المحاضرة الخامسة عشر / قاعده لوشاتليه مهم جدا وزاري

🔷 ما هي قاعدة لوشاتيليه؟

قاعدة لوشاتيليه (Le Chatelier’s Principle) هي مبدأ في الكيمياء ينص على أن:

“إذا وقع تغير في أحد العوامل المؤثرة على نظام في حالة اتزان (مثل التركيز أو الضغط أو درجة الحرارة)، فإن النظام سيعدل من نفسه لمقاومة هذا التغير وإعادة الاتزان.”

تمت صياغة هذه القاعدة من قِبل العالم الفرنسي هنري لوشاتيليه في أواخر القرن التاسع عشر، وهي تُستخدم لتوقع اتجاه التغير في التفاعل عند حدوث اضطراب في الاتزان.

🔶 شرح مفهوم الاتزان الكيميائي:

الاتزان الكيميائي يحدث عندما يكون معدل التفاعل الأمامي مساويًا لمعدل التفاعل العكسي، أي أن:

$\text{A + B} \rightleftharpoons \text{C + D}$

• يتكون C وD بنفس السرعة التي يتحلل بها إلى A وB.
• لا يعني الاتزان أن التراكيز متساوية، بل أن السرعتين متساويتان، والتراكيز ثابتة (لكنها ليست بالضرورة متساوية).

🔷 العوامل المؤثرة حسب قاعدة لوشاتيليه:

1. ✅ تغير التركيز:

• إذا زاد تركيز أحد المتفاعلات: يتجه التفاعل نحو اليمين (لإنتاج المزيد من النواتج).
• إذا زاد تركيز أحد النواتج: يتجه التفاعل نحو اليسار (لاستهلاك الفائض من النواتج).
• إذا نقص تركيز أحد المتفاعلات: يتجه التفاعل نحو اليسار.
• إذا نقص تركيز أحد النواتج: يتجه التفاعل نحو اليمين.

📌 مثال:

في التفاعل:

$$\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g)$$

• إذا أضفنا $\text{H}_2$، يتجه التفاعل نحو تكوين المزيد من $\text{NH}_3$.
• إذا سحبنا $\text{NH}_3$ من التفاعل، سيتجه التفاعل نحو إنتاج المزيد منها.

2. ✅ تغير درجة الحرارة:

يجب تحديد ما إذا كان التفاعل ماصًا أو طارداً للحرارة:

• تفاعل طارد للحرارة: $\Delta H < 0$
• تفاعل ماص للحرارة: $\Delta H > 0$

التغيرات:

• زيادة الحرارة:
  • إذا كان التفاعل طاردًا للحرارة: يتجه نحو اليسار (لأن الحرارة تُعتبر ناتجًا).
  • إذا كان التفاعل ماصًا للحرارة: يتجه نحو اليمين (لأن الحرارة تُعتبر متفاعلًا).
• نقص الحرارة:
  • العكس تمامًا: يتجه التفاعل عكسًا ليعوّض النقص.

📌 مثال:

$$\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g) + \text{heat}$$

• رفع درجة الحرارة يدفع التفاعل للخلف (يسار).
• خفض درجة الحرارة يدفعه للأمام (يمين).

3. ✅ تغير الضغط أو الحجم (في الغازات):

هذا العامل يؤثر فقط على التفاعلات التي تشمل غازات.

القاعدة:

• زيادة الضغط: يتجه التفاعل نحو الجهة التي تحتوي على عدد أقل من جزيئات الغاز.
• نقص الضغط (أو زيادة الحجم): يتجه نحو الجهة التي تحتوي على عدد أكبر من الجزيئات.

📌 مثال:

$$\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g)$$

• على اليسار: 4 جزيئات غاز (1 N₂ + 3 H₂)
• على اليمين: 2 جزيئات غاز (2 NH₃)

إذا زاد الضغط، يتجه التفاعل إلى اليمين لإنتاج عدد أقل من الجزيئات.

4. ✅ إضافة عامل حفاز:

• العامل الحفاز لا يغيّر موضع الاتزان، لكنه يسرّع الوصول إلى الاتزان.
• يؤثر على كل من التفاعل الأمامي والعكسي بنفس المقدار.

🔷 أهمية قاعدة لوشاتيليه:

• تساعد في توجيه التفاعلات الكيميائية في الصناعة، مثل صناعة الأمونيا (عملية هابر).
• تُستخدم لتفسير سلوك الأنظمة الكيميائية عند التغيرات البيئية.
• أساس في تصميم التفاعلات للحصول على أعلى مردود.

🔶 تطبيقات عملية:

🔹 في الصناعة – عملية هابر:

لإنتاج الأمونيا:

$$\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g) + \text{heat}$$

• خفض درجة الحرارة يزيد من إنتاج الأمونيا (لكن يُبطئ التفاعل).
• رفع الضغط يدفع التفاعل نحو الأمونيا (عدد جزيئات أقل).
• استخدام عامل حفاز (كالحديد) لتسريع التفاعل.

🔹 في المختبر:

عند إضافة حمض إلى محلول يحتوي على أيون ملون، قد يتغير اللون نتيجة لتغير الاتزان – وهذا شائع في تفاعلات معقدات الفلزات أو تفاعلات الحمض-قاعدة.

🧠 خلاصة:

قاعدة لوشاتيليه تساعدنا في فهم التغيرات التي تطرأ على التفاعلات المتزنة، وهي أداة قوية للتنبؤ باتجاه التفاعل عند حدوث أي اضطراب. تنص على أن أي تغيير في الظروف سيدفع النظام لمحاولة مقاومة التغير والعودة إلى حالة الاتزان.