le Chateliers princip
Beteendet hos en jämviktsreaktion när du lägger till mer reaktant förklaras av Le Chateliers princip. Det säger:
* Om en förändring av tillståndet tillämpas på ett system i jämvikt kommer systemet att förändras i en riktning som lindrar stressen.
Skiftet
När du lägger till mer reaktant till en jämviktsreaktion är systemet stressat. För att lindra denna stress kommer reaktionen att övergå till höger , vilket betyder att det kommer att gynna framåtreaktionen .
* Framåtreaktion: Reaktionen som konsumerar reaktanterna för att producera produkter.
Varför skiftet inträffar
* Ökad reaktantkoncentration: Att lägga till mer reaktant ökar sin koncentration.
* Ökad kollisionshastighet: Högre reaktantkoncentration innebär fler kollisioner mellan reaktantmolekyler.
* Ökad hastighet av framåtreaktion: Fler kollisioner leder till en snabbare hastighet av framåtreaktionen och konsumerar den tillsatta reaktanten.
* Skift i jämvikt: Systemet förskjuts till höger för att konsumera överskottet av reaktant och nå en ny jämvikt.
Exempel
Tänk på följande reversibla reaktion:
`` `
N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)
`` `
Om du lägger till mer kvävgas (N2) kommer jämvikten att växla till höger, producera mer ammoniak (NH3) och konsumera en del av det tillsatta kvävet.
Nyckelpunkter
* Jämvikten skiftar till höger och gynnar framåtreaktionen.
* Systemet kommer så småningom att nå en ny jämvikt med en högre koncentration av produkter och en lägre koncentration av den tillsatta reaktanten.
* Den exakta jämviktsförskjutningen beror på den specifika reaktionen och mängden reaktant tillagd.
Låt mig veta om du vill ha en mer detaljerad förklaring eller har ytterligare frågor!
