مبدأ لو شاتيليه

الموسوعة الحرة

في الكيمياء ، يُعرف مبدأ لو شاتيليه (يُنطق في المملكة المتحدة : / ləʃæˈtɛljeɪ / أو في الولايات المتحدة : / ˈʃɑːtəljeɪ / ) [ 1 ] بأنه مبدأ يُستخدم للتنبؤ بتأثير تغير الظروف على التوازن الكيميائي . [ 2 ] ومن الأسماء الأخرى له: مبدأ شاتيليه ، ومبدأ براون - لو شاتيليه ، ومبدأ لو شاتيليه- براون ، أو قانون التوازن .

يُنسب هذا المبدأ إلى الكيميائي الفرنسي هنري لويس لو شاتيليه ، الذي صاغه عام 1884 بتوسيع نطاق الاستدلال من علاقة فان هوف حول كيفية تغيير تغيرات درجة الحرارة للتوازن ليشمل تغيرات الضغط وما يُسمى الآن بالجهد الكيميائي ، [ 3 ] [ 4 ] ويُنسب أحيانًا أيضًا إلى كارل فرديناند براون ، الذي اكتشفه بشكل مستقل عام 1887. [ 1 ] [ 5 ] ويمكن تعريفه على النحو التالي:

إذا اختل توازن النظام بسبب تغير في واحد أو أكثر من العوامل المحددة (مثل درجة الحرارة أو الضغط أو التركيز)، فإن النظام يميل إلى تعديل نفسه إلى توازن جديد عن طريق مقاومة تأثير التغيير قدر الإمكان.

— مبدأ لو شاتيليه، قاموس ميريام-ويبستر [ 6 ]

في السيناريوهات الخارجة عن التوازن الديناميكي الحراري ، يمكن أن تنشأ ظواهر تتعارض مع بيان عام للغاية لمبدأ لو شاتيليه.

يُشار أحيانًا إلى مبدأ لو شاتيليه في مناقشات مواضيع أخرى غير الديناميكا الحرارية.

بيان الديناميكا الحرارية

يحلل مبدأ لو شاتيليه براون السلوك النوعي لنظام ديناميكي حراري عندما يتغير أحد متغيرات حالته التي يتم التحكم فيها خارجيًا، على سبيل المثالل،{\displaystyle L,}التغييرات بمقدارΔل،{\displaystyle \Delta L,}التغيير "المحرك"، الذي يُحدث تغييرًادلتاأنام،{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }M,}«استجابة الاهتمام الرئيسي»، في متغير الحالة المترافقةم،{\displaystyle M,}مع بقاء جميع متغيرات الحالة الأخرى الخاضعة للتحكم الخارجي ثابتة. يوضح هذا الاستجابة مفهوم "الاعتدال" بطرق واضحة في حالتي توازن ديناميكي حراري مرتبطتين. وكجزء ضروري من هذا السيناريو، يوجد متغير حالة "معتدِل" مساعد محدد.X{\displaystyle X}، مع متغير الحالة المترافقY.{\displaystyle Y.}لكي يكون هذا الأمر ذا أهمية، فإن المتغير "المعدِّل"X{\displaystyle X}يجب أن يخضع للتغييرΔX≠0{\displaystyle \Delta X\neq 0}أودلتاX≠0{\displaystyle \delta X\neq 0}في جزء من البروتوكول التجريبي؛ ويمكن أن يكون ذلك إما عن طريق فرض تغييرΔY{\displaystyle \Delta Y}أو مع حيازةY{\displaystyle Y}ثابت، مكتوبدلتاY=0.{\displaystyle \delta Y=0.}لكي يصح المبدأ بشكل عام،X{\displaystyle X}يجب أن يكون واسع النطاق أو مكثفًا وفقًا لذلكم{\displaystyle M}هذا صحيح. ولإضفاء معنى مادي على هذا السيناريو، يجب أن يخضع المتغير "المحرك" والمتغير "المعدل" لضوابط وقياسات تجريبية مستقلة ومنفصلة .

بيان صريح

يمكن صياغة المبدأ بطريقتين مختلفتين شكليًا ولكنهما متكافئتان جوهريًا، بل ومتبادلتان بمعنى ما. توضح هاتان الطريقتان علاقات ماكسويل ، واستقرار التوازن الديناميكي الحراري وفقًا للقانون الثاني للديناميكا الحرارية ، والذي يتجلى في انتشار الطاقة بين متغيرات حالة النظام استجابةً لتغيير مفروض.

تختلف الطريقتان في البروتوكولات التجريبية الخاصة بهما. ويشتركان في بروتوكول فهرسة (يُشار إليه بـPأنا)،{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {i} })،}والذي يمكن وصفه بأنه "تغيير السائق، مع السماح بالتعديل". إلى جانب تغيير السائقΔل،{\displaystyle \Delta L,}يفرض ذلك ثباتًاY،{\displaystyle Y,}معدلتاأناY=0،{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }Y=0,}ويسمح باستجابة متغيرة "معتدلة" غير خاضعة للتحكمدلتاأناX،{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }X,}بالإضافة إلى استجابة "المؤشر" ذات الأهميةدلتاأنام.{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }M.}

تختلف طريقتان الصياغة في بروتوكولات المقارنة الخاصة بكل منهما . يفترض أحد أشكال بروتوكولات المقارنة "تغيير السائق، لا إشراف" (يشار إليه بـPن).{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {n} }).}أما الشكل الآخر للبروتوكول المقارن فيفترض "سائق ثابت، ووساطة مفروضة" (يشار إليه بـPو.{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {f} }.})

تغيير "السائق" الإجباري، أو "الإشراف" الحر أو الثابت.

هذه الطريقة للمقارنةPأنا{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {i} }}معPن،{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {n} },}لمقارنة آثار التغيير المفروضΔل{\displaystyle \Delta L}مع الإشراف وبدونه. البروتوكولPن{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {n} }}يمنع "الاعتدال" من خلال فرض ذلكΔX=0{\displaystyle \Delta X=0}من خلال التعديلΔY،{\displaystyle \Delta Y,}ويلاحظ استجابة "انعدام الاعتدال".Δم.{\displaystyle \Delta M.} بشرط أن تكون الاستجابة الملاحظة هي بالفعل ذلكدلتاأناX≠0،{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }X\neq 0,}ثم ينص المبدأ على أن|دلتاأنام|<|Δم|{\displaystyle |\delta _{\mathrm {i} }M|<|\Delta M|}.

بمعنى آخر، التغيير في متغير الحالة "المعدل"X{\displaystyle X}يخفف من تأثير التغيير في القيادةل{\displaystyle L}على المتغير المترافق المستجيبم.{\displaystyle M.}[ 7 ] [ 8 ]

تم تغيير أو تثبيت "السائق" قسراً، و"التعديل" حر أو قسرياً على التوالي.

تستخدم هذه الطريقة أيضاً بروتوكولين تجريبيين،Pأنا{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {i} }}وPو{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {f} }}، لمقارنة تأثير المؤشردلتاأنام{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }M}مع التأثيردلتاوم{\displaystyle \delta _{\mathrm {f} }M}من "الاعتدال" وحده. بروتوكول المؤشرPأنا{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {i} }}يتم تنفيذه أولاً؛ استجابة ذات أهمية رئيسية،دلتاأنام،{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }M,}تتم الملاحظة، والاستجابةΔX{\displaystyle \Delta X}يتم أيضًا قياس المتغير "المعدِّل". وبناءً على هذه المعرفة، يتم تطبيق بروتوكول التعديل المفروض على العامل الثابت.Pو{\displaystyle {\mathcal {P}} _ {\mathrm {f} }}يفرض ذلكΔل=0،{\displaystyle \Delta L=0,}مع المتغير المحركل{\displaystyle L}تم تثبيته؛ وكذلك البروتوكول، من خلال التعديلΔوY،{\displaystyle \Delta _{\mathrm {f} }Y,}يفرض تغييراًΔX{\displaystyle \Delta X}(المستخلص من القياس السابق مباشرة) في المتغير "المعدِّل"، ويقيس التغييردلتاوم.{\displaystyle \delta _{\mathrm {f} }M.}بشرط أن يكون الرد "المعتدل" هو بالفعل ذلكΔX≠0،{\displaystyle \Delta X\neq 0,}ثم ينص المبدأ على أن علاماتدلتاأنام{\displaystyle \delta _{\mathrm {i} }M}ودلتاوم{\displaystyle \delta _{\mathrm {f} }M}هما عكس ذلك.

بمعنى آخر، التغيير في متغير الحالة "المعدل"X{\displaystyle X}يعارض تأثير التغيير في القيادةل{\displaystyle L}على المتغير المترافق المستجيبم.{\displaystyle M.}[ 9 ]

بيانات أخرى

تعتمد مدة التكيف على قوة التغذية الراجعة السلبية للصدمة الأولية . يُستخدم هذا المبدأ عادةً لوصف أنظمة التغذية الراجعة السلبية المغلقة، ولكنه ينطبق عمومًا على الأنظمة المغلقة والمعزولة ديناميكيًا حراريًا في الطبيعة، حيث يضمن القانون الثاني للديناميكا الحرارية أن عدم التوازن الناجم عن صدمة لحظية يتبعه في النهاية توازن جديد. [ 10 ]

على الرغم من أن مبدأ لو شاتيليه متجذر في التوازن الكيميائي، إلا أنه يُمكن استخدامه أيضًا في وصف الأنظمة الميكانيكية، حيث يستجيب النظام المُعرَّض للإجهاد بطريقة تُقلل أو تُخفِّف من هذا الإجهاد. علاوة على ذلك، تتم الاستجابة عادةً من خلال الآلية التي تُخفف هذا الإجهاد بسهولة. تُعدّ دبابيس القص وغيرها من الأجهزة التضحية عناصر تصميمية تحمي الأنظمة من الإجهاد المُطبَّق بطرق غير مرغوب فيها، وذلك لتخفيفه ومنع حدوث أضرار جسيمة للنظام بأكمله، وهو تطبيق هندسي عملي لمبدأ لو شاتيليه.

كيمياء

تأثير التغير في التركيز

يؤدي تغيير تركيز مادة كيميائية إلى إزاحة التوازن نحو الجانب (المتفاعلات أو النواتج) الذي يُعاكس هذا التغيير في التركيز. سيحاول النظام الكيميائي مُقاومة التغيير الذي أثّر على حالة التوازن الأصلية جزئيًا. وبالتالي، سيتغير معدل التفاعل ، ومدى التفاعل، ونسبة النواتج بما يتناسب مع تأثير هذا التغيير على النظام.

ويمكن توضيح ذلك من خلال توازن أول أكسيد الكربون (CO) وغاز الهيدروجين (H2 ) المتفاعلين لتكوين الميثانول (CH3OH ) :

CO + 2 H 2 ⇌ CH 3 OH

لنفترض أننا زدنا تركيز أول أكسيد الكربون في النظام. باستخدام مبدأ لو شاتيليه، يمكننا التنبؤ بأن تركيز الميثانول سيزداد، مما يقلل التغير الكلي في أول أكسيد الكربون. إذا أضفنا مادة كيميائية إلى التفاعل الكلي، فسيميل التفاعل نحو الجانب الذي يعارض إضافة هذه المادة. وبالمثل، فإن إزالة مادة كيميائية ستؤدي إلى "ملء الفراغ" في التفاعل، مما يميل نحو الجانب الذي انخفض فيه تركيز هذه المادة. تدعم نظرية التصادم هذه الملاحظة . فمع زيادة تركيز أول أكسيد الكربون، سيزداد معدل تصادماته الناجحة، مما يسمح بزيادة سرعة التفاعل الأمامي، وبالتالي إنتاج الناتج. حتى لو لم يكن الناتج المطلوب مفضلًا من الناحية الديناميكية الحرارية ، يمكن الحصول عليه إذا أُزيل باستمرار من المحلول .

يُستغل تأثير تغير التركيز غالبًا في التفاعلات التركيبية لتفاعلات التكثيف (أي التفاعلات التي تُنتج الماء) التي تُعد عمليات متوازنة (مثل تكوين الإستر من حمض كربوكسيلي وكحول، أو تكوين الإيمين من أمين وألدهيد). ويمكن تحقيق ذلك عن طريق عزل الماء فيزيائيًا، أو بإضافة مواد مجففة مثل كبريتات المغنيسيوم اللامائية أو المناخل الجزيئية ، أو عن طريق الإزالة المستمرة للماء بالتقطير، والذي غالبًا ما يُسهّله جهاز دين-ستارك .

تأثير تغير درجة الحرارة

التفاعل العكوس 2NO₂ ( g) ⇌ N₂O₄ (g) طارد للحرارة ، لذا يمكن تغيير موضع الاتزان بتغيير درجة الحرارة. عند إزالة الحرارة وانخفاض درجة الحرارة، ينزاح التفاعل نحو اليمين ويصبح لون الدورق عديم اللون نتيجةً لزيادة تركيز N₂O₄ . وهذا يُثبت مبدأ لوشاتيليه: ينزاح الاتزان في الاتجاه الذي يُطلق الطاقة. وعند إضافة الحرارة وارتفاع درجة الحرارة، ينزاح التفاعل نحو اليسار ويصبح لون الدورق بنيًا محمرًا نتيجةً لزيادة تركيز NO₂ ، وفقًا لمبدأ لوشاتيليه.

يمكن توضيح تأثير تغيير درجة الحرارة في حالة الاتزان من خلال: 1) اعتبار الحرارة إما متفاعلاً أو ناتجاً، و2) افتراض أن زيادة درجة الحرارة تزيد من المحتوى الحراري للنظام. عندما يكون التفاعل طارداً للحرارة (ΔH سالباً وتُطلق الطاقة)، ​​تُعتبر الحرارة ناتجاً، وعندما يكون التفاعل ماصاً للحرارة (ΔH موجباً وتُستهلك الطاقة)، ​​تُعتبر الحرارة متفاعلاً. وبالتالي، يمكن تحديد ما إذا كانت زيادة درجة الحرارة أو خفضها تُفضّل التفاعل الأمامي أو العكسي بتطبيق المبدأ نفسه المُستخدم مع تغييرات التركيز.

خذ على سبيل المثال التفاعل العكسي لغاز النيتروجين (N2 ) مع غاز الهيدروجين ( H2 ) لتكوين الأمونيا (NH3 ) :

N₂ ( g) + 3 H₂ ( g ) ⇌ 2 NH₃ ( g ) ΔH = −92 kJ mol⁻¹    

لأن هذا التفاعل طارد للحرارة، فإنه ينتج حرارة:

N₂ ( g) + 3 H₂ ( g) ⇌ 2 NH₃ ( g) + حرارة

إذا رُفعت درجة الحرارة، سيزداد المحتوى الحراري للنظام، وبالتالي سيستهلك النظام جزءًا من هذه الحرارة عن طريق إزاحة التوازن نحو اليسار، مما يُنتج كمية أقل من الأمونيا. سيزداد إنتاج الأمونيا إذا أُجري التفاعل عند درجة حرارة أقل، ولكن انخفاض درجة الحرارة يُبطئ أيضًا من سرعة العملية، لذا، عمليًا (في عملية هابر )، تُضبط درجة الحرارة عند قيمة مُناسبة تسمح بإنتاج الأمونيا بمعدل معقول وبتركيز توازن غير مُضر.

في التفاعلات الطاردة للحرارة ، تؤدي زيادة درجة الحرارة إلى انخفاض ثابت التوازن K ، بينما في التفاعلات الماصة للحرارة ، تؤدي زيادة درجة الحرارة إلى زيادة K.

يمكن فهم مبدأ لو شاتيليه، عند تطبيقه على تغيرات التركيز أو الضغط، بإعطاء قيمة ثابتة لثابت الاتزان (K) . مع ذلك، فإن تأثير درجة الحرارة على الاتزان ينطوي على تغيير في ثابت الاتزان. وتُحدد إشارة التغير في المحتوى الحراري (ΔH) اعتماد K على درجة الحرارة . ويُقدم الأساس النظري لهذا الاعتماد من خلال معادلة فان هوف .

تأثير تغير الضغط

لا تعتمد تراكيز النواتج والمتفاعلات عند الاتزان بشكل مباشر على الضغط الكلي للنظام. قد تعتمد على الضغط الجزئي للنواتج والمتفاعلات، ولكن إذا كان عدد مولات المتفاعلات الغازية مساوياً لعدد مولات النواتج الغازية، فإن الضغط لا يؤثر على الاتزان.

إن تغيير الضغط الكلي عن طريق إضافة غاز خامل عند حجم ثابت لا يؤثر على تركيزات التوازن (انظر §  تأثير إضافة غاز خامل ).

يؤدي تغيير الضغط الكلي عن طريق تغيير حجم النظام إلى تغيير الضغوط الجزئية للمنتجات والمتفاعلات ويمكن أن يؤثر على تركيزات التوازن (انظر §  تأثير التغيير في الحجم أدناه).

تأثير التغير في الحجم

يؤدي تغيير حجم النظام إلى تغيير الضغوط الجزئية للمواد المتفاعلة والناتجة، وقد يؤثر على تراكيزها عند الاتزان. فمع زيادة الضغط نتيجة انخفاض الحجم، يكون جانب الاتزان ذو عدد المولات الأقل هو الأكثر استقرارًا، [ 11 ] بينما مع انخفاض الضغط نتيجة زيادة الحجم، يكون الجانب ذو عدد المولات الأكبر هو الأكثر استقرارًا. ولا يوجد أي تأثير على التفاعل الذي يكون فيه عدد مولات الغاز متساويًا على جانبي المعادلة الكيميائية.

بالنظر إلى تفاعل غاز النيتروجين مع غاز الهيدروجين لتكوين الأمونيا:

N₂ + 3H₂ ( 4 مول) ⇌ 2NH₃ ( 2 مول ) ΔH = −92kJ/mol−1    

لاحظ عدد مولات الغاز في الطرف الأيسر وعدد مولات الغاز في الطرف الأيمن. عند تغيير حجم النظام، تتغير الضغوط الجزئية للغازات. إذا خفضنا الضغط بزيادة الحجم، سينزاح توازن التفاعل المذكور أعلاه نحو اليسار، لأن عدد مولات الغاز في جانب المتفاعلات أكبر من عددها في جانب النواتج. يحاول النظام مقاومة انخفاض الضغط الجزئي لجزيئات الغاز بالانزياح نحو الجانب الذي يمارس ضغطًا أكبر. وبالمثل، إذا رفعنا الضغط بخفض الحجم، سينزاح التوازن نحو اليمين، معاكسًا بذلك زيادة الضغط بالانزياح نحو الجانب الذي يحتوي على عدد مولات أقل من الغاز والذي يمارس ضغطًا أقل. إذا زاد الحجم لوجود عدد أكبر من مولات الغاز في جانب المتفاعلات، يكون هذا التغيير أكثر أهمية في مقام معادلة ثابت التوازن ، مما يؤدي إلى انزياح التوازن.

تأثير إضافة غاز خامل

الغاز الخامل (أو الغاز النبيل )، مثل الهيليوم ، هو غاز لا يتفاعل مع العناصر أو المركبات الأخرى. إضافة غاز خامل إلى حالة اتزان في الطور الغازي عند حجم ثابت لا تُحدث أي تغيير في معادلة الاتزان. [ 11 ] وذلك لأن إضافة غاز غير متفاعل لا تُغير معادلة الاتزان، حيث يظهر الغاز الخامل على جانبي معادلة التفاعل الكيميائي. على سبيل المثال، إذا تفاعل المركبان A وB لتكوين المركبين C وD، ولكن X لا يشارك في التفاعل:أأ+بب+xX↽--⇀جج+دد+xX{\displaystyle {\ce {{\mathit {a}}A{}+{\mathit {b}}B{}+{\mathit {x}}X<=>{\mathit {c}}C{}+{\mathit {d}}D{}+{\mathit {x}}X}}}صحيح أن الضغط الكلي للنظام يزداد، إلا أن هذا الضغط لا يؤثر على ثابت الاتزان؛ بل إن التغير في الضغوط الجزئية هو ما يُحدث انزياحًا في الاتزان. مع ذلك، إذا سُمح للحجم بالازدياد خلال العملية، فإن الضغوط الجزئية لجميع الغازات ستنخفض، مما يؤدي إلى انزياح نحو الجانب الذي يحتوي على عدد مولات أكبر من الغاز. ولن يحدث هذا الانزياح أبدًا في الجانب الذي يحتوي على عدد مولات أقل من الغاز. يُعرف هذا أيضًا باسم مسلمة لو شاتيليه.

تأثير العامل الحفاز

يزيد العامل الحفاز من سرعة التفاعل دون أن يُستهلك فيه. ولا يؤثر استخدام العامل الحفاز على موضع أو تركيب حالة الاتزان في التفاعل، لأن سرعة كل من التفاعل الأمامي والعكسي تتسارع بنفس المقدار.

على سبيل المثال، لنأخذ عملية هابر لتخليق الأمونيا (NH3 ) :

N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃

في التفاعل المذكور أعلاه، يعمل الحديد (Fe) والموليبدينوم (Mo) كعوامل محفزة إن وُجدا. فهما يُسرّعان أي تفاعل، لكنهما لا يؤثران على حالة التوازن.

بيانات عامة

عمليات التوازن الديناميكي الحراري

يشير مبدأ لو شاتيليه إلى حالات التوازن الديناميكي الحراري . وتكون هذه الحالات مستقرة في مواجهة الاضطرابات التي تستوفي معايير معينة؛ وهذا أمر أساسي لتعريف التوازن الديناميكي الحراري.

ينص على أن التغيرات في درجة الحرارة أو الضغط أو الحجم أو التركيز لنظام ما ستؤدي إلى تغيرات متوقعة ومتعاكسة في النظام من أجل تحقيق حالة توازن جديدة .

لذا، يُمكن وصف حالة التوازن الديناميكي الحراري على نحوٍ ملائم من خلال علاقة أساسية تُحدد دالة أساسية للحالة، إما من نوع الطاقة أو من نوع الإنتروبيا ، كدالة لمتغيرات الحالة المختارة لتناسب العمليات الديناميكية الحرارية التي سيتم من خلالها تطبيق الاضطراب. [ 12 ] [ 13 ] [ 14 ]

من الناحية النظرية، وفي بعض السيناريوهات العملية تقريبًا، يمكن أن يكون الجسم في حالة مستقرة مع تدفقات ومعدلات تفاعل كيميائي معدومة على المستوى العياني (على سبيل المثال، عندما لا يوجد عامل حفاز مناسب)، ولكنه ليس في حالة توازن ديناميكي حراري، لأنه شبه مستقر أو غير مستقر؛ عندئذٍ لا ينطبق مبدأ لو شاتيليه بالضرورة.

العمليات غير المتوازنة

يمكن أن يكون الجسم البسيط أو النظام الديناميكي الحراري المعقد في حالة سكون مع معدلات تدفق وتفاعل كيميائي غير صفرية؛ ويُستخدم أحيانًا مصطلح "التوازن" للإشارة إلى هذه الحالة، مع أنها ليست، بحسب التعريف، حالة توازن ديناميكي حراري. يُقترح أحيانًا النظر في مبدأ لو شاتيليه لمثل هذه الحالات. يتطلب هذا التطبيق مراعاة معدلات التدفق والتفاعل الكيميائي، وهي معدلات لا توفرها الديناميكا الحرارية للتوازن. بالنسبة لهذه الحالات، لا توجد عبارات بسيطة تُطابق مبدأ لو شاتيليه. يُبين بريغوجين وديفاي أن هذا السيناريو قد يُظهر اعتدالًا، أو قد يُظهر قدرًا مُقاسًا من الاعتدال المُضاد، ولكنه ليس اعتدالًا مُضادًا مُفرطًا يصل إلى حد الاكتمال. المثال الذي حلله بريغوجين وديفاي هو عملية هابر . [ 15 ]

يتضح هذا الوضع من خلال النظر في طريقتين أساسيتين لتحليل العملية . الأولى هي طريقة جيبس ​​الكلاسيكية ، والأخرى تستخدم طريقة التوازن شبه الموضعي أو المحلي لدي دوندر . [ 16 ] تتطلب طريقة جيبس ​​وجود توازن ديناميكي حراري. وتُعد هذه الطريقة موثوقة ضمن نطاقها الصحيح، أي التوازن الديناميكي الحراري، مع أنها لا تشمل حالات عدم التوازن. أما طريقة دي دوندر، فتغطي حالات التوازن، بالإضافة إلى حالات عدم التوازن التي لا يوجد فيها سوى توازن ديناميكي حراري موضعي ، وليس توازنًا ديناميكيًا حراريًا حقيقيًا. تسمح طريقة دي دوندر بأن تكون متغيرات الحالة، التي تُسمى مدى التفاعل، متغيرات مستقلة، بينما في طريقة جيبس، لا تكون هذه المتغيرات مستقلة. قد تتعارض حالات عدم التوازن الديناميكي الحراري مع الصيغة العامة لمبدأ لو شاتيليه.

من الشائع التعامل مع هذا المبدأ باعتباره ملاحظة أكثر عمومية للأنظمة ، [ 17 ] مثل

"عندما يتعرض نظام مستقر للاضطراب، فإنه سيتكيف لتقليل التغيير الذي طرأ عليه."

أو بعبارة أخرى: [ 17 ]

أي تغيير في الوضع الراهن يستدعي رد فعل معاكس في النظام المستجيب.

يُعرف مفهوم الحفاظ المنهجي على حالة مستقرة ثابتة رغم الاضطرابات بأسماء متعددة، وقد دُرِسَ في سياقات متنوعة، لا سيما في العلوم الطبيعية . ففي الكيمياء، يُستخدم هذا المبدأ للتحكم في نواتج التفاعلات العكوسة ، غالبًا لزيادة مردودها . وفي علم الأدوية ، قد يؤدي ارتباط الليجاندات بالمستقبلات إلى تغيير التوازن وفقًا لمبدأ لو شاتيليه، مما يفسر الظواهر المتنوعة لتنشيط المستقبلات وإزالة حساسيتها. [ 18 ] أما في علم الأحياء ، فيختلف مفهوم التوازن الداخلي عن مبدأ لو شاتيليه، إذ يُحافظ على التوازن الداخلي عمومًا من خلال عمليات ذات طابع نشط، على عكس الطابع السلبي أو التبديدي للعمليات التي يصفها مبدأ لو شاتيليه في الديناميكا الحرارية. وفي علم الاقتصاد ، وهو أبعد ما يكون عن الديناميكا الحرارية، يُنظر أحيانًا إلى الإشارة إلى هذا المبدأ على أنها تُساعد في تفسير توازن الأسعار في الأنظمة الاقتصادية الكفؤة. في بعض الأنظمة الديناميكية ، لا يمكن تحديد الحالة النهائية من الصدمة أو الاضطراب.

الاقتصاد

في علم الاقتصاد، قدم الاقتصادي الأمريكي بول سامويلسون في عام 1947 مفهومًا مشابهًا سُمي أيضًا باسم لو شاتيليه. ينص مبدأ لو شاتيليه المعمم على شرط أقصى للتوازن الاقتصادي : عندما تكون جميع متغيرات الدالة مستقلة، فإن القيود الإضافية - التي تُبقي التوازن الأولي دون تغيير - تُقلل من الاستجابة لتغير المعلمات. وبالتالي، يُفترض أن تكون مرونة الطلب على عوامل الإنتاج ومرونة عرض السلع أقل في المدى القصير منها في المدى الطويل بسبب قيد التكلفة الثابتة في المدى القصير. [ 19 ]

بما أن تغير قيمة دالة الهدف في جوار الموضع الأقصى موصوف بنظرية الغلاف ، فإنه يمكن إثبات أن مبدأ لو شاتيليه هو نتيجة منطقية لها. [ 20 ]

انظر أيضاً

مراجع

  1. 1 2 هيلمنستين، آن ماري (2020). "تعريف مبدأ لو شاتيليه" . ThoughtCo . مؤرشف من الأصل بتاريخ 20 أبريل 2021. تم الاطلاع عليه بتاريخ 9 مارس 2022 .
  2. ↑ بول، ديفيد دبليو؛ كي، جيسي أ. (16-09-2014). "تحولات التوازن: مبدأ لو شاتيليه" . الكيمياء التمهيدية - الطبعة الكندية الأولى . فيكتوريا، كولومبيا البريطانية: BCcampus: OpenEd. ISBN 978-1-77420-003-2– عبر موقع opentextbc.ca.{{cite book}}: CS1 maint: publisher location ( link )
  3. ↑ ماندر، بيتر (2016-09-01). "مبدأ لو شاتيليه" . كارنوسايكل . تم الاسترجاع في 29-09-2024 .
  4. ^ fr:s:Page:Comptes rendus hebdomadaires des Séances de l'Académie des Sciences، المجلد 099، 1884.djvu/786
  5. ↑ خيلوفا، م.؛ شترونك، م. (1995-01-01). "هل مبدأ لو شاتيليه براون صالح بشكل عام في الديناميكا الحرارية الخطية غير المتوازنة؟" . مجلة الديناميكا الحرارية غير المتوازنة . 20 (1): 19-38 . Bibcode : 1995JNET...20...19K . doi : 10.1515/jnet.1995.20.1.19 . ISSN 1437-4358 . 
  6. ↑ "التعريف الطبي لمبدأ لو شاتيليه " . www.merriam-webster.com
  7. ↑ مونستر، أ. (1970)، ص 173-176.
  8. ↑ بايلين، م. (1994)، ص 312-318.
  9. ↑ بايلين، م. (1994)، ص. 313.
  10. ↑ كاي، جيه جيه (فبراير 2000) [1999]. "تطبيق القانون الثاني للديناميكا الحرارية ومبدأ لو شاتيليه على النظام البيئي النامي". في مولر، ف. (محرر). دليل نظريات وإدارة النظم البيئية . النمذجة البيئية والإيكولوجية (الرياضية). مطبعة سي آر سي. رقم ISBN 978-1-56670-253-9عندما تبتعد الأنظمة عن حالة التوازن، فإنها ستستخدم جميع السبل المتاحة لمواجهة التدرجات المطبقة ... مبدأ لو شاتيليه هو مثال على هذا المبدأ الساعي إلى التوازن.للاطلاع على التفاصيل الكاملة، انظر: النظم البيئية كنظم مفتوحة هرمية ذاتية التنظيم: السرديات والقانون الثاني للديناميكا الحرارية ، 2000، ص 5، CiteSeerX 10.1.1.11.856  
  11. 1 2 أتكينز 1993 ، ص. 114 . 
  12. ↑ مونستر، أ. (1970)، ص 173-174.
  13. ↑ كالين، إتش بي (1960/1985)، الفصل 8، الصفحات 203-214.
  14. ↑ بايلين، م. (1994)، الفصل 8، الجزء أ، ص 312-319.
  15. ^ بريجوجين، I.، ديفاي، ر. (1950/1954)، ص 268-269.
  16. ^ فيشتيك، آي. ناجيبال، أنا. جوتمان، (1995). آي جي كيم. شركة نفط الجنوب. فاراداي ترانس. 91 :259-267.
  17. 1 2 غال، جون (2002). كتاب الأنظمة المقدس ( الطبعة الثالثة). ووكر، مينيسوتا: مطبعة الأنظمة العامة. ISBN  9780961825171النظام دائماً ما يرد الصاع صاعين .
  18. ↑ "الأساس البيوفيزيائي للتمثيلات البيانية" . مؤرشف من الأصل بتاريخ 23 يناير 2009. تم الاطلاع عليه بتاريخ 4 مايو 2009 .
  19. ↑ سامويلسون، بول أ. (1983).
  20. ↑ سيلبربرغ، يوجين (1971). "مبدأ لو شاتيليه كنتيجة لنظرية الغلاف المعممة". مجلة النظرية الاقتصادية . 3 (2): 146-155 . doi : 10.1016/0022-0531(71)90012-3 .

قائمة المراجع المذكورة

  • أتكينز، بي دبليو (1993). عناصر الكيمياء الفيزيائية (  الطبعة الثالثة). مطبعة جامعة أكسفورد.
  • بايلين، م. (1994). مسح للديناميكا الحرارية ، مطبعة المعهد الأمريكي للفيزياء، نيويورك، ISBN 0-88318-797-3.
  • كالين، إتش بي (1960/1985). الديناميكا الحرارية ومقدمة في الإحصاء الحراري ، (الطبعة الأولى 1960) الطبعة الثانية 1985، وايلي، نيويورك، رقم ISBN 0-471-86256-8.
  • مونستر، أ. (1970)، الديناميكا الحرارية الكلاسيكية ، ترجمة إي إس هالبرشتات، وايلي-إنترساينس، لندن، رقم ISBN 0-471-62430-6.
  • بريغوجين، آي.، ديفاي، آر. (1950/1954). الديناميكا الحرارية الكيميائية ، ترجمة دي إتش إيفريت، لونغمانز، غرين وشركاه، لندن.
  • سامويلسون، بول أ. (1983). أسس التحليل الاقتصادي . مطبعة جامعة هارفارد. ISBN 0-674-31301-1.