Принцип на Ле Шателје и Браун

Принципот на Ле Шателје и Браун е хемиски принцип кој зборува за тоа дека промените на условите под кои се одвива една повратна хемиска реакција влијаат на хемиската рамнотежа. Воопштено, тој би можел да гласи вака:
{|cellpadding="2" style="border:2px solid #ccccff"
|Ако на некој систем кој е во рамнотежна состојба дејствува некоја сила (како промена на концентрација, температура или притисок), тогаш рамнотежниот систем ќе се стреми во насока на спротивставување на овие промени.
|}
Овој принцип го дале Анри Луј Ле Шателје и Карл Фердинанд Браун, кои го откриле независно еден од друг. Во хемијата, принципот на Ле Шателје и Браун се користи да се предвиди и управува со некоја повратна хемиска реакција, често за да биде економски исплатлива синтезата на некои супстанци во хемиската индустрија. Истиот принцип се употребува и во биологијата и економијата.

 Влијание на концентрацијата 

При реакцијата на разложување на азот диоксидот, на пример, може да се забележи влијанието на концентрацијата на учесниците во реакцијата врз хемиската рамнотежа:

2NO2  2NO + O2

Со зголемување на концентрацијата, на пример на NO2, системот ќе реагира со поместување на рамнотежата во насока на директна реакција (кон десно), тежнеејќи делумно да го намали неметнатото зголемување на концентрацијата. По истиот принцип рамнотежата ќе се помести на десно и со намалување на концентрацијата на NO и O2, додека нивното зголемување, како и намалувањето на концентрацијата на NO2, ќе ја помести рамнотежата кон лево, односно во насока на повратна реакција.

 Влијание на температурата 
мини|лево|alt=Alternative text|Вредноста за K се менува со температурата. Во ендотермната реакција N2O4(g)  2NO2(g), положбата на рамнотежата може да се промени со промена на температурата. Кога се додава топлина температурата расте, рамнотежата се поместува кон десно и шишето станува црвено-кафеаво поради присутниот NO2. Кога се отстранува топлина и температурата се намалува, рамнотежата се поместува кон лево и шишето се обезбојува поради присуството на N2O4.

Во следната реакција, директната реакција е егзотермна.

N2 + 3H2  2NH3 ΔH = -92 kЈ/mol

Бидејќи системот се спротивставува на промените, со намалување на температурата, рамнотежата ќе се помести на десно (бидејќи во директната реакција се ослободува температура која го надоместува намалувањето) и обратно, со зголемување на температурата на реакциониот систем, рамнотежата ќе се помести на лево, фаворизирајќи ја на тој начин ендотермната реакција на разложување на амонијакот.

 Влијание на притисокот 

Претходната реакција е погодна и за илустрирање на дејството на притисокот:

N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

Прво, потребно е да се воочи бројот на молови од едната и другата страна на реакцијата. Бидејќи според Авогадровиот закон, еден мол од секој гас зазема ист волумен, зголемувањето на притисокот во реакционата смеса од овие гасови ќе ја помести рамнотежата на десно, бидејќи четири мола заземаат поголем волумен од два мола при истите услови. Имено, само зголемувањето на притисокот (доколку не е предизвикан со промена на волуменот на садот во кој се одвива реакцијата) нема да предизвика промени во рамнотежата на системот, бидејќи делумните притисоци на сите гасови остануваат во ист однос. Така, на пример, со додавање на инертен гас во смесата нема да влијае на рамнотежата на реакцијата (доколку волуменот на садот одржува константен) и покрај тоа што секако ќе го зголеми вкупниот притисок. Меѓутоа, со промена на волуменот на затворениот реакционен сад доаѓа до промени во парцијалните притисоци на гасовите во смесата, и тоа ја поместува рамнотежата кон страната со помалку молови. Ова е особено очигледно доколку константата на рамнотежа се изрази преку делумниот притисок на реактантите и производот на реакцијата. Доколку бројот на молови од двете страни на рамнотежата е ист, промената на волуменот нема да влијае на рамнотежата.

Еден од најдобрите примери на примена на Принципот на Ле Шателје и Браун е во Хабер-Бошовиот процес.

 Поврзано 
 Хемиска рамнотежа
 Повратна хемиска реакција
 Термодинамика

Категорија:Физичка хемија
Категорија:Термодинамика
Категорија:Хемиски закони