مبدأ لو شاتيليه

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث

في الكيمياء مبدأ لو شاتيليه الذي يسمى أيضا مبدأ لو شاتيليه-براون Le Chatelier، يستخدم لتعيين تأثير تغيير أحد دالات الحالة مثل تغيير الضغط]] أو تغيير درجة الحرارة علي التوازن الكيميائي. المبدأ يحمل اسمي هنري لوي لو شاتيليه وكارل فرديناند براون الذان اكتشفاه كل على حدة. ويمكن تلخيصه كما يلي:

إذا حدثت تغييرات في التركيز،أو درجة الحرارة، أو الحجم، أو الضغط الجزئي لأحد المواد في نظام كيميائي موجود في حالة توازن كيميائي فعندها سيتغير التوازن الكيميائي في الاتجاه الذي يُحد من تأثير هذا التغيير.

في الكيمياء، يستخدم المبدأ للتحكم في نتيجة التفاعلات العكوسية ، عادة لزيادة نتيجة المعادلة.

مثلا في التفاعل الاتى :

2NO2 ===> N2O4 + heat

برفع درجة الحرارة يثير التفاعل نحو تكوين N2O4.

وهذا ينطبق على التفاعلات الطاردة للحرارة ، فبزيادة درجة الحرارة يسير التفاعل في الاتجاه من اليسار إلى اليمين.

Nuvola apps edu science.svg هذه بذرة مقالة عن الكيمياء تحتاج للنمو والتحسين. ساهم في إثرائها بالمشاركة في تحريرها.

تأثير تغير التركيز[عدل]

إذا زاد تركيز أحد المواد الداخلة في التفاعل فإن التوازن الكيميائي سوف ينزاح في الاتجاه الذي يخفض هذه الزيادة في التركيز. وبناء على ذلك فإن سرعة التفاعل سوف تزيد وسوف تتغير نواتج التفاعل بقدر تأثير زيادة التركيز.

ويمكن توضيح ذلك في مثال توازن أول أكسيد الكربون والهيدروجين وكلاهما غاز. فهما يتفإعلان وينتجا ميثانول طبقا للمعادلة :

CO + 2 H2 CH3OH

فإذا افترضنا وأزدنا تركيز أول أكسي الكربون ، فطبقا لمبدأ لو شاتيلييه نتوقع زيادة الإيثانول بحيث يخفض من تغير تركيز أول أكسيد الكربون. أي أننا عندما نزيد أحد مواد التفاعل ، فإن سريان التفاعل سوف يتجه في اتجاه خفض التغير الحادث.

كذلك إذا سحبنا كمية من أحد المواد المتفاعلة فإن التفاعل سوف يسير في الاتجاه الذي يعوض هذا الانحفاض ، أي يسير التفاعل في اتجاه انخفاض تركيز أحد المواد.

وتتطابق تلك المشاهدة مع نظرية التصادم. فعندما يزداد تركيز أول أكسيد الكربون CO فإن معدل حدوث صدمات ناجحة بين الجزيئات وهي تعمل على زيادة التفاعل في الاتجاه الذي يزيد من الناتد ، وهو الميثانول]]. وحتى لو كان الناتج المطلوب لا تزكيه ترموديناميكية التفاعل ، فإنه يمكننا الحصول على هذا الناتج بكثرة عن طريق سحب المتكون منه أولا بأول من المحلول.

تأثير تغيير درجة الحرارة[عدل]

سحب الحرارة من التفاعل تزيد من سير تفاعل ناشر للحرارة ، وتزويد النظام بحرارة تزيد من تفاعل تفاعل يمتص الحرارة. وسوف نأخذ هنا مثال مخلوط غاز في حالة توازن كيميائي مكون من ثاني أكسيد النيتروجين البني اللون ورابع أكسيد النيتروجين 2NO4 وهو عديم اللون  :

\rm 2NO_2 \ \rightleftharpoons\  N_2O_4

يبلغ الإنثالبي للتفاعل في اتجاه اليمين \Delta \overrightarrow H = -58 \rm\tfrac{kJ}{mol},

أي أن هذا التفاعل تفاعل ناشر للحرارة حيث تنتشر حرارة منه. أما التفاعل العكسي من اليمين إلى اليسار فهو تفاعل يمتص الحرارة وتبلغ انثالبيته :: \Delta \overleftarrow H = +58 \rm\tfrac{kJ}{mol}.

فإذا رفعنا درجة الحرارة مع الاحتفاظ بالحجم ثابتا ، فإن التفاعل سوف يسير في الاتجاه من اليمين إلى اليسار ، أي أن رفع درجة الحرارة تكون في صالح التفاعل الماص للحرارة ، وبذلك ينزاح التوازن إلى اليسار ، ويصير المخلوط غامقا اللون. أما إذا خفضنا درجة الحرارة فإن هذا يعمل في صالح التفاعل الناشر للحرار ، وندئذ ينزاح التوازن إلى اليمين ويصبح المخلوط عديم اللون.

اقرأ أيضا[عدل]

المراجع[عدل]

وصلات خارجية[عدل]

Nuvola apps edu science.svg هذه بذرة مقالة عن الكيمياء تحتاج للنمو والتحسين. ساهم في إثرائها بالمشاركة في تحريرها.