Henry+Louis+Le+Chatelier

=Henry Louis Le Chatelier = 

Le Chatelier var en fransk ingeniør, forsker og kjemiker som ble født i 1850. Han er i senere tid blitt en verdenskjent skolekjemiker med sine prinsipper om likevekt. Le Chatelier startet sin utdannelse ved Ecole Polytechnique, der han tok sin første utdannings som bergingeniør i 1872. Videre utdannet han seg ved Ecole des Mines som også kalles gruveskolen. Ved siden av ingeniørutdannelsen studerte han kjemi og fysikk ved universitetet i Paris, dette førte til en doktorgrad og ble senere ansatt so m professor i kjemi ved Ecole des Mines. Le Chatelier jobbet for det meste av sitt voksne liv ved flere høyskoler og universiteter i Frankrike, men det var også da store deler av hans forskning tok form. Det meste av hans forskning dreide seg om industriell kjemi og metallurgi. Hans interesse for gruver, forbrenning og eksplosjoner førte til at han fant eksplosjonstemperaturen og i hvilke forhold blandinger av metan og luft var eksplosive. Han utviklet også acetylenbrenneren som kan skjære stål og studerte de kjemiske reaksjonene i fremstilling av glass, keramikk, murstein og råjern.

**Le Chateliers prinsipp **

Vi vil nå forklare kjemien bak Le Chateliers prinsipp. Først vil vi kort definere hva vi mener med en //likevekt.// En del kjemiske reaksjoner er reversible, det vil si at de kan gå begge veier. Etter en viss tid vil like mye reagere i begge retninger, og det innstiller seg likevekt. Ved likevekt er hastigheten av reaksjonen den ene veien lik reaksjonen den andre veien. Det er da lik konsentrasjon av utgangsstoff og produkter. Le Chateliers prinsipp sier at en kjemisk reaksjon i likevekt påvirkes av en ytre påvirkning. Når det skjer en forandring i trykk, temperatur eller stoffmengde eller hvis det tilsettes en katalysator, vil likevekten forsøke å motsette seg forandringene.

Vi vil nå kort ta for oss hver av de fire mulige påvirkningene.

**1) Trykkforandring**
Vi øker et gasstrykk ved å presse gassen sammen. Det blir derfor flere mol pr liter. Le Chateliers prinsipp sier da at det vil starte en reaksjon som søker å minske antall mol pr liter. Vi kan ta reaksjonen mellom nitrogengass og hydrogengass som eksempel: Vi har 4 mol på venstre side, og 2 mol på høyre side, og får dermed flere mol på venstre side ved trykkøkning. Likevekten forskyver seg da mot høyre for å motvirke endringen, og vi får produsert mer ammoniakkgass.
 * N 2 (g)+3H2(g)↔2NH3(g) **

Ser vi på reaksjonen mellom karbondioksidgass og hygrogengass, får vi følgende likevekt:

**CO2(g)+H2(g)↔CO(g)+H2O(l)** Reaksjonen vil ikke kunne forskyve likevekten i noen retning da vi har 2 mol både på høyre og venstre side, og en endring i moltallet blir like stor på hver side.

**2) Temperaturforandring**
Vi må skille mellom endoterme og eksoterme reaksjoner når vi skal studere hvordan en temperaturendring påvirker likevekten. Endoterme reaksjoner krever energi for å skje mens eksoterme reaksjoner avgir energi mens den skjer. Ved oppvarming (energitilførsel) innebærer Le Chateliers prinsipp at endoterme reaksjoner vil gå mot høyre, mens eksoterme vil gå mot venstre. Slik blir noe av energitilførselen nøytralisert. Vi ser på de samme to eksemplene som over:

**N2(g)+3H2(g)↔2NH3(g) + energi** Dette er en eksoterm reaksjon (avgir varme mot høyre). Ved oppvarming vil det startes en reaksjon som forskyver likevekten mot venstre for å motvirke den økte energitilførselen.

**CO2(g) + H2(g) + energi ↔ CO(g) + H2O(l)** Dette er en endoterm reaksjon (krever varme for å gå mot høyre). Ved oppvarming vil det startes en reaksjon som forskyver likevekten mot høyre, for da vil noe av energitilførselen bli brukt til å danne CO og H2O.


 * NB: //Energi// er ikke en reagens, og det kan derfor diskuteres om reaksjonslikningene kan/bør skrives slik! Dette må vi som lærere være oppmerksomme på når vi underviser i grunnskolen. **

Tilsetter vi mer av stoffene på for eksempel venstre side av en reaksjonsligning, vil likevekten etter Le Chateliers prinsipp ha en tendens mot å forskyve seg mot høyre side for å minske virkningen av tilsetningen.


 * H2(g) + I2(g) ßà 2HI(g) **

Massevirkningsloven: Bakgrunnen for loven ligger i en hypotese om at reaksjonshastigheten mot høyre og mot venstre er proporsjonal med konsentrasjonene til venstre og til høyre. Når disse reaksjonene har like stor hastighet, har vi kjemisk likevekt.

Massevirkningsloven sier:
 * (HI)2 / ( H2 * I2 ) = 56. **

Tilsetter vi mer H2, vil brøkens nevner(H2 * I2) øke med den følge at også telleren(HI)2 må øke for at brøken skal bli konstant. Det må derfor dannes mer HI. Likevekten vil derfor bli forskjøvet mot høyre.

** 4) Bruk av katalysator: **
En katalysator kan brukes for å øke reaksjonshastigheten i en prosess. Den forblir selv uendret under prosessen. Bruk av katalysator vil ikke føre til forskjøvet likevekt i reaksjonen, siden reaksjonshastigheten økes i begge retninger.


 * N2(g) + 3H2(g) ßà 2NH3(g) **

Platina(Pt) vil i denne reaksjonen kunne påvirke ammoniakkprosessen(NH3) til å skje raskere, men som nevnt tidligere vil ikke bruk av Platina som katalysator forskyve prosessen i noen retning. Den vil bare ha innvirkning på tiden eller energien som brukes for å oppnå likevekten.


 * I skolen: **

==== Tidligere ble ikke Le Châtelier-prinsippet nevnt i læreplanen, men kunne ses på som et tema under likevekter. I Kunnskapsløftet finnes det heller ingen plass der Le Câtelier er nevnt, men etter 10. årstrinn skal elevene kunne undersøke kjemiske egenskaper til noen vanlige stoffer fra hverdagen. ====

Quilez (2004) finner i sin undersøkelse at en del elever danner sin egen tolkning av Le Châteliers prinsipp som ikke nødvendigvis er i tråd med det prinsippet faktisk sier. De pugger Le Châteliers prinsipp, lærer det utenat og bruker det i oppgaver og eksempler uten å forstå hva som egentlig skjer.

Kilder: [] av Vivi Ringnes. [] [] [] []