اصل لوشاتلیه — به زبان ساده

۱۳۴۲۷ بازدید
آخرین به‌روزرسانی: ۲۲ شهریور ۱۴۰۲
زمان مطالعه: ۷ دقیقه
اصل لوشاتلیه — به زبان ساده

اصل لوشاتلیه یا قانون تعادل برای پیش‌بینی اثرات تغییر، در برخی تعادل‌های شیمیایی بکار می‌رود. دانشمندانی که به طور جداگانه بر این مفهوم مطالعه کردند، «هنری لوییس لوشاتلیه» (Henry Louis Le Chatelier) و «کارل فردیناند براون» (Karl Ferdinand Braun) بودند. این دانشمندان این اصل را به صورت زیر بیان کردند:

997696

اگر غلظت، دما، حجم یا فشار سیستمی که مدت زیادی در حال تعادل بوده است را تغییر دهیم، سیستم برای رسیدن به تعادل جدید تغییر می‌کند که این تغییر تا حدی به منظور مقابله با تغییر اعمال شده است.

البته اصل لوشاتلیه را به شکل ساده‌تر نیز می‌توان تعریف کرد: زمانی که تغییری در یک سیستمِ در حال تعادل بوجود بیاید، سیستم برای خنثی کردن اثر این تغییر، تغییرات جدیدی در خود ایجاد می‌کند.

از «اصل لوشاتلیه» (Le Chatalier's Principle) در شیمی برای کنترل هرچه بیشتر واکنش‌های برگشت‌پذیر و افزایش بازده آنها بهره می‌گیرند. البته این اصل حتی در اقتصاد نیز کاربرد دارد و از آن برای تفسیر تعادل قیمت‌ها در یک اقتصاد کارآمد استفاده می‌کنند.

اصل لوشاتلیه

بیان اصل لوشاتلیه به عنوان قانون فیزیک

اصل لوشاتلیه رفتار کیفی یک سیستم را به هنگام یک تغییر خارجی القایی و آنی در یکی از پارامترهای سیستم توصیف می‌کند. این اصل بیان می‌کند که یک رفتار جابجایی در جهت مقابله با تغییر در سیستم بروز می‌کند. مدت زمان تنظیم این تغییرات وابسته به قدرت «فیدبک منفی» (Negative Feedback) سیستم در مواجهه با شوک اولیه است. زمانی که شوک وارد شده به سیستم دارای فیدبک مثبت باشد، به طور مثال به هنگام حرارت دادن به سیستم، تعادل جدید با حالت قبل متفاوت خواهد بود و مدت زمان زیادی طول خواهد کشید تا این سیستم به تعادل جدید برسد.

در برخی سیستم‌های دینامیک (پویا)، حالت نهایی به کمک یک شوک قابل تعیین نیست. اصل لوشاتلیه معمولا به منظور توصیف سیستم‌های بسته با فیدبک منفی مورد استفاده قرار می‌گیرد اما به طور کلی در مورد سیستم‌هایی در طبیعت که به لحاظ ترمودینامیکی عایق و بسته هستند نیز صدق می‌کند زیرا قانون دوم ترمودینامیک بیان می‌کند که عدم تعادل ایجاد شده به دلیل تغییری ناگهانی باید نیمه عمری محدود داشته باشد. این اصل تشابهاتی با جهان فیزیک دارد.

اصل لوشاتلیه

اصل لوشاتلیه در شیمی

همانطور که در ابتدای مطلب بیان شد، این اصل را می‌توان در شیمی با تغییرات غلظت، دما، فشار و حجم بررسی کرد. حتی اضافه کردن کاتالیزور و گازهای نجیب در واکنش نیز توسط اصل لوشاتلیه قابل توصیف است. در ادامه به این موارد خواهیم پرداخت:

اثر تغییرات غلظت

تغییرات غلظت یک ماده شیمیایی، تعادل را به سمتی می‌برد که موجب کاهش این تغییر شود. سیستم در جهت مقابله با این تغییر اقدام می‌کند که در نهایت بازده واکنش و میزان فرآورده تولیدی بر اساس نوع تغییر اعمال شده در سیستم تغییر خواهد کرد. واکنش تعادلی مونو‌ اکسید کربن با گاز هیدروژن برای تولید متانول را در نظر بگیرید:

CO+2H2CH3OH\mathrm { CO } + 2 \mathrm { H } _ { 2 } \rightleftharpoons \mathrm { CH } _ { 3 } \mathrm { OH }

فرض کنید که بخواهیم غلظت COCO را در سیستم افزایش دهیم. به کمک اصل لوشاتلیه می‌توان پیش‌بینی کرد که این کار سبب افزایش میزان متانول تولیدی خواهد بود چراکه سیستم در تلاش برای کاهش غلظت بیشتر است. در حقیقت هر نوع ماده‌ای که به این واکنش اضافه کنیم، سیستم در جهت عکس آن به مقابله خواهد پرداخت. به همین شکل، با کاهش مواد در این واکنش، سیستم برای جبران این مواد به سمتی پیشرفت می‌کند که به تولید این مواد بیانجامد.

این نوع از مشاهدات توسط «نظریه برخورد» (Collision Theory) نیز تصدیق می‌شوند. به عبارت دیگر، زمانی که غلظت COCO افزایش پیدا کند، تعداد برخورد‌های موثر این ماده نیز افزایش می‌یابد که موجب پیشرفت واکنش به طرف راست و افزایش متانول تولیدی خواهد بود. حتی در حالتی که جهت واکنش به لحاظ ترمودینامیکی مناسب نباشد هم می‌توان با خارج کردن پیوسته فرآورده‌ها از واکنش، موجب پیشرفت واکنش در جهت دلخواه (تولید فرآورده بیشتر) باشیم.

از اثر تغییر غلظت معمولا در «واکنش‌های تراکمی» (Condensation Reaction) استفاده می‌شود. نمونه‌ای از این واکنش‌ها را می‌توان در تولید استر از کربوکسیلیک اسید و الکل و همچنین تولید آمین از یک آمین و آلدهید مشاهده کرد. در این واکنش‌ها که با تولید آب همراه هستند، کافی است به کمک تقطیر، آب تولیدی را به طور مرتب از سیستم خارج کنیم. البته این کار را می‌توان با استفاده از مواد دسیکانت نیز انجام داد. در نتیجه این تغییر، واکنش برای مقابله با کاهش غلظت آب تولیدی، به سمت تولید فرآورده بیشتر پیش خواهد رفت.

اصل لوشاتلیه

اثر تغییر دما

برای درک بهتر اثر دما کافی است تا دو نکته را در این خصوص مدنظر قرار دهیم: اول اینکه حرارت را به عوان یک واکنش‌دهنده یا فرآورده در نظر بگیریم و دوم فرض کنیم که افزایش دما موجب افزایش حرارت سیستم خواهد شد. زمانی که واکنش گرماده باشد (ΔH\Delta H واکنش منفی باشد)، حرارت به عنوان فرآورده در نظر گرفته می‌شود و زمانی که واکنش گرماگیر باشد (ΔH\Delta H واکنش مثبت باشد) آن را به عنوان واکنش‌دهنده در نظر می‌گیریم. در نتیجه، این‌که افزایش یا کاهش دما چه تاثیری بر پیشرفت واکنش خواهد داشت را می‌توان به همان صورت اثر تغییر غلظت بیان کرد. به عنوان مثال، واکنش برگشت‌پذیر گاز نیتروژن و هیدروژن را برای تولید آمونیاک درنظر بگیرید:

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)ΔH=92 kJ mol1\begin{array} { l } { \mathrm { N } _ { 2 } ( \mathrm { g } ) + 3 \mathrm { H } _ { 2 } ( \mathrm { g } ) \rightleftharpoons 2 \mathrm { NH } _ { 3 } ( \mathrm { g } ) \quad \Delta H = - 92\ \mathrm { kJ } } \ { \mathrm { mol } ^ { - 1 } } \end{array}

با توجه به اینکه این واکنش گرماده است، تولید حرارت خواهیم داشت:

گرما + N2(g)+3H2(g)2NH3(g)N _ 2 ( g ) + 3 H _ 2 ( g) \leftrightharpoons 2 N H _ 3 ( g )

اگر دما افزایش پیدا کند،‌ این گرما در سمت راست واکنش ظاهر می‌شود و سیستم با مصرف این گرما،‌ سعی در پیشرفت واکنش به طرف چپ خواهد داشت که در نتیجه به تولید کمتر آمونیاک منجر می‌شود. اگر این واکنش در دمای کمتری انجام شود، آمونیاک بیشتری به تولید می‌رسد اما همین کاهش دما موجب کاهش سرعت واکنش نیز خواهد بود، بنابراین در عمل، این دما باید به یک میزان بهینه تنظیم شود تا تولید آمونیاک در مدت زمان مشخص، مقدار مناسبی داشته باشد. این فرآیند و مقادیر بهینه آن به خوبی توسط فرآیند هابر توصیف شده‌اند.

واکنش برگشت‌پذیر زیر را در نظر بگیرید:

N2O4(g)2NO2(g)N _ 2 O _ 4 (g) \rightleftharpoons2 N O _ 2 (g)

این واکنش گرماگیر است و در نتیجه محل تعادل با تغییر دما عوض می‌شود. زمانی که به سیستم حرارت می‌دهیم و دما افزایش پیدا می‌کند، واکنش به سمت راست پیش‌روی می‌کند و ظرف آزمایش در تصویر زیر، به دلیل افزایش میزان NO2N O _ 2 به رنگ قرمز قهوه‌ای تغییر پیدا می‌کند. زمانی که با کاهش دما،‌ گرما از سیستم حذف شود، واکنش به سمت چپ پیشروی می‌کند و رنگ ظرف کمرنگ‌تر و در نهایت بی‌رنگ می‌شود.

اصل لوشاتلیه

در واکنش‌های گرماده، افزایش دما موجب کاهش ثابت تعادل خواهد بود و در مقابل، با افزایش دما در واکنش‌های گرماگیر میزان ثابت تعادل (KK تعادل) افزایش می‌یابد. به منظور بکارگیری اصل لوشاتلیه در تغییرات غلظت و فشار، باید میزان KK را عددی ثابت در نظر گرفت. البته اثر تغییر دما بر تعادل، موجب تغییر مقدار KK خواهد بود که وابستگی KK به دما را با ΔH\Delta H نشان می‌دهند. لازم به ذکر است که مباحث نظری در این خصوص توسط «معادله وانت هوف» (Van't Hoff) بیان می‌شوند.

اثر تغییر فشار

غلظت‌های تعادلی واکنش‌دهنده‌ها و فرآورده‌ها به طور مستقیم به فشار کلی سیستم وابسته نیستند بلکه به فشارهای جزئی واکنش‌دهنده‌ها و فرآورده‌ها وابسته‌اند؛ اما اگر تعداد مول واکنش‌دهنده‌های گازی با تعداد مول فرآورده‌های گازی برابر باشند، فشار تاثیری بر تعادل واکنش نخواهد داشت.

اگر فشار کلی سیستم را به کمک اضافه کردن یک گاز خنثی (گاز نجیب) در حجم ثابت افزایش دهیم، تاثیری بر غلظت‌های تعادلی نخواهد داشت اما اگر تغییر فشار به کمک تغییر حجم سیستم انجام شود، این کار موجب تغییر در فشارهای جزئی واکنش‌دهنده‌ها و فرآورده‌ها خواهد بود که بر غلظت‌های تعادلی تاثیرگذار است.

اثر تغییر حجم

همانطور که در بالا ذکر شد، تغییر حجم موجب تغییر فشارهای جزئی و به تبع آن تغییر در غلظت‌های تعادلی می‌شود. با افزایش فشار که به سبب کاهش حجم ایجاد شده است، تعادل به سمتی پیشروی می‌کند که تعداد مول‌های کمتری داشته باشیم. در مقابل، با افزایش حجم، سیستم کاهش فشار را تجربه خواهد کرد و پیشروی آن به سمتی خواهد بود که تعداد مول در آن بیشتر است. اگر تعداد مول‌های گاز در هر طرف واکنش یکسان باشند، تغییر فشار، اثری بر تعادل نخواهد داشت.

بار دیگر می‌توان واکنش تولید آمونیاک از نیتروژن و هیدروژن را در نظر گرفت:

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)\begin{array} { l } { \mathrm { N } _ { 2 } ( \mathrm { g } ) + 3 \mathrm { H } _ { 2 } ( \mathrm { g } ) \rightleftharpoons 2 \mathrm { NH } _ { 3 } ( \mathrm { g } ) \quad } \end{array}

با دقت در این معادله درمی‌یابیم که تعداد مول‌های گازی در طرف راست و چپ معادله یکسان نیستند. زمانی که حجم سیستم تغییر می‌کند، فشارهای جزئی نیز تغییر می‌کنند. با افزایش حجم و به تبع آن کاهش فشار، تعادل به سمت چپ پیشروی می‌کند چراکه در این سمت از واکنش تعداد مول گازی بیشتری داریم.

سیستم برای مقابله با کاهش فشارهای جزئی مولکول‌های گاز به سمتی از واکنش پیش خواهد رفت که فشار در آن بیشتر است. به طور مشابه اگر فشار سیستم به کمک کاهش حجم افزایش پیدا کند، تعادل برای مقابله با این افزایش فشار به سمت راست که تعداد مول‌های کمتری داریم حرکت خواهد کرد. لازم به ذکر است که اگر به دلیل وجود تعداد مول‌های گازی بیشتر در سمت واکنش‌دهنده‌ها، افزایش حجم داشته باشیم،‌ تغییر تعادل محسوس‌تر خواهد بود چراکه این تغییر، خود را در مخرج فرمول ثابت تعادل نشان می‌دهد.

اصل لوشاتلیه

تاثیر اضافه کردن گاز نجیب

یک گاز نجیب مانند هلیوم، با دیگر عناصر یا ترکیبات واکنش نمی‌دهد. اضافه کردن یک گاز نجیب به سیستم تعادلی گازی با حجم ثابت، تغییری در جابجایی تعادل صورت نمی‌دهد چراکه در هر دو طرف واکنش حضور دارد. به طور مثال در واکنش زیر، AA و BB با CC و DD واکنش می‌دهند اما XX در واکنش شرکت نمی‌کند.

aA+bB+xXcC+dD+xXa \mathrm { A } + b \mathrm { B } + x \mathrm { X } \rightleftharpoons c \mathrm { C } + d \mathrm { D } + x \mathrm { X }

البته فشار کلی سیستم افزایش می‌یابد اما این افزایش فشار تاثیری بر ثابت تعادل نخواهد داشت بلکه این تغییر فشارهای جزئی است که به تغییر تعادل می‌انجامد.

تاثیر کاتالیزور

یک کاتالیزور موجب افزایش سرعت واکنش می‌شود اما خود در واکنش شرکت نمی‌کند. کاتالیزور تاثیری بر محل تعادل واکنش ندارد چراکه افزایش سرعت در هر دو طرف واکنش به یک میزان انجام می شود. به طور مثال در واکنش تولید آمونیاک، آهن و مولیبدن به عنوان کاتالیزور استفاده می‌شوند اما تاثیری بر حالت تعادل واکنش ندارند.

اگر این مطلب برای شما مفید بوده‌ است،‌ آموزش‌های زیر نیز به شما پیشنهاد می‌شوند:

^^

بر اساس رای ۴۴ نفر
آیا این مطلب برای شما مفید بود؟
اگر بازخوردی درباره این مطلب دارید یا پرسشی دارید که بدون پاسخ مانده است، آن را از طریق بخش نظرات مطرح کنید.
منابع:
Wikipedia
۳ دیدگاه برای «اصل لوشاتلیه — به زبان ساده»

ممنون عالی

سلام ممنون بابت اموزش کاش مثال هم حل میکردی … دنبال مثال عددی هستم

خیلی خوب توضیح دادید ، متشکر از شما

نظر شما چیست؟

نشانی ایمیل شما منتشر نخواهد شد. بخش‌های موردنیاز علامت‌گذاری شده‌اند *