مبدأ Le Chatelier في الكيمياء

مبدأ Le Chatelier هو مبدأ تطبيق الإجهاد على نظام كيميائي في حالة توازن، سوف يتحول التوازن لتخفيف التوتر. بمعنى آخر ، يمكن استخدامه للتنبؤ باتجاه a تفاعل كيميائي استجابة لتغير في ظروف درجة الحرارة, تركيز, الصوتأو الضغط. بينما يمكن استخدام مبدأ Le Chatelier للتنبؤ بالاستجابة لتغير التوازن ، إلا أنه لا يفسر (على المستوى الجزيئي) ، لماذا ا يستجيب النظام كما يفعل.

الوجبات السريعة الرئيسية: مبدأ Le Chatelier

تم تسمية مبدأ هنري لويس لو شاتيلير. اقترح لو شاتييه وكارل فرديناند براون بشكل مستقل هذا المبدأ ، والذي يعرف أيضًا باسم مبدأ شاتيليير أو قانون التوازن. يجوز ذكر القانون:

عندما يتعرض نظام في حالة توازن إلى تغير في درجة الحرارة أو الحجم أو التركيز أو الضغط ، النظام يعدل لمواجهة تأثير التغيير جزئيا ، مما أدى إلى جديد حالة توازن.

في حين أن المعادلات الكيميائية تُكتب عادةً مع المواد المتفاعلة على اليسار ، وسهم يشير من اليسار إلى اليمين ، ومنتجات على اليمين ، فإن الواقع هو أن التفاعل الكيميائي في حالة توازن. بمعنى آخر ، قد يستمر رد الفعل في الاتجاهين الأمامي والخلفي أو يكون قابلاً للعكس. في حالة التوازن ، تحدث ردود الفعل الأمامية والخلفية. يمكن للمرء المضي قدما بسرعة أكبر بكثير من الآخر.

بالإضافة إلى الكيمياء ، ينطبق المبدأ أيضًا ، بأشكال مختلفة قليلاً ، على مجالات الصيدلة والاقتصاد.

تركيز: زيادة في كمية المتفاعلات (تركيزهم) سيحول التوازن لإنتاج المزيد من المنتجات (المنتج المفضل). تؤدي زيادة عدد المنتجات إلى تحويل التفاعل إلى تكوين المزيد من المواد المتفاعلة (مفضلة التفاعل). انخفاض المتفاعلات تفضل المتفاعلات. انخفاض المنتج تفضل المنتجات.

درجة الحرارة: يمكن إضافة درجة الحرارة إلى نظام إما خارجيًا أو كنتيجة للتفاعل الكيميائي. إذا كان التفاعل الكيميائي طارد للحرارة (Δح سالب أو يتم إطلاق الحرارة) ، تعتبر الحرارة نتاج رد الفعل. إذا كان رد الفعل ماص للحرارة (Δح هو إيجابي أو تمتص الحرارة) ، تعتبر الحرارة مادة متفاعلة. لذلك ، يمكن اعتبار الزيادة أو النقص في درجة الحرارة مثل زيادة أو تقليل تركيز المواد المتفاعلة أو المنتجات. في درجة الحرارة تزداد ، تزداد حرارة النظام ، مما يؤدي إلى تحول التوازن إلى اليسار (المتفاعلات). إذا انخفضت درجة الحرارة ، ينتقل التوازن إلى اليمين (المنتجات). بمعنى آخر ، يعوض النظام عن انخفاض درجة الحرارة عن طريق تفضيل التفاعل الذي يولد الحرارة.

الضغط / حجم: يمكن أن يتغير الضغط والحجم إذا كان واحد أو أكثر من المشاركين في تفاعل كيميائي غازًا. تغيير الضغط الجزئي أو حجم الغاز يعمل بنفس تغيير تركيزه. إذا زاد حجم الغاز ، ينخفض ​​الضغط (والعكس صحيح). إذا زاد الضغط أو الحجم ، يتحول التفاعل نحو الجانب مع انخفاض الضغط. إذا زاد الضغط أو انخفض الحجم ، ينتقل التوازن نحو جانب الضغط العالي للمعادلة. لاحظ ، مع ذلك ، أن إضافة غاز خامل (مثل الأرجون أو النيون) يزيد من الضغط الكلي لل النظام ، ومع ذلك لا يغير الضغط الجزئي للمواد المتفاعلة أو المنتجات ، لذلك لا تحول التوازن يحدث.

• أتكينز ، بي. (1993). عناصر الكيمياء الفيزيائية (3rd ed.). مطبعة جامعة أكسفورد.
• إيفانز ، دي جي ؛ سيرليس ، دي جي ؛ ميتاج ، إ. (2001) ، "نظرية التقلب لأنظمة هاملتون - مبدأ لو شاتيلر". مراجعة البدنية ه, 63, 051105(4).
• لو شاتيليه ، ح. Boudouard O. (1898) ، "حدود القابلية للاشتعال من الخلطات الغازية." نشرة سوسيتيه Chimique دي فرنسا (باريس) ، ق. 19 ، ص. 483–488.
• مونستر ، أ. (1970). الديناميكا الحرارية الكلاسيكية (ترجمت من قبل هاسبرشت E.S.). وايلي بين الفكر. لندن. ISBN 0-471-62430-6.
• صامويلسون ، بول أ. (1947 ، الطبعة الموسعة. 1983). أسس التحليل الاقتصادي. مطبعة جامعة هارفارد. ISBN 0-674-31301-1.