Прынцып Ле Шателье: навуковы прарыў 18 стагоддзя

Пра факт існавання прынцыпу Ле Шателье многія ведаюць са школы. Але нешматлікія разумеюць і могуць растлумачыць, у чым менавіта заключаецца гэты вядомы прынцып.

Французскі навуковец распавёў міру пра закон дынамічнай раўнавагі ў 1884 годзе. Для канца дзевятнаццатага стагоддзя адкрыццё было вельмі істотным і адразу прыцягнула ўвагу навуковай грамадскасці. Але ў сілу адсутнасці міжнароднага навуковага супрацоўніцтва паўтара стагоддзя таму аб навуковым прарыве Ле Шателье ведалі толькі яго суайчыннікі. У 1887 году аб зняцці хімічнага раўнавагі пры змене знешніх умоў сказаў нямецкі вучоны Карл Фердынанд Браўн, самастойна адкрыў той жа навуковы закон, будучы недасьведчанасьць аб адкрыцці француза. Не выпадкова дадзены прынцып часта называюць прынцып Ле Шателье - Браўна.

Так у чым жа заключаецца прынцып Ле Шателье?

Якія знаходзяцца ў раўнавазе сістэмы заўсёды iмкнуцца захаваць свой раўнавагу і процідзейнічаць знешнім сілам, фактарам і умовам. Дадзенае правіла дзейнічае для любых сістэм і для любых працэсаў: хімічных, электрычных, механічных, цеплавых. Асаблівую практычную значнасць прынцып Ле Шателье мае для зварачальных хімічных рэакцый.

Ўздзеянне тэмпературы на хуткасць праходжання рэакцыі знаходзіцца ў непасрэднай залежнасці ад выгляду рэакцыі па цеплавым эфекту. З павышэннем тэмпературы назіраецца зрушэнне раўнавагі ў бок эндотермической рэакцыі. Паніжэнне тэмпературы, адпаведна, прыводзіць да зрушэння хімічнага раўнавагі ў бок экзотермической рэакцыі. Прычына гэтаму бачыцца ў тым, што пры выводзінах сістэмы з раўнавагі знешнімі сіламі яна пераходзіць у стан меншай залежнасці ад фактараў звонку. Залежнасць эндотермических і экзотермических працэсаў ад стану раўнавагі выяўляецца раўнаннем ванты-Гоф:

V2 = V1 * y (T2-T1) / 10,

дзе V2 - гэта хуткасць хімічнай рэакцыі пры змененай тэмпературы, V1 - зыходная хуткасць рэакцыі, у - паказчык тэмпературнай розніцы.

Шведскі вучоны Арэніусам вывеў формулу экспаненцыяльнай залежнасці хуткасці рэакцыі ад тэмпературнага рэжыму.

Да = А • е (-е (RT)), дзе Е - энергія актывацыі, R - універсальная газавая пастаянная, T- тэмпература ў сістэме. Велічыня А з'яўляецца канстантай.

З павелічэннем ціску назіраецца зрушэнне хімічнага раўнавагі ў тым напрамку, дзе рэчывы займаюць меншы аб'ём. Калі аб'ём зыходных рэчываў больш аб'ёму прадуктаў рэакцыі, то раўнавагу ссоўваецца ў бок зыходных кампанентаў. Адпаведна, калі аб'ём прадуктаў рэакцыі перавышае аб'ём рэагентаў, то раўнавагу ссоўваецца ў бок атрыманых хімічных злучэнняў. Пры гэтым мяркуецца, што кожны моль газу займае аднолькавы аб'ём пры нармальных умовах. Але змена ціску ў сістэме не заўсёды ўплывае на хімічнае раўнавагу. Прынцып Ле Шателье паказвае, што даданне ў рэакцыю інэртнага газу змяняе ціск, але не выводзіць сістэму з раўнавагі. Пры гэтым для рэакцыі значна толькі той ціск, якое звязана з рэагуюць рэчывамі (гелій ня мае вольных электронаў, ён не ўступае ва ўзаемадзеянне з рэчывамі ў сістэме).

Даданне ў рэакцыю пэўнай колькасці якога-небудзь рэчывы прыводзіць да зрушэння раўнавагі ў бок таго працэсу, дзе гэтага рэчыва становіцца менш.

Раўнавагу мае дынамічны характар. Яно «парушаецца» і «выраўноўваецца» натуральным шляхам у працэсе праходжання рэакцыі. Вытлумачальны гэтае становішча праз прыклад. Пры гидрировании раствора брому утворыцца бромоводородная кіслата. Надыходзіць момант, калі канчатковага прадукту утворыцца занадта шмат, яго аб'ём перавышае сукупны аб'ём мономолекул вадароду і брому, хуткасць рэакцыі запавольваецца. Калі дадаць у сістэму вадарод або бром, то рэакцыя пойдзе ў зваротным кірунку.