ლე შატელიეს პრინციპი: როგორ ვიწინასწარმეტყველოთ წონასწორობების პასუხი ცვლილებაზე

ზემოქმედება ცვლის Q-ს ან K-ს, და სისტემა წონასწორობას აღადგენს

წონასწორობისას რეაქციის ფარდობა Q უდრის წონასწორობის მუდმივას K. ზემოქმედება, რომელსაც ხშირად სტრესს უწოდებენ, ამ ტოლობას ორიდან ერთი გზით არღვევს. სახეობის დამატება ან მოცილება, ან აირის ნარევის მოცულობის შეცვლა, ცვლის Q-ს, მაშინ როცა K უცვლელი რჩება. ტემპერატურის შეცვლა თავად K-ს ცვლის. ორივე შემთხვევაში სისტემა შემდეგ რეაგირებს, სანამ Q კვლავ K-ს არ გაუტოლდება.

თუ Q ახლა K-ზე ნაკლებია, რეაქცია პირდაპირი მიმართულებით, პროდუქტებისკენ მიდის. თუ Q ახლა K-ზე მეტია, ის შებრუნებული მიმართულებით მიდის. ამ ტერმინებით აზროვნება დაზეპირებულ ლოზუნგებზე საიმედოა, რადგან ის ასევე გეუბნებათ, როდის არ ხდება წანაცვლება საერთოდ.

სიტყვა „ნაწილობრივ“ მნიშვნელოვანია. სისტემა ცვლილებას ბოლომდე ვერასოდეს აბათილებს. თუ რეაგენტს დაამატებთ, მისი კონცენტრაცია ახალ წონასწორობაში მაინც უფრო მაღალია, ვიდრე დამატებამდე იყო.

სახეობის დამატება ან მოცილება

რეაგენტის დამატება ან პროდუქტის მოცილება Q-ს K-ზე დაბლა ამცირებს, ამიტომ რეაქცია პროდუქტებისკენ გადაინაცვლებს. პროდუქტის დამატება ან რეაგენტის მოცილება Q-ს K-ზე მაღლა ზრდის, ამიტომ რეაქცია რეაგენტებისკენ გადაინაცვლებს. სამრეწველო და ლაბორატორიული პროცესები ამას მუდმივად იყენებს. აქროლადი პროდუქტის გამოხდა, აირის გაშვება ან პროდუქტის დალექვა Q-ს K-ზე დაბლა ინარჩუნებს და რეაქციას უფრო შორს მიიყვანს, ვიდრე მხოლოდ მისი K დაუშვებდა.

სუფთა მყარი ნივთიერების ან სუფთა სითხის დამატება წონასწორობას არ წანაცვლებს. ეს ნივთიერებები Q-ში არ შედის, ამიტომ Q არ იცვლება. CaO(s)-თან და CO₂(g)-თან წონასწორობაში მყოფ დალუქულ ჭურჭელში მეტი CaCO₃(s)-ის დამატება CO₂-ის წნევას უცვლელს ტოვებს.

გადაწყვეტილი მაგალითი: დამატებითი წყალბადი წყალბადის იოდიდის წონასწორობაში

OpenStax-ის ნაწილი 13.3 რეაქციისთვის H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g) 400 °C-ზე იძლევა Kc = 50.0-ს. ვთქვათ, ამ ტემპერატურაზე წონასწორულ ნარევს აქვს [H₂] = [I₂] = 0.0150 mol/L. მაშინ [HI] = √(50.0 × 0.0150 × 0.0150) = 0.106 mol/L.

ახლა H₂ შეჰყავთ ისე, რომ [H₂] ნახტომისებურად იზრდება 0.0450 mol/L-მდე, სანამ რამე მოასწრებს რეაგირებას. Q = (0.106)² / (0.0450 × 0.0150) = 16.7. ეს 50.0-ზე ნაკლებია, ამიტომ რეაქცია პირდაპირი მიმართულებით გადაინაცვლებს და დამატებული H₂-ის ნაწილს ხარჯავს.

იმის გასარკვევად, რამდენად გადაინაცვლებს, ვთქვათ, H₂-ის x mol/L რეაგირებს. მაშინ [H₂] = 0.0450 − x, [I₂] = 0.0150 − x და [HI] = 0.106 + 2x. (0.106 + 2x)² / [(0.0450 − x)(0.0150 − x)] = 50.0-ის დაწერა და კვადრატული განტოლების ამოხსნა, დაუმრგვალებელი შუალედური მნიშვნელობების შენარჩუნებით, იძლევა x = 0.00728-ს. ფიზიკურად აზრიანი ფესვი 0.0150-ზე ნაკლებია, რადგან I₂ ნულზე დაბლა ვერ ჩამოვა. ახალ წონასწორობაში [H₂] = 0.0377, [I₂] = 0.00772 და [HI] = 0.121 mol/L.

შედეგი პრინციპს შეადარეთ. სისტემამ დამატებული წყალბადის დაახლოებით მეოთხედი დახარჯა, ამიტომ [H₂] საბოლოოდ 0.0377 mol/L გახდა, რაც კვლავ საგრძნობლად აღემატება საწყის 0.0150-ს. ამასობაში იოდის დაახლოებით ნახევარი HI-ად გარდაიქმნა. იაფი რეაგენტის დამატება ძვირის დასახარჯად გამოსავლის გაზრდის სტანდარტული ხერხია.

აირის ნარევის შეკუმშვა ან გაფართოება

აირის ნარევის მოცულობის შემცირება ყველა კონცენტრაციას ერთი და იმავე ფაქტორით ზრდის. ცვლის თუ არა ეს Q-ს, დამოკიდებულია Δn-ზე, აირადი პროდუქტების მოლებს მინუს აირადი რეაგენტების მოლები. თუ Δn უარყოფითია, შეკუმშვა Q-ს ამცირებს და რეაქცია აირის ნაკლები მოლეკულებისკენ გადაინაცვლებს. თუ Δn დადებითია, შეკუმშვა Q-ს ზრდის და რეაქცია რეაგენტებისკენ გადაინაცვლებს, რაც კვლავ აირის ნაკლები მოლეკულების მხარეა. თუ Δn ნულია, როგორც H₂ + I₂ ⇌ 2 HI-ში, შეკუმშვა Q-ს არ ცვლის და წანაცვლება არ ხდება.

ჯამური წნევის გაზრდა მუდმივ მოცულობაზე არარეაქტიული აირის, მაგალითად არგონის, დამატებით არაფერს ცვლის. მორეაგირე აირების პარციალური წნევები და კონცენტრაციები იგივე რჩება, ამიტომ Q კვლავ K-ს უდრის. ინერტული აირის დამატება მუდმივ წნევაზე სხვა საქმეა: ჭურჭელი უნდა გაფართოვდეს, რასაც იგივე ეფექტი აქვს, რაც მოცულობის გაზრდას.

გადაწყვეტილი მაგალითი: NO₂–N₂O₄ ნარევის მოცულობის განახევრება

N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g)-ისთვის 25 °C-ზე OpenStax-ის ნაწილი 13.2 აღწერს წონასწორულ ნარევს [N₂O₄] = 0.042 mol/L-ით და [NO₂] = 0.016 mol/L-ით. ეს იძლევა Kc = (0.016)²/0.042 = 6.1 × 10⁻³-ს.

მუდმივ ტემპერატურაზე მოცულობა განახევრეთ. ორივე კონცენტრაცია ორმაგდება: [N₂O₄] = 0.084 და [NO₂] = 0.032 mol/L. Q = (0.032)²/0.084 = 1.22 × 10⁻², ზუსტად ორჯერ მეტი Kc-ზე, რადგან NO₂-ის წევრი კვადრატშია. Q > K, ამიტომ სისტემა N₂O₄-ისკენ გადაინაცვლებს, იმ მხარისკენ, სადაც აირის ორის ნაცვლად ერთი მოლია.

ვთქვათ, N₂O₄-ის y mol/L წარმოიქმნება. (0.032 − 2y)²/(0.084 + y) = 6.1 × 10⁻³-ის ამოხსნა იძლევა y = 0.0044-ს, ამიტომ ახალ წონასწორობაში [NO₂] = 0.023 mol/L და [N₂O₄] = 0.088 mol/L, ორ მნიშვნელოვან ციფრამდე, მონაცემების მსგავსად. ყავისფერი NO₂ ახლა უფრო კონცენტრირებულია, ვიდრე შეკუმშვამდე (0.023 0.016 mol/L-ის წინააღმდეგ), ამიტომ აირი უფრო მუქად გამოიყურება, მაგრამ აზოტის უფრო მცირე წილია ახლა NO₂-ში: 12 პროცენტი, ადრინდელი 16 პროცენტის ნაცვლად.

ტემპერატურა თავად K-ს ცვლის

ტემპერატურა ერთადერთი გავრცელებული ცვლილებაა, რომელიც K-ს მნიშვნელობას ცვლის. ენდოთერმული რეაქციისთვის (ΔH > 0) K ტემპერატურის მატებასთან ერთად იზრდება, ამიტომ გათბობა წონასწორობას პროდუქტებისკენ წანაცვლებს. ეგზოთერმული რეაქციისთვის (ΔH < 0) K ტემპერატურის მატებასთან ერთად მცირდება, ამიტომ გათბობა მას რეაგენტებისკენ წანაცვლებს. ამის დასამახსოვრებლად სასარგებლოა სითბო ენდოთერმულ რეაქციაში რეაგენტად, ეგზოთერმულში კი პროდუქტად განიხილოთ.

OpenStax-ის ნაწილი 13.3 N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g)-ისთვის იძლევა ΔH = +57.20 kJ-ს, ამიტომ ნარევის გათბობა მას უფრო ყავისფერს ხდის. ცვლილების სიდიდე შეიძლება შეფასდეს ვანტ-ჰოფის განტოლებით, ln(K₂/K₁) = −(ΔH°/R)(1/T₂ − 1/T₁). ის გამომდინარეობს ΔG° = −RT ln K-დან და ΔG° = ΔH° − TΔS°-დან, თუ ΔH° და ΔS° დაახლოებით მუდმივი რჩება.

გადაწყვეტილი მაგალითი. 25 °C-დან (298.15 K) 50 °C-მდე (323.15 K) ln(K₂/K₁) = −(57 200 J/mol ÷ 8.314 J mol⁻¹ K⁻¹)(1/323.15 − 1/298.15) = 1.785, ამიტომ K₂/K₁ = 6.0. თუ დავიწყებთ Kp = Kc × RT = (6.1 × 10⁻³)(0.08206 × 298.15) = 0.15-დან 25 °C-ზე (Δn = 1, წნევები atm-ში), Kp 50 °C-ზე დაახლოებით 0.9-ია. 25 გრადუსით მატება წონასწორობის მუდმივას დაახლოებით ექვსჯერ ზრდის.

კატალიზატორი წონასწორობას არ წანაცვლებს. ის პირდაპირი და შებრუნებული რეაქციების აქტივაციის ენერგიას თანაბრად ამცირებს, ამიტომ წონასწორობა უფრო მალე მიიღწევა, მაგრამ K და წონასწორული შედგენილობა უცვლელი რჩება.

ამიაკი ჰაბერ–ბოშის პროცესით: გამოსავლისა და სიჩქარის დაბალანსება

ამიაკის სამრეწველო სინთეზი, N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), აჩვენებს, როგორ წარმართავს პრინციპი რეალურ არჩევანს. OpenStax-ის ნაწილი 13.3 იძლევა ΔH = −92.2 kJ-ს. რეაქცია ეგზოთერმულია, ამიტომ დაბალი ტემპერატურები უფრო დიდ K-ს და წონასწორობისას მეტ ამიაკს იძლევა. აირის ოთხი მოლი ორად იქცევა, ამიტომ მაღალი წნევაც ამიაკს უწყობს ხელს.

სირთულე სიჩქარეშია. დაბალ ტემპერატურაზე რეაქცია სასარგებლოდ ზედმეტად ნელია. OpenStax აღწერს კომპრომისს: წნევა დაახლოებით 150-დან 250 atm-მდე, ტემპერატურა 400-დან 500 °C-მდე კატალიზატორით, რომ სიჩქარე პრაქტიკული იყოს, და ამიაკის უწყვეტი მოცილება ნარევიდან, რომ Q K-ზე დაბლა დარჩეს. ტემპერატურა სიჩქარისთვის არის შერჩეული, უფრო მცირე K-ს ფასად, ხოლო დანარჩენი პირობები რაც შეიძლება მეტ გამოსავალს აბრუნებს.

ლე შატელიეს პროგნოზები, რომლებიც ცდება

როცა პროგნოზი გაურკვევლად გეჩვენებათ, დაწერეთ Q, შეცვალეთ საკითხში მოცემული სიდიდე და ახალი Q შეადარეთ K-ს. ეს შემოწმება ქვემოთ მოცემულ თითქმის ყველა შემთხვევას წყვეტს.

• იმის თქმა, რომ K იცვლება, როცა კონცენტრაცია ან მოცულობა იცვლება. K-ს მხოლოდ ტემპერატურა ცვლის.
• წანაცვლების წინასწარმეტყველება Δn = 0-ის მქონე რეაქციის შეკუმშვის შემდეგ, როგორიცაა H₂ + I₂ ⇌ 2 HI.
• წანაცვლების წინასწარმეტყველება მუდმივ მოცულობაზე ინერტული აირის დამატების შემდეგ.
• წანაცვლების წინასწარმეტყველება სუფთა მყარი ნივთიერების ან სითხის დამატების შემდეგ.
• იმის მტკიცება, რომ კატალიზატორი წონასწორულ გამოსავალს ზრდის. ის მხოლოდ წონასწორობისკენ მიახლოებას აჩქარებს.
• იმის დაშვება, რომ სისტემა ცვლილებას სრულად აბათილებს. დამატებული რეაგენტის კონცენტრაცია საბოლოოდ საწყისზე მაღალი რჩება.
• ყველა მოლის დათვლა და არა მხოლოდ აირის მოლების, როცა წყვეტთ, როგორ მოქმედებს წნევის ცვლილება.