Der Grundsatz von Le Chatelier

In der Chemie, dem Grundsatz von Le Chatelier, hat auch den Grundsatz von Chatelier genannt, kann verwendet werden, um die Wirkung einer Änderung in Bedingungen auf einem chemischen Gleichgewicht vorauszusagen. Der Grundsatz wird nach Henry Louis Le Chatelier und manchmal Karl Ferdinand Braun genannt, der es unabhängig entdeckt hat. Es kann als zusammengefasst werden:

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Dieser Grundsatz hat eine Vielfalt von Namen, abhängig von Disziplin damit., Sieh zum Beispiel, das Gesetz und homeostasis von Lenz. Es ist üblich, den Grundsatz von Le Chatelier zu nehmen, um eine allgemeinere Beobachtung zu sein, grob hat festgesetzt:

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In der Chemie wird der Grundsatz verwendet, um die Ergebnisse von umkehrbaren Reaktionen zu manipulieren, häufig den Ertrag von Reaktionen zu vergrößern. In der Arzneimittellehre kann die Schwergängigkeit von ligands zum Empfänger das Gleichgewicht gemäß dem Grundsatz von Le Chatelier auswechseln, dadurch die verschiedenen Phänomene der Empfänger-Aktivierung und Desensibilisierung erklärend. In der Volkswirtschaft ist der Grundsatz verallgemeinert worden, um zu helfen, das Preisgleichgewicht von effizienten Wirtschaftssystemen zu erklären. In gleichzeitigen Gleichgewicht-Systemen können Phänomene, die im offenbaren Widerspruch zum Grundsatz von Le Chatelier sind, vorkommen; diese können durch die Theorie von Ansprechreaktionen aufgelöst werden.

Status als ein physisches Gesetz

Der Grundsatz von Le Chatelier beschreibt qualitativ Systeme der nichtsofortigen Änderung; die Dauer der Anpassung hängt in großer Zahl vom negativen Feed-Back zum anfänglichen Stoß ab. Wo ein Stoß am Anfang positives Feed-Back veranlasst (wie Thermalausreißer), kann das neue Gleichgewicht vom alten weit sein und kann viel Zeit in Anspruch nehmen, um zu reichen. In einigen dynamischen Systemen kann der Endstaat nicht vom Stoß bestimmt werden. Der Grundsatz wird normalerweise verwendet, um geschlossene Systeme des negativen Feed-Backs zu beschreiben, aber gilt im Allgemeinen zu thermodynamisch geschlossenen und isolierten Systemen in der Natur, da das zweite Gesetz der Thermodynamik sicherstellt, dass das durch einen sofortigen Stoß verursachte Ungleichgewicht eine begrenzte Halbwertzeit haben muss. Der Grundsatz hat Analoga überall in der Systemtheorie.

Chemie

Wirkung der Änderung in der Konzentration

Das Ändern der Konzentration einer Zutat wird das Gleichgewicht beiseite auswechseln, das diese Änderung in der Konzentration reduzieren würde. Das chemische System wird versuchen, der zum ursprünglichen Staat des Gleichgewichts betroffenen Änderung teilweise entgegenzusetzen. Der Reihe nach wird die Rate der Reaktion, des Ausmaßes und des Ertrags von Produkten entsprechend dem Einfluss auf das System verändert.

Das kann durch das Gleichgewicht des Kohlenmonoxids und Wasserstoffbenzins illustriert werden, reagierend, um Methanol zu bilden.

:CO + 2 H CHOH

Nehmen Sie an, dass wir die Konzentration von CO im System vergrößern sollten. Der Grundsatz von Using Le Chatelier, wir können voraussagen, dass der Betrag des Methanols zunehmen wird, die Gesamtänderung in CO vermindernd. Wenn wir eine Art zur gesamten Reaktion hinzufügen sollen, wird die Reaktion die Seite bevorzugen, die der Hinzufügung der Arten entgegensetzt. Ebenfalls würde die Subtraktion einer Art die Reaktion verursachen, die "Lücke" zu schließen und die Seite zu bevorzugen, wo die Art reduziert wurde. Diese Beobachtung wird durch die Kollisionstheorie unterstützt. Da die Konzentration von CO vergrößert wird, würde die Frequenz von erfolgreichen Kollisionen dieses Reaktionspartners auch zunehmen, eine Zunahme in der Vorwärtsreaktion und Generation des Produktes berücksichtigend. Selbst wenn ein gewünschtes Produkt nicht thermodynamisch bevorzugt wird, kann das Endprodukt erhalten werden, wenn es unaufhörlich von der Lösung entfernt wird.

Wirkung der Änderung in der Temperatur

Die Wirkung, die Temperatur im Gleichgewicht zu ändern, kann durch das Verbinden der Hitze entweder als ein Reaktionspartner oder als ein Produkt verständlich gemacht werden. Wenn die Reaktion exothermic ist (ΔH ist negativ, stellt Energie aus), wir schließen Hitze als ein Produkt ein, und, wenn die Reaktion endothermic ist (ΔH ist positiv, nimmt Energie an), wir schließen es als ein Reaktionspartner ein. Folglich können wir entweder Erhöhung bestimmen, oder das Verringern der Temperatur würde den nachschicke oder die Rückreaktion durch die Verwendung desselben Grundsatzes wie mit Konzentrationsänderungen bevorzugen.

Zum Beispiel, die Reaktion von Stickstoff-Benzin mit Wasserstoffbenzin. Das ist eine umkehrbare Reaktion, in der das zwei Benzin reagiert, um Ammoniak zu bilden:

:N + 3 H 2 NH ΔH =-92 kJ mol

Wenn Sie Hitze als ein Produkt stellen:

:N + 3 H 2 NH + 92kJ

Das ist eine exothermic Reaktion (folglich minus das Zeichen), wenn es Ammoniak erzeugt. Wenn wir die Temperatur senken sollten, würde sich das Gleichgewicht bewegen, um mehr Hitze zu erzeugen. Seit dem Bilden von Ammoniak ist exothermic, das würde die Produktion von mehr Ammoniak bevorzugen. In der Praxis, im Prozess von Haber, wird die Temperatur an einem Kompromiss-Wert gesetzt, so wird Ammoniak schnell gemacht, wenn auch weniger am Gleichgewicht da sein würde.

In exothermic Reaktionen vermindert die Zunahme in der Temperatur das Gleichgewicht unveränderlich, K, wohingegen, in endothermic Reaktionen, die Zunahme in der Temperatur den K-Wert vergrößert.

Wirkung der Änderung im Druck

Änderungen im Druck sind Änderungen im Volumen zuzuschreibend. Die Gleichgewicht-Konzentrationen der Produkte und Reaktionspartner hängen vom dem System unterworfenen Druck nicht direkt ab. Jedoch wird eine Änderung im Druck wegen einer Änderung im Volumen des Systems das Gleichgewicht auswechseln.

Das Betrachten die Reaktion von Stickstoff-Benzin mit Wasserstoffbenzin, Ammoniak zu bilden:

:N + 3 H 2 NH ΔH =-92kj mol

:4 Volumina 2 Volumina

Bemerken Sie die Zahl von Maulwürfen von Benzin auf der linken Seite und die Zahl von Maulwürfen von Benzin auf der rechten Seite. Wenn das Volumen des Systems, der teilweise Druck der Gasänderung geändert wird. Wenn wir Druck vermindern sollten, indem wir Volumen vergrößert haben, wird sich das Gleichgewicht der obengenannten Reaktion nach links bewegen, weil die Reaktionspartner-Seite größere Zahl von Maulwürfen hat, als die Produktseite tut. Das System versucht, der Abnahme im teilweisen Druck von Gasmolekülen durch die Verschiebung beiseite entgegenzuwirken, der größeren Druck ausübt. Ähnlich, wenn wir Druck vergrößern sollten, indem wir Volumen, die Gleichgewicht-Verschiebungen nach rechts vermindert haben, der Druck-Zunahme entgegenwirkend, indem wir uns beiseite mit weniger Maulwürfen von Benzin bewegt haben, die weniger Druck ausüben. Wenn das Volumen vergrößert wird, weil es mehr Maulwürfe von Benzin auf der Reaktionspartner-Seite gibt, ist diese Änderung im Nenner des festen Gleichgewicht-Ausdrucks bedeutender, eine Verschiebung im Gleichgewicht verursachend.

So verursacht eine Zunahme im Systemdruck wegen des abnehmenden Volumens die Reaktion, sich beiseite mit den weniger Maulwürfen von Benzin zu bewegen. Eine Abnahme im Druck wegen des zunehmenden Volumens verursacht die Reaktion, sich beiseite mit mehr Maulwürfen von Benzin zu bewegen. Es gibt keine Wirkung auf eine Reaktion, wo die Zahl von Maulwürfen von Benzin dasselbe auf jeder Seite der chemischen Gleichung ist.

Wirkung, ein träges Benzin hinzuzufügen

Ein träges Benzin (oder edles Benzin) wie Helium sind dasjenige, das mit anderen Elementen oder Zusammensetzungen nicht reagiert. Das Hinzufügen eines trägen Benzins in ein gasphasiges Gleichgewicht am unveränderlichen Volumen läuft auf keine Verschiebung hinaus. Das ist, weil die Hinzufügung eines phasenfreien Benzins den teilweisen Druck des anderen Benzins im Behälter nicht ändert. Während es wahr ist, dass der Gesamtdruck der Systemzunahmen, der Gesamtdruck keine Wirkung auf das unveränderliche Gleichgewicht hat; eher ist es eine Änderung im teilweisen Druck, der eine Verschiebung im Gleichgewicht verursachen wird. Wenn, jedoch, dem Volumen erlaubt wird, dabei zuzunehmen, würde der teilweise Druck des ganzen Benzins vermindert, auf eine Verschiebung zur Seite mit der größeren Zahl von Maulwürfen von Benzin hinauslaufend.

Es gibt eine kurze Form, um sich daran zu erinnern: LBMF (hat kleiner Junge fiona geheiratet); L tritt für weniger Druck, B - rückwärts gerichtete Reaktion, M - mehr Druck, und F - Vorwärtsreaktion ein.

Wirkung eines Katalysators

Ein Katalysator beschleunigt die Rate einer Reaktion durch die Versorgung des zusätzlichen Mechanismus (En). Das Hinzufügen eines Katalysators berücksichtigt alternative zu machende Pfade, wo die Partikeln auf den Katalysator provisorisch adsorbiert werden können, bevor sie in eine neue Einordnung wiederverpfändet werden. Die beabsichtigte Wirkung im Hinzufügen eines Katalysators soll die Aktivierungsenergie senken, die oft die Rate der Reaktion vergrößert. Jedoch wird die Aktivierungsenergie durch denselben Betrag für den nachschicke und die Rückreaktionen gesenkt. Es gibt dieselbe Zunahme in Reaktionsquoten für beide Reaktionen. Infolgedessen betrifft ein Katalysator die Position des Gleichgewichts nicht. Es betrifft nur die Zeit oder Energie, die erforderlich ist, Gleichgewicht zu erreichen.

Anwendungen in der Volkswirtschaft

In der Volkswirtschaft hat ein ähnliches Konzept auch genannt, nachdem Le Chatelier vom amerikanischen Wirtschaftswissenschaftler Paul Samuelson 1947 eingeführt wurde. Dort ist der verallgemeinerte Grundsatz von Le Chatelier für eine maximale Bedingung des Wirtschaftsgleichgewichts: Wo alle unknowns einer Funktion unabhängig variable Hilfseinschränkungen — "gerade verbindlich" im Verlassen anfänglichen Gleichgewichts unverändert sind — reduzieren die Antwort auf eine Parameter-Änderung. So, wie man Hypothese aufstellt, sind Faktor-Nachfrage und Warenversorgungselastizität kurzfristig niedriger als im langen Lauf wegen der fest gekosteten Einschränkung kurzfristig.

Siehe auch

  • Homeostasis
  • Wirkung des allgemeinen Ions
  • Ansprechreaktionen

Bibliografie

  • Le Chatelier, H. und Boudouard O. (1898), "Grenzen der Entflammbarkeit von Gasartigen Mischungen", Bulletin de la Société Chimique de France (Paris), v. 19, Seiten 483-488.
  • Hatta, Tatsuo (1987), "Grundsatz von Le Châtelier,", v. 3, Seiten 155-57.
  • Samuelson, Paul A. (1947, Vergrößerte Hrsg. 1983). Fundamente der Wirtschaftsanalyse, Universität von Harvard Presse. Internationale Standardbuchnummer 0-674-31301-1
  • D.J. Evans, D.J. Searles und E. Mittag (2001), "Schwankungslehrsatz für Systeme von Hamiltonian - der Grundsatz von Le Châtelier", Physische Rezension E, 63, 051105 (4).
  • Beziehen Sie sich auch auf Brown Lemay Bursten. 10. oder 11e Ausgabe für diesen Grundsatz.

Links

Video von YouTube des Grundsatzes und Drucks von Le Chatelier


Gleichgewicht / Beirut
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