le Chatelier의 원칙 동적 평형에서 시스템에 대한 변화의 영향을 예측합니다. 열역학적 평형 (농도, 온도, 압력, 부피 등)에서 시스템 조건을 변경하면 시스템이 변화에 대응하고 새로운 평형을 설정하는 방식으로 반응하게됩니다. 원래 화학 반응에 대해 설명되었지만 Le Chatelier의 원칙은 생물학, 경제학, 약리학 및 기타 분야의 항상성에도 적용됩니다. Le Chatelier의 원칙에 대한 다른 이름은 Chatelier의 원칙 또는 평형 법입니다.
Le Chatelier의 원칙의 기본
- 이 원리는 프랑스 화학자 Henry Louis Le Chatelier와 때로는 독립적으로 그것을 발견 한 독일 과학자 Karl Ferdinand Braun에게도 인정됩니다.
- le Chatelier의 원칙은 평형 변화에 대한 반응 방향을 예측하는 데 도움이됩니다.
- 원리는 평형이 바뀌는 이유를 설명하지 않고 변화의 방향 만 설명하지 않습니다.
- 농도 :반응물의 농도를 증가 시키면 평형을 이동시켜 더 많은 생성물을 생산합니다. 제품의 농도 증가는 평형을 더 많은 반응물로 만들기 위해 이동합니다.
- 온도 :온도 변화로 인한 평형 이동의 방향은 어떤 반응이 발열 성이고 흡열인지에 따라 다릅니다. 온도 증가는 흡열 반응을 선호하며 온도 감소는 발열 반응을 선호합니다.
- 압력/볼륨 :가스의 압력 또는 부피를 증가 시키면 반응이 더 적은 분자와의 반응을 이동시킵니다. 가스의 압력 또는 부피를 줄이면 반응이 더 많은 분자와의 반응을 이동시킵니다.
농도
Le Chatelier의 원칙은 평형이 변화를 반대하는 가역적 반응의 측면으로 이동한다고 명시하고 있습니다. 반응에 대한 평형 상수는 변하지 않습니다.
예를 들어, 이산화탄소와 수소 가스가 반응하고 메탄올을 형성하는 평형 반응을 고려하십시오 :
Co + 2 H 2 ⇌ ch 3 오
CO (반응물)의 농도를 증가 시키면 평형은 더 많은 메탄올 (생성물)을 생성하여 일산화탄소의 양을 감소시킵니다. 충돌 이론은 과정을 설명합니다. CO가 더 많으면 반응물 분자 사이의 성공적인 충돌 빈도가 증가하여 더 많은 생성물을 생성합니다. 수소의 농도를 증가시키는 것은 같은 효과를 얻습니다.
일산화탄소 또는 수소의 농도를 감소시키는 것은 반대 효과를 갖는다. 평형은 감소 된 반응물을 보상하기 위해 이동하여 메탄올의 반응물로의 분해를 선호한다.
.메탄올의 양을 늘리면 반응물의 형성을 선호합니다. 메탄올의 농도를 감소 시키면 그 형성이 증가합니다. 따라서 시스템에서 제품을 제거하면 생산에 도움이됩니다.
압력
Le Chatelier의 원칙은 가스와 관련된 반응의 압력을 증가 시키거나 감소시킬 때 평형 이동을 예측합니다. 반응의 평형 상수는 변하지 않습니다. 압력을 높이면 압력을 줄이는 방식으로 반응이 이동합니다. 압력 감소는 압력을 증가시키는 방식으로 반응을 이동시킵니다. 더 많은 분자와의 반응의 측면은 더 적은 분자와의 반응 측면보다 더 큰 압력 을가한다. 그 이유는 분자가 더 많을수록 용기의 벽에 부딪 칠수록 압력이 높아지기 때문입니다.
예를 들어, 일반적인 반응을 고려하십시오 :
a (g) + 2 b (g) ⇌ c (g) + d (g)
반응 화살표 (반응물)의 왼쪽에 3 개의 두더지의 가스 (1A 및 2B)와 반응 화살표의 생성물 측면에 2 개의 두더지가 있습니다. 따라서 반응의 압력을 증가 시키면 평형이 오른쪽으로 이동합니다 (더 적은 몰, 낮은 압력). 반응의 압력을 증가 시키면 평형이 왼쪽으로 이동합니다 (더 많은 두더지, 더 높은 압력)
일정한 부피에서 헬륨 또는 아르곤과 같은 불활성 가스를 추가 평형의 이동을 유발하지 않습니다. 압력이 증가하더라도 반응성 가스는 반응에 참여하지 않습니다. 따라서 Le Chatelier의 원칙은 반응물 또는 제품 가스의 부분 압력이 변할 때 적용됩니다. 불활성 가스를 추가하고 가스 부피가 변경되면이 가스를 추가하면 모든 가스의 부분 압력이 줄어 듭니다. 이 경우 평형은 더 많은 수의 몰과 반응의 측면으로 이동합니다.
온도
농도 또는 압력 변화와 달리 반응의 온도 변화는 평형 상수의 크기를 이동시킵니다. 평형 이동의 방향은 반응의 엔탈피 변화에 달려있다. 가역적 반응에서, 한 방향은 발열 반응 (열 진화 및 음성 ΔH)이고 다른 방향은 흡열 반응이다 (열을 흡수하고 양성 ΔH를 갖는). 반응에 열을 첨가하면 (온도 증가) 흡열 반응이 선호됩니다. 열 제거 (온도를 낮추면)는 발열 반응을 선호합니다.
예를 들어, 일반적인 반응을 고려하십시오 :
a + 2 b ⇌ c + d; ΔH =-250 kJ/mol
순방향 반응 (C 및 D 형성)은 음의 ΔH 값을 갖는 발열 성이다. 따라서 역 반응 (A 및 B 형성)이 흡열임을 알고 있습니다. 반응의 온도를 증가 시키면 평형은 흡열 반응 (C + D 형태 A + B)을 선호합니다. 반응의 온도를 줄이면 평형은 발열 반응 (A + 2 B 형태 C + D)을 선호하기 위해 이동합니다.
le Chatelier의 원리 및 촉매
Le Chatelier의 원칙은 촉매에 적용되지 않습니다. 촉매를 추가하면 화학 반응의 평형이 전방 및 역 반응의 속도를 동등하게 증가시키기 때문에 화학 반응의 평형을 이동시키는 것은 아닙니다.
le Chatelier의 원칙 예제 문제
예를 들어, 기체가
2 So
(a) 반응의 온도를 높이면 어떻게됩니까?
분해 반응이 흡열이기 때문에 평형의 이동은 전진 반응을 선호합니다.
(b) 반응에 대한 압력을 높이면 어떻게됩니까?
압력을 높이면 압력이 줄어들 기 때문에 더 적은 몰의 가스로 반응의 측면을 선호합니다. 따라서 평형은 왼쪽으로 이동합니다 (반응물, 3 ).
(c) 더 많은 O 2 을 추가하면 어떻게됩니까? 평형에서의 반응에?
더 많은 산소를 추가하면 반응물 형성으로 평형이 이동합니다 (So
(d) so
So 2 제거 제품 형성으로 평형을 이동시킨다 (So
참조
- Atkins, P.W. (1993). 물리 화학의 요소 (제 3 판). 옥스포드 대학 출판부
- Callen, H.B. (1985). 열역학 및 온도 조절 방지 소개 (제 2 판) 뉴욕 :와일리. ISBN 0-471-86256-8.
- Le Chatelier, H.; Boudouard, O. (1898),“기체 혼합물의 가연성의 한계.” Bulletin de la Société Chimique de France (파리). 19 :483–488.
- Münster, A. (1970). 고전적인 열역학 (E.S. Halberstadt에 의해 번역). Wiley – Interscience. 런던. ISBN 0-471-62430-6.
- Samuelson, Paul A (1983). 경제 분석의 기초 . 하버드 대학교 출판부. ISBN 0-674-31301-1.
