Le Chateliers princip

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök

Le Chateliers princip (efter den franske kemisten Henry Louis Le Chatelier) säger att

om ett kemiskt system, där jämvikt råder, påverkas av en förändring i koncentration, temperatur eller totaltryck, kommer jämvikten att ändras så att förändringen motverkas.

Med andra ord: En kemisk jämvikt drivs åt det håll där förändringen i tryck, temperatur eller koncentration motverkas som mest. Åt vilket håll jämvikten går beror på mängden av reaktanter och produkter och huruvida reaktionen är exo- (ger ifrån sig energi) eller endoterm (absorberar energi).

Le Chateliers princip är därför mycket användbar inom den kemiska industrin eftersom man, genom att till exempel minska koncentrationen på produkterna, kan styra jämvikten så att fler produkter skapas.

Exempel[redigera | redigera wikitext]

Koncentration[redigera | redigera wikitext]

Genom att ändra på koncentrationen hos en av produkterna i en kemisk jämvikt, ändras jämvikten så att fler reaktanter skapas – allt för att minska koncentrationen hos produkten eller produkterna. Det motsatta gäller om koncentrationen av reaktanterna ökas.

Detta kan illustreras genom jämvikten mellan kolmonoxid och vätgas, som reagerar för att ge metanol:

CO + 2H2  ⇌  CH3OH

Anta att koncentrationen av CO ökas. Genom Le Chateliers princip kan vi förutse att koncentrationen av metanol kommer att öka, vilket resulterar i en minskning av CO.

Temperatur[redigera | redigera wikitext]

Reaktionen mellan kvävgas och vätgas som producerar ammoniak, är en reversibel reaktion:

N2 + 3H2  ⇌  2NH3        ΔH = −92kJ

Energi friges då ammoniak bildas – reaktionen är exoterm. Om temperaturen i systemet minskas, ändras jämvikten åt det håll där värme bildas. Eftersom den här reaktionen är exoterm åt höger, bildas då mer ammoniak. Just den här reaktionen används i Haber-Boschmetoden, och är ett bra exempel på Le Chateliers princip.

Totaltryck[redigera | redigera wikitext]

Åter kan Haber-Boschmetoden användas som exempel:

N2 + 3H2  ⇌  2NH3        ΔH = −92kJ

Observera antalet mol gas på den vänstra sidan och antalet mol gas på den högra sidan. Det är känt att gaser med samma temperatur och tryck kommer att ha samma volym. Detta kan användas för att förutse förändringen i jämvikten om totaltrycket ändras.

Anta att totaltrycket hos systemet ökas. Enligt Le Chateliers princip kommer jämvikten att ändras så att trycket minskas: Eftersom 4 mol gas kräver större volym än 2 mol gas, kommer reaktionen att gå åt höger, om trycket ökas.

Inerta gaser[1][redigera | redigera wikitext]

En inert gas (eller ädelgas), så som helium, reagerar inte med andra grundämnen eller föreningar. Att tillsätta en ädelgas till ett slutet system vid en jämvikt, kommer inte att resultera i en förändring då ädelgasen inte påverkar jämvikten.

Om volymen är konstant[redigera | redigera wikitext]

Det totala trycket ökar då en inert gas tillsätts, dock ändras inte partialtrycket av de gaser som ingår i reaktion – därför kommer inte jämvikten att ändras. [1]

Om volymen tillåts öka[redigera | redigera wikitext]

Partialtrycket av gaser i reaktionen kommer att ändras vilket kommer att förskjuta reaktionen åt det håll där flest gasmolekyler finns. [1]

Se även[redigera | redigera wikitext]

Referenser[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ [a b c] 1940-, Atkins, P. W. (Peter William),. Atkins' Physical chemistry (Tenth edition). ISBN 9780199697403. OCLC 854139283. https://www.worldcat.org/oclc/854139283