و مبدأ وشاتلييه يصف استجابة نظام في حالة توازن لمواجهة الآثار الناجمة عن عامل خارجي. تمت صياغته في عام 1888 من قبل الكيميائي الفرنسي هنري لويس لو شاتيلير. يتم تطبيقه على أي تفاعل كيميائي قادر على الوصول إلى التوازن في الأنظمة المغلقة.

ما هو النظام المغلق؟ إنه مكان يتم فيه نقل الطاقة بين حدوده (على سبيل المثال ، مكعب) ، ولكن ليس من المادة. ومع ذلك ، لإجراء تغيير في النظام ، من الضروري فتحه ، ثم إغلاقه مرة أخرى لدراسة كيفية استجابته للاضطراب (أو التغيير).

هنري لويس لو شاتيلير

بمجرد الإغلاق ، سيعود النظام إلى التوازن ويمكن التنبؤ بطريقته في تحقيق ذلك بفضل هذا المبدأ. هل التوازن الجديد هو نفسه القديم؟ يعتمد ذلك على الوقت الذي يتعرض فيه النظام للاضطراب الخارجي ؛ إذا استمر لفترة كافية ، فإن التوازن الجديد مختلف.

مما تتكون؟

المعادلة الكيميائية التالية تتوافق مع تفاعل وصل إلى التوازن:

aA + bB <=> cC + dD

في هذا التعبير أ ، ب ، ج ود هي المعاملات المتكافئة. نظرًا لأن النظام مغلق ، لا تدخل أي مواد متفاعلة (A و B) أو منتجات (C و D) من الخارج مما يزعج التوازن.

لكن ماذا يعني التوازن بالضبط؟ عندما يتم تعيين هذا ، فإن معدلات رد الفعل الأمامي (إلى اليمين) والعكس (إلى اليسار) تتساوى. وبالتالي ، تظل تركيزات جميع الأنواع ثابتة بمرور الوقت.

يمكن فهم ما سبق بهذه الطريقة: بمجرد أن يتفاعل القليل من A و B لإنتاج C و D ، يتفاعلان مع بعضهما البعض في نفس الوقت لتجديد A و B المستهلكة ، وهكذا طالما ظل النظام في حالة توازن.

ومع ذلك ، عند تطبيق اضطراب على النظام - سواء عن طريق إضافة A أو الحرارة أو D أو عن طريق تقليل الحجم - يتنبأ مبدأ Le Chatelier بكيفية تصرفه لمواجهة التأثيرات الناتجة ، على الرغم من أنه لا يفسر الآلية الجزيئية بالسماح لها بالعودة إلى التوازن.

وبالتالي ، اعتمادًا على التغييرات التي تم إجراؤها ، يمكن تفضيل الشعور برد الفعل. على سبيل المثال ، إذا كان B هو المركب المطلوب ، يتم إجراء تغيير بحيث ينتقل التوازن إلى تكوينه.

العوامل التي تغير التوازن الكيميائي

لفهم مبدأ Le Chatelier ، فإن التقريب الممتاز هو افتراض أن التوازن يتكون من مقياس.

من خلال هذا النهج ، يتم وزن الكواشف على المقلاة اليسرى (أو السلة) ويتم وزن المنتجات في المقلاة اليمنى. من هنا يصبح التنبؤ باستجابة النظام (الميزان) سهلاً.

تغييرات في التركيز

aA + bB <=> cC + dD

يمثل السهم المزدوج في المعادلة ساق الميزان والمقالي التي تحتها خط. لذلك إذا تمت إضافة كمية (جرامات ، ملليغرام ، إلخ) من A إلى النظام ، فسيكون هناك وزن أكبر على المقلاة اليمنى وسيميل الميزان إلى هذا الجانب.

نتيجة لذلك ، يرتفع طبق C + D ؛ بمعنى آخر ، تكتسب أهمية مقارنة بالطبق A + B. بمعنى آخر: مع إضافة A (كما هو الحال مع B) ، يغير الميزان المنتجين C و D لأعلى.

من الناحية الكيميائية ، ينتهي التوازن بالتحول إلى اليمين: نحو إنتاج المزيد من C و D.

يحدث العكس إذا تمت إضافة كميات من C و D إلى النظام: يصبح المقلاة اليسرى أثقل ، مما يؤدي إلى رفع المقلاة اليمنى.

مرة أخرى ، ينتج عن هذا ارتفاع في تركيزات A و B ؛ لذلك ، يتم إنشاء تحول التوازن إلى اليسار (المتفاعلات).

التغييرات في الضغط أو الحجم

aA (g) + bB (g) <=> cC (g) + dD (g)

التغييرات في الضغط أو الحجم التي تحدث في النظام لها تأثيرات ملحوظة فقط على الأنواع في الحالة الغازية. ومع ذلك ، بالنسبة للمعادلة الكيميائية الأعلى ، لن يؤدي أي من هذه التعديلات إلى تعديل التوازن.

لماذا ا؟ لأن عدد مولات الغاز في كلا طرفي المعادلة هو نفسه.

سيسعى الميزان إلى موازنة تغيرات الضغط ، ولكن نظرًا لأن كلا التفاعلين (المباشر والمعكوس) ينتجان نفس الكمية من الغاز ، فإنه يظل دون تغيير. على سبيل المثال ، بالنسبة للمعادلة الكيميائية التالية ، يستجيب الميزان لهذه التغييرات:

aA (g) + bB (g) <=> eE (g)

هنا ، في مواجهة انخفاض الحجم (أو زيادة الضغط) في النظام ، سيرفع الميزان المقلاة لتقليل هذا التأثير.

كيف؟ تقليل الضغط ، من خلال تكوين E. وهذا لأنه ، حيث يمارس A و B ضغطًا أكبر من E ، يتفاعلان لتقليل تركيزاتهما وزيادة تركيز E.

وبالمثل ، يتنبأ مبدأ Le Chatelier بتأثير زيادة الحجم. عندما يحدث هذا ، فإن التوازن يحتاج بعد ذلك إلى مواجهة التأثير من خلال تعزيز تكوين المزيد من الشامات الغازية التي تعيد فقدان الضغط ؛ هذه المرة ، يتم تحويل الميزان إلى اليسار ، ورفع المقلاة A + B.

تغيرات درجة الحرارة

يمكن اعتبار الحرارة على حد سواء رد الفعل والمنتج. لذلك ، اعتمادًا على المحتوى الحراري للتفاعل (ΔHrx) ، يكون التفاعل طاردًا للحرارة أو ماصًا للحرارة. ثم توضع الحرارة على الجانب الأيسر أو الأيمن من المعادلة الكيميائية.

aA + bB + heat <=> 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 التفاعل طاردًا للحرارة ، فإن تبريد النظام يفضل إزاحة التوازن إلى اليسار ؛ بينما إذا تم تسخينه ، يستمر التفاعل مع ميل أكبر إلى اليمين (أ + ب).

التطبيقات

من بين تطبيقاته التي لا حصر لها ، نظرًا لأن العديد من التفاعلات تصل إلى التوازن ، هناك ما يلي:

في عملية هابر

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) <=> 2NH ₃ (g) (طارد للحرارة)

تتوافق المعادلة الكيميائية العليا مع تكوين الأمونيا ، أحد المركبات الرئيسية المنتجة على نطاق صناعي.

هنا ، الظروف المثالية للحصول على NH ₃ هي تلك التي لا تكون فيها درجة الحرارة عالية جدًا ، وبالمثل ، حيث توجد مستويات عالية من الضغط (200 إلى 1000 ضغط جوي).

في البستنة

تحقق الكوبية الأرجواني (الصورة العلوية) توازنًا مع الألومنيوم (Al ³⁺) الموجود في التربة. يؤدي وجود هذا المعدن ، حمض لويس ، إلى تحمضها.

ومع ذلك ، في التربة الأساسية ، تكون أزهار الكوبية حمراء ، لأن الألمنيوم غير قابل للذوبان في هذه التربة ولا يمكن للنبات استخدامه.

يمكن لبستاني على دراية بمبدأ Le Chatelier أن يغير لون الكوبية عن طريق تحمض التربة بذكاء.

في تشكيل الكهوف