لی شاتیلیے کا اصول: یہ پیش گوئی کہ توازن تبدیلی پر کیسے ردعمل دیتے ہیں

خلل Q یا K کو بدلتا ہے، اور نظام توازن بحال کرتا ہے

توازن پر تعاملی حاصل قسمت Q توازنی مستقل K کے برابر ہوتا ہے۔ کوئی خلل، جسے اکثر اسٹریس کہا جاتا ہے، اس برابری کو دو میں سے ایک طریقے سے توڑتا ہے۔ کوئی نوع شامل کرنا یا نکالنا، یا گیسی آمیزے کا حجم بدلنا، Q کو بدلتا ہے جبکہ K وہی رہتا ہے۔ درجۂ حرارت بدلنا خود K کو بدلتا ہے۔ دونوں صورتوں میں نظام پھر اس وقت تک تعامل کرتا ہے جب تک Q دوبارہ K کے برابر نہ ہو جائے۔

اگر اب Q کی قدر K سے کم ہو تو تعامل آگے، حاصلات کی طرف، چلتا ہے۔ اگر اب Q کی قدر K سے زیادہ ہو تو یہ الٹی سمت چلتا ہے۔ اس انداز میں سوچنا رٹے ہوئے نعروں سے زیادہ قابلِ اعتماد ہے، کیونکہ یہ یہ بھی بتاتا ہے کہ کب بالکل کوئی سرکاؤ نہیں ہوتا۔

لفظ جزوی اہم ہے۔ نظام تبدیلی کو کبھی پوری طرح ختم نہیں کرتا۔ اگر آپ کوئی متعامل شامل کریں تو نئے توازن پر اس کا ارتکاز پھر بھی اس سے زیادہ ہوتا ہے جتنا اسے شامل کرنے سے پہلے تھا۔

کوئی نوع شامل کرنا یا نکالنا

متعامل شامل کرنا یا حاصل نکالنا Q کو K سے نیچے لے آتا ہے، اس لیے تعامل حاصلات کی طرف سرکتا ہے۔ حاصل شامل کرنا یا متعامل نکالنا Q کو K سے اوپر لے جاتا ہے، اس لیے تعامل متعاملات کی طرف سرکتا ہے۔ صنعتی اور تجربہ گاہی عمل اسے مسلسل استعمال کرتے ہیں۔ طیران پذیر حاصل کو کشید کر کے الگ کرنا، گیس کو نکل جانے دینا، یا حاصل کو رسوب بنانا Q کو K سے نیچے رکھتا ہے اور تعامل کو اس سے آگے لے جاتا ہے جتنا صرف اس کا K اجازت دیتا۔

خالص ٹھوس یا خالص مائع کی مزید مقدار شامل کرنا توازن کو نہیں سرکاتا۔ یہ مادے Q میں نہیں آتے، اس لیے Q نہیں بدلتا۔ CaO(s) اور CO₂(g) کے ساتھ توازن میں موجود بند برتن میں مزید CaCO₃(s) ڈالنے سے CO₂ کا دباؤ نہیں بدلتا۔

حل شدہ مثال: ہائیڈروجن آیوڈائیڈ کے توازن میں اضافی ہائیڈروجن

OpenStax کا حصہ 13.3 400 °C پر H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g) کے لیے Kc = 50.0 دیتا ہے۔ فرض کریں کہ اس درجۂ حرارت پر ایک توازنی آمیزے میں [H₂] = [I₂] = 0.0150 mol/L ہے۔ تب [HI] = √(50.0 × 0.0150 × 0.0150) = 0.106 mol/L۔

اب H₂ داخل کی جاتی ہے، یوں کہ کسی تعامل سے پہلے [H₂] اچھل کر 0.0450 mol/L ہو جاتا ہے۔ Q = (0.106)² / (0.0450 × 0.0150) = 16.7۔ یہ 50.0 سے کم ہے، اس لیے تعامل آگے سرکتا ہے اور شامل کی گئی H₂ کا کچھ حصہ استعمال کر لیتا ہے۔

یہ معلوم کرنے کے لیے کہ یہ کتنا سرکتا ہے، فرض کریں کہ H₂ کے x mol/L تعامل کرتے ہیں۔ تب [H₂] = 0.0450 − x، [I₂] = 0.0150 − x اور [HI] = 0.106 + 2x۔ (0.106 + 2x)² / [(0.0450 − x)(0.0150 − x)] = 50.0 رکھ کر اور غیر راؤنڈ شدہ درمیانی قدریں رکھتے ہوئے دو درجی مساوات حل کرنے سے x = 0.00728 ملتا ہے۔ طبعی طور پر معقول جذر وہ ہے جو 0.0150 سے چھوٹا ہو، کیونکہ I₂ صفر سے نیچے نہیں جا سکتی۔ نئے توازن پر [H₂] = 0.0377، [I₂] = 0.00772 اور [HI] = 0.121 mol/L ہیں۔

نتیجے کو اصول کے مقابل پڑھیں۔ نظام نے شامل کی گئی ہائیڈروجن کا تقریباً ایک چوتھائی استعمال کیا، اس لیے [H₂] آخر میں 0.0377 mol/L رہا، جو اب بھی اصل 0.0150 سے کافی اوپر ہے۔ اسی دوران تقریباً آدھی آیوڈین HI میں بدل گئی۔ کسی مہنگے متعامل کو استعمال کرنے کے لیے سستا متعامل شامل کرنا حاصل بڑھانے کا ایک معیاری طریقہ ہے۔

گیسی آمیزے کو دبانا یا پھیلانا

گیسی آمیزے کا حجم کم کرنے سے ہر ارتکاز ایک ہی جزو سے بڑھ جاتا ہے۔ اس سے Q بدلتا ہے یا نہیں، یہ Δn پر منحصر ہے، یعنی گیسی حاصلات کے مول منفی گیسی متعاملات کے مول۔ اگر Δn منفی ہو تو دبانے سے Q کم ہوتا ہے اور تعامل کم گیسی سالموں کی طرف سرکتا ہے۔ اگر Δn مثبت ہو تو دبانے سے Q بڑھتا ہے اور تعامل متعاملات کی طرف سرکتا ہے، جو پھر وہی جانب ہے جہاں گیسی سالمے کم ہیں۔ اگر Δn صفر ہو، جیسے H₂ + I₂ ⇌ 2 HI میں، تو دبانے سے Q نہیں بدلتا اور کوئی سرکاؤ نہیں ہوتا۔

مستقل حجم پر آرگن جیسی غیر تعاملی گیس شامل کر کے کل دباؤ بڑھانے سے کچھ نہیں بدلتا۔ تعامل کرنے والی گیسوں کے جزوی دباؤ اور ارتکاز وہی رہتے ہیں، اس لیے Q برابر K رہتا ہے۔ مستقل دباؤ پر غیر فعال گیس شامل کرنا مختلف ہے: برتن کو پھیلنا پڑتا ہے، جس کا اثر حجم بڑھانے جیسا ہے۔

حل شدہ مثال: NO₂–N₂O₄ آمیزے کا حجم آدھا کرنا

25 °C پر N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g) کے لیے OpenStax کا حصہ 13.2 ایک توازنی آمیزہ بیان کرتا ہے جس میں [N₂O₄] = 0.042 mol/L اور [NO₂] = 0.016 mol/L ہیں۔ ان سے Kc = (0.016)²/0.042 = 6.1 × 10⁻³ ملتا ہے۔

مستقل درجۂ حرارت پر حجم آدھا کریں۔ دونوں ارتکاز دگنے ہو کر [N₂O₄] = 0.084 اور [NO₂] = 0.032 mol/L ہو جاتے ہیں۔ Q = (0.032)²/0.084 = 1.22 × 10⁻²، جو ٹھیک Kc کا دگنا ہے، کیونکہ NO₂ کا جزو مربع ہے۔ Q > K، اس لیے نظام N₂O₄ کی طرف سرکتا ہے، جو گیس کے دو کی بجائے ایک مول والی جانب ہے۔

فرض کریں کہ N₂O₄ کے y mol/L بنتے ہیں۔ (0.032 − 2y)²/(0.084 + y) = 6.1 × 10⁻³ حل کرنے سے y = 0.0044 ملتا ہے، اس لیے نئے توازن پر [NO₂] = 0.023 mol/L اور [N₂O₄] = 0.088 mol/L ہیں، اعداد و شمار کی طرح دو اہم ہندسوں تک۔ بھوری NO₂ دبانے سے پہلے کی نسبت زیادہ مرتکز ہے (0.023 بمقابلہ 0.016 mol/L)، اس لیے گیس زیادہ گہری دکھائی دیتی ہے، لیکن اب نائٹروجن کا کم حصہ NO₂ میں ہے: پہلے کے 16 فیصد کے مقابلے میں 12 فیصد۔

درجۂ حرارت خود K کو سرکاتا ہے

درجۂ حرارت واحد عام تبدیلی ہے جو K کی قدر بدلتی ہے۔ حرارت جذب کرنے والے تعامل (ΔH > 0) میں درجۂ حرارت بڑھنے کے ساتھ K بڑھتا ہے، اس لیے گرم کرنے سے توازن حاصلات کی طرف سرکتا ہے۔ حرارت چھوڑنے والے تعامل (ΔH < 0) میں درجۂ حرارت بڑھنے کے ساتھ K گھٹتا ہے، اس لیے گرم کرنے سے یہ متعاملات کی طرف سرکتا ہے۔ اسے یاد رکھنے کا ایک مفید طریقہ یہ ہے کہ حرارت کو حرارت جذب کرنے والے تعامل میں متعامل اور حرارت چھوڑنے والے تعامل میں حاصل سمجھیں۔

OpenStax کا حصہ 13.3 N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g) کے لیے ΔH = +57.20 kJ دیتا ہے، اس لیے آمیزے کو گرم کرنا اسے زیادہ بھورا بنا دیتا ہے۔ تبدیلی کی مقدار کا تخمینہ وانٹ ہاف مساوات سے لگایا جا سکتا ہے، ln(K₂/K₁) = −(ΔH°/R)(1/T₂ − 1/T₁)۔ یہ ΔG° = −RT ln K اور ΔG° = ΔH° − TΔS° سے نکلتی ہے، اگر ΔH° اور ΔS° تقریباً مستقل رہیں۔

حل شدہ مثال۔ 25 °C (298.15 K) سے 50 °C (323.15 K) تک ln(K₂/K₁) = −(57 200 J/mol ÷ 8.314 J mol⁻¹ K⁻¹)(1/323.15 − 1/298.15) = 1.785، اس لیے K₂/K₁ = 6.0۔ 25 °C پر Kp = Kc × RT = (6.1 × 10⁻³)(0.08206 × 298.15) = 0.15 (Δn = 1، دباؤ atm میں) سے شروع کریں تو 50 °C پر Kp تقریباً 0.9 ہے۔ 25 ڈگری کا اضافہ توازنی مستقل کو تقریباً چھ گنا بڑھا دیتا ہے۔

عمل انگیز توازن کو نہیں سرکاتا۔ یہ آگے اور الٹے تعاملات کی عاملیتی توانائی برابر کم کرتا ہے، اس لیے توازن جلد قائم ہو جاتا ہے، لیکن K اور توازنی ترکیب نہیں بدلتے۔

ہیبر–بوش امونیا: حاصل اور رفتار کے درمیان توازن

امونیا کی صنعتی تالیف، N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g)، دکھاتی ہے کہ یہ اصول حقیقی انتخاب میں کیسے رہنمائی کرتا ہے۔ OpenStax کا حصہ 13.3 ΔH = −92.2 kJ دیتا ہے۔ تعامل حرارت چھوڑنے والا ہے، اس لیے کم درجۂ حرارت بڑا K اور توازن پر زیادہ امونیا دیتا ہے۔ گیس کے چار مول دو بن جاتے ہیں، اس لیے بلند دباؤ بھی امونیا کے حق میں ہے۔

مشکل رفتار کی ہے۔ کم درجۂ حرارت پر تعامل مفید ہونے کے لیے بہت ہی سست ہے۔ OpenStax سمجھوتہ بیان کرتی ہے: تقریباً 150 سے 250 atm دباؤ، 400 سے 500 °C درجۂ حرارت اور شرح کو قابلِ عمل رکھنے کے لیے عمل انگیز، اور آمیزے سے امونیا کا مسلسل اخراج تاکہ Q کی قدر K سے نیچے رہے۔ درجۂ حرارت چھوٹے K کی قیمت پر شرح کے لیے چنا جاتا ہے، اور باقی حالات زیادہ سے زیادہ حاصل واپس دلاتے ہیں۔

لی شاتیلیے کی وہ پیش گوئیاں جو غلط ہو جاتی ہیں

جب کسی پیش گوئی پر شک ہو تو Q لکھیں، متعلقہ مقدار بدلیں، اور نئے Q کا K سے موازنہ کریں۔ یہ جانچ نیچے کی تقریباً ہر صورت کا فیصلہ کر دیتی ہے۔

• یہ کہنا کہ ارتکاز یا حجم بدلنے پر K بدلتا ہے۔ صرف درجۂ حرارت K کو بدلتا ہے۔
• Δn = 0 والے تعامل، جیسے H₂ + I₂ ⇌ 2 HI، کو دبانے کے بعد سرکاؤ کی پیش گوئی کرنا۔
• مستقل حجم پر غیر فعال گیس شامل کرنے کے بعد سرکاؤ کی پیش گوئی کرنا۔
• خالص ٹھوس یا مائع کی مزید مقدار شامل کرنے کے بعد سرکاؤ کی پیش گوئی کرنا۔
• یہ دعویٰ کرنا کہ عمل انگیز توازنی حاصل بڑھاتا ہے۔ یہ صرف توازن تک پہنچنے کی رفتار بڑھاتا ہے۔
• یہ فرض کرنا کہ نظام تبدیلی کو پوری طرح منسوخ کر دیتا ہے۔ شامل کیا گیا متعامل آخر میں اپنے اصل ارتکاز سے اوپر رہتا ہے۔
• یہ طے کرتے وقت کہ دباؤ کی تبدیلی کیسے اثر کرتی ہے، صرف گیس کے مول کی بجائے تمام مول گننا۔