مبدأ لو شاتيلير

ابتكر الكيميائي الفرنسي Henri Louis Le Chatelier أحد أفضل قوانين الكيمياء المعروفة التي تتنبأ باستجابة النظام الكيميائي في حالة توازن عند تعرضه للتغيير.

مع نتائج دراساته ، صاغ تعميمًا للتوازن الكيميائي ينص على ما يلي:

"عندما يعمل عامل خارجي على نظام في حالة توازن ، فإنه يتحرك دائمًا بمعنى تقليل تأثير العامل المطبق إلى الحد الأدنى."

عندما يختل توازن النظام الكيميائي ، يعمل النظام لتقليل هذا الاضطراب واستعادة الاستقرار.

لذلك ، يقدم النظام:

• حالة أولية من التوازن.
• حالة "غير متوازنة" مع تغير عامل.
• حالة توازن جديدة تعارض التغيير.

من أمثلة الاضطرابات الخارجية التي يمكن أن تؤثر على التوازن الكيميائي:

عامل	إزعاج	صنعت من
تركيز	زيادة	تستهلك المادة
تخفيض	يتم إنتاج المادة
ضغط	زيادة	ينتقل إلى أصغر حجم
تخفيض	ينتقل إلى أعلى مستوى صوت
درجة حرارة	زيادة	يمتص الحرارة ويغير ثابت التوازن
تخفيض	يطلق الحرارة ويغير ثابت التوازن
عامل حفاز	حضور	سرعة رد الفعل

هذا المبدأ ذو أهمية كبيرة للصناعة الكيميائية ، حيث يمكن التلاعب بالتفاعلات وجعل العمليات أكثر كفاءة واقتصادية.

مثال على ذلك هو العملية التي طورها فريتز هابر ، والتي ، باستخدام مبدأ Le Chatelier ، خلقت اقتصاديًا طريقًا لإنتاج الأمونيا من النيتروجين في الغلاف الجوي.

بعد ذلك ، سننظر في التوازن الكيميائي وفقًا لقانون Chatelier وكيف يمكن للاضطرابات أن تغيره.

معرفة المزيد عن:

• التوازن الكيميائي
• التوازن الأيوني
• مؤشرات حمض القاعدة

تأثير التركيز

عندما يكون هناك توازن كيميائي ، يكون النظام متوازنًا.

يمكن أن يعاني النظام في حالة التوازن من اضطراب عندما:

• نزيد تركيز أحد مكونات التفاعل.
• نخفض تركيز أحد مكونات التفاعل.

عندما نضيف أو نزيل مادة من التفاعل الكيميائي ، فإن النظام يعارض التغيير ، أو يستهلك أو ينتج المزيد من هذا المركب حتى يتم إعادة التوازن.

تتغير تركيزات المواد المتفاعلة والمنتجات للتكيف مع توازن جديد ، لكن ثابت التوازن يظل كما هو.

مثال:

في توازن:

يحتوي التفاعل على تركيز أعلى من المنتجات ، لأنه من خلال اللون الأزرق للمحلول نرى أن [مجمع CoCl₄]^-2 يسود.

الماء هو أيضًا نتاج التفاعل المباشر وعندما نزيد تركيزه في المحلول ، يعارض النظام التغيير ، مما يتسبب في تفاعل الماء والمركب.

يتم تحويل التوازن إلى اليسار ، واتجاه رد الفعل العكسي ، ويؤدي إلى زيادة تركيز المواد المتفاعلة ، مما يؤدي إلى تغيير لون المحلول.

تأثير درجة الحرارة

يمكن أن يعاني النظام في حالة التوازن من اضطراب عندما:

• هناك زيادة في درجة حرارة النظام.
• هناك انخفاض في درجة حرارة النظام.

عند إضافة أو إزالة الطاقة من نظام كيميائي ، فإن النظام يعارض التغيير أو يمتص أو يطلق الطاقة بحيث يتم إعادة التوازن.

عندما يغير النظام درجة الحرارة ، يتحول التوازن الكيميائي على النحو التالي:

عن طريق زيادة درجة الحرارة ، يفضل التفاعل الماص للحرارة والنظام يمتص الحرارة.

من ناحية أخرى ، عندما تنخفض درجة الحرارة ، يفضل التفاعل الطارد للحرارة ويطلق النظام الحرارة.

مثال:

في التوازن الكيميائي:

عندما نضع أنبوب الاختبار الذي يحتوي على هذا النظام في دورق من الماء الساخن ، تزداد درجة حرارة النظام ويتحول التوازن ، مما يؤدي إلى تكوين المزيد من المنتجات.

وذلك لأن التفاعل المباشر ماص للحرارة وسيتم إعادة إنشاء النظام عن طريق امتصاص الحرارة.

علاوة على ذلك ، تغير التغيرات في درجات الحرارة أيضًا ثوابت التوازن.

تأثير الضغط

يمكن أن يعاني النظام في حالة التوازن من اضطراب عندما:

• هناك زيادة في إجمالي ضغط النظام.
• هناك انخفاض في إجمالي ضغط النظام.

عندما نزيد أو نخفض ضغط نظام كيميائي ، فإن النظام يعارض التغيير ، ويحل محل التوازن بمعنى الحجم الأصغر أو الأكبر على التوالي ، لكنه لا يغير ثابت التوازن.

عندما يغير النظام الحجم ، فإنه يقلل من تأثير الضغط المطبق ، على النحو التالي:

كلما زاد الضغط المطبق على النظام ، سيكون هناك تقلص في الحجم ويتحول التوازن نحو العدد الأقل من الشامات.

ومع ذلك ، إذا انخفض الضغط ، يتمدد النظام ، ويزيد حجم واتجاه التفاعل إلى النظام الذي يحتوي على أكبر عدد من الشامات.

مثال:

تستقبل خلايا الجسم الأكسجين من خلال التوازن الكيميائي:

يتم إنشاء هذا النظام عندما يتلامس الأكسجين الموجود في الهواء الذي نتنفسه مع الهيموجلوبين الموجود في الدم ، مما يؤدي إلى ظهور الأكسجين الهيموجلوبين الذي يحمل الأكسجين.

عندما يتسلق شخص جبلًا ، كلما ارتفع الارتفاع ، قلت كمية O وضغطه الجزئي₂ عاليا في الهواء.

يتحول التوازن الذي يحمل الأكسجين في الجسم إلى اليسار ويقلل من كمية الأكسجين الهيموغلوبين ، مما يضر بكمية الأكسجين التي تتلقاها الخلايا.

والنتيجة هي ظهور دوار وإرهاق قد يؤدي إلى الوفاة.

يحاول الجسم أن يتفاعل عن طريق إنتاج المزيد من الهيموجلوبين. ومع ذلك ، فهذه عملية بطيئة تتطلب ضبط الارتفاع.

لذلك ، فإن الأشخاص الذين يمكنهم تسلق جبل إيفرست هم الأشخاص الأنسب للارتفاعات الشديدة.

المحفزات

يتداخل استخدام عامل حفاز مع سرعة التفاعل ، سواء في التفاعل المباشر أو في التفاعل العكسي.

من أجل حدوث تفاعل ، من الضروري الوصول إلى الحد الأدنى من الطاقة حتى تتصادم الجزيئات وتتفاعل بشكل فعال.

المحفز ، عند إدخاله في النظام الكيميائي ، يعمل عن طريق تقليل طاقة التنشيط هذه عن طريق تكوين مركب نشط وإنشاء مسار أقصر للوصول إلى التوازن الكيميائي.

من خلال زيادة سرعات التفاعل بالتساوي ، فإنه يقلل من الوقت اللازم للوصول إلى التوازن ، كما يتضح من الرسوم البيانية التالية:

ومع ذلك ، فإن استخدام المحفزات لا يغير ناتج التفاعل أو ثابت التوازن لأنه لا يتداخل مع تكوين الخليط.

تخليق الأمونيا

تستخدم المركبات القائمة على النيتروجين على نطاق واسع في الأسمدة الزراعية والمتفجرات والأدوية وغيرها. نتيجة لهذه الحقيقة ، يتم إنتاج ملايين الأطنان من مركبات النيتروجين ، مثل NH الأمونيا₃، NH نترات الأمونيوم₄في ال₃ واليوريا H.₂NCONH₂.

بسبب الطلب العالمي على مركبات النيتروجين ، خاصة للأنشطة الزراعية ، ملح صخري NaNO في تشيلي₃، المصدر الرئيسي للمركبات النيتروجينية ، كان الأكثر استخدامًا حتى بداية القرن العشرين ، لكن الملح الصخري الطبيعي لن يكون قادرًا على تلبية الطلب الحالي.

من المثير للاهتمام ملاحظة أن الهواء الجوي عبارة عن خليط من الغازات ، يتكون من أكثر من 70٪ نيتروجين N₂. ومع ذلك ، بسبب استقرار الرابطة الثلاثية يصبح من الصعب للغاية كسر هذه الرابطة لتشكيل مركبات جديدة.

تم اقتراح حل هذه المشكلة من قبل الكيميائي الألماني فريتز هابر. ينتج عن توليف الأمونيا الذي اقترحه هابر التوازن الكيميائي التالي:

لكي يتم تنفيذها صناعيًا ، تم إتقان هذه العملية بواسطة Carl Bosch وهي الأكثر استخدامًا حتى الآن لالتقاط النيتروجين من الهواء مع التركيز على الحصول على المركبات النيتروجينية.

باستخدام مبدأ Le Chatelier ، يمكن زيادة التوازن الكيميائي في الحالات التالية:

أضف H₂ ويؤدي إلى معارضة النظام للتغيير والاستجابة لخفض تركيز المادة المتفاعلة.

وهكذا ، فإن H₂ و لا₂ يتم استهلاكها في وقت واحد لإنتاج المزيد من المنتجات وخلق حالة توازن جديدة.

وبالمثل ، عند إضافة المزيد من النيتروجين ، يتحول التوازن إلى اليمين.

صناعيًا ، يتم إزاحة التوازن عن طريق الإزالة المستمرة لـ NH₃ للنظام من خلال التسييل الانتقائي ، مما يؤدي إلى زيادة مردود التفاعل ، حيث يميل التوازن المراد إعادة إنشائه إلى تكوين المزيد من المنتج.

يعد تخليق هابر بوش أحد أهم تطبيقات دراسات التوازن الكيميائي.

نظرًا لأهمية هذا التوليف ، حصل هابر على جائزة نوبل في الكيمياء عام 1918 وحصل بوش على جائزة عام 1931.

تمارين تغيير التوازن

الآن بعد أن عرفت كيفية تفسير التغييرات التي يمكن أن تحدث في التوازن الكيميائي ، استخدم هذه الأسئلة الدهليزية لاختبار معلوماتك.

1. (UFPE) يجب أن تكون أنسب مضادات الحموضة هي تلك التي لا تقلل الحموضة في المعدة كثيرًا. عندما يكون انخفاض الحموضة كبيرًا جدًا ، تفرز المعدة حمضًا زائدًا. يُعرف هذا التأثير باسم "إعادة تطابق الحمض". أي من العناصر أدناه يمكن أن يرتبط بهذا التأثير؟

أ) قانون الحفاظ على الطاقة.
ب) مبدأ استبعاد باولي.
ج) مبدأ Le Chatelier.
د) المبدأ الأول للديناميكا الحرارية.
ه) مبدأ عدم اليقين لهايزنبرغ.

انظر للاجابة

البديل الصحيح: ج) مبدأ Le Chatelier.

مضادات الحموضة هي قواعد ضعيفة تعمل على زيادة الرقم الهيدروجيني للمعدة وبالتالي تقليل الحموضة.

يحدث انخفاض الحموضة عن طريق تحييد حمض الهيدروكلوريك الموجود في المعدة. ومع ذلك ، من خلال تقليل الحموضة أكثر من اللازم ، يمكن أن يؤدي إلى عدم توازن في الجسم ، حيث تعمل المعدة في بيئة حمضية.

كما ذكر مبدأ Le Chatelier ، عندما يتعرض نظام التوازن لاضطراب ، ستكون هناك معارضة لهذا التغيير حتى يتم إعادة التوازن.

وبهذه الطريقة ، ينتج الجسم المزيد من حمض الهيدروكلوريك مما ينتج عنه تأثير "إعادة تجميع الحمض".

المبادئ الأخرى المعروضة في البدائل تتناول:

أ) قانون الحفاظ على الطاقة: في سلسلة من التحولات ، يتم الحفاظ على الطاقة الكلية للنظام.
ب) مبدأ استبعاد باولي: في الذرة ، لا يمكن أن يكون لإلكترونين نفس مجموعة الأرقام الكمية.
د) المبدأ الأول للديناميكا الحرارية: تباين الطاقة الداخلية للنظام هو الفرق بين التبادل الحراري والعمل المنجز.
هـ) مبدأ عدم اليقين في Heisenberg: لا يمكن تحديد سرعة وموضع الإلكترون في أي لحظة معينة.

2. (UFMG) يمكن الحصول على الهيدروجين الجزيئي صناعيًا عن طريق معالجة الميثان ببخار الماء. تتضمن العملية التفاعل الماص للحرارة التالي

فيما يتعلق بالنظام في حالة توازن ، يمكن القول بشكل صحيح أن:

أ) يؤثر وجود عامل حفاز على تكوين الخليط.
ب) يؤثر وجود عامل حفاز على ثابت التوازن.
ج) تؤدي الزيادة في الضغط إلى تقليل كمية CH_4(ز).
د) تؤثر الزيادة في درجة الحرارة على ثابت التوازن.
هـ) تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تقليل كمية ثاني أكسيد الكربون_(ز) .

انظر للاجابة

البديل الصحيح: د) تؤثر الزيادة في درجة الحرارة على ثابت التوازن.

عند رفع درجة الحرارة ، سيتأثر التفاعل المباشر الماص للحرارة ، لأنه لإعادة التوازن سوف يمتص النظام الطاقة ويحول التوازن إلى اليمين.

تحويل التوازن في الاتجاه المباشر ، يتم زيادة كمية المنتجات المشكلة.

يتناسب ثابت التوازن طرديًا مع تركيز المنتجات: فكلما زادت كمية المنتجات ، زادت قيمة الثابت.

يمكننا أن نلاحظ إذن أن الزيادة في درجة الحرارة تزيد من كمية ثاني أكسيد الكربون والهيدروجين₂.

تؤدي الزيادة في الضغط إلى إزاحة التوازن إلى التفاعل العكسي ، حيث يتحول التوازن نحو أقل عدد من الشامات. مع ذلك ، كمية CH₄ و ح₂يتم زيادة.

لا يتداخل استخدام المحفز مع ثابت التوازن وتكوين الخليط. سوف يعمل فقط على تحقيق التوازن بسرعة أكبر.

3. (UFC) في دراسة تأثير الغازات السامة COCl₂، يستخدم كسلاح كيميائي ، تتم ملاحظة عملية التحلل وفقًا للتفاعل:

بدءًا من حالة التوازن ، تمت إضافة 0.10 مول من CO ووصل النظام ، بعد مرور بعض الوقت ، إلى حالة توازن جديدة. اختر الخيار الذي يشير إلى كيفية ارتباط تركيزات التوازن الجديدة بالتركيزات القديمة.

[COCl2]	[أول أكسيد الكربون]	[Cl2]
ال)	جديد> قديم	جديد> قديم	الجديد
ب)	جديد> قديم	جديد> قديم	جديد> قديم
ç)	الجديد	جديد> قديم	الجديد
د)	جديد> قديم	الجديد	الجديد
و)	نفس	نفس	نفس

انظر للاجابة

البديل الصحيح:

[COCl2]	[أول أكسيد الكربون]	[Cl2]
ال)

عند إضافة مادة جديدة ، يستهلك النظام تلك المادة لاستعادة التوازن ، حيث يزداد تركيزها.

يحدث هذا الاستهلاك عن طريق جعل المادة تتفاعل مع المركب الآخر ، وبالتالي إنتاج المزيد من المنتج.

لذلك ، عندما نزيد تركيز ثاني أكسيد الكربون ، سيكون هناك استهلاك ، ولكن ليس إلى نقطة التحول أقل من التركيز في الحالة الأولية ، حيث سيحدث استهلاكه مع الآخر مكون.

بالفعل تركيز Cl₂ يصبح أصغر من الأول ، حيث كان عليه أن يتفاعل مع كمية ثاني أكسيد الكربون المضافة.

من تقاطع المادتين ، تمت زيادة تركيز COCl₂، كما هو المنتج الذي تم تشكيله.

يمكن رؤية هذه التغييرات في التوازن الكيميائي في الرسم البياني التالي:

4. (UFV) أظهرت الدراسة التجريبية لتفاعل كيميائي في حالة التوازن أن الزيادة في ساعدت درجة الحرارة على تكوين المنتجات ، بينما ساعدت الزيادة في الضغط على تكوين الكواشف. بناءً على هذه المعلومات ، ومعرفة أن A و B و C و D هي غازات ، حدد البديل الذي يمثل المعادلة المدروسة:

ال)
ب)
ç)
د)
و)

انظر للاجابة

البديل الصحيح:

ال)

مع ارتفاع درجة الحرارة ، يمتص النظام الحرارة لاستعادة التوازن ، وبهذا ، يفضل التفاعل الماص للحرارة ، الذي يكون ∆H موجبًا.

البدائل التي تتوافق مع تفضيل تكوين المنتجات عن طريق زيادة درجة الحرارة هي: أ ، ب ، د.

ومع ذلك ، عندما يزداد الضغط ، يتحول التوازن نحو الحجم الأصغر ، أي الحجم الذي يحتوي على أصغر عدد من الشامات.

لكي ينتقل التفاعل نحو المواد المتفاعلة ، من الضروري أن يحتوي اتجاه التفاعل هذا على عدد أقل من الشامات بالنسبة إلى المنتجات.

لوحظ هذا فقط في البديل الأول.

5. (UEMG) تمثل المعادلات التالية أنظمة في حالة توازن. ما هو النظام الوحيد الذي لا يتغير بالضغط؟

أ) نظام التشغيل_{2 (ز)} + 1/2 س_{2 (ز)} ⇔ هكذا_3(ز)
ب) CO_{2 (ز)} + ح_{2 (ز)} ⇔ كو_(ز) + ح₂ا_(ز)
ج) لا_{2 (ز)} + 3 ح_{2 (ز)} ⇔ 2 NH_3(ز)
د) 2 CO_{2 (ز)} ⇔ 2 كو_(ز) + س_{2 (ز)}

انظر للاجابة

البديل الصحيح: ب) أول أكسيد الكربون_{2 (ز)} + ح_{2 (ز)} ⇔ كو_(ز) + ح₂ا_(ز)

عندما يغير النظام الضغط الكلي ، يتم إعادة التوازن مع التغيير في الحجم.

إذا زاد الضغط ، ينخفض ​​الحجم ، مما يؤدي إلى تحويل التوازن إلى أصغر عدد من الشامات.

من ناحية أخرى ، عندما ينخفض ​​الضغط ، يزداد الحجم ، مما يؤدي إلى تحويل التوازن نحو عدد أكبر من الشامات.

ولكن عندما يكون هناك نفس عدد مولات المواد المتفاعلة والمنتجات المتكونة ، فلا توجد طريقة لتغيير التوازن ، حيث لا يتغير الحجم.

نحن نعرف عدد المولات بواسطة معاملات القياس المتكافئ بجانب كل مادة.

يمكننا أن نرى هذا في المعادلة البديلة

ب) CO_{2 (ز)} + ح_{2 (ز)} ⇔ كو_(ز) + ح₂ا_(ز)

حيث 1 مول من CO₂ يتفاعل مع 1 مول من H.₂ لتكوين 1 مول من CO و 1 مول من H₂س.

يوجد في كلا اتجاهي التفاعل مولين ، لذا فإن التغيرات في الضغط لن تغير الحجم.

تحقق من المزيد من الأسئلة حول تحول التوازن الكيميائي ، مع القرار المعلق ، في هذه القائمة التي أعددناها: تمارين التوازن الكيميائي.

من كان Le Chatelier؟