het principe van Le Chatelier

Het gedrag van een evenwichtsreactie wanneer u meer reactant toevoegt, wordt verklaard door het principe van Le Chatelier. Het zegt:

* Als een wijziging van de conditie wordt toegepast op een systeem in evenwicht, verschuift het systeem in een richting die de stress verlicht.

De verschuiving

Wanneer u meer reactant toevoegt aan een evenwichtsreactie, wordt het systeem benadrukt. Om deze stress te verlichten, zal de reactie verschuiven naar het rechts , wat betekent dat het de voorwaartse reactie van zal bevoordelen .

* voorwaartse reactie: De reactie die de reactanten verbruikt om producten te produceren.

Waarom de verschuiving optreedt

* Verhoogde reactantconcentratie: Het toevoegen van meer reactant verhoogt zijn concentratie.

* Verhoogde botsingssnelheid: Hogere reactantconcentratie betekent meer botsingen tussen reactantmoleculen.

* Verhoogde snelheid van voorwaartse reactie: Meer botsingen leiden tot een snellere snelheid van de voorwaartse reactie, waardoor de toegevoegde reactant wordt geconsumeerd.

* verschuiving in evenwicht: Het systeem verschuift naar het recht om de overtollige reactant te consumeren en een nieuw evenwicht te bereiken.

Voorbeeld

Overweeg de volgende omkeerbare reactie:

`` `

N2 (G) + 3H2 (G) ⇌ 2NH3 (G)

`` `

Als u meer stikstofgas (N2) toevoegt, zal het evenwicht naar rechts verschuiven, waardoor meer ammoniak (NH3) wordt geproduceerd en een deel van de toegevoegde stikstof consumeert.

Key Points

* Het evenwicht verschuift naar rechts en geeft de voorkeur aan de voorwaartse reactie.

* Het systeem zal uiteindelijk een nieuw evenwicht bereiken met een hogere concentratie van producten en een lagere concentratie van de toegevoegde reactant.

* De exacte verschuiving in evenwicht hangt af van de specifieke reactie en de hoeveelheid toegevoegde reactant.

Laat het me weten als je een meer gedetailleerde uitleg wilt of nog vragen hebt!