Principe van Le Chatelier

In de vorige pagina heb je eigenlijk al kennisgemaakt met het principe van Le Chatelier:

Een evenwichtsreactie zal altijd de verstoring van het evenwicht tegenwerken.

Dit idee werd voor het eerst onder woorden gebracht door de Franse wetenschapper Henry Le Chatelier.

In het voorbeeld van het evenwicht tussen

{\ce {NO2}}

en

{\ce {N2O4}}

is gevoelsmatig duidelijk gemaakt dat door het toevoegen van

{\ce {N2O4}}

daar een "teveel" van was, dus dat de druk zou afnemen, met als gevolg een stijging van de druk van

{\ce {NO2}}

. De verandering was het toevoegen van

{\ce {N2O4}}

, het evenwicht reageerde door de druk ervan te laten dalen.

Henry Le Chatelier

De reactie van

{\ce {N2O4}}

naar twee moleculen

{\ce {NO2}}

is een reactie die niet zomaar verloopt. Voor deze reactie moet een binding verbroken worden en dat kost energie. Als je de reactie van

{\ce {N2O4}}

naar

{\ce {NO2}}

netjes noteert, en ook het energie-effect erbij zet krijg je:

{\ce {N2O4\ +\ \Delta E\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ 2NO2}}

reactie 1

* Je heb al gezien dat een verhoging van de

{\ce {N2O4}}

-druk tot gevolg heeft dat het evenwicht meer naar rechts verschuift, er komt meer

{\ce {NO2}}

, tot de evenwichtsvoorwaarde hersteld is en het mengsel koelt (iets) af, het verbreken van de binding kost energie.

Met het "principe van Le Chatelier" kun je nu ook inzien dat:

het toevoegen van ${\ce {NO2}}$ tot gevolg zal hebben dat:

1. Het evenwicht naar links schuift, er komt meer

{\ce {N2O4}}

en

2. Het gasmengsel wordt (iets) warmer, behalve

{\ce {N2O4}}

ontstaat er ook warmte.

het warmer maken van het mengsel tot gevolg zal hebben dat:

Het evenwicht verschuift naar rechts:

1. De hoeveelheid

{\ce {N2O4}}

wordt kleiner

2. De hoeveelheid

{\ce {NO2}}

wordt groter; de hogere temperatuur maakt het verbreken van de binding makkelijker.

3. Het kost energie om de binding te verbreken waardoor de temperatuur van het mengsel weer (iets) zal dalen.

4. De veranderde concentraties hebben tot gevolg dat de evenwichtsconstante veranderd.

het koeler maken van het mengsel leidt tot omgekeerde effecten:

Het evenwicht verschuift naar links:

1. De hoeveelheid

{\ce {N2O4}}

wordt groter

2. De hoeveelheid

{\ce {NO2}}

wordt kleiner

3. Het levert energie om de binding te maken waardoor de temperatuur van het mengsel weer (iets) zal stijgen.

4. De veranderde concentraties hebben tot gevolg dat de evenwichtsconstante veranderd.

Temeperatuur en evenwichtsconstante

Bovenstaande redenering maakt ook duidleijk dat bij het vermelden van een evenwichtsconstante de temperatuur een belangrijke rol speelt. Ondanks dat de reactie een evenwicht is, wil dat niet zeggen dat er geen energieverandering optreedt tijdens de reacties. Bij een hogere temperatuur zal de toestand die meer energie inhoud heeft, vaker voorkomen, en omgekeerd zal bij een lagere temperatuur juist de toestand met een kleinere energie-inhoud vaker voorkomen.
Dat ondanks het feit dat er miinder energie in het de gasmolaculen aanwezig is als het kloeler is, er toch

{\ce {NO2}}

gevormd kan worden heeft alles te maken met het feit dat temperatuur een effect is dat over de gemiddelde energie van moleculen gaat. Ook als het kouder is zijn er altijd wel een paar moleculen die wat sneller gaan (meer energie hebben) dan het gemiddelde, en die kunne dan ook uit elkaar vallen.