3.3 Le Chateliers prinsipp

Likevekten som slår tilbake

Tenk deg en huske i balanse. Dytter du på den ene siden, beveger den seg -- men den prøver alltid å finne tilbake til balanse. Kjemiske likevekter oppfører seg overraskende likt, og det var den franske kjemikeren Henri Louis Le Chatelier som satte ord på det i 1884.

Le Chateliers prinsipp sier: et system i likevekt som utsettes for en påvirkning, vil forskyve seg slik at effekten av påvirkningen motvirkes. Med andre ord -- likevekten slår tilbake mot den som forstyrrer den. Dette gir oss et kraftig, kvalitativt verktøy for å forutsi hva som skjer når vi endrer betingelsene.

Det er verdt å merke seg skillet fra forrige kapittel. Massevirkningsloven er kvantitativ -- den regner ut eksakte likevektskonsentrasjoner. Le Chateliers prinsipp er kvalitativt -- det forteller bare hvilken retning likevekten forskyver seg. Sammen gir de to et fullstendig bilde. La oss se på de fire påvirkningene vi kan utsette en likevekt for: endring i konsentrasjon, i trykk, i temperatur, og tilsetning av katalysator.

Konsentrasjon og trykk -- dytt på systemet

Den mest intuitive påvirkningen er konsentrasjonsendring. Tilsetter du mer av en reaktant, forskyves likevekten til høyre -- systemet bruker opp det ekstra ved å lage mer produkter. Tilsetter du mer produkt, forskyves den til venstre. Fjerner du derimot et stoff, forskyves likevekten i retning som erstatter det du tok bort. Industrien utnytter dette: ved å fjerne produkter kontinuerlig, eller tilsette reaktanter i overskudd, kan man tvinge en reaksjon stadig videre mot høyre.

Trykkendring gjelder bare gassreaksjoner, og bare når antall gassmolekyler er forskjellig på de to sidene. Regelen: øker du trykket, forskyves likevekten mot den siden med færrest gassmolekyler -- systemet "krymper" for å lette trykket. Senker du trykket, går den mot flest molekyler. Tell forskjellen: for $a\text{A}(g) + b\text{B}(g) \rightleftharpoons c\text{C}(g) + d\text{D}(g)$ er $\Delta n = (c+d) - (a+b)$. Er $\Delta n < 0$ (færre til høyre), driver økt trykk likevekten til høyre. Er $\Delta n > 0$, til venstre. Og er $\Delta n = 0$, har trykk ingen effekt i det hele tatt. Begge disse påvirkningene endrer reaksjonskvotienten Q midlertidig, og systemet svarer ved å forskyve seg slik at Q igjen blir lik K -- som er uendret.

Temperatur -- den eneste som endrer K

De tre andre påvirkningene flytter likevekten, men lar K-verdien være i fred. Temperaturen er annerledes -- den er den eneste faktoren som faktisk endrer K. Trikset for å forstå dette er å behandle varme som om den var et stoff i likningen.

For en eksoterm reaksjon kan du tenke deg varmen som et produkt: $\text{A} + \text{B} \rightleftharpoons \text{C} + \text{D} + \text{varme}$. Øker du temperaturen, tilfører du "mer produkt", og likevekten forskyves til venstre -- K minker. Senker du temperaturen, går den til høyre, og K øker. For en endoterm reaksjon er varmen en reaktant: $\text{A} + \text{B} + \text{varme} \rightleftharpoons \text{C} + \text{D}$. Da gjør høyere temperatur det motsatte -- likevekten går til høyre og K øker. Den enkle huskeregelen blir: økt temperatur favoriserer den endoterme retningen, senket temperatur den eksoterme.

Til slutt: katalysatoren. Den er den store skuffelsen for den som håper på mer utbytte, for den påvirker IKKE likevektsposisjonen i det hele tatt. En katalysator senker aktiveringsenergien og øker hastigheten til både fremover- og bakoverreaksjonen like mye. Systemet når likevekt raskere, men balansepunktet -- og dermed K -- er nøyaktig det samme. Likevel er katalysatorer uvurderlige i industrien, fordi de lar reaksjoner nå likevekt på praktisk tid. Haber-Bosch bruker en jernkatalysator for ammoniakk, og kontaktprosessen bruker vanadium(V)oksid for svovelsyre. Industriell kjemi er alltid et kompromiss mellom utbytte (favoriseres av ekstreme betingelser), hastighet (favoriseres av høy temperatur og katalysator) og kostnader.

Oppsummering

Le Chateliers prinsipp er kjemiens lov om motstand: en forstyrret likevekt forskyver seg slik at forstyrrelsen motvirkes. Det er et kvalitativt verktøy som utfyller massevirkningslovens kvantitative beregninger.

Vi gikk gjennom de fire påvirkningene. Konsentrasjon: mer reaktant skyver til høyre, mer produkt til venstre. Trykk (kun gasser, kun når $\Delta n \neq 0$): økt trykk skyver mot færrest gassmolekyler. Temperatur er spesiell -- den eneste som endrer K -- og økt temperatur favoriserer den endoterme retningen (behandle varme som et stoff). Katalysator endrer verken K eller posisjon, bare hastigheten. I praksis balanserer industrien alltid utbytte, hastighet og kostnad, og bruker Le Chatelier til å presse reaksjoner som Haber-Bosch og kontaktprosessen mot best mulig resultat.