Visa källa för Le Chateliers princip

'''Le Chateliers princip''' (efter den franske kemisten [[Henry Louis Le Chatelier]]) säger att

''om ett kemiskt system, där jämvikt råder, påverkas av en förändring i koncentration, temperatur eller totaltryck, kommer jämvikten ändras så att förändringen motverkas.''

Med andra ord: En [[kemisk jämvikt]] drivs åt det håll där förändringen i tryck, temperatur eller koncentration motverkas som mest. Åt vilket håll jämvikten går beror på mängden av [[reaktant]]er och [[produkt]]er och huruvida reaktionen är [[exoterm|exo-]] (ger ifrån sig energi) eller [[endoterm]] (absorberar energi).

Le Chateliers princip är därför mycket användbar inom den kemiska industrin eftersom man, genom att till exempel minska koncentrationen på produkterna, kan styra jämvikten så att fler produkter skapas.

== Exempel ==
=== Koncentration ===
Genom att ändra koncentrationen hos en av produkterna i en kemisk jämvikt, ändras jämvikten så att fler reaktanter skapas – allt för att minska koncentrationen hos produkten eller produkterna. Det motsatta gäller om koncentrationen av reaktanterna ökas.

Detta kan illustreras genom jämvikten mellan kolmonoxid och vätgas, som reagerar för att ge metanol:

<center> CO + 2H<sub>2</sub>&nbsp;&nbsp;[[Fil:leftrightarrow.gif|Dubbelpil]]&nbsp;&nbsp;CH<sub>3</sub>OH</center>

Anta att koncentrationen av CO ökas. Genom Le Chateliers princip kan vi förutse att koncentrationen av metanol kommer att ''öka'', vilket resulterar i en ''minskning'' av CO.

=== Temperatur ===
Reaktionen mellan kvävgas och vätgas som producerar ammoniak, är en reversibel reaktion:

<center>N<sub>2</sub> + 3H<sub>2</sub>&nbsp;&nbsp;[[Fil:leftrightarrow.gif|Dubbelpil]]&nbsp;&nbsp;2NH<sub>3</sub>&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Δ''H'' = −92kJ</center>

Energi friges då ammoniak bildas – reaktionen är exoterm. Om temperaturen i systemet minskas, ändras jämvikten åt det håll där värme bildas. Eftersom den här reaktionen är exoterm åt höger, bildas då mer ammoniak. Just den här reaktionen används i [[Haber-Boschmetoden]], och är ett bra exempel på Le Chateliers princip.

=== Totaltryck ===
Åter kan Haber-Boschmetoden användas som exempel:

<center>N<sub>2</sub> + 3H<sub>2</sub>&nbsp;&nbsp;[[Fil:leftrightarrow.gif|Dubbelpil]]&nbsp;&nbsp;2NH<sub>3</sub>&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Δ''H'' = −92kJ</center>

Observera antalet [[mol]] gas på den vänstra sidan och antalet mol gas på den högra sidan. Det är känt att gaser med samma temperatur och tryck kommer att ha samma volym. Detta kan användas för att förutse förändringen i jämvikten om totaltrycket ändras.

Anta att totaltrycket hos systemet ökas. Enligt Le Chateliers princip kommer jämvikten ändras så att trycket minskas: Eftersom 4&nbsp;mol gas kommer ett kräva större volym än 2&nbsp;mol gas, kommer reaktionen att gå åt höger, om trycket ökas.

=== Inerta gaser ===
En inert gas (eller [[ädelgas]]), så som helium, reagerar inte med andra grundämnen eller föreningar. Att tillsätta en ädelgas till ett slutet system vid en jämvikt, kommer att eller kommer ''inte'' att resultera i en förändring. Till exempel, tillsättningen av helium till samma reaktion:

<center>N<sub>2</sub> + 3H<sub>2</sub>&nbsp;&nbsp;[[Fil:leftrightarrow.gif|Dubbelpil]]&nbsp;&nbsp;2NH<sub>3</sub></center>

==== Om volymen är konstant ====
Koncentrationen av gaserna ovan ändras inte. Även om det totala trycket har ökat då helium tillades, ändras inte ''partialtrycket'' – därför kommer inte jämvikten att ändras.

==== Om volymen tillåts öka ====
Koncentrationerna, liksom partialtrycket, minskas. Eftersom det är fler partiklar på vänstra sidan, påverkar minskningen i koncentrationen vänstra sidan mer än den högra sidan. Därför kommer reaktionen gå åt vänster tills systemet återigen befinner sig i jämvikt.

== Se även ==
* [[Jämviktskonstanten]]

[[Kategori:Fysikalisk kemi]]
[[Kategori:Termodynamik]]