Principe van Le Châtelier

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

Het principe van Le Châtelier of het principe van de kleinste dwang is een thermodynamisch principe dat in de scheikunde gebruikt wordt om te voorspellen hoe het chemisch evenwicht van een bepaalde reactie zal verschuiven als één of meerdere van de reactiecondities gewijzigd worden.

Het principe kan als volgt samengevat worden:

Aanhalingsteken openen

Als in een chemisch systeem een verandering optreedt in concentratie, temperatuur, volume of totale druk, met andere woorden, een evenwichtsverstoring, dan zal het evenwicht zodanig verschuiven dat die verandering tenietgedaan wordt. Uiteindelijk evolueert het systeem naar een nieuw evenwicht.

Aanhalingsteken sluiten

Het principe is vernoemd naar de Franse chemicus Henri-Louis Le Châtelier, die het in 1888 formuleerde. Het wordt ook wel het principe van Le Châtelier en Van ’t Hoff genoemd, naar de Nederlandse scheikundige Jacobus van 't Hoff. Het principe is gebaseerd op het feit dat de evenwichtsconstante voor een gegeven reactie constant is bij een bepaalde temperatuur.

Verstoring van het chemisch evenwicht[bewerken]

Concentratie[bewerken]

Als de concentratie van één van de reactiepartners verandert, zal het evenwicht zodanig verschuiven dat die concentratieverandering tegengewerkt wordt. Dit kan geïllustreerd worden met de reactie van koolstofmonoxide en waterstofgas tot methanol.

\mathrm{CO\ +\ 2\ H_2\ \rightleftharpoons\ CH_3OH}

Als de concentratie CO verhoogd wordt, zal het systeem die concentratieverandering proberen ongedaan te maken door het evenwicht naar rechts te verschuiven, en dus zal de concentratie aan methanol toenemen. Omgekeerd zal, als de concentratie CO verlaagd wordt, het evenwicht naar links verschuiven. De hoeveelheid methanol zal dan dus verminderen.

Uiteraard is dit principe louter een gevolg van het feit dat de evenwichtsconstante voor deze reactie constant is bij een bepaalde temperatuur. De verhouding van reactieproducten en reagentia ligt dus vast. Iedere verandering in concentratie verstoort het evenwicht en zal dus tot gevolg hebben dat het evenwicht hersteld wordt.

Chromaat-dichromaat-evenwicht[bewerken]

1rightarrow blue.svg Zie Chromaat en dichromaat voor het hoofdartikel over dit onderwerp.
Verschuiving van chemisch evenwicht door toevoeging van natriumhydroxide aan een dichromaat-oplossing.

Een klassiek voorbeeld van een zichtbare verschuiving van een chemisch evenwicht is een waterige oplossing van kaliumdichromaat waaraan natriumhydroxide wordt toegevoegd. Het dichromaat-anion is in water steeds in evenwicht met het chromaat-anion:

\mathrm{Cr_2O_7^{2-}\ +\ H_2O\ \rightleftharpoons\ 2\ CrO_4^{2-}\ +\ 2\ H^+}

In water ligt het evenwicht naar de linkerzijde, waardoor de oplossing oranje gekleurd is (er is dus veel meer dichromaat dan chromaat aanwezig). Wanneer echter natriumhydroxide wordt toegevoegd, zal het evenwicht verschuiven, omdat de hydroxide-ionen reactie aangaan met de protonen in water. Hierbij wordt water gevormd. Omdat er in de reactie zelf water nodig is om het evenwicht in te stellen, zal de reactie naar rechts verschuiven (naar de kant van het chromaat). Bijgevolg zal de oplossing verkleuren tot geel. Bij voldoende aanzuren van de oplossing kan het evenwicht opnieuw naar links verdreven worden en zal de oplossing opnieuw oranje kleuren.

Temperatuur[bewerken]

De verhoging of verlaging van de temperatuur kan een significante invloed uitoefenen op de ligging van het evenwicht. Als voorbeeld kan de synthese van ammoniak uit stikstofgas en waterstofgas gelden, een exotherme reactie (ΔH° = -46,11 kJ/mol):

\mathrm{N_2\ +\ 3\ H_2\ \rightleftharpoons\ 2\ NH_3}

Als de temperatuur verhoogd wordt, zal het systeem ervoor zorgen dat er minder warmte vrijkomt. Het evenwicht zal dus naar links verschuiven. Bij een temperatuursdaling zal het systeem daarentegen meer warmte produceren: het evenwicht zal dus naar rechts verschuiven.

In het Haber-Boschproces, dat in de industrie toegepast wordt voor de synthese van ammoniak, moet er dus een keuze gemaakt worden wat de temperatuur betreft: de reactiesnelheid stijgt namelijk met de temperatuur, maar hoe hoger de temperatuur, hoe lager het rendement (wegens verschuiving van het evenwicht). Bij industrieel toegepaste exotherme reacties is het dus zaak van een compromis te vinden tussen chemische kinetiek en thermodynamica. Een katalysator (ijzer) biedt in dit voorbeeld soelaas: de reactiesnelheid is aldus voldoende hoog bij een relatief lage temperatuur.

Thermodynamische beschrijving[bewerken]

In thermodynamische termen kan worden aangetoond dat de variatie van de evenwichtsconstante met de temperatuur (bij constante druk) kan gerelateerd worden aan de reactie-enthalpie:

\left ( \frac{\partial K_a}{\partial T} \right )_p = \frac{\Delta H^{\circ}}{RT^2}

Dit verband is de van 't Hoff-vergelijking en toont dus aan dat de verandering van de evenwichtsconstante Ka met de temperatuur wordt bepaald door de standaard reactie-enthalpie.

Totale druk of volume[bewerken]

Als voorbeeld voor druk- dan wel volumeverandering kan het evenwicht tussen stikstofdioxide (oranjebruin) en distikstoftetraoxide (lichtgeel) gelden:

\mathrm{N_2O_4\ \rightleftharpoons\ 2\ NO_2}

Het aantal mol links bedraagt 1, terwijl het aantal mol rechts 2 bedraagt. Via de wet van Avogadro staat vast dat een gelijk aantal mol gas een gelijk volume inneemt. De deeltjes aan de rechterzijde van de reactie nemen dus een groter volume in.

In het geval dat men de druk verhoogt (of het volume verkleint), dan zal het evenwicht verschuiven naar de zijde van het minst aantal deeltjes. In dit geval is dat de kant van distikstoftetraoxide. Het gas zal dus lichtgeel verkleuren. Wanneer de druk verlaagd wordt, kunnen de deeltjes meer ruimte innemen en zal het evenwicht verschuiven naar de zijde met het grootst aantal deeltjes. In bovenstaand geval is dit naar de kant van stikstofdioxide. Het gas zal nu bruiner verkleuren.

Ook bij reacties in oplossing geldt hetzelfde principe, omdat de concentratie evenredig is met de druk (het aantal deeltjes per volume). Een concentratietoename heeft dus hetzelfde effect als een druktoename, terwijl een verdunning hetzelfde oplevert als een drukverlaging.