르 샤틀리에의 법칙(1884)과 하버-보슈법

 
 

르 샤틀리에의 법칙(Le Chatelier's Principle)

 
 
르 샤틀리에의 원리, '평형의 원리'라고도 한다. 평형상태에 있는 계(System)에 온도, 부피, 압력, 농도 등의 변화가 생길 때, 계는 그 변화를 없애는 방향으로 평형이 이동한다는 원리다. 암모니아($2NH_{3}$)의 경우에는 질소와 수소의 삼중결합을 깨려면 온도나 압력을 증가시켜줘야 한다. 그러나 암모니아를 얻는 '정반응' 쪽으로 밀어내면(높은 온도나 압력 조건을 만들어주면), 암모니아는 발열을 줄여 평형을 유지하는 방향으로 '역반응'이 우세해져 다시 암모니아가 질소와 수소로 돌아가게 된다. 이를 '가역반응'이라고 한다.
 
가역반응에 의해 암모니아의 생산에 경제성을 확보하지 못했다. 마치 풍선을 눌러 압축시키려 하면, 다른 곳이 튀어나오는 것과 비슷하다. 계를 회복하려는 탄성이 작용해 역설적인 결과를 가져온다.
 

 
 

$N_{2} + 3H_{2} \leftrightharpoons 2NH_{3} + 92.2kJ$

 
 
온도는 분자들의 운동에너지를 나타낸다. 온도가 높다는 것은 분자들의 운동에너지가 크다는 것을 나타내며, 열은 온도가 높은 곳에서 낮은 곳으로 이동한다(엔트로피의 법칙). 계에 온도를 높여주면 질소와 수소의 운동에너지가 증가하고, 단위 시간당 충돌 횟수가 증가한다. 이 충돌에 의해 화학 결합이 깨지고 새로운 결합물을 만들 확률이 높아진다. 또 높은 압력을 가하면 외부의 압력을 줄이는 방향으로 평형이 이동하기 때문에 기체 분자가 줄어드는 방향으로 압박을 받게 된다. 총 4개의 질소와 수소(반응물)가 2개의 암모니아(생성물)로 결합되도록 강제한다. 
 
식의 왼쪽에서 오른쪽으로 가는 것은 반응물보다 생성물의 에너지 상태가 낮은 발열 반응이다. 여기에서 역반응이 우세해지기 전에 온도를 낮춰주면 열을 더 만드는 반응쪽으로 평형을 회복하려 한다. 하지만 온도가 낮아지면 다시 반응 속도가 느려지게 되는 점을 산화철($Fe_{3}O_{4}$) 등의 촉매를 사용해 해결한 것이었다. 하버는 오스뮴 등의 촉매로 이 것을 고안했고, 보슈가 산화철을 촉매로 하여 실제 현장에서의 경제성을 만들어 냈다. 산화철은 질소와 수소의 결합을 약화시켜 정반응 쪽으로 가속되도록 한다.