Reguła przekory Le Chatelier’a i Brauna

w Chemia w liceum | 8 komentarze

Reguła przekory Le Chatelier’a i Brauna określa zachowanie układu wytrąconego ze stanu równowagi.

Nazywa się regułą przekory, bo układ zawsze robi Ci na przekór. Jak mu zabierzesz jakiś składnik – to on tak będzie zmienał kierunek reakcji, że z powrotem w układzie ten składnik się pojawi.

Jeśli dorzucisz mu któregoś ze składników - będzie dążył do tego, żeby nadmiar przereagował.

Za każdym razem, kiedy zrobisz coś, co zakłóci równowagę – układ osiągnie nowy stan równowagi.

 

Czynki zakłócające, czyli co możesz zrobić, aby układowi poprzeszkadzać:

  • zmienić stężenia reagentów (którego chcesz)
  • zmienić temperaturę 
  • zmienić ciśnienie (lub objętość układu) w przypadku reagentów gazowych

 

Przykład:

reakcja:             N2 (G) + 3H2 (G) ↔ 2NH3( G)

 

  • jeśli dorzucisz trochę azotu, układ będzie chciał zrobić Ci na złość i przyspieszy reakcję tworzenia amoniaku (aby z układu usunąć nadmiar azotu, który wprowadzasz). Równowaga układu przesunie się w prawo (czyli w kierunku tworzenia produktów, bo układ będzie tworzyć więcej amoniaku).
  • jeśli dorzucisz do układu amoniak – wtedy układ zrobi Ci na złość i przesunie równowagę w lewo, żeby się pozbyć tego, co mu wrzuciłe/aś
  •  jeśli usuniesz trochę (lub cały) wodoru – wtedy układ zrobi Ci na złość – i zacznie go znowu tworzyć – czyli przesunie równowagę reakcji w lewo.

 

UWAGA NA REAGENTY GAZOWE

Ponieważ wszystkie reagenty są gazowe sprawdzimy ile moli w sumie gazów jest po lewej a ile po prawej stronie: po lewej są w sumie 4 mole (1 od azotu i 3 od wodoru). Po prawej są tylko 2.

  • A więc jeśli użyjemy 1 m3 gazów, to powstające produkty zajmą nam 2 razy mniej miejsca – czyli 0,5 m3. A to oznacza, że jeśli robimy to w zamkniętym naczyniu, to spadnie nam ciśnienie.
  • Jeśli sam postanowisz zmniejszyć ciśnienie – to robisz w układzie dodaktowe miejsce – a on postanawia że przesunie równowagę w kierunku tworzenia 4 moli gazu z 2 moli (jest duzo miejsca i wszyscy się zmieszczą). Równowaga przesunie się w lewo.
  • Jeśli jednak zwiększysz ciśnienie – cząsteczki substratów, których są aż 4 mole, poczują się jak sardynki w puszcze i będą chciały żeby było nieco luźniej. Mają na to sposób – z 4 moli substratów zrobią 2 mole produktów i jest okej ;) czyli równowaga przesunie się dla tej reakcji w prawo.

Jeśli będziemy mieli tyle samo moli gazów po jednej co po drugiej stronie – zmiany ciśnienia nie będą miały wpływu na równowagę reakcji.

 

Pamiętaj, że w reakcji egzotermicznej jednym z produktów jest ciepło. W takiej reakcji ogrzanie układu spowoduje, że będzie w układzie za duża ilość ciepła – układ je wchłonie przesuwając reakcję w lewo.

W rekacji endotermicznej ciepło znajduje się po stronie substratów. Dlatego ogrzewanie układu powoduje przesunięcie równowagi w prawo i zwiększenie wydajności otrzymywania produktów.

DODANIE KATALIZATORA NIE WPŁYWA NA ZMIANĘ POŁOŻENIA STANU RÓWNOWAGI.

 

 

Podoba Ci się ten wpis? Podziel się z innymi na Facebooku i na Google+:

8 Comments

  1. Bardzo dobra strona. Dzięki temu, że wszystko jest wytłumaczone pół żartem- pół serio, łatwo to pojąć i zapamiętać.

  2. wydaje mi się, że na stronie brak obliczeń chemicznych np. przeliczania stężeń

  3. „jeśli usuniesz trochę (lub cały) wodoru – wtedy układ zrobi Ci na złość – i zacznie go znowu tworzyć”

    zamiast wodoru powinno być amoniaku :)

    stronka super ;)

    • Tutaj nie ma błędu :) W stanie równowagi przebiegają jednocześnie dwie reakcje. Pierwsza, (w prawo) czyli tworzenie amoniaku z wodoru i azotu. Druga (w lewo) – rozpad amoniaku i tworzenie wodoru i azotu :) Być może słówko „tworzenie” podziałało tutaj myląco, ponieważ kojarzy się zazwyczaj z prawą strona równania.

      Kiedy usuniemy wodór, to układ będzie chciał „uzupełnić” ten brak i go wytworzy, czyli przesunie równowagę reakcji w lewo, czyli w kierunku tworzenia azotu i wodoru. Ta reakcja będzie przebiegać intensywniej, aż do momentu, gdy ustali się nowy stan równowagi i szybkości obu reakcji się zrównają.

  4. A ja mam takie pytanko: często spotykam się z reakcjami, w których są zarówno gazowe jak i stałe reagenty, np. tworzenie tlenku węgla (II) ze stałego węgla i tlenku węgla (IV). Reakcja jest opisana tak:
    C(s) + CO2(g) –> 2 CO (g)
    A pytanie brzmi, jak zmienić parametry ciśnienia, żeby zwiększyć ilość moli CO?
    Rozumiem, że mam brać pod uwagę tylko reagenty gazowe…i jeśli zmniejszę ciśnienie…eee pogubiłam się :(
    Mogę prosić o pomoc?

    • Zupełnie tak samo jak dla „zwykłej” reakcji (czyli tam, gdzie wszystkie substancje są gazami). Tylko w takim równaniu, gdzie są ciała stałe, po prostu nie bierzesz ich pod uwagę (możesz udawać, że ich tam nie ma).

      Po lewej stronie równania masz 1 mol gazów (CO2) a po prawej masz 2 mole gazów (CO). A więc po prawej stronie gazów jest więcej.

      Aby zwiększyć ilość powstającego CO, trzeba przesunąć równowagę reakcji w prawo. Ponieważ tam panuje większe ciśnienie (jest więcej moi gazu) – należy „zrobić miejsce” cząsteczkom gazu – czyli zmniejszyć ciśnienie (zwiększając objętość).

  5. No to upewniłam się, że z moim myśleniem nie jest do końca tak źle :)
    Dziękuję bardzo za odpowiedź :)

  6. Drobna uwaga językowa. Po wyrazach (i nazwiskach) obcych kończących się spółgłoską nie należy pisać apostrofu oddzielającego końcówkę fleksyjną. Stąd poprawnie byłoby zapisać: „reguła przekory Le Chateliera i Brauna”.
    Pozdrawiam,
    Piotrek
    Niezależna Grupa Popularyzatorów Nauki EKSPERYMENTATORZY

Odpowiedz na komentarz

Twój adres e-mail nie zostanie opublikowany. Pola, których wypełnienie jest wymagane, są oznaczone symbolem *

Możesz użyć następujących tagów oraz atrybutów HTML-a: <a href="" title=""> <abbr title=""> <acronym title=""> <b> <blockquote cite=""> <cite> <code> <del datetime=""> <em> <i> <q cite=""> <strike> <strong>