Принцип Ле Цхателиер описује одзив система у равнотежи да се супротстави ефекте изазване спољном агент. Формулирао је 1888. године француски хемичар Хенри Лоуис Ле Цхателиер. Примењује се на било коју хемијску реакцију која је у стању да достигне равнотежу у затвореним системима.

Шта је затворени систем? Она је тамо где постоји пренос енергије између њених граница (на пример, коцка), али не и материје. Међутим, да бисте извршили промену у систему потребно је отворити га, а затим поново затворити да бисте проучили како реагује на поремећај (или промену).

Хенри Лоуис Ле Цхателиер

Када се затвори, систем ће се вратити у равнотежу и његов начин постизања тога може се предвидјети захваљујући овом принципу. Да ли је нова равнотежа иста као стара? Зависи од времена до кога је систем изложен спољним поремећајима; ако траје довољно дуго, нова равнотежа је другачија.

Од чега се састоји?

Следећа хемијска једначина одговара реакцији која је достигла равнотежу:

аА + бБ <=> цЦ + дД

У овом изразу а, б, ц и д су стехиометријски коефицијенти. Пошто је систем затворен, никакви реактанти (А и Б) или производи (Ц и Д) не улазе споља који нарушавају равнотежу.

Али шта тачно значи равнотежа? Када је ово постављено, брзине реакције према напријед (у смеру казаљке на сату) и обрнуто (у супротном смеру казаљке на сату) изједначавају се. Сходно томе, концентрације свих врста током времена остају сталне.

Наведено се може схватити на овај начин: чим мали А и Б реагују на производњу Ц и Д, они реагују једни са другима у исто време да регенеришу потрошене А и Б, и тако даље све док систем остане у равнотежи.

Међутим, када се поремећај примени на систем - било додавањем А, топлоте, Д или смањењем запремине -, Ле Цхателиер-ов принцип предвиђа како ће се понашати у супротности са изазваним ефектима, мада то не објашњава механизам молекуларним допуштајући да се врати у равнотежу.

Дакле, у зависности од извршених промена, може се погодовати осећају реакције. На пример, ако је Б жељено једињење, врши се промена тако да се равнотежа премешта на њено стварање.

Чимбеници који модификују хемијску равнотежу

Да бисмо разумели принцип Ле Цхателиер-а, одлична апроксимација је претпоставити да се равнотежа састоји од скале.

Гледано из овог приступа, реагенси се одмере у левој посуди (или корпи), а производи се одмере на десној тави. Одавде, предвиђање реакције система (равнотеже) постаје лако.

Промене концентрације

аА + бБ <=> цЦ + дД

Двострука стрелица у једначини представља стабљику равнотеже и подвучене таве. Дакле, ако се у систем дода количина (грам, милиграм итд.) А, на десној тави ће бити већа тежина и вага ће се нагињати на ту страну.

Као резултат, Ц + Д тањир се диже; другим речима, он добија на значају у поређењу са јелом А + Б. Другим речима: додавањем А (као што је случај са Б), баланс помера производе Ц и Д према горе.

У хемијском погледу, равнотежа завршава премештањем у десно: ка производњи више Ц и Д.

Супротно се дешава у случају да се у систем додају количине Ц и Д: лева посуда постаје тежа, што десну таву подиже.

Опет, то резултира порастом концентрација А и Б; стога се ствара равнотежни помак улево (реактанти).

Промене притиска или запремине

аА (г) + бБ (г) <=> цЦ (г) + дД (г)

Промене притиска или запремине изазване у систему имају само запажене ефекте на врсте у гасовитом стању. Међутим, за вишу хемијску једначину ниједна од ових измена не би изменила равнотежу.

Зашто? Јер је број укупних молова гаса са обе стране једначине једнак.

Равнотежа ће настојати да уравнотежи промене притиска, али пошто обе реакције (директне и обрнуте) производе исту количину гаса, остаје непромењена. На пример, за следећу хемијску једначину вага реагује на ове промене:

аА (г) + бБ (г) <=> еЕ (г)

Овде, услед смањења запремине (или повећања притиска) у систему, равнотежа ће подићи таву ради смањења овог ефекта.

Како? Смањење притиска, стварањем Е. То је зато што, како А и Б врше притисак више од Е, они реагују на смањење концентрације и повећање концентрације Е.

Исто тако, принцип Ле Цхателиер предвиђа ефекат повећања запремине. Кад се то догоди, равнотежа тада мора да умањи ефекат промовишући стварање више гасовитих молова који обнављају губитак притиска; овог пута, померање равнотеже улево, подизање пан А + Б.

Промена температуре

Топлина се може сматрати и реактивном и производном. Стога, зависно од енталпије реакције (ΔХрк), реакција је егзотермна или ендотермична. Тада се топлота смешта на леву или десну страну хемијске једначине.

аА + бБ + топлота <=> цЦ + дД (ендотермичка реакција)

аА + бБ <=> цЦ + дД + топлота (егзотермна реакција)

Овде загревање или хлађење система ствара исте реакције као у случају промене концентрације.

На пример, ако је реакција егзотермна, хлађење система фаворизује померање равнотеже улево; док се загрева, реакција се наставља са већом тенденцијом удесно (А + Б).

Апликације

Међу небројеним примјенама, с обзиром на то да многе реакције постижу равнотежу, постоје и следеће:

У процесу Хабер

Н ₂ (г) + 3 Х ₂ (г) <=> 2НХ ₃ (г) (егзотермна)

Горња хемијска једначина одговара стварању амонијака, једног од главних једињења произведених у индустријском обиму.

Овде су идеални услови за добијање НХ ₃ су они у којима је температура није веома висока и, исто тако, где постоје високи нивои притиска (200 до 1000 атм).

У баштованству

Љубичаста хортензија (горња слика) успоставља равнотежу са алуминијумом (Ал ³⁺ ) присутним у земљишту. Присуство овог метала, Левис-ове киселине, резултира њиховом закисељавањем.

Међутим, у основним тлима цветови хортензије су црвени, јер је алуминијум нерастворљив у тим тлима и биљка их не може користити.

Вртлар, упознат са принципом Ле Цхателиер, могао би променити боју својих хортензија, вешто закисујући тла.

У формирању пећина