Overview
Quelle: Labor von Dr. Lynne O' Connell – Boston College
Wenn die Bedingungen eines Systems im Gleichgewicht verändert werden, reagiert das System so das Gleichgewicht beizubehalten. Im Jahr 1888 beschrieb Henri-Lewis Le Châtelier dieses Phänomen in einem Prinzip, das besagt, "Wenn eine Änderung der Temperatur, Druck oder Konzentration ein Systems im chemischen Gleichgewicht stört, die Änderung durch eine Änderung in der Zusammensetzung des Gleichgewichts entgegengewirkt werden.",
Dieses Experiment zeigt Le Châtelier-Prinzip bei der Arbeit in einer reversiblen Reaktion zwischen Eisen(III)-Ionen und Thiocyanat-Ionen, die Eisen(III)-Thiocyante Ionen produziert:
Fe3 +(Aq) + SCN– (Aq) 
FeSCN2 + (Aq)
Die Konzentration eines der Ionen wird durch eine Menge von einem Ion direkt der Projektmappe hinzufügen oder indem Sie gezielt ein Ion aus der Lösung durch Bildung einer unlöslichen Salz verändert. Beobachtungen der Farbänderungen anzugeben, ob das Gleichgewicht zugunsten der Bildung der Produkte oder der Edukte verschoben hat. Darüber hinaus kann die Wirkung einer Temperaturänderung auf die Lösung im Gleichgewicht beobachtet werden, was dazu führt, die Fähigkeit zu schließen, ob die Reaktion exotherm oder endotherm ist.
Principles
Um Le Châtelier-Prinzip zu verstehen, ist eine reversible Reaktion der Art durch die folgende Reaktionsgleichung ausgedrückt angesehen:
aA + bB 
cC + dD
Diese Reaktion besteht eigentlich aus zwei konkurrierende Prozesse: die vorwärts-Reaktion, in der die Produkte C und D aus der Edukte gebildet werden, und die umgekehrte Reaktion, in der der Edukte A und B aus den Produkten gebildet werden. Wenn die Preise dieser beiden Prozesse einander gleich, gibt es keine Nettoänderung in der Konzentration der Produkte oder der Edukte und die Reaktion soll im Gleichgewicht sein. Das Verhältnis der Gleichgewichtskonzentrationen der Produkte, um die Gleichgewichtskonzentrationen der Edukte ist eine konstante, wie gezeigt durch die folgende Gleichung:
wo Kc die Gleichgewichts-Konstante ist. Die Klammern bedeuten die Konzentrationen der verschiedenen Arten und Kleinbuchstaben repräsentieren die Anzahl der Mole jedes Stoffes die ausgeglichene Gleichung beteiligt. Bei der Reaktion zwischen Eisen und Thiocyanat-Ionen zuvor gezeigten steht Ihnen die Gleichgewichts-Konstante:
Wenn die Konzentration der Reaktionspartner oder ein Produkt in einem Gleichgewicht Lösung geändert wird, müssen die Konzentrationen von den anderen Arten ändern, um das konstante Verhältnis von Produkten zu Reaktanden zu erhalten. Diese Änderungen werden als "Verschiebungen" im Gleichgewicht bezeichnet. Das Gleichgewicht kann entweder verschieben nach links, was bedeutet, dass es in umgekehrter Richtung und die Konzentrationen der Edukte Erhöhung, verläuft oder verschieben nach rechts, was bedeutet, dass es in Durchlassrichtung und die Konzentrationen von der Erhöhung der Produkte geht. Bei der Reaktion zwischen Eisen und Thiocyanat-Ionen hieße eine Verschiebung nach links Bildung von mehr Eisen(III)- und Thiocyanat-Ionen, während eine Verschiebung nach rechts Bildung von mehr Eisen(III)-Thiocyanat-Ionen bedeuten würde.
Die Gleichgewichts-Konstante ist abhängig von der Temperatur; so kann eine Änderung in der Temperatur der Lösung ein Gleichgewicht auch führen eine Verschiebung nach rechts oder links, je nachdem, ob die Reaktion exotherm oder endotherm. Für eine exotherme Reaktion kann durch die Reaktion erzeugte Wärme als wohnhaft auf der Produktseite der Gleichung, da Wärme, zusammen mit den Produkten produziert wird dargestellt werden:
aA + bB cC + dD + Wärme
Wenn Hitze dem System hinzugefügt wird durch Erhöhung der Temperatur, das Gleichgewicht verschiebt sich nach links, und die Konzentrationen der Edukte erhöhen. Bei einer endothermen Reaktion würde Wärmezufuhr eine Verschiebung nach rechts führen.
aA + bB + Hitze cC + dD
In diesem Fall würde die Konzentrationen der Edukte mit einem Anstieg der Temperatur erhöhen.
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Procedure
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 Le Châtelier-Prinzip ist das Gleichgewicht eines Systems durch einen Stress gestört wird das System verschieben, um zu kompensieren.
Wenn ein chemisches System im Gleichgewicht ist, gibt es keine Nettoänderung in der Konzentration der Reaktanden oder Produkte. Wenn Parameter, z. B. Konzentration oder Temperatur geändert wird, wird das Gleichgewicht gestört werden.
Das System readjusts durch die Richtung der Reaktion zu verschieben, bis ein neues Gleichgewicht erreicht ist.
Dieses Video wird Le Châtelier Prinzip demonstriert den Einfluss der Konzentration und Temperatur auf chemische Reaktionen im Gleichgewicht.
Reversible chemische Reaktionen bestehen aus zwei konkurrierende Prozesse: die vorderen Reaktion und die umgekehrte Reaktion. Wenn diese beiden Prozesse mit der gleichen Rate auftreten, ist das System im Gleichgewicht. Le Châtelier-Prinzip besagt, dass, wenn ein System im Gleichgewicht gestresst ist, es verschieben wird, um die Störung entgegen zu wirken.
Zum Beispiel, wenn die Konzentration der Reaktionspartner Spezies in einem Gleichgewicht-Lösung erhöht wird, verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der Produkte erhöhen die Rate der Reaktion nach vorne. Schließlich wird das System ein neues Gleichgewicht erreichen.
Temperatur kann auch als Reaktion Komponente gedacht werden. Bei exothermen Reaktionen wird Wärme abgegeben, so dass es ein Produkt. Bei endothermen Reaktionen wird Wärme aus der Umgebung, so dass es ein Reaktionspartner aufgenommen. So hinzufügen oder Entfernen von Wärme wird das Gleichgewicht stören, und das System wird angepasst.
Dieses Experiment wird mit Thiocyanat, ein Eisen (III)-Thiocyanat-Komplex bilden die Ionischen Reaktion des Eisens (III) betrachten. Das Produkt ist rot, während die Edukte sind gelb oder farblos, so dass für Verschiebungen im Gleichgewicht, visuell beobachtet werden.
Die Konzentrationen dieser Komponenten werden durch entweder direkt hinzufügen von Ionen in Lösung oder selektiv entfernen sie durch die Bildung von unlöslichen Salze verändert werden. Die Wirkung einer Temperaturänderung auf diese Lösung wird auch beobachtet werden.
Nun, da Sie Le Châtelier-Prinzip zu verstehen, sind Sie bereit, das Verfahren zu beginnen.
Um den Vorgang zu starten, legen Sie einen Tropfen von 1 M Eisen Nitratlösung in ein Reagenzglas. Geben Sie einen Tropfen 1 M Kalium-Thiocyanat-Lösung im zweiten Reagenzglas. Verdünnen Sie jeweils mit 2 mL Wasser. Diese beiden Rohre dienen als Kontrollen für den Rest des Experiments.
Als nächstes in einen neuen Schlauch, einen Tropfen der jeweiligen Lösung. 16 mL Wasser hinzugeben und gut durchmischen. Notieren Sie alle Beobachtungen.
Teilen Sie diese Mischung in 2 mL Portionen in sieben beschrifteten Reagenzgläser. Das erste Rohr als Eisen Thiocyanat Kontrolle beiseite.
Fügen Sie Reaktionspartner, Röhren 1 – 6 nach Tabelle 2 unten. Rütteln Sie, um zu mischen, jedes Mal, wenn eine Spezies hinzugefügt wird, und notieren Sie alle Beobachtungen.
Reagenzglas Platz 7 in ein heißes Wasserbad für 1 – 2 min. vergleichen die warme Lösung für das Eisen-Thiocyanat-Steuerelement, und notieren Sie alle Beobachtungen.
In Lösungen 1 und 2 verstärkt die rote Farbe wie die Konzentration der Edukte erhöht wurde. Dies bedeutet, dass das Gleichgewicht auf der rechten Seite, führt zur Produktion von mehr Eisen (III) Thiocyanat verlagert.
Die Lösungen, die Silbernitrat empfangen wurde farblos und bildeten einen Niederschlag. Die Zugabe von Thiocyanat-Ionen verursacht die rote Farbe wieder. Die rote Farbe nicht wieder angezeigt, wenn Eisen-Ionen hinzugefügt wurde. Aus diesen Beobachtungen kann geschlossen werden, dass das Thiocyanat-Ion selektiv aus der Lösung in den Niederschlag entfernt wurde. Da die Konzentration verringert, das Gleichgewicht nach links verschoben. Hinzufügen von Thiocyanat-Ionen wieder in Lösung verursacht das Gleichgewicht wieder nach rechts zu verschieben.
Die Lösungen, die Kalium Phosphat erhalten wurden beobachtet, zu verblassen und gelb werden. Als Eisen-Ionen-Konzentration erhöht wurde, tauchte die rote Farbe und die Lösung wurde trüb. Erhöhung der Thiocyanat-Ionen-Konzentration war wirkungslos. So können abgeleitet werden, dass Eisen aus Lösung bilden ein Eisensalz Phosphat, wodurch das Gleichgewicht nach links verschieben selektiv entfernt wurde. Das Eisensalz Phosphat ausgefällt schließlich aus der Lösung wenn mehr Eisen wurde hinzugefügt, und das Gleichgewicht wieder nach rechts verschoben.
Die rote Farbe der Lösung 7 verblasst zu Orange als Temperatur erhöht. Dieses Gleichgewicht auf der linken Seite verdeutlicht, dass die Reaktion exotherm ist, und diese Hitze wird erzeugt, wenn das Eisen Thiocyanat Produkt gebildet wird.
Das Konzept des Gleichgewichts Verschiebung hat mehrere Anwendungen in verschiedensten wissenschaftlichen Bereichen.
Le Châtelier Prinzip erklärt warum Pufferlösungen pH Änderung widerstehen. In diesem Beispiel wurde eine Natrium-Acetat-Pufferlösung verwendet, um einen nahezu konstanten pH-Wert zu erhalten.
In wässriger Lösung ist Säure Dissoziation eine reversible Reaktion wo die Wasserstoff-Ionen Anionen distanziert. Pufferlösungen sind oft ein Gleichgewicht Mischung aus dissoziierter Wasserstoffionen, eine schwache Säure und seine Anion – auch bekannt als seine konjugierte Base.
Wenn eine starke Säure hinzugefügt wird, wird es vollständig distanzieren, Erhöhung der Konzentration von Wasserstoff-Ionen in Lösung. Das Gleichgewicht der schwach saure Reaktion verschiebt sich nach links auf die Konzentration von Wasserstoff-Ionen zu reduzieren, bis ein neues Gleichgewicht erreicht. Aus diesem Grund sind Pufferlösungen als Mittel des Haltens der pH-Wert auf einem nahezu konstanten Wert in einer Vielzahl von chemischen Anwendungen verwendet.
Polymerisation, den Prozess der reagierenden Moleküle zusammen, um Polymer-Ketten bilden, ist für bakterielle Zellteilung unerlässlich. In diesem Beispiel wurde Le Châtlelier Grundsatz beachtet, indem Sie FtsZ Sedimentation Tests unter verschiedenen Bedingungen durchführen. Neun Puffer entstanden, jede mit einzigartigen Kompositionen und pH-Werte. Polymerisation induziert, damals von 90° Winkel Lichtstreuung überwacht. Festgestellt wurde, dass der pH-Wert und die Puffer Zusammensetzung Polymerisation beeinflusst, da jeweils einen Stressor versehen, der das Reaktionsgleichgewicht verschoben.
Zu guter Letzt kann Le Châtlelier Prinzip in der Produktion und Verwertung von Werkstoffen in organischen Reaktionen verwendet werden. In diesem Beispiel wurde Ammonium Stickstoff-reiche Bäche erholt.
Der Stream wurde durch eine elektrochemische System, das Wasser oxidiert und damit für die Trennung von Ammonium-Ionen geführt. Diese Ionen wurden dann zu hohen pH-Wert, verlagert ihr Gleichgewicht, und fahren die Umwandlung von Ammonium zu flüchtigen Ammoniak unterzogen.
Dies erfasst Ammoniak dann durchströmt eine Abisolieren und Absorption Spalte um das Ammoniak im sauren Milieu, verschiebt das Gleichgewicht in die andere Richtung zu fangen.
Sie sah nur Jupiters Einführung auf den Einfluss von Temperatur und Konzentration auf Reaktionen nach Le Châtelier-Prinzip. Sie sollten jetzt verstehen das Konzept des Gleichgewichts, verschiebt sich wie Konzentrationsänderungen führen werden und diese Wärme kann eine Reaktion Komponente betrachtet werden.
Danke fürs Zuschauen!
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Results
Beobachtungen der ersten Lösungen und die Mischung der beiden Lösungen entnehmen bitte Tabelle 1.
Beobachtungen der Gleichgewicht-Mischungen nach Zugabe von verschiedenen Reagenzien ist in Tabelle 2ersichtlich.
Beobachtung, wenn die Temperatur geändert wird: im Reagenzglas 7, die Lösung färbt sich mehr in der Farbe orange (weniger rot, gelber) beim Erhitzen.
Im Reagenzglas 1 und 2 Wenn die Lösung Gleichgewicht Eisen(III)-Nitrat, enthält ein Edukt hinzugefügt wurde verstärkt die rote Farbe der Lösung. Diese Beobachtung zeigt, dass das Gleichgewicht nach rechts verschoben, als Konzentration des Produkts, Eisen(III)-Thiocyanat-Ionen, erhöht. In ähnlicher Weise als Kalium Thiocyanat, enthält die anderen Reaktionspartner, die Gleichgewicht-Lösung hinzugefügt wurde, verstärkt die rote Farbe der Lösung. Diese Beobachtung zeigt auch, dass das Gleichgewicht nach rechts, als Konzentration des Produktes erhöht verschoben.
Im Reagenzglas 3 und 4 Wenn die Gleichgewicht-Lösung Silbernitrat (AgNO3) hinzugefügt wurde, die rote Farbe des Produkts verblasst und die Lösung wurde farblos. Diese Beobachtung zeigt, dass das Gleichgewicht nach links, als die Konzentration der Reaktanden erhöht verschoben. Darüber hinaus wurde ein Niederschlag beobachtet. Die rote Farbe tauchte bei Zugabe von Thiocyanat-Ionen (SCN–). Diese Beobachtung zeigt, dass das Gleichgewicht nach rechts, als die Konzentration des Produktes erhöht verschoben. Die rote Farbe nicht wieder angezeigt, wenn Eisen(III)-Ionen (Fe3 +) hinzugefügt wurde.
Aus diesen Beobachtungen kann geschlossen werden, dass das Silber Thiocyanat (AgSCN) der Niederschlag war, die gebildet als Silbernitrat die Gleichgewicht-Lösung hinzugefügt wurde. Die Bildung von diesem festen ist verantwortlich für die Trübung in beide Reagenzgläser beobachtet. Wenn das Thiocyanat-Ion durch Niederschlag aus der Lösung entfernt wurde, das Gleichgewicht nach links, verschoben, weil die Konzentration eines der Edukte reduziert worden war. Als weitere Thiocyanat-Ion dann hinzugefügt wurde, verlagerte sich das Gleichgewicht zurück nach rechts, um das Gleichgewicht Verhältnis von Konzentrationen wieder herzustellen durch die erneute Bildung von Eisen(III)-Thiocyanat. Die Zugabe von mehr Eisen(III)-Ionen nicht das Gleichgewicht zurück nach rechts verschoben, weil das Thiocyanat-Ion entfernt wurde die Lösung als Silber Thiocyanat auszufällen und war nicht mehr verfügbar, mit Eisen bilden die Eisen(III)-Thiocyanat-Ionen reagieren.
Im Reagenzglas 5 und 6 Wenn die Lösung Gleichgewicht Kalium-Phosphat-Ionen (K3PO4) hinzugefügt wurde, die rote Farbe der Produkte verblasst und die Lösung wurden gelb. Diese Beobachtung zeigt, dass das Gleichgewicht nach links, als die Konzentration der Reaktanden erhöht verschoben. Die rote Farbe tauchte nach Zugabe von Eisen(III)-Ionen (Fe3 +). Diese Beobachtung zeigt, dass das Gleichgewicht nach rechts, als die Konzentration des Produktes erhöht verschoben. Darüber hinaus wurde ein Niederschlag beobachtet. Die rote Farbe nicht wieder angezeigt, wenn das Thiocyanat-Ion (SCN–) wurde hinzugefügt.
Aus diesen Beobachtungen kann geschlossen werden, dass Eisen-Phosphat (FePO4) Salz gebildet wurde, als Kalium Phosphat die Gleichgewicht-Lösung hinzugefügt wurde. Wenn die Eisen(III)-Ionen aus der Lösung durch Bildung dieses Salzes entfernt wurde, das Gleichgewicht nach links, verschoben, weil die Konzentration eines der Edukte reduziert worden war. Als weitere Eisen(III)-Ionen dann hinzugefügt wurde, verlagerte sich das Gleichgewicht zurück nach rechts, um das Gleichgewicht Verhältnis von Konzentrationen durch die erneute Bildung von Eisen(III)-Thiocyante wiederherzustellen. Obwohl keine Trübung von Sehkraft entdeckt wurde, als die Phosphat-Ionen zunächst hinzugefügt wurde, eine Trübung angezeigt, wenn die Eisen(III)-Ionen nachträglich hinzugefügt wurde, ist das solide Eisen(III)-Phosphat Salz. Die Zugabe von mehr Thiocyanat-Ion nicht das Gleichgewicht zurück nach rechts, verschieben, weil die Eisen(III)-Ionen aus der Lösung als Eisen(III)-Phosphat Salz entfernt worden und wurde nicht mehr zur Verfügung, um mit Thiocyanat-Ion bilden die Eisen(III)-Thiocyanat-Ionen reagieren.
Im Reagenzglas 7, da die Temperatur erhöht, die rote Farbe verblasst, Produkte, eine Verschiebung des Gleichgewichts auf der linken Seite angibt wie mehr Reaktionsmitteln gebildet wurden. Diese Beobachtung führt zu der Schlussfolgerung, dass die Reaktion exotherm ist. Für eine exotherme Reaktion befindet sich die Wärmeentwicklung durch die Reaktion auf die Produktseite der Gleichung:
Fe3 + + SCN– FeSCN2 + Wärme
Wenn Hitze wurde hinzugefügt, um das System (durch Erhöhung der Temperatur), das Gleichgewicht nach links verschoben.
| Lösung | Beobachtung |
| Fe (Nr.3)3 | Gelb, klar |
| KSCN | Farblos, klar |
| Fe(SCN)2 + | Orange-rot, klar |
Tabelle 1. Beobachtungen der ersten Lösungen und die Mischung der beiden Lösungen.
| Reagenzglas # | Erste Reagenz | Beobachtung der Gleichgewicht-Lösung | Zweiten Reagenz | Beobachtung der Gleichgewicht-Lösung |
| 1 | Fe (Nr.3)3
|
Rot, klar | — | — |
| 2 | KSCN
|
Rot, klar | — | — |
| 3 | AgNO3 (farblos, klar) | Farblos (weiß), bewölkt | Fe (Nr.3)3 | Gelb, immer noch bewölkt |
| 4 | AgNO3 | Farblos (weiß), bewölkt | KSCN | Orange-rot, immer noch bewölkt |
| 5 | K3PO4 (farblos, klar) | Gelb, klar | Fe (Nr.3)3 | Orange-rot, bewölkt |
| 6 | K3PO4 | Gelb, klar | KSCN | Gelb, noch klar |
Tabelle 2. Beobachtungen der Gleichgewicht-Mischungen nach Zugabe von verschiedenen Reagenzien.
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Applications and Summary
Le Châtelier-Prinzip ist bei der Arbeit in menschlichen Körpern. Sauerstoff wird aus der Lunge, Muskeln und anderen Geweben transportiert, durch ein Protein namens Hämoglobin (Hb), die im Blut gefunden wird. Die Sauerstoff-Molekül bindet an dieses Protein in einer reversiblen Reaktion, die durch ein Gleichgewicht Gleichung beschrieben werden kann:
HB + 4 O2 Hb (O2)4
In der Lunge ist der Partialdruck von Sauerstoffgas (in der Größenordnung von 100 Torr) hoch. Das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts in dieser Umgebung, und die Sauerstoffmoleküle an Hämoglobin-Moleküle binden, bis das Protein mit Sauerstoff gesättigt ist. Wenn dies gesättigt erreicht Hämoglobin die Zellen des Muskelgewebes, wo der Druck des Sauerstoffs ist wesentlich geringer, das Gleichgewicht verschiebt sich nach links und der Sauerstoff freigesetzt. Wenn der Muskel im Ruhezustand ist, der Sauerstoffdruck ist ca. 30 mm Hg und etwa 40 % des Sauerstoffs wird freigegeben. Wenn der Muskel aktiv ist, die Sauerstoff Druck reicht von 3 bis 18 mm Hg und etwa 85 % des Sauerstoffs ist freigegeben, um die erhöhte metabolische Nachfrage zu befriedigen.
Eine weitere physiologische Beispiel eines Gleichgewichts-Systems bezieht sich auf die Regulierung des Blut-pH. Kohlendioxid im Blut reagiert reversibel mit Wasser zu Kohlensäure, zu produzieren, die distanziert, um Protolyse und Bicarbonat-Ionen zu produzieren:
CO2 (Aq) + H2O (l) H2CO3 (Aq) H3O+ (Aq) + HCO3–(Aq)
Während der anstrengenden Übung erhöht die Menge an Kohlendioxid, die von den Zellen als Folge hoher Stoffwechselaktivität. Die erhöhte Konzentration von Kohlendioxid im Blut bewirkt eine Verschiebung nach rechts in diesem Gleichgewicht, mehr Kohlensäure zu produzieren. In diesem Fall sinkt der pH-Wert des Blutes als Protolyse Ionen-Konzentration erhöht. Die körpereigenen Reaktionen auf dieses Ungleichgewicht im Blut-pH gehört zu erhöhen die Rate der Atmung so mehr Kohlendioxid aus der Lunge ausgeatmet wird, damit das Gleichgewicht wieder nach links verschieben und den pH-Wert Anhebung auf ein normales Niveau zurück.
Le Châtelier-Prinzip muss in vielen industriellen Prozessen berücksichtigt werden. Ammoniak ist eine wichtige Chemikalie in Dünger, Reinigungsmittel, und als ein Baustein in synthetischen organischen Reaktionen. Die industrielle Produktion von Ammoniak erfolgt mit Hilfe der Haber-Verfahren auf der reversiblen Reaktion zwischen Wasserstoff und Stickstoff beruht:
3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)
Um die Herstellung von Ammoniak zu optimieren, die Reaktion läuft unter hohem Druck, in der Regel ca. 200 atm. Es gibt 4 Mol Gas auf der linken Seite der Gleichung und 2 Mol Gas auf der rechten Seite. Le Châtelier Prinzip schreibt vor, dass eine Erhöhung des Drucks im System verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts, weil das Volumen von 2 Mol Gas kleiner als das Volumen der 4 Mol Gas ist. Da die Volumen und Druck direkt proportional sind, eine Verschiebung um Volumen zu reduzieren auch reduziert den Druck, und das System kehrt zurück ins Gleichgewicht. Darüber hinaus umfasst der Vorgang der Ammoniak-Gas in einem Kondensator zu verflüssigen, damit es aus der Reaktionskammer entfernt wird. Dieser Rückgang in Ammoniak verschiebt sich auch das Gleichgewicht auf der rechten Seite, Maximierung der Menge an Ammoniak produziert.
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