Princip Le Chatelier-Brown

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 1. října 2021; ověření vyžaduje 1 úpravu .

Princip Le Chatelier-Brown ( 1884 ) - pokud na systém ve stabilní rovnováze působí zvenčí a mění kteroukoli z podmínek rovnováhy ( teplota , tlak , koncentrace , vnější elektromagnetické pole ), procesy v systému se zintenzivňují. , směřující na stranu odporu vůči změně.

Henri Le Chatelier ( Francie ) formuloval tento termodynamický princip pohyblivé rovnováhy, později zobecněný Karlem Brownem [1] .

Princip je použitelný pro rovnováhu jakékoli povahy: mechanickou, tepelnou, chemickou, elektrickou ( Lenzův jev , Peltierův jev ) [2] .

Pokud se změní vnější podmínky, vede to ke změně rovnovážných koncentrací látek. V tomto případě se hovoří o porušení nebo posunu chemické rovnováhy .

Chemická rovnováha se posune jedním nebo druhým směrem, když se změní některý z následujících parametrů:

teplota systému, to znamená, když je ohříván nebo ochlazen
tlak v systému, to znamená, když je stlačen nebo roztažen
koncentrace jednoho z účastníků reverzibilní reakce

Vliv teploty

Symbol +Q nebo −Q , napsaný na konci termochemické rovnice, charakterizuje tepelný účinek přímé reakce. Velikostí se rovná tepelnému účinku zpětné reakce, ale má opačné znaménko.

Vliv teploty závisí na znaménku tepelného účinku reakce. Při zvýšení teploty se chemická rovnováha posouvá ve směru endotermické reakce , při poklesu teploty ve směru exotermické reakce . Obecně platí, že při změně teploty se chemická rovnováha posouvá směrem k procesu, přičemž znaménko změny entropie se shoduje se znaménkem změny teploty.

Teplotní závislost rovnovážné konstanty v kondenzovaných systémech popisuje van't Hoffova izobarová rovnice:

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

v systémech s plynnou fází - podle van't Hoffovy izochorové rovnice

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

V malém rozsahu teplot v kondenzovaných systémech je vztah mezi rovnovážnou konstantou a teplotou vyjádřen následující rovnicí:

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

Například při reakci syntézy amoniaku

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

tepelný efekt za standardních podmínek je +92 kJ/mol, reakce je exotermická, proto zvýšení teploty vede k posunu rovnováhy směrem k výchozím materiálům a ke snížení výtěžku produktu.

Vliv tlaku

Tlak významně ovlivňuje rovnovážnou polohu při reakcích plynných látek, doprovázených změnou objemu v důsledku změny látkového množství při přechodu z výchozích látek na produkty:

S rostoucím tlakem se rovnováha posouvá ve směru, ve kterém klesá celkový počet molů plynů a naopak.

Při reakci syntézy amoniaku se množství plynů sníží na polovinu: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

To znamená, že se zvyšujícím se tlakem se rovnováha posouvá směrem k tvorbě NH3 , jak dokládají následující údaje pro reakci syntézy amoniaku při 400 °C:

tlak, MPa	0,1	deset	dvacet	třicet	60	100
objemový zlomek NH 3 ,%	0,4	26	36	46	66	80

Vliv inertních plynů

Zavádění inertních plynů do reakční směsi nebo tvorba inertních plynů během reakce má stejný účinek jako snížení tlaku, protože parciální tlak reaktantů klesá. Je třeba poznamenat, že v tomto případě je plyn, který se neúčastní reakce, považován za inertní plyn. V systémech s poklesem počtu molů plynů posouvají inertní plyny rovnováhu směrem k výchozím materiálům, proto je ve výrobních procesech, ve kterých se mohou tvořit nebo akumulovat inertní plyny, nutné periodické profukování plynovodů.

Vliv koncentrace

Vliv koncentrace na rovnovážný stav se řídí následujícími pravidly:

S nárůstem koncentrace jedné z výchozích látek se rovnováha posouvá ve směru tvorby reakčních produktů (doprava);
S nárůstem koncentrace jednoho z reakčních produktů se rovnováha posouvá ve směru vzniku výchozích látek (doleva).

Poznámky

↑ Rigorózní (nikoli formulační) odvození zkráceného Le Chatelier-Brownova principu již verbálně podal Gibbs v díle „O rovnováze heterogenních látek“ – jakýsi paradox: formule D.W. Gibbse se obvykle převádějí na popisný ekvivalent - viz článek A. I. Rusanova a M. M. Shultze (1960) Rusanov A. I., Shults M. M. Bulletin Leningradské univerzity. 1960. č. 4. s. 60-65 Archivováno 14. května 2005 ve Wayback Machine
↑ I. P. Bazarov. Termodynamika . - M . : Higher School, 1991. - S. 133. Archivovaný výtisk (nepřístupný odkaz) . Datum přístupu: 18. února 2012. Archivováno z originálu 7. října 2013. (neurčitý)