le principe du Chatelier

Le comportement d'une réaction d'équilibre lorsque vous ajoutez plus de réactif s'explique par le principe de Le Chatelier. Il déclare:

* Si un changement de condition est appliqué à un système en équilibre, le système se déplacera dans une direction qui soulage la contrainte.

The Shift

Lorsque vous ajoutez plus de réactif à une réaction d'équilibre, le système est stressé. Pour soulager ce stress, la réaction se déplacera vers le à droite , ce qui signifie qu'il favorisera la réaction avant .

* Réaction avant: La réaction qui consomme les réactifs pour produire des produits.

Pourquoi le décalage se produit

* Augmentation de la concentration du réactif: L'ajout de réactifs augmente sa concentration.

* Augmentation du taux de collision: Une concentration réactive plus élevée signifie plus de collisions entre les molécules de réactifs.

* Rate accrue de réaction directe: Plus de collisions conduisent à un taux plus rapide de la réaction à terme, consommant le réactif adjoint.

* Déplacement de l'équilibre: Le système se déplace vers le droit de consommer l'excès de réactif et d'atteindre un nouvel équilibre.

Exemple

Considérez la réaction réversible suivante:

`` '

N2 (g) + 3H2 (g) ⇌ 2NH3 (g)

`` '

Si vous ajoutez plus d'azote gazeux (N2), l'équilibre se déplacera vers la droite, produisant plus d'ammoniac (NH3) et consommant une partie de l'azote ajouté.

points clés

* L'équilibre se déplace vers la droite, favorisant la réaction avant.

* Le système finira par atteindre un nouvel équilibre avec une concentration de produits plus élevée et une concentration plus faible du réactif additionnel.

* Le décalage exact de l'équilibre dépend de la réaction spécifique et de la quantité de réactif ajouté.

Faites-moi savoir si vous souhaitez une explication plus détaillée ou si vous avez d'autres questions!