مبدأ لو شاتيليه

يقوم مبدأ لو شاتيليه على مراقبة التوازن الكيميائي للتفاعلات الكيميائية، فأي تغيرٍ يطرأ على نظامٍ ما سواءً كان هذا التغير في التركيز أو الضغط أو الحرارة أو الحجم سينتج عنه تغيرات عكسية متوقعة في سبيل الوصول إلى حالة اتزانٍ كيميائيٍّ جديدة، ويُستخدم هذا المبدأ لفهم شروط التفاعلات التي تؤدي إلى تشكيل المكونات.

هنري لويس لوشاتيليه هو كيميائيٌّ فرنسيٌّ ولد في فرنسا عام 1850 وتوفي عام 1936، وأشهر ما عُرف به هو مبدأ لو شاتيليه الذي جعل توقع تأثير تغير شروط التفاعل الكيميائي كالحرارة أو الضغط أو التركيز ممكنًا، ويُعتبر هذا المبدأ قيّمًا جيدًا في مجال الكيمياء بسبب تطويره لأكثر العمليات الكيميائية فعالية.

إن أي اضطرابٍ في التوازن الكيميائي يخضع له نظامٌ ما سينتج عنه تغير في الاتجاه المعاكس لذلك الاضطراب.

يشير ذلك إلى أن أي زيادة في تركيز مادةٍ واحدة أو أكثر من المواد المتفاعلة أو نواتج التفاعل ستعكس التوازن ليقلل التركيز، وكذلك الأمر بالنسبة للحرارة، ففي حال انخفاضها مثلًا سينعكس الاتزان لرفع الحرارة إلى جهة التفاعل الناشر للحرارة.

هي حالة تصل إليها التفاعلات الكيميائية العكوسة حيث لا تطرأ أي تغيراتٍ على كميات المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل، ويحدث في التفاعل العكوس أن تعود النواتج لتتفاعل مع بعضها وتشكل النواتج المتفاعلة من جديد، وتستمر هذه التفاعلات العكوسة بمعدلاتٍ متساوية فلا يحدث أي تغيرٍ في كمية المتفاعلات، ويُعتبر التفاعل في هذه النقطة مكتملاً.

إذا ازداد تركيز مادة متفاعلة ما سيسير التوازن في الاتجاه الذي يستهلك المواد المتفاعلة، أي أن التفاعل يصبح مباشرًا في سبيل خفض تركيز المادة المتفاعلة، كما أن التفاعل المباشر سيظهر في حال انخفاض تركيز المادة الناتجة مما يؤدي إلى زيادة إنتاج النواتج.

في حال انخفاض تركيز إحدى المواد المتفاعلة سينتقل التوازن الكيميائي إلى الاتجاه المنتِج للمتفاعلات مما يزيد من تركيز المادة المتفاعلة ويكون التفاعل عكسيًّا، وكذلك الأمر في حال ازدياد تركيز مادة ناتجة في التفاعل حيث ينعكس التفاعل إلى الاتجاه الذي يستهلك المادة الناتجة.

مثال على ذلك هو تفاعل أكسيد الكبريت مع الأكسجين لإنتاج ثلاثي أكسيد الكبريت:

(2SO₂(g)+O₂(g)⇋2SO₃(g

إذا ازداد تركيز SO₂ أو O₂ فإنه:

في حال انخفاض تركيز SO₂ أو O₂:

في حال ازدياد SO₃:

في حال ازدياد الحرارة سيميل التوازن باتجاه التفاعل الذي سيخفضها، أي باتجاه التفاعل الماص للحرارة، وفي حال انخفاضها فسيتجه نحو التفاعل الناشر للحرارة، وتكون الحرارة بهذا النوع من التفاعلات ناتجًا للتفاعل.

عند ارتفاع الحرارة في التفاعل التالي مثلًا:

N2(g)+3H2(g)⇋2NH3(g)    ΔH=−92 kJkJ

سيتجه التوازن نحو التفاعل الماص للحرارة أي باتجاه التفاعل العكسي وسينخفض الناتج من الأمونيا (NH₃)، أما عند انخفاض الحرارة فسيتجه التوازن باتجاه التفاعل المباشر الناشر للحرارة مما يزيد من ناتج الأمونيا.

في حال ازدياد الضغط في تفاعل غازي سيسير التوازن في اتجاه خفضه، وسيحدث العكس في حال انخفاضه، وعلى سبيل المثال لدينا التوازن الكيميائي التالي بين النتروجين والهيدروجين:

(N₂(g)+3H₂(g)⇋2NH₃(g

حيث لكل جزيء نتروجين ثلاثة جزيئاتٍ من الهيدروجين ينتج جزيئين من غاز NH₃، وبذلك تكون النسبة أربعة جزيئاتٍ من الغاز في المواد المتفاعلة وجزيئين للغاز في النواتج، وأي زيادةٍ في الضغط سيسير التوازن باتجاه التفاعل الذي يخفض عدد جزيئات الغاز أي باتجاه التفاعل المباشر، وسيحدث العكس في حال انخفاض الضغط حيث سيسير التوازن باتجاه التفاعل العكسي.

في حال إضافة وسيط إلى تفاعلٍ كيميائيٍّ سيزداد معدل التفاعلين المباشر والعكسي، وفي حال ازدياد كلاهما سيبقى تركيز المتفاعلات والنواتج نفسه أي أن الوسيط لم يؤثر على موقع الاتزان الكيميائي، لكن الوسيط سيؤثر على سرعة الوصول للاتزان، وهو أمرٌ غايةٌ في الأهمية في مجال الصناعة لتوفير المال حيث تزداد التكلفة بازدياد الوقت الذي تستغرقه التفاعلات.