مبدأ Le Chatelier: اختراق علمي في القرن الثامن عشر

كثير من الناس يعرفون عن وجود مبدأ Le Chatelier من مقاعد البدلاء في المدرسة. لكن القليل منهم يفهم ويفسر ما هو هذا المبدأ المعروف.

العالم الفرنسي أخبر العالم عن القانونالتوازن الديناميكي في عام 1884. في أواخر القرن التاسع عشر ، كان الاكتشاف ذا أهمية كبيرة واجتذب على الفور اهتمام المجتمع العلمي. ولكن بسبب عدم وجود تعاون علمي دولي منذ قرن ونصف ، لم يعرف سوى أبناء بلده عن التقدم العلمي في Le Chatelier. في عام 1887 ، قال العالم الألماني كارل فيرديناند براون ، الذي اكتشف بشكل مستقل نفس القانون العلمي ، والذي كان جاهلاً باكتشاف الفرنسي ، عن تحول التوازن الكيميائي في ظل الظروف الخارجية المتغيرة. ليس من قبيل المصادفة أن هذا المبدأ غالبا ما يسمى مبدأ لو شاتيل براون.

إذن ما هو مبدأ Le Chatelier؟

تميل الأنظمة المتوازنة دائمًا إلى ذلكللحفاظ على توازنها ومواجهة القوى الخارجية ، العوامل والظروف. تنطبق هذه القاعدة على جميع الأنظمة ولأي عملية: كيميائية ، كهربائية ، ميكانيكية ، حرارية. مبدأ Le Chatelier له أهمية عملية خاصة للتفاعلات الكيميائية العكسية.

تأثير درجة الحرارة على معدل التدفقرد الفعل يعتمد بشكل مباشر على نوع رد الفعل للتأثير الحراري. مع زيادة في درجة الحرارة ، يتم تحويل التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة. خفض درجة الحرارة ، على التوالي ، يؤدي إلى تحول في التوازن الكيميائي تجاه التفاعل الطارد للحرارة. وينظر سبب ذلك في حقيقة أنه عندما يتم إزالة النظام من التوازن بواسطة قوى خارجية ، فإنه يتحول إلى حالة أقل اعتمادًا على العوامل الخارجية. يتم التعبير عن اعتماد العمليات الطاردة للحرارة والحرارة في حالة التوازن بواسطة معادلة Van't Hoff:

V2 = V1 * y (T2-T1) / 10 ،

حيث V2 هو معدل التفاعل الكيميائي عند درجة حرارة متغيرة ، V1 هو معدل التفاعل الأولي ، و y هو معامل فرق درجة الحرارة.

استنتج العالم السويدي أرهينيوس صيغة الاعتماد الاستثنائي لمعدل التفاعل على نظام درجة الحرارة.

K = A • e (-E (RT)) ، حيث E هي طاقة التنشيط ، R هو ثابت الغاز العالمي ، و T هي درجة الحرارة في النظام. قيمة A ثابتة.

كلما زاد الضغط ، لوحظ وجود إزاحةالتوازن الكيميائي في الاتجاه حيث تشغل المواد حجم أصغر. إذا كان حجم المواد الأولية أكبر من حجم منتجات التفاعل ، فإن التوازن ينتقل نحو المكونات الأصلية. وبناءً على ذلك ، إذا تجاوز حجم منتجات التفاعل حجم الكواشف ، فسينتقل التوازن نحو المركبات الكيميائية الناتجة. من المفترض أن كل مول من الغاز يحتل نفس الحجم في الظروف العادية. لكن تغيير الضغط في النظام لا يؤثر دائمًا على التوازن الكيميائي. يوضح مبدأ Le Chatelier أن إضافة غاز خامل إلى التفاعل يغير الضغط ، ولكنه لا يزيل النظام من التوازن. في هذه الحالة ، يكون الضغط المرتبط بالمواد المتفاعلة هامًا فقط للتفاعل (لا يحتوي الهليوم على إلكترونات حرة ، ولا يتفاعل مع المواد الموجودة في النظام).

تؤدي إضافة كمية معينة من مادة ما إلى التفاعل إلى حدوث تحول في التوازن نحو العملية حيث تصبح هذه المادة أصغر.

التوازن لديه شخصية ديناميكية. انها "مضطربة" و "مستوية" بطريقة طبيعية خلال مسار التفاعل. دعونا شرح هذا الوضع من خلال مثال. هدرجة محلول البروم ينتج حمض الهيدروبروميك. هناك وقت عندما يتم تشكيل المنتج النهائي أكثر من اللازم ، يتجاوز حجمه الحجم الكلي للجزيئات الأحادية من الهيدروجين والبروم ، يتباطأ معدل التفاعل. إذا قمت بإضافة الهيدروجين أو البروم إلى النظام ، فإن التفاعل سوف يسير في الاتجاه المعاكس.