مبدأ لو شاتيلر: في ما يتكون والتطبيقات
يصف مبدأ Le Chatelier استجابة نظام متوازن لمواجهة التأثيرات الناتجة عن عامل خارجي. تم صياغتها في عام 1888 من قبل الكيميائي الفرنسي هنري لويس لو شاتييه. يتم تطبيقه على أي تفاعل كيميائي قادر على تحقيق التوازن في الأنظمة المغلقة.
ما هو نظام مغلق؟ هو المكان الذي يوجد فيه نقل الطاقة بين حدودها (على سبيل المثال ، مكعب) ، ولكن ليس من المسألة. ومع ذلك ، لإجراء تغيير في النظام ، من الضروري فتحه ، ثم إغلاقه مرة أخرى لدراسة كيفية استجابته للاضطراب (أو التغيير).
بمجرد الإغلاق ، سيعود النظام إلى التوازن ويمكن توقع طريقة تحقيقه بفضل هذا المبدأ. هل التوازن الجديد هو نفسه التوازن السابق؟ يعتمد على الوقت الذي يتعرض فيه النظام للاضطرابات الخارجية ؛ إذا استمر لفترة طويلة ، فسيكون الرصيد الجديد مختلفًا.
ماذا تتكون؟
تتوافق المعادلة الكيميائية التالية مع تفاعل وصل إلى التوازن:
aA + bB cC + dD
في هذا التعبير ، أ ، ب ، ج ، د هي معاملات العناصر المتكافئة. منذ أن تم إغلاق النظام ، لا تدخل أي من المواد المتفاعلة (A و B) أو المنتجات (C و D) التي تزعج التوازن من الخارج.
ولكن ، ماذا يعني بالضبط التوازن؟ عندما يتم تأسيس ذلك ، تتم تسوية سرعات التفاعل المباشر (إلى اليمين) والعكس (إلى اليسار). لذلك ، تظل تركيزات جميع الأنواع ثابتة بمرور الوقت.
يمكن فهم ما سبق بهذه الطريقة: فقط تفاعل قليلاً من A و B لإنتاج C و D ، تتفاعل مع بعضها في نفس الوقت لتجديد A و B المستهلكة ، وهكذا أثناء بقاء النظام في حالة توازن.
ومع ذلك ، عندما يتم تطبيق أي اضطراب على النظام - سواء بإضافة A أو الحرارة أو D أو تقليل حجم الصوت - يتنبأ مبدأ Le Chatelier بكيفية تصرفه من أجل مواجهة الآثار الناتجة ، على الرغم من أنه لا يفسر الآلية الجزيئي الذي يسمح لك بالعودة إلى التوازن.
وبالتالي ، اعتمادًا على التغييرات التي تم إجراؤها ، يمكن تفضيل الإحساس بالتفاعل. على سبيل المثال ، إذا كانت B هي المركب المرغوب ، يتم إجراء تغيير بطريقة ينتقل التوازن إلى تكوينه.
العوامل التي تعدل التوازن الكيميائي
لفهم مبدأ Le Chatelier ، هناك طريقة ممتازة تتمثل في افتراض أن التوازن يتكون من توازن.
بالنظر إلى هذا النهج ، يتم وزن الكواشف على اللوحة (أو السلة) اليسرى ويتم وزن المنتجات على اليمين. من هنا ، يصبح التنبؤ باستجابة النظام (التوازن) أمرًا سهلاً.
التغييرات في التركيز
aA + bB cC + dD
يمثل السهم المزدوج في المعادلة عرقوب الرصيد ويؤكد الصحون. بعد ذلك ، إذا تمت إضافة كمية (غرامات ، ملليغرام ، إلخ) من A إلى النظام ، فسيكون هناك وزن أكبر في الطبق الصحيح وسوف يميل المقياس إلى هذا الجانب.
نتيجة لذلك ، يرتفع عموم C + D ؛ أي أنها تكتسب أهمية أمام طبق A + B. بمعنى آخر: قبل إضافة A (اعتبارًا من B) ، يحرك الرصيد المنتجات C و D إلى الأعلى.
من الناحية الكيميائية ، ينتهي التوازن بالتحول إلى اليمين: نحو إنتاج المزيد من C و D.
يحدث العكس في حالة إضافة النظام بكميات من C و D: يصبح الصحن الأيسر أثقل ، مما يتسبب في الصعود الصحيح.
مرة أخرى ، هذا يؤدي إلى زيادة في تركيزات A و B ؛ لذلك ، يتم إنشاء تحول توازن إلى اليسار (الكواشف).
التغييرات في الضغط أو الحجم
a (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)
التغييرات في الضغط أو الحجم الناتجة في النظام لها تأثيرات ملحوظة فقط على الأنواع في الحالة الغازية. ومع ذلك ، بالنسبة للمعادلة الكيميائية المتفوقة ، لن يؤدي أي من هذه التعديلات إلى تعديل التوازن.
لماذا؟ لأن كمية الشامات الغازية الكلية على جانبي المعادلة هي نفسها.
سيسعى الرصيد إلى موازنة تغيرات الضغط ، لكن بما أن كلا التفاعلين (مباشر وعكسي) ينتجان نفس الكمية من الغاز ، إلا أنه لم يتغير. على سبيل المثال ، بالنسبة للمعادلة الكيميائية التالية ، لا يستجيب التوازن لهذه التغييرات:
a (g) + bB (g) eE (g)
هنا ، قبل حدوث انخفاض في الحجم (أو زيادة في الضغط) في النظام ، سيرفع الرصيد اللوحة لتقليل هذا التأثير.
كيف؟ تقليل الضغط ، من خلال تكوين E. وهذا لأنه ، بما أن A و B يمارسون ضغطًا أكثر من E ، فإنهم يتفاعلون لتقليل تركيزهم وزيادة E.
وبالمثل ، يتنبأ مبدأ Le Chatelier بتأثير زيادة الحجم. عند حدوث ذلك ، يحتاج التوازن إلى مواجهة التأثير من خلال تشجيع تكوين المزيد من الشامات الغازية التي تستعيد فقدان الضغط ؛ هذه المرة ، تحول التوازن إلى اليسار ، ورفع لوحة A + B.
التغيرات في درجات الحرارة
يمكن اعتبار الحرارة رد الفعل والمنتج على حد سواء. لذلك ، اعتمادا على المحتوى الحراري للتفاعل (ΔHrx) ، يكون التفاعل طارد للحرارة أو ماص للحرارة. ثم يتم وضع الحرارة على الجانب الأيسر أو الأيمن من المعادلة الكيميائية.
aA + bB + حرارة cC + dD (تفاعل ماص للحرارة)
aA + bB cC + dD + heat (تفاعل طارد للحرارة)
هنا ، يولد تسخين أو تبريد النظام نفس الاستجابات كما في حالة التغيرات في التركيزات.
على سبيل المثال ، إذا كان رد الفعل طارد للحرارة ، فإن تبريد النظام يفضل إزاحة التوازن إلى اليسار ؛ بينما يتم تسخينه ، يستمر التفاعل مع ميل أكبر نحو اليمين (A + B).
تطبيقات
من بين تطبيقاتها التي لا حصر لها ، حيث أن العديد من ردود الفعل تصل إلى التوازن ، لدينا ما يلي:
في عملية هابر
N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) (طارد للحرارة)
تتوافق المعادلة الكيميائية المتفوقة مع تكوين الأمونيا ، وهو أحد المركبات الرئيسية المنتجة على النطاقات الصناعية.
هنا ، الظروف المثالية للحصول على NH 3 هي تلك التي لا تكون درجة الحرارة فيها عالية جدًا ، وكذلك ، حيث توجد مستويات عالية من الضغوط (من 200 إلى 1000 من أجهزة الصراف الآلي).
في الحدائق
تقوم الكوبية الأرجواني (الصورة العليا) بإنشاء توازن مع وجود الألومنيوم (Al3 +) الموجود في التربة. وجود هذا المعدن ، حمض لويس ، يؤدي إلى تحميضها.
ومع ذلك ، في التربة الأساسية تكون أزهار الكوبية حمراء ، لأن الألمنيوم غير قابل للذوبان في التربة المذكورة ولا يمكن استخدامه من قبل النبات.
يمكن للبستاني الذي يعرف مبدأ Le Chatelier أن يعدل لون الكوبية من خلال التحميض الذكي للتربة.
في تشكيل الكهوف
تستفيد Nature أيضًا من مبدأ Le Chatelier لتغطية الأسطح الكهفية بالهدج.
Ca 2+ (aq) + 2HCO 3 - (aq) CaCO 3 (s) + CO 2 (ac) + H 2 O (l)
CaCO 3 (الحجر الجيري) غير قابل للذوبان في الماء ، كما هو ثاني أكسيد الكربون. مع فرار ثاني أكسيد الكربون ، يتحول الرصيد إلى اليمين ؛ وهذا هو ، نحو تشكيل أكثر من CaCO 3 . هذا يؤدي إلى نمو تلك التشطيبات المدببة ، مثل تلك الموجودة في الصورة العليا.
