Le chatelier s princips: zinātnisks sasniegums 18.gs.

Par esamību Le chatelier s principu fakts, daudzi zina no skolas. Bet maz saprot un var paskaidrot, ko tieši ir labi zināms princips.

Franču zinātnieks pastāstīja pasaulei par dinamisku līdzsvaru likuma 1884. Par vēlu deviņpadsmitajā gadsimtā, atklājums bija ļoti svarīgs un uzreiz piesaistīja uzmanību ar zinātnisko kopienu. Bet trūkuma dēļ starptautiskās zinātniskās sadarbības un pirms divarpus gadsimtus, zinātnisko atklājumu Le chatelier tikai zināju viņa tautiešu. 1887.gadā, pārvietošanas uz ķīmisko līdzsvaru ar ārējo apstākļu izmaiņām, sacīja Vācijas zinātnieks Kārlis Ferdinands Brauns, neatkarīgi atklāja to pašu zinātnisko likumu, kas atbilstoši tam informēja Francijas Open. Nav nejauši, šis princips bieži tiek minēta kā Le chatelier principa - Brown.

Tātad, kāda ir Le chatelier princips?

sistēma atrodas līdzsvarā vienmēr vēlas saglabāt savu līdzsvaru, kā arī lai novērstu ārējos spēkus, faktorus un nosacījumus. Šis noteikums attiecas uz jebkuru sistēmu, un par jebkādiem procesiem: ķīmijas, elektriskās, mehāniskās, siltuma. Īpaši praktiskās nozīmes Le chatelier s principā ir atgriezeniska ķīmiskās reakcijas.

Temperatūras ietekmi uz reakcijas ātruma ir tieši atkarīga no reakcijas tipa, termiski efektu. Ar pieaugošo temperatūru, kas novērota līdzsvara pāreju uz endoterma reakciju. Pazeminot temperatūru, attiecīgi, tiek pārvietotas uz ķīmisko līdzsvaru uz eksotermisku reakciju. Iemesls tam ir redzams tas, ka laikā, iesmidzināšanas sistēmas līdzsvara ārējiem spēkiem to stāvoklī ir mazāk atkarīga no ārējiem faktoriem. Atkarība no endotermisks un eksotermisku procesiem līdzsvara stāvoklī tiek izteikts ar Van't Hoff:

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

kur V2 - ir ķīmiskā reakcija ātrums pie pārveidotā temperatūrā, V1 - sākotnējā reakcija ātrums, y - rādītājs no temperatūras starpības.

Swedish zinātnieks Arrhenius atvasināts formulas eksponenciālo atkarību no reakcijas ātruma uz temperatūru.

K = A • E (-E (RT)), kur E - aktivācijas enerģija, R - universālā gāzu konstante, T- temperatūru sistēmā. Vērtība A ir nemainīgs.

Kā spiediens palielinās novēroto ķīmiskā līdzsvara nobīdi virzienā, kur vielas aizņem mazāk apjomu. Ja apjoms izejmateriāliem lielāka apjoma reakcijas produktu, tad līdzsvars tiek nobīdīts uz starta sastāvdaļām. Attiecīgi, ja tilpums pārsniedz apjomu reakcijas produkti reaģentu, līdzsvars tiek nobīdīts uz iegūtajiem ķīmisko savienojumu. Tiek pieņemts, ka katrs mols gāzes aizņem to pašu tilpumu normālos apstākļos. Bet spiediena izmaiņas sistēmā ne vienmēr ietekmē ķīmisko līdzsvaru. Le chatelier ir princips, liecina, ka papildus reakcija inertu gāzi maina spiedienu, bet sistēma ir līdzsvarā. Šajā reakcijas būtiski tikai spiedienu, kas ir saistīta ar reaģentu (hēlija nav brīvu elektroni, tas nereaģē ar vielām sistēmā).

Papildinājums reakcijas noteiktu vielas daudzums rada nobīdi no līdzsvara sānos procesa kur šī viela kļūst mazāk.

Līdzsvara ir dinamiska. Tā ir "sadalīti" un "saskaņota" dabiski gaitā reakcijas. Izskaidrojiet šo situāciju, izmantojot piemēru. Hidrogenēšana broma šķīdums veidojas bromūdeņražskābes. Tur nāk laiks, kad gala produkts veidojas pārāk daudz, tā apjoms pārsniedz kopējo summu monomolecule ūdeņraža un broma, reakcijas ātrums palēninās. Ja pievieno sistēmai ir ūdeņraža atoms vai broma atoms, reakcijas iet pretējā virzienā.