Principio di Le Chatelier in ciò che consista e applicazioni

il Principio di Le Chatelier descrive la risposta di un sistema in equilibrio per contrastare gli effetti causati da un agente esterno. Fu formulato nel 1888 dal chimico francese Henry Louis Le Chatelier. Si applica a qualsiasi reazione chimica che sia in grado di raggiungere l'equilibrio in sistemi chiusi.

Cos'è un sistema chiuso? È dove c'è il trasferimento di energia tra i suoi confini (ad esempio un cubo), ma non importa. Tuttavia, per esercitare un cambiamento nel sistema è necessario aprirlo e quindi chiuderlo di nuovo per studiare come risponde al disturbo (o cambiare).

Una volta chiuso, il sistema tornerà all'equilibrio e il suo modo di realizzarlo può essere previsto grazie a questo principio. Il nuovo equilibrio è lo stesso del precedente? Dipende dal momento in cui il sistema è soggetto a disturbi esterni; Se dura abbastanza a lungo, il nuovo equilibrio è diverso.

indice

• 1 Che cos'è?
• 2 Fattori che modificano il bilancio chimico
  • 2.1 Cambiamenti di concentrazione
  • 2.2 Variazioni di pressione o volume
  • 2.3 Cambiamenti di temperatura
• 3 applicazioni
  • 3.1 Nel processo Haber
  • 3.2 Nel giardinaggio
  • 3.3 Nella formazione di caverne
• 4 riferimenti

Cos'è?

La seguente equazione chimica corrisponde a una reazione che ha raggiunto l'equilibrio:

aA + bB <=> cC + dD

In questa espressione a, b, ced sono i coefficienti stechiometrici. Poiché il sistema è chiuso, nessun reagente (A e B) o prodotti (C e D) che disturbano l'equilibrio entrano dall'esterno.

Ma cosa significa esattamente equilibrio? Quando viene stabilito, le velocità della reazione diretta (a destra) e inversa (a sinistra) sono equalizzate. Pertanto, le concentrazioni di tutte le specie rimangono costanti nel tempo.

Quanto sopra può essere compreso in questo modo: basta reagire un po 'di A e B per produrre C e D, essi reagiscono l'uno con l'altro allo stesso tempo per rigenerare A e B consumati, e così via mentre il sistema rimane in equilibrio.

Tuttavia, quando viene applicato un disturbo al sistema, sia aggiungendo A, calore, D o riduzione del volume, il principio di Le Chatelier predice come si comporterà per contrastare gli effetti causati, sebbene non spieghi il meccanismo molecolare con cui ti permette di tornare in equilibrio.

Quindi, a seconda delle modifiche apportate, può essere favorito il senso di una reazione. Ad esempio, se B è il composto desiderato, un cambiamento viene esercitato in modo tale che l'equilibrio si sposti alla sua formazione.

Fattori che modificano l'equilibrio chimico

Per comprendere il principio di Le Chatelier, un approccio eccellente consiste nell'assumere che l'equilibrio consista in un equilibrio.

Visto da questo approccio, nel piattino sinistro (o nel cestello) i reagenti vengono pesati e in quello a destra i prodotti vengono pesati. Da qui, la previsione della risposta del sistema (il bilancio) diventa facile.

Cambiamenti di concentrazione

aA + bB <=> cC + dD

La doppia freccia nell'equazione rappresenta il gambo del bilanciamento e sottolinea i sottotazza. Quindi, se al sistema viene aggiunta una quantità (grammi, milligrammi, ecc.) Di A, ci sarà più peso nel vassoio destro e il bilanciamento si inclinerà su quel lato.

Di conseguenza, la panoramica C + D aumenta; cioè, guadagna importanza di fronte al piatto A + B. In altre parole: prima dell'aggiunta di A (come di B) il saldo sposta i prodotti C e D verso l'alto.

In termini chimici, l'equilibrio finisce spostandosi a destra: verso la produzione di più C e D.

L'opposto si verifica nel caso in cui al sistema vengano aggiunte quantità di C e D: il piattino sinistro diventa più pesante, provocando l'aumento di quello a destra.

Di nuovo, questo si traduce in un aumento delle concentrazioni di A e B; pertanto, viene generato uno spostamento di equilibrio a sinistra (i reagenti).

Cambiamenti di pressione o volume

aA (g) + bB (g) <=> cC (g) + dD (g)

Le variazioni di pressione o volume causate nel sistema hanno solo effetti notevoli sulle specie allo stato gassoso. Tuttavia, per l'equazione chimica superiore nessuna di queste alterazioni modificherebbe l'equilibrio.

Perché? Poiché la quantità di moli totali gassosi su entrambi i lati dell'equazione è la stessa.

L'equilibrio cercherà di bilanciare i cambiamenti di pressione, ma poiché entrambe le reazioni (diretta e inversa) producono la stessa quantità di gas, rimane invariata. Ad esempio, per la seguente equazione chimica il saldo risponde a questi cambiamenti:

aA (g) + bB (g) <=> eE (g)

Qui, prima di una diminuzione del volume (o dell'aumento di pressione) nel sistema, il bilanciamento solleverà la piastra per ridurre questo effetto.

Come? Diminuendo la pressione, attraverso la formazione di E. Questo perché, poiché A e B esercitano più pressione di E, reagiscono per abbassare le loro concentrazioni e aumentare l'E.

Allo stesso modo, il principio di Le Chatelier predice l'effetto dell'aumento del volume.Quando ciò accade, l'equilibrio deve quindi neutralizzare l'effetto promuovendo la formazione di più moli gassosi che ripristinano la perdita di pressione; questa volta, spostando il bilanciamento verso sinistra, sollevando la piastra A + B.

Cambiamenti di temperatura

Il calore può essere considerato reattivo e prodotto. Pertanto, a seconda dell'entalpia della reazione (ΔHrx), la reazione è esotermica o endotermica. Quindi il calore viene posto sul lato sinistro o destro dell'equazione chimica.

aA + bB + calore <=> cC + dD (reazione endotermica)

aA + bB <=> cC + dD + calore (reazione esotermica)

Qui, il riscaldamento o il raffreddamento del sistema genera le stesse risposte come nel caso di cambiamenti nelle concentrazioni.

Ad esempio, se la reazione è esotermica, il raffreddamento del sistema favorisce lo spostamento dell'equilibrio a sinistra; mentre se riscaldato, la reazione procede con una maggiore tendenza a destra (A + B).

applicazioni

Tra le sue innumerevoli applicazioni, poiché molte reazioni raggiungono l'equilibrio, abbiamo il seguente:

Nel processo di Haber

N₂(g) + 3H₂(g) <=> 2NH₃(g) (esotermico)

L'equazione chimica superiore corrisponde alla formazione di ammoniaca, uno dei più grandi composti prodotti su scala industriale.

Qui, le condizioni ideali per ottenere NH₃ sono quelli in cui la temperatura non è molto alta e, inoltre, dove ci sono alti livelli di pressione (da 200 a 1000 atm).

Nel giardinaggio

Le ortensie viola (immagine in alto) stabiliscono un equilibrio con l'alluminio (Al³⁺) presente nei terreni. La presenza di questo metallo, l'acido di Lewis, provoca l'acidificazione di questi.

Tuttavia, nei terreni basici i fiori delle ortensie sono rossi, poiché l'alluminio è insolubile in detti terreni e non può essere utilizzato dalla pianta.

Un giardiniere che conosce il principio di Le Chatelier potrebbe cambiare il colore delle sue ortensie attraverso l'intelligente acidificazione dei terreni.

Nella formazione di caverne

La natura sfrutta anche il principio di Le Chatelier per coprire i tetti cavernosi con stalattiti.

Ca²⁺(ac) + 2 HCO₃^-(ac) <=> CaCO₃(s) + CO₂(ac) + H₂O (l)

Il CaCO₃ (calcare) è insolubile in acqua, così come CO₂. Come il CO₂ fugge, il saldo si sposta a destra; cioè, verso la formazione di più CaCO₃. Ciò causa la crescita di quelle finiture appuntite, come quelle nell'immagine in alto.

riferimenti

1. Chimica di Doc Brown. (2000). Chimica di livello avanzato teorico-fisico - Equilibri - Note di revisione sull'equilibrio chimico PARTE 3. Estratto il 6 maggio 2018 da: docbrown.info
2. Jessie A. Key. Equilibri mutevoli: principio di Le Chatelier. Estratto il 6 maggio 2018 da: opentextbc.ca
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (19 maggio 2017). Principio di Le Chatelier. Estratto il 6 maggio 2018 da: thoughtco.com
4. Binod Shrestha. Principio di Le-chatelier e sua applicazione. Estratto il 6 maggio 2018 da: chem-guide.blogspot.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Learning, p 671-678.
6. Advameg, Inc. (2018). Equilibrio chimico - Applicazioni reali. Estratto il 6 maggio 2018 da: scienceclarified.com
7. James St. John. (12 maggio 2016). Travertino Dripstone (Luray Caverns, Luray, Virginia, USA) 38. Estratto il 6 maggio 2018 da: flickr.com
8. Stan Shebs. Hydrangea macrophylla Blauer Prinz. (Luglio 2005). [Figura]. Estratto il 6 maggio 2018 da: commons.wikimedia.org