Reguła przekory (chemia)

Z Wikipedii

Masz nowe wiadomości (różnica z poprzednią wersją).

Reguła przekory (inaczej reguła Le Chateliera-Brauna, reguła przekory Le Chateliera i Brauna) to jedna z podstawowych reguł dotyczących równowag dynamicznych.

Reguła ta mówi, że układ na który działa jakiś bodziec odpowiada w taki sposób aby przeciwdziałać bodźcowi.

W postaci ilościowej reguła ta jest wyrażona przez prawo działania mas Guldberga i Waagego.

Przykłady:

Układ gazowy w zamkniętym pojemniku z tłokiem: gdy naciskamy na tłok, układ odpowiada zwiększaniem ciśnienia, aż do uzyskania równowagi sił.
Woda nasycona ditlenkiem węgla pod ciśnieniem (np. woda mineralna): po otwarciu naczynia ciśnienie p ditlenku węgla nad roztworem gwałtownie spada - układ przeciwdziała zmianie wydzielając z roztworu gazowy dwutlenek węgla (po ponownym zamknięciu naczynia ustala się nowy stan równowagi).

$K(T) = \frac{p_{CO_{2(g)}}}{[CO_{2(aq)}]}$

w powyższym opisie zaniedbano wpływ reakcje CO₂ z wodą a następnie dysocjacji na równowagę jego rozpuszczania w wodzie (wielkości w nawiasach kwadratowych [..] to stężenia):

$CO_{2(aq)} + H_{2}O \leftrightarrow H_{2}CO_{3}$

$H_{2}CO_{3} + H_{2}O \leftrightarrow H_{3}O^{+} + HCO_{3}^{-}$

$HCO_{3}^{-} + H_{2}O \leftrightarrow H_{3}O^{+} + CO_{3}^{2-}$

(nie uwzględniono autodysocjacji wody).

Reakcja syntezy amoniaku z wodoru i azotu (proces Habera): produkty (gazowe) mają dwukrotnie (w przybliżeniu: porównaj gaz doskonały i gaz rzeczywisty) mniejszą objętość niż substraty z których powstają i wzrost ciśnienia (powodujący zmniejszenie objętości układu) faworyzuje stan równowagi reakcji z mniejszą ilością cząsteczek gazowych:

$N_{2} + 3H_{2} \leftrightarrow 2NH_{3}$

$K(T) = \frac{p_{NH_{3}}^{2}} {p_{N_{2}} p_{H_{2}}^{3}}$

gdzie K(T) jest stałą równowagi reakcji zależną od temperatury; aby zwiększyć szybkość reakcji prowadzi się ją wobec katalizatora, p - ciśnienia cząstkowe substratów i produktów (dla gazu rzeczywistego należałoby je zastąpić aktywnościami czyli lotnościami gazu (ang. fugacity).

Roztwór słabego elektrolitu, np. kwasu octowego: po dolaniu wody (rozcieńczeniu) zwiększa się stopień dysocjacji kwasu tak, że stężenie produktów dysocjacji rośnie, choć nie na tyle aby skompensować rozcieńczenie (ale jednocześnie tak, że żadne ze stężeń nie jest równe 0).

$CH_{3}COOH + H_{2}O \leftrightarrow CH_{3}COO^{-} + H_{3}O^{+}$

$K_{a} = \frac {[CH_{3}COO^{-}] [H_{3}O^{+}]} {[CH_{3}COOH]}$

gdzie K_a jest stałą dysocjacji kwasowej.

W powyższym wyrażeniu dla uproszczenia pominięto stężenie wody, które w rozcieńczonych roztworach wodnych jest praktycznie stałe i równe ok. 55,5 mol/dm³.

W przybliżonej formie (pomija autodysocjację wody) takie zachowanie słabych elektrolitów opisuje prawo rozcieńczeń Ostwalda:

$K_{dys} = \frac {\alpha^{2} c} {1-\alpha}$

gdzie K_dys jest stałą dysocjacji, α jest stopniem dysocjacji a c stężeniem słabego elektrolitu (łącznie forma jonowa i cząsteczkowa).

Roztwór słabego elektrolitu, np. kwasu octowego: po dodaniu mocnego kwasu (np. HCl), który jest zdysocjowany w niemal 100% zwiększa się stężenie jonów hydroniowych, ale jednocześnie spada stopień dysocjacji kwasu octowego. W ten sposób zmiana stężenia jonów hydroniowych jest w sumie mniejsza niż bodziec który ją spowodował (dodanie HCl).

Równowaga reakcji egzoenergetycznych (energia oddawana do otoczenia reakcji) cofa się w kierunku substratów przy ogrzewaniu, dla reakcji endoenergetycznych (energia pobierana od otoczenia reakcji) jest odwrotnie.

UWAGA. Dość często przy podawaniu nazwy reguły przekory podaje się (błędnie) nazwisko Brown zamiast (prawidłowo) Braun.

Źródło: "http://pl.wikipedia.org../../../r/e/g/Regu%C5%82a_przekory_%28chemia%29.html"

Kategoria: Chemia fizyczna

Reguła przekory (chemia)

Z Wikipedii

Views

nawigacja

techniczne

zmiany

Szukaj

W innych językach