مبدأ Le Chatelier في ما يتكون والتطبيقات



ال مبدأ لو شاتيلير يصف استجابة النظام في حالة التوازن لمواجهة الآثار الناجمة 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 ، لممارسة التغيير 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 ، فإن التوازن الجديد مختلف.

مؤشر

  • 1 ماذا تتكون؟?
  • 2 العوامل التي تعدل التوازن الكيميائي
    • 2.1 التغييرات في التركيز
    • 2.2 التغييرات في الضغط أو الحجم
    • 2.3 التغيرات في درجة الحرارة
  • 3 تطبيقات
    • 3.1 في عملية هابر
    • 3.2 في الحدائق
    • 3.3 في تشكيل الكهوف
  • 4 المراجع

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. نظرًا لأن النظام مغلق ، لا توجد مفاعلات (A و B) أو منتجات (C و D) تزعج التوازن في الدخول من الخارج.

ولكن ، ماذا يعني بالضبط التوازن؟ عندما يتم تأسيس ذلك ، تتم تسوية سرعات التفاعل المباشر (إلى اليمين) والعكس (إلى اليسار). لذلك ، تركيزات جميع الأنواع لا تزال ثابتة مع مرور الوقت.

يمكن فهم ما سبق بهذه الطريقة: مجرد تفاعل قليل من A و B لإنتاج C و D ، تتفاعل هذه 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 خفض 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 الرصيد يتكون من رصيد.

عند النظر إلى هذا النهج ، يتم وزن الكواشف على اللوحة اليسرى (أو السلة) ويتم وزن المنتجات على اليمين. من هنا ، يصبح التنبؤ باستجابة النظام (التوازن) أمرًا سهلاً.

التغييرات في التركيز

إلىA + bB <=> جج + د

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 نحو 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 C و D: يصبح الصحن الأيسر أثقل ، مما يتسبب في ارتفاع اليمين.

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

التغييرات في الضغط أو الحجم

إلىA (g) + bB (g) <=> جC (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 يقوم أي من هذه التعديلات بتعديل التوازن.

لماذا؟ لأن كمية الشامات الغازية الكلية على جانبي المعادلة هي نفسها.

سيسعى الميزان 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:

إلىA (g) + bB (g) <=> وهـ (ز)

هنا ، قبل انخفاض الحجم (أو زيادة الضغط) في النظام ، سيرفع المقياس اللوحة التي تسمح بتقليل هذا التأثير. 

كيف؟ تقليل الضغط ، من خلال تكوين E. وهذا لأنه ، حيث تمارس A و B ضغطًا أكبر من E ، فإنها تتفاعل لتقليل تركيزها 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 الصحن 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 + الحرارة <=> 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

N2(ز) + 3 س2(G) <=> 2NH3(ز) (طارد للحرارة)

تتوافق المعادلة الكيميائية المتفوقة مع تكوين الأمونيا ، أحد أكبر المركبات المنتجة على النطاقات الصناعية.

هنا ، والظروف المثالية للحصول على NH3 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

الكوبية الأرجواني (الصورة العليا) إنشاء توازن مع الألومنيوم (آل3+) موجودة في التربة. وجود هذا المعدن ، حمض لويس ، يجلب نتيجة تحمض لهم.

ومع ذلك ، في التربة الأساسية تكون أزهار الكوبية حمراء ، لأن الألمنيوم غير قابل للذوبان في التربة المذكورة ولا يمكن استخدامه بواسطة النبات..

بستاني لديه معرفة بمبدأ Le Chatelier يمكن أن يعدل لون الكوبية له من خلال التحمض الذكي للتربة.

في تشكيل الكهوف

تستفيد Nature أيضًا من مبدأ Le Chatelier لتغطية الأسطح الكهفية بالهدج.

كاليفورنيا2+(ac) + 2HCO3-(آق) <=> كربونات الكالسيوم3(ق) + CO2(ac) + H2يا (ل)

و CaCO3 (الحجر الجيري) غير قابل للذوبان في الماء ، وكذلك ثاني أكسيد الكربون2. كما CO2 يهرب ، يتحول الرصيد إلى اليمين ؛ وهذا هو ، نحو تشكيل المزيد من CaCO3. هذا يؤدي إلى نمو تلك التشطيبات المدببة ، مثل تلك الموجودة في الصورة العليا.

مراجع

  1. كيمياء دوك براون. (2000). كيمياء المستوى المتقدم النظري - الفيزيائي - التوازن - ملاحظات مراجعة التوازن الكيميائي الجزء 3. تم استرجاعها في 06 مايو 2018 من: docbrown.info
  2. جيسي أ. كي. تحول التوازن: مبدأ لو شاتيلر. تم الاسترجاع في 06 مايو 2018 ، من: opentextbc.ca
  3. آن ماري هيلمنستين ، دكتوراه (19 مايو 2017). تعريف مبدأ Le Chatelier. تم الاسترجاع في 6 مايو 2018 ، من: thinkco.com
  4. بينود شريستا. مبدأ Le-chatelier وتطبيقه. تم الاسترجاع في 6 مايو 2018 ، من: chem-guide.blogspot.com
  5. بياض ، ديفيس ، بيك وستانلي. الكيمياء. (الطبعة الثامنة). CENGAGE Learning ، ص 671-678.
  6. Advameg، Inc. (2018). التوازن الكيميائي - تطبيقات واقعية. تم الاسترجاع في 6 مايو ، 2018 ، من: scienceclarified.com
  7. جيمس سانت جون. (12 مايو 2016). Travertine Dripstone (لوراي كافيرز ، لوراي ، فرجينيا ، الولايات المتحدة الأمريكية) 38. تم الاسترجاع في 6 مايو ، 2018 ، من: flickr.com
  8. ستان شيبس. الكوبية macrophylla بلوير برينز. (يوليو 2005). [الشكل]. تم الاسترجاع في 6 مايو 2018 ، من: commons.wikimedia.org