7.2 Le Chateliers prinsipp

Likevekten som slår tilbake

En likevekt er ikke en passiv tilstand -- den er aktiv og selvforsvarende. Hvis du forstyrrer den, slår den tilbake. Dette er kjernen i Le Chateliers prinsipp: hvis et system i likevekt utsettes for en forstyrrelse, vil systemet forskyve seg i den retningen som motvirker forstyrrelsen. Du kan tenke på det som en stædig vekt som alltid prøver å gjenopprette balansen.

Det finnes tre typer forstyrrelser vi kan utsette en likevekt for: endring i konsentrasjon (tilsette eller fjerne et stoff), endring i temperatur, og endring i trykk eller volum (bare for gassreaksjoner). Et viktig forbehold: en katalysator forstyrrer ikke likevekten i det hele tatt -- den endrer bare hvor raskt likevekten nås, ikke hvor den ligger.

La oss se prinsippet i en generell reaksjon $\text{A} + \text{B} \rightleftharpoons \text{C} + \text{D}$. Tilsetter du mer A, forskyver likevekten seg til høyre (lager mer C og D) for å forbruke det ekstra A-et. Fjerner du C, forskyver den seg også til høyre (lager mer C) for å erstatte det du tok bort. Systemet motvirker alltid det du gjør.

Å skyve med konsentrasjon

Den enkleste måten å forstyrre en likevekt på, er å endre mengden av et stoff. Reglene er logiske når du tenker på "motvirke"-prinsippet. For en reaksjon $\text{A} + \text{B} \rightleftharpoons \text{C} + \text{D}$: tilsetter du A eller B, forbruker systemet det ved å gå til høyre. Fjerner du A eller B, lager systemet mer ved å gå til venstre. Tilsetter du C eller D, går likevekten til venstre. Fjerner du C eller D, går den til høyre.

Husk gjerne den korte regelen: tilsett reaktant eller fjern produkt → likevekt til høyre; fjern reaktant eller tilsett produkt → likevekt til venstre.

La oss bruke ammoniakksyntesen $\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g)$. Tilsetter du mer hydrogen, går likevekten til høyre og lager mer ammoniakk. Fjerner du ammoniakk, går likevekten også til høyre for å erstatte det. Tilsetter du derimot ammoniakk, går likevekten til venstre, og ammoniakken dekomponerer. La oss også prøve $\text{H}_2(g) + \text{I}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{HI}(g)$: tilsetter du $\text{I}_2$, går likevekten til høyre og lager mer HI; tilsetter du HI, går den til venstre; fjerner du $\text{H}_2$, går den også til venstre, og HI dekomponerer for å erstatte hydrogenet.

Varme og trykk -- de andre håndtakene

Temperatur virker annerledes, og her må vi vite om reaksjonen er eksoterm eller endoterm. Trikset er å behandle varme som om den var et stoff i likningen. I en eksoterm reaksjon ($\Delta H < 0$) er varmen som et "produkt": $\text{Reaktanter} \rightleftharpoons \text{Produkter} + \text{varme}$. Øker du temperaturen, tilfører du varme, og systemet forbruker den ved å gå bakover (til venstre), så $K$ synker. Senker du temperaturen, går likevekten til høyre, og $K$ øker. I en endoterm reaksjon ($\Delta H > 0$) er varmen en "reaktant": øker du temperaturen, går likevekten til høyre og $K$ øker. Og merk: temperatur er den eneste forstyrrelsen som faktisk endrer K-verdien!

La oss prøve ammoniakksyntesen, som er eksoterm ($\Delta H = -92$ kJ/mol). Øker du temperaturen, tilsetter du varme, og systemet går bakover for å forbruke den -- likevekten til venstre, mindre ammoniakk, og $K$ synker.

For gassreaksjoner kan vi også skyve med trykk og volum. Øker du trykket (senker volumet), forskyver systemet seg mot siden med færre gassmolekyler for å lette på trykket. Senker du trykket, går det mot siden med flere gassmolekyler. For $\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g)$ har venstre side $1 + 3 = 4$ mol gass og høyre side 2 mol; øker du trykket, går likevekten til høyre (mot de 2 molene). Men hvis det er like mange gassmolekyler på hver side -- som i $\text{H}_2 + \text{I}_2 \rightleftharpoons 2\text{HI}$ (2 mot 2) -- har trykkendring ingen effekt. Et siste eksempel: $\text{PCl}_5(g) \rightleftharpoons \text{PCl}_3(g) + \text{Cl}_2(g)$ har 1 mol til venstre og 2 mol til høyre, så øker du trykket, går likevekten til venstre mot den ene molen.

Le Chatelier i fabrikken

Le Chateliers prinsipp er ikke bare teori -- det driver industri som metter hele verden. Det fremste eksempelet er Haber-Bosch-prosessen som lager ammoniakk til kunstgjødsel: $\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g)$, $\Delta H = -92$ kJ/mol. Målet er å presse fram mest mulig ammoniakk. Kjemikerne bruker fire grep. For det første høyt trykk (rundt 200 bar): siden 4 mol gass blir til 2, skyver høyt trykk likevekten til høyre. For det andre moderat temperatur (400-500 °C): reaksjonen er eksoterm, så lav temperatur ville gitt mest ammoniakk -- men lav temperatur gjør reaksjonen altfor langsom, så de velger et kompromiss som gir god fart og brukbart utbytte. For det tredje jern som katalysator: den øker farten uten å flytte likevekten. Og for det fjerde fjerner de ammoniakk kontinuerlig, slik at likevekten stadig presses til høyre.

Et liknende eksempel er kontaktprosessen som lager svoveltrioksid til svovelsyre: $2\text{SO}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{SO}_3(g)$, $\Delta H = -198$ kJ/mol. Her brukes moderat trykk (1-2 bar -- 3 mol blir til 2, så høyt trykk hjelper, men det er økonomisk dyrt), moderat temperatur (400-450 °C som kompromiss), og vanadium(V)oksid ($\text{V}_2\text{O}_5$) som katalysator.

Spørsmålet om hvorfor Haber-Bosch ikke bare bruker veldig lav temperatur, fanger hele kompromisset: ja, lav temperatur favoriserer ammoniakk fordi reaksjonen er eksoterm, men ved svært lav temperatur går reaksjonen så langsomt at det er ubrukelig i praksis. Derfor velger man en moderat temperatur og lar katalysatoren og det høye trykket ta resten.

Oppsummering

Le Chateliers prinsipp sier at en likevekt forskyver seg for å motvirke enhver forstyrrelse. Ved konsentrasjonsendring gjelder: tilsett reaktant eller fjern produkt → høyre; fjern reaktant eller tilsett produkt → venstre. Ved temperaturendring behandler vi varme som et stoff -- i eksoterme reaksjoner senker økt T utbyttet og K, mens i endoterme øker det dem; temperatur er den eneste forstyrrelsen som endrer K. Ved trykkendring (kun gasser) går likevekten mot siden med færre gassmolekyler ved økt trykk, og er upåvirket hvis det er like mange på hver side.

En katalysator flytter aldri likevekten, bare farten. Disse prinsippene utnyttes industrielt: Haber-Bosch lager ammoniakk med høyt trykk, moderat temperatur, jernkatalysator og kontinuerlig fjerning av produkt, mens kontaktprosessen lager svoveltrioksid med $\text{V}_2\text{O}_5$ som katalysator -- alltid et kompromiss mellom godt utbytte og akseptabel fart.