Das Prinzip von Le Chatelier
Quelle: Labor von Dr. Lynne O' Connell – Boston College
Wenn die Bedingungen eines Systems im Gleichgewicht verändert werden, reagiert das System so d…
1. Vorbereitung der Eisen(III)-Thiocyanat Gleichgewicht Lösungen
- Geben Sie 1 Tropfen 1 M Fe (Nr.3)3 Lösung in einem Reagenzglas und mit 2 mL Wasser verdünnen. Geben Sie 1 Tropfen 1 M KSCN in ein anderes Reagenzglas und mit 2 mL Wasser verdünnen. Diese zwei Reagenzgläser dienen als Kontrollen gegen die anderen Reagenzgläser zu vergleichen.
- Geben Sie 1 Tropfen 1 M Fe (Nr.3)3 Lösung in einem Reagenzglas.
- Tropfen Sie 1 1 m KSCN auf das Reagenzglas.
- Das Reagenzglas 16 mL Wasser hinzu und mischen Sie den Inhalt.
- Notieren Sie alle Beobachtungen.
- Teilen Sie die Mischung in 2 mL Portionen in 8 Reagenzgläser. Eines der Reagenzgläser bleibt unangetastet und dient als ein FeSCN2 + Kontrolle. Nummerieren Sie die Reagenzgläser 1 – 7.
(2) Zugabe von Eisen(III)- und Thiocyanat-Ionen, die Gleichgewicht-Lösung
- In Reagenzglas 1, geben Sie 1 Tropfen 1 M Fe (Nr.3)3 Lösung.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
- In Reagenzglas 2, geben Sie 1 Tropfen 1 KSCN-Lösung.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
(3) Zugabe von Silbernitrat, die Gleichgewicht-Lösung
- In Reagenzglas 3, 3 Tropfen 0,1 M AgNO3 Lösung.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
- 3 Tropfen von 1 M Fe (Nr.3)3 in das Teströhrchen.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
- In Reagenzglas 4, 3 Tropfen 0,1 M AgNO3 Lösung.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
- 3 Tropfen von 1 M KSCN auf das Reagenzglas.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
(4) Zugabe von Kalium-Phosphat, die Gleichgewicht-Lösung
- In Reagenzglas 5, 3 Tropfen 0,5 M K3PO4 Lösung.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
- 3 Tropfen von 1 M Fe (Nr.3)3 in das Teströhrchen.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
- In Reagenzglas 6, 3 Tropfen 0,5 M K3PO4 Lösung.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
- 3 Tropfen von 1 M KSCN auf das Reagenzglas.
- Schütteln Sie Anmerkungen zu mischen.
5. Änderung der Temperatur der Lösung Gleichgewicht
- Platzieren Sie Reagenzglas 7 im Wasserbad 70 – 80 ° C für 1 – 2 min..
- Vergleichen Sie die warme Lösung die Lösung im unbeheizten Reagenzglas (FeSCN2 + Kontrolle), und notieren Sie alle Beobachtungen.
- Sammeln Sie die Inhalte von Reagenzgläsern 3 und 4 im Labor Abfall jar beschriftete "Silber." Gießen Sie den Inhalt von den anderen Reagenzgläsern den Bach runter.
Nach dem Le Ch?telier-Prinzip verschiebt sich das System, wenn das Gleichgewicht eines Systems durch eine Belastung gestört wird, um dies zu kompensieren.
Wenn sich ein chemisches System im Gleichgewicht befindet, gibt es keine Nettoänderung der Konzentration seiner Reaktanten oder Produkte. Wird ein Parameter, wie z.B. Konzentration oder Temperatur, verändert, wird das Gleichgewicht gestört.
Das System regelt nach, indem es die Richtung der Reaktion ändert, bis ein neues Gleichgewicht erreicht ist.
In diesem Video wird das Le Ch?telier-Prinzip demonstriert, indem es den Einfluss von Konzentration und Temperatur auf chemische Reaktionen im Gleichgewicht zeigt.
Reversible chemische Reaktionen bestehen aus zwei konkurrierenden Prozessen: der Vorwärtsreaktion und der Rückreaktion. Wenn diese beiden Prozesse mit der gleichen Geschwindigkeit ablaufen, befindet sich das System im Gleichgewicht. Das Le Ch?telier-Prinzip besagt, dass ein Gleichgewichtssystem, wenn es unter Druck steht, sich verschiebt, um der Störung entgegenzuwirken.
Wenn beispielsweise die Konzentration einer Reaktantenspezies in einer Gleichgewichtslösung erhöht wird, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Produkte, wodurch die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion erhöht wird. Irgendwann wird das System ein neues Gleichgewicht erreichen.
Die Temperatur kann auch als Reaktionskomponente betrachtet werden. Bei exothermen Reaktionen wird Wärme freigesetzt, wodurch es zu einem Produkt wird. Bei endothermen Reaktionen wird Wärme aus der Umgebung absorbiert, wodurch sie zu einem Reaktanten wird. Das Hinzufügen oder Entfernen von Wärme stört also das Gleichgewicht und das System passt sich an.
In diesem Experiment wird die ionische Reaktion von Eisen (III) mit Thiocyanat unter Bildung eines Eisen (III)-Thiocyanatkomplexes untersucht. Das Produkt ist rot, während die Reaktanten gelb oder farblos sind, so dass Gleichgewichtsverschiebungen visuell beobachtet werden können.
Die Konzentrationen dieser Komponenten werden entweder durch direkte Zugabe von Ionen zur Lösung oder durch selektive Entfernung durch Bildung unlöslicher Salze verändert. Die Auswirkung einer Temperaturänderung auf diese Lösung wird ebenfalls beobachtet.
Jetzt, da Sie das Le Ch?telier-Prinzip verstanden haben, sind Sie bereit, mit dem Verfahren zu beginnen.
Um den Vorgang zu beginnen, geben Sie einen Tropfen 1 M Eisennitratlösung in ein Reagenzglas. Geben Sie einen Tropfen 1 M Kaliumthiocyanatlösung in ein zweites Reagenzglas. Verdünnen Sie jeweils mit 2 mL Wasser. Diese beiden Röhren dienen als Kontrollen für den Rest des Experiments.
Geben Sie dann in ein neues Röhrchen einen Tropfen jeder Lösung. Fügen Sie 16 ml Wasser hinzu und mischen Sie gründlich. Notieren Sie alle Beobachtungen.
Teilen Sie diese Mischung in 2 ml-Portionen in sieben beschrifteten Reagenzgläsern auf. Legen Sie das erste Rohr als Eisenthiocyanat-Kontrolle beiseite.
Fügen Sie als Nächstes Reaktanten zu den Rohren hinzu 1 ? 6 gemäß Tabelle 2 unten. Schütteln Sie jedes Mal, wenn eine Art hinzugefügt wird, und notieren Sie alle Beobachtungen.
Stellen Sie das Reagenzglas 7 für 1 ? ca. 2 min. Vergleichen Sie die warme Lösung mit der Eisenthiocyanatkontrolle und notieren Sie alle Beobachtungen.
In den Lösungen 1 und 2 verstärkte sich die rote Farbe mit zunehmender Konzentration der Reaktanten. Dies deutet darauf hin, dass sich das Gleichgewicht nach rechts verschoben hat, was zur Produktion von mehr Eisen(III)-thiocyanat führte.
Die Lösungen, die Silbernitrat erhielten, wurden farblos und bildeten einen Niederschlag. Die Zugabe von Thiocyanat-Ionen führte dazu, dass die rote Farbe wieder auftauchte. Die rote Farbe trat nicht wieder auf, als Eisenionen hinzugefügt wurden. Aus diesen Beobachtungen kann geschlossen werden, dass das Thiocyanat-Ion selektiv aus der Lösung im Niederschlag entfernt wurde. Mit abnehmender Konzentration verschob sich das Gleichgewicht nach links. Die Zugabe von Thiocyanat-Ionen zurück in die Lösung führte dazu, dass sich das Gleichgewicht wieder nach rechts verlagerte.
Es wurde beobachtet, dass die Lösungen, die Kaliumphosphat erhielten, verblassten und gelb wurden. Als die Eisenionenkonzentration erhöht wurde, erschien die rote Farbe wieder und die Lösung wurde trüb. Eine Erhöhung der Thiocyanat-Ionenkonzentration hatte keinen Effekt. Daraus lässt sich ableiten, dass Eisen selektiv aus der Lösung entfernt wurde, um ein Eisenphosphatsalz zu bilden, wodurch sich das Gleichgewicht nach links verschiebte. Das Eisenphosphatsalz fiel schließlich aus der Lösung aus, als mehr Eisen hinzugefügt wurde, und das Gleichgewicht verschob sich wieder nach rechts.
Die rote Farbe von Lösung 7 verblasste mit steigender Temperatur zu Orange. Diese Gleichgewichtsverschiebung nach links deutet darauf hin, dass die Reaktion exotherm ist und dass Wärme erzeugt wird, wenn das Eisenthiocyanatprodukt gebildet wird.
Das Konzept der Gleichgewichtsverschiebung hat mehrere Anwendungen in einer Vielzahl von wissenschaftlichen Bereichen.
Das Le Ch?telier-Prinzip erklärt, warum Pufferlösungen einer pH-Änderung widerstehen. In diesem Beispiel wurde eine Natriumacetat-Pufferlösung verwendet, um einen nahezu konstanten pH-Wert aufrechtzuerhalten.
In wässriger Lösung ist die saure Dissoziation eine reversible Reaktion, bei der die Anionen von den Wasserstoffionen dissoziieren. Pufferlösungen sind oft ein Gleichgewichtsgemisch aus dissoziierten Wasserstoffionen, einer schwachen Säure und ihrem Anion ?? auch als konjugierte Basis bekannt.
Wird eine starke Säure zugesetzt, dissoziiert sie vollständig, wodurch sich die Konzentration der Wasserstoffionen in Lösung erhöht. Das Gleichgewicht der schwachen Säurereaktion verschiebt sich als Reaktion darauf nach links, wodurch die Konzentration der Wasserstoffionen reduziert wird, bis sie ein neues Gleichgewicht erreicht. Aus diesem Grund werden Pufferlösungen in einer Vielzahl von chemischen Anwendungen eingesetzt, um den pH-Wert auf einem nahezu konstanten Wert zu halten.
Die Polymerisation, der Prozess der Reaktion von Molekülen zu Polymerketten, ist für die bakterielle Zellteilung unerlässlich. In diesem Beispiel wurde das Le Ch?tlelier-Prinzip beobachtet, indem FtsZ-Sedimentationsassays unter verschiedenen Bedingungen durchgeführt wurden. Es wurden neun Puffer mit jeweils einzigartigen Zusammensetzungen und pH-Werten hergestellt. Die Polymerisation wurde induziert und dann von 90? Winkel-Lichtstreuung. Es zeigte sich, dass sowohl der pH-Wert als auch die Pufferzusammensetzung die Polymerisation beeinflussten, da beide einen Stressor lieferten, der das Gleichgewicht der Reaktion verschoben hatte.
Schließlich kann das Le Ch?tlelier-Prinzip bei der Herstellung und Rückgewinnung von Materialien in organischen Reaktionen angewendet werden. In diesem Beispiel wurde Ammonium aus stickstoffreichen Strömen gewonnen.
Der Strom wurde durch ein elektrochemisches System geleitet, das das Wasser oxidierte und die Abtrennung von Ammoniumionen ermöglichte. Diese Ionen wurden dann einem hohen pH-Wert ausgesetzt, wodurch sich ihr Gleichgewicht verlagerte und die Umwandlung von Ammonium in flüchtiges Ammoniak vorangetrieben wurde.
Dieses aufgefangene Ammoniak wurde dann durch eine Stripping- und Absorptionssäule geleitet, um das Ammoniak in einem sauren Medium einzufangen und das Gleichgewicht in die andere Richtung zu verschieben.
Sie haben gerade die Einführung von JoVE über den Einfluss von Temperatur und Konzentration auf Reaktionen nach dem Le Ch?telier-Prinzip gesehen. Sie sollten nun das Konzept des Gleichgewichts verstehen, wie Konzentrationsänderungen Verschiebungen verursachen und dass Wärme als Reaktionskomponente betrachtet werden kann.
Danke fürs Zuschauen!
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Q1: What does Le Châtelier's Principle state about systems at equilibrium?
Le Châtelier's Principle states that when a system at equilibrium is stressed by changes in concentration, temperature, or pressure, the system shifts to counteract the disturbance. This shift continues until a new equilibrium is reached. The principle explains how chemical systems naturally resist changes and maintain balance when external conditions are altered.
Q2: How does increasing reactant concentration affect chemical equilibrium?
When the concentration of a reactant is increased, the equilibrium shifts toward the products to consume the excess reactant. This increases the rate of the forward reaction, producing more product until a new equilibrium is established. Understanding solutions and concentrations molarity molality helps predict these shifts accurately.
Q3: Why is heat considered a reaction component in Le Châtelier's Principle?
In exothermic reactions, heat is released and acts as a product. In endothermic reactions, heat is absorbed and acts as a reactant. Since heat functions as either a product or reactant, adding or removing heat disturbs equilibrium, causing the system to shift and adjust to a new equilibrium state.
Q4: What happens to equilibrium when a reactant is selectively removed from solution?
When a reactant is selectively removed through formation of an insoluble salt, its concentration decreases, and the equilibrium shifts left toward the reactants. This shift attempts to replace the removed reactant. Understanding the solubility rules of ionic compounds helps predict which ions precipitate and shift equilibrium.
Q5: How do buffer solutions use Le Châtelier's Principle to resist pH change?
Buffer solutions contain a weak acid and its conjugate base in equilibrium. When strong acid is added, it increases hydrogen ion concentration, shifting the weak acid equilibrium left and reducing hydrogen ions until a new equilibrium forms. This buffering action maintains nearly constant pH despite acid addition.
Q6: What does the color change in the iron thiocyanate reaction indicate about equilibrium shifts?
The iron thiocyanate complex is red, while reactants are colorless or yellow. When equilibrium shifts right toward products, the solution becomes more intensely red. When equilibrium shifts left toward reactants, the red color fades. These color changes provide visual evidence of how the system responds to concentration and temperature changes.
Q7: How can Le Châtelier's Principle be applied to recover materials in industrial processes?
Le Châtelier's Principle guides material recovery by manipulating equilibrium through pH, temperature, or concentration changes. For example, ammonium recovery involves oxidizing water to separate ammonium ions, then shifting equilibrium at high pH to convert ammonium to volatile ammonia. This captured ammonia is then trapped in acidic medium, shifting equilibrium in the opposite direction.