Parimi i Le Chatelier-it: parashikimi i mënyrës si u përgjigjen ekuilibrat ndryshimeve

Një stres ndryshon Q ose K, dhe sistemi e rivendos ekuilibrin

Në ekuilibër herësi i reaksionit Q është i barabartë me konstanten e ekuilibrit K. Një shqetësim, i quajtur shpesh stres, e prish atë barazi në njërën nga dy mënyrat. Shtimi ose heqja e një specieje, ose ndryshimi i vëllimit të një përzierjeje gazesh, ndryshon Q ndërsa K mbetet e njëjtë. Ndryshimi i temperaturës ndryshon vetë K. Në çdo rast, sistemi pastaj reagon derisa Q të barazohet përsëri me K.

Nëse Q tani është më e vogël se K, reaksioni ecën përpara, drejt produkteve. Nëse Q tani është më e madhe se K, ecën në drejtim të kundërt. Të menduarit në këto terma është më i besueshëm se parullat e mësuara përmendësh, sepse të tregon gjithashtu kur nuk ka fare zhvendosje.

Fjala pjesërisht ka rëndësi. Sistemi nuk e zhbën kurrë plotësisht ndryshimin. Nëse shton një reaktant, përqendrimi i tij në ekuilibrin e ri është ende më i lartë se ç'ishte para se ta shtoje.

Shtimi ose heqja e një specieje

Shtimi i një reaktanti ose heqja e një produkti e ul Q nën K, ndaj reaksioni zhvendoset drejt produkteve. Shtimi i një produkti ose heqja e një reaktanti e ngre Q mbi K, ndaj reaksioni zhvendoset drejt reaktantëve. Proceset industriale dhe laboratorike e përdorin këtë vazhdimisht. Distilimi i një produkti të avullueshëm, lënia e një gazi të largohet ose precipitimi i një produkti e mban Q nën K dhe e shtyn reaksionin më larg nga sa do ta lejonte vetëm K e tij.

Shtimi i më shumë trupi të ngurtë të pastër ose lëngu të pastër nuk e zhvendos ekuilibrin. Ato substanca nuk shfaqen në Q, ndaj Q nuk ndryshon. Shtimi i më shumë CaCO₃(s) në një enë të mbyllur në ekuilibër me CaO(s) dhe CO₂(g) e lë të pandryshuar presionin e CO₂.

Shembull i zgjidhur: hidrogjen shtesë në ekuilibrin e jodurit të hidrogjenit

Seksioni 13.3 i OpenStax jep Kc = 50.0 në 400 °C për H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g). Supozo se një përzierje ekuilibri në atë temperaturë ka [H₂] = [I₂] = 0.0150 mol/L. Atëherë [HI] = √(50.0 × 0.0150 × 0.0150) = 0.106 mol/L.

Tani injektohet H₂ në mënyrë që [H₂] të kërcejë në 0.0450 mol/L para se të reagojë ndonjë gjë. Q = (0.106)² / (0.0450 × 0.0150) = 16.7. Kjo është më pak se 50.0, ndaj reaksioni zhvendoset përpara dhe harxhon një pjesë të H₂ të shtuar.

Për të gjetur sa zhvendoset, le të reagojnë x mol/L H₂. Atëherë [H₂] = 0.0450 − x, [I₂] = 0.0150 − x dhe [HI] = 0.106 + 2x. Vendosja e (0.106 + 2x)² / [(0.0450 − x)(0.0150 − x)] = 50.0 dhe zgjidhja e ekuacionit të fuqisë së dytë, duke mbajtur vlerat e ndërmjetme të parrumbullakuara, jep x = 0.00728. Rrënja me kuptim fizik është ajo më e vogël se 0.0150, sepse I₂ nuk mund të bjerë nën zero. Ekuilibri i ri ka [H₂] = 0.0377, [I₂] = 0.00772 dhe [HI] = 0.121 mol/L.

Lexoje rezultatin në dritën e parimit. Sistemi harxhoi rreth një të katërtën e hidrogjenit të shtuar, ndaj [H₂] përfundoi në 0.0377 mol/L, ende shumë mbi 0.0150 fillestare. Ndërkohë rreth gjysma e jodit u shndërrua në HI. Shtimi i një reaktanti të lirë për të harxhuar një të shtrenjtë është mënyrë standarde për ta rritur rendimentin.

Ngjeshja ose zgjerimi i një përzierjeje gazesh

Zvogëlimi i vëllimit të një përzierjeje gazesh i rrit të gjitha përqendrimet me të njëjtin faktor. Nëse kjo e ndryshon Q varet nga Δn, molet e produkteve të gazta minus molet e reaktantëve të gaztë. Nëse Δn është negative, ngjeshja e ul Q dhe reaksioni zhvendoset drejt më pak molekulave gazi. Nëse Δn është pozitive, ngjeshja e ngre Q dhe reaksioni zhvendoset drejt reaktantëve, që përsëri është ana me më pak molekula gazi. Nëse Δn është zero, si te H₂ + I₂ ⇌ 2 HI, ngjeshja nuk e ndryshon Q dhe nuk ka zhvendosje.

Rritja e presionit total duke shtuar një gaz joreaktiv si argoni në vëllim konstant nuk ndryshon asgjë. Presionet e pjesshme dhe përqendrimet e gazeve që reagojnë mbeten të njëjta, ndaj Q mbetet e barabartë me K. Shtimi i një gazi inert në presion konstant është ndryshe: ena duhet të zgjerohet, çka ka të njëjtin efekt si rritja e vëllimit.

Shembull i zgjidhur: përgjysmimi i vëllimit të një përzierjeje NO₂–N₂O₄

Për N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g) në 25 °C, seksioni 13.2 i OpenStax përshkruan një përzierje ekuilibri me [N₂O₄] = 0.042 mol/L dhe [NO₂] = 0.016 mol/L. Këto japin Kc = (0.016)²/0.042 = 6.1 × 10⁻³.

Përgjysmo vëllimin në temperaturë konstante. Të dyja përqendrimet dyfishohen, në [N₂O₄] = 0.084 dhe [NO₂] = 0.032 mol/L. Q = (0.032)²/0.084 = 1.22 × 10⁻², saktësisht dyfishi i Kc, sepse termi i NO₂ është në katror. Q > K, ndaj sistemi zhvendoset drejt N₂O₄, anës me një mol gaz në vend të dy.

Le të formohen y mol/L N₂O₄. Zgjidhja e (0.032 − 2y)²/(0.084 + y) = 6.1 × 10⁻³ jep y = 0.0044, ndaj ekuilibri i ri ka [NO₂] = 0.023 mol/L dhe [N₂O₄] = 0.088 mol/L, me dy shifra domethënëse si të dhënat. NO₂ kafe është më i përqendruar se para ngjeshjes (0.023 kundrejt 0.016 mol/L), ndaj gazi duket më i errët, por tani një pjesë më e vogël e azotit është në NO₂: 12 përqind krahasuar me 16 përqind më parë.

Temperatura zhvendos vetë K

Temperatura është i vetmi ndryshim i zakonshëm që e ndryshon vlerën e K. Për një reaksion endotermik (ΔH > 0), K rritet ndërsa rritet temperatura, ndaj ngrohja e zhvendos ekuilibrin drejt produkteve. Për një reaksion ekzotermik (ΔH < 0), K zvogëlohet ndërsa rritet temperatura, ndaj ngrohja e zhvendos drejt reaktantëve. Një mënyrë e dobishme për ta mbajtur mend është ta trajtosh nxehtësinë si reaktant në një reaksion endotermik dhe si produkt në një ekzotermik.

Seksioni 13.3 i OpenStax jep ΔH = +57.20 kJ për N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g), ndaj ngrohja e përzierjes e bën më kafe. Madhësia e ndryshimit mund të vlerësohet me ekuacionin van 't Hoff, ln(K₂/K₁) = −(ΔH°/R)(1/T₂ − 1/T₁). Ai rrjedh nga ΔG° = −RT ln K dhe ΔG° = ΔH° − TΔS° nëse ΔH° dhe ΔS° mbeten afërsisht konstante.

Shembull i zgjidhur. Nga 25 °C (298.15 K) në 50 °C (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, ndaj K₂/K₁ = 6.0. Duke nisur nga Kp = Kc × RT = (6.1 × 10⁻³)(0.08206 × 298.15) = 0.15 në 25 °C (Δn = 1, presionet në atm), Kp në 50 °C është afërsisht 0.9. Një rritje prej 25 gradësh e rrit konstanten e ekuilibrit rreth gjashtëfish.

Një katalizator nuk e zhvendos një ekuilibër. Ai e ul njësoj energjinë e aktivizimit të reaksionit të drejtë dhe të kundërt, ndaj ekuilibri arrihet më shpejt, por K dhe përbërja në ekuilibër mbeten të pandryshuara.

Amoniaku Haber–Bosch: balancimi i rendimentit me shpejtësinë

Sinteza industriale e amoniakut, N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), tregon si e drejton parimi zgjedhjet reale. Seksioni 13.3 i OpenStax jep ΔH = −92.2 kJ. Reaksioni është ekzotermik, ndaj temperaturat më të ulëta japin një K më të madhe dhe më shumë amoniak në ekuilibër. Katër mole gaz bëhen dy, ndaj edhe presioni i lartë e favorizon amoniakun.

Vështirësia është shpejtësia. Në temperaturë të ulët reaksioni është shumë i ngadaltë për të qenë i dobishëm. OpenStax e përshkruan kompromisin: presione rreth 150 deri në 250 atm, temperatura 400 deri në 500 °C me një katalizator për ta mbajtur shpejtësinë praktike, dhe heqje të vazhdueshme të amoniakut nga përzierja që Q të mbetet nën K. Temperatura zgjidhet për shpejtësinë, me koston e një K më të vogël, dhe kushtet e tjera rikuperojnë sa më shumë rendiment të jetë e mundur.

Parashikimet e Le Chatelier-it që dalin gabim

Kur një parashikim të duket i pasigurt, shkruaj Q, ndrysho madhësinë në fjalë dhe krahaso Q e re me K. Ky kontroll e zgjidh pothuajse çdo rast më poshtë.

• Të thuash që K ndryshon kur ndryshon një përqendrim ose vëllimi. Vetëm temperatura e ndryshon K.
• Parashikimi i një zhvendosjeje pas ngjeshjes së një reaksioni me Δn = 0, si H₂ + I₂ ⇌ 2 HI.
• Parashikimi i një zhvendosjeje pas shtimit të një gazi inert në vëllim konstant.
• Parashikimi i një zhvendosjeje pas shtimit të më shumë trupi të ngurtë ose lëngu të pastër.
• Pretendimi se një katalizator e rrit rendimentin në ekuilibër. Ai vetëm e shpejton afrimin drejt ekuilibrit.
• Supozimi se sistemi e anulon plotësisht ndryshimin. Një reaktant i shtuar përfundon mbi përqendrimin e tij fillestar.
• Numërimi i të gjitha moleve, jo vetëm i moleve të gazit, kur vendos si vepron një ndryshim presioni.