volumen, skifter ligevægten mod de oprindelige komponenter. Hvis mængden af reaktionsprodukter overstiger mængden af reagenser, skifter ligevægten således mod de resulterende kemiske forbindelser. Det antages, at hver mol gas optager det samme volumen under normale forhold. Men ændringen i trykket i systemet påvirker ikke altid den kemiske ligevægt. Le Chatelier-princippet viser, at tilsætningen af en inert gas til reaktionen ændrer trykket, men fjerner ikke systemet fra ligevægt. I dette tilfælde er kun trykket, der er forbundet med de reagerende stoffer, signifikant for reaktionen (helium har ikke fri elektroner, det interagerer ikke med stoffer i systemet).

Tilsætningen af en vis mængde af et stof til reaktionen resulterer i et skift i ligevægten mod processen, hvor dette stof bliver mindre.

Ligevægten har en dynamisk karakter. Det er "forstyrret" og "udjævnet" på en naturlig måde i løbet af reaktionen. Lad os forklare denne situation gennem et eksempel. Hydrogenering af bromopløsningen frembringer brombrintesyre. Der kommer en tid, hvor slutproduktet dannes for meget, dets volumen overstiger det samlede volumen monomolekyler af hydrogen og brom, reaktionshastigheden sænkes. Hvis du tilføjer hydrogen eller brom til systemet, vil reaktionen gå i modsat retning.

Similar articles

 

 

 

 

Trending Now

 

 

 

 

Newest

Copyright © 2018 atomiyme.com. Theme powered by WordPress.