يعرّف التوازن الكيميائي بأنه الحالة التي تكون فيها سرعة التفاعل المباشر مساويةً لسرعة التفاعل ذو الإتجاه المعاكس، إضافةً لثبات تراكيز المواد المتفاعلة والناتجة لفترةٍ من الزمن، وهذا التوازن يحدث في التفاعلات العكوسة التي تتفاعل فيها المواد الناتجة منها لتعيد تشكيل المواد التي تفاعلت لتشكيلها، وفيها تبقى تراكيز المواد المتفاعلة والناتجة تتغير بشكلٍ مستمرٍ حتى تصل للتوازن.

يتمّ توازن التفاعل الكيميائي وفق آليّةٍ معينة، فهو يمثل تفاعلًا ديناميكيًّا أي أنّه عند وصوله لمرحلة التوازن لا يتوقف حدوثه في أيٍّ من الإتجاهين بل يبقى في حالة إستمراريّة بوقتٍ واحدٍ وبسرعةٍ متساوية، وكمثال على هذه الحالة التفاعل العكوس الذي يُشكل أكسيد النيتروجين من خلال غاز رباعي أكسيد ثنائي النيتروجين/ وفق المعادلة التالية:

(N2O4 (g) ⇆ 2NO2(g

عند بداية التفاعل يتواجد N2O4 في الوسط المتفاعل لوحده وبعد مدة من الزمن يتحول إلى غاز NO2 والذي يرتفع تركيزه بشكلٍ تدريجيٍّ مقابل تناقص تركيز غاز N2O4 حتى يصل كلٍّ منهما لمرحلة الثبات ويسمّى حينها تركيز التوازن، ويتمّ الوصول إلى ثابت التوازن اعتمادًا على تراكيز جميع مواد الوسط الموجودة عند التوازن والذي يُرمز له بـ( K )، ويمثل ثابت التوازن قيمةً عدديّةً تخص كلّ تفاعلٍ على حدى وفق درجة حرارةٍ معينة ويمكننا من خلاله معرفة قيمة تراكيز المواد المتفاعلة إن كانت أعلى من تراكيز المواد الناتجة أو كان الأمر بالعكس عند الوصول لحالة التوازن والثبات الكيمائي، ويمكن أيضًا بواسطة هذا الثابت التأكد من وصول التفاعل إلى حالة التوازن، وللثابت قانونٌ يتم استنتاجه من خلال التفاعل المُفترض التالي:

aA + bB ⇆ cC + dD

  • تعبر قيمتا C و D عن تراكيز المواد الناتجة مُقدرةً بواحدة مول/ الليتر.
  • كما تعبر قيمتا A و B عن تراكيز المواد المُتفاعلة مُقدرةً بواحدة المول/ الليتر.
  • ّأمّا(d ، c ، b ، a) فهي عبارة عن قيم المكافئات المولية لكل عنصرٍ في التغاعل.

ومن خلال ذلك يصبح قانون ثابت التوازن للتفاعل كما يأتي مع الإنتباه إلى أنّ الثابت لا واحدة له:

العوامل المؤثرة على التوازن في التفاعل:

تعتمد التأثيرات الحاصلة على مبدأ لوشاتيليه والتي تشمل تأثير تراكيز المواد ودرجة الحرارة لوسط التفاعل والضغط إضافةً لتغير الوسيط على سرعة التفاعل في الإتجاهين بهدف العودة إلى حالة التوازن كما يلي:

  • التركيز: عند زيادة التركيز للمواد المتفاعلة يؤدي ذلك لإنزياح التفاعل في الإتجاه المباشر وبالتالي ازدياد استهلاك المواد المتفاعلة وانخفاض تركيزها للوصول إلى حالة التوازن، وفي نفس الوقت يكون تركيز المواد الناتجة منخفضًا وبالتالي ينزاح التفاعل نحو الإتجاه المباشر فيزداد تركيز المواد الناتجة ليعود التوازن للتفاعل من جديد، وعند انخفاض تركيز المواد المتفاعلة فسيتجه التفاعل للإتجاه العكسي مما يؤدي لارتفاع تركيز المواد الناتجة وبالتالي اتجاه التوازن نحو التفاعل العكسي مما يخفض من تركيز المواد الناتجة حتى الوصول لحالة التوازن من جديد.
  • حرارة الوسط: لدى ازدياد حرارة التفاعل في أيٍّ من الإتجاهين فينزاح التوازن في الإتجاه الذي يخفض الحرارة والعكس صحيح.
  • الضغط الغازي: عند ازدياد الضغط ينزاح التفاعل في الإتجاه الذي يسبب انخفاضه أي إلى الجهة التي تكون عدد مكافئاتها المولية الغازية أقل، وعند انخفاض الضغط سينزاح التفاعل بالإتجاه الذي يرفع الضغط أي الجهة التي تملك عدد مكافئات مولية أكبر.
  • الوسيط الكيميائي للتفاعل: يسبب الوسيط زيادة سرعة التفاعل في الإتجاهين معًا، لذلك لا يؤثر على انزياح التوازن كون التراكيز تحافظ على ثباتها لكن مهمته تكمن في تسريع الوصول للتوازن الكيميائي وبالتالي التقليل من التكاليف عند التطبيق.

أكمل القراءة

التوازن الكيمائي

تعتبر الكيمياء من أهم العلوم وأقربها إلى حياتنا، حيث تدرس الذرات والجزيئات والروابط فيما بينها، والتفاعلات التي تدخل بها، وتتصف التفاعلات الكيميائية بمجموعة من الخواص وتترافق بتبدلات في الطاقة المرافقة لها (امتصاص طاقة أو إصدار طاقة)، وتُظهِر المعادلة الكيميائية الصيغ الكيميائية للمواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة عنها.

تكون المتفاعلات في الجانب الأيسر من المعادلة والنواتج في الطرف الأيمن، ويفصل بينهما سهم يتجه من اليسار إلى اليمين، ويعد توازن المعادلة الكيميائية ميزة من ميزات التفاعلات العكوسة، فخلال التفاعل تتغير تراكيز المواد المتفاعلة والناتجة باستمرار حتى الوصول إلى تركيز تتساوى عنده سرعة التفاعل بالاتجاهين (الأيمن والأيسر)، حيث نصل إلى التوازن الكيميائي عند هذه النقطة.

يتأثر التوازن الكيميائي وسرعة الوصول إليه مجموعة من العناصر، ومنها:

  • التركيز: يتغير اتجاه التفاعل بتغيّر تركيز المواد حيث يتجه بالاتجاه المباشر عند ازياد تركيز المواد المتفاعلة، وبالاتجاه غير المباشر عند ازدياد تركيز المواد الناتجة.
  • حرارة التفاعل: يتغير اتجاه التفاعل بتغير حرارة الوسط، فيتجه بالاتجاه الماص للحرارة عند ارتفاعها، وبالاتجاه الناشر للحرارة عند انخفاضها، ويستمر التفاعل حتى الوصول إلى حرارة التوازن.
  • الضغط الغازي: يتغير اتجاه التفاعل بتغير الضغط، فيتجه بالاتجاه الذي يؤدي إلى إنتاج عدد ذرات أقل عند ارتفاعه، وبالاتجاه الذي يؤدي إلى إنتاج عدد ذرات أكثر عند انخفاصه، ويستمر التفاعل حتى الوصول إلى ضغط التوازن.
  • الوسيط الكيميائي: يسرع الوسيط الكيميائي الوصول إلى مرحلة التوازن الكيميائي دون التأثير على أحد الاتجاهين فقط (يزيد سرعة التفاعل المباشر وغير المباشر بنفس النسبة).

يعتمد التوازن الكيمائي في التفاعلات غير العكوسة على قانون حفظ الكتلة، يجب أن تكون كتلة المواد الناتجة عن التفاعل مساوية لكتلة المواد الداخلة فيه، وبالتالي تحدث المعادلة الكيمبائية المتوازنة عندما يكون عدد الذرات في طرف المواد المتفاعلة مساوي لعدد الذرات في طرف المواد الناتجة.

يتم تحقيق التوازن الكيميائي بالاعتماد على هذا المبدأ  من خلال الخطوات التالية:

  1. اكتب المعادلة المطلوبة توازنها مستخدماً رموز العناصر الداخلة في التفاعل والناتحة عنه، والمثال هو تفاعل حرق البروبان في وجود الأوكسجين منتجاً الماء وغاز ثنائي أوكسيد الكربون.
  1. اكتب عدد ذرات كل عنصر إلى جانب المعادلة، ونجد في المثال ثلاث ذرات كربون و ثمانية ذرات هيدروجين وذرتي أوكسجين في الجانب الأيسر، بينما نجد ذرة كربون وذرتي هيدروجين وثلاث ذرات أوكسجين في الجانب الأيمن.
  2. اترك موازنة ذرات الهيدروجين والأوكسجين إلى نهاية المعادلة لأنهما من الذرات التي توجد في كلا الطرفين غالباً.
  3. ابدأ بموازنة العناصر المفردة سواءً الموجودة في الطرف الأيسر(المتفاعلات) أو في الطرف الأيمن ( النواتج)، أي ابدأ بموازنة الكربون في مثالنا.
  4. استخدم معاملاً لتوحيد عدد الذرات في الطرفين ( يمكننا تغيير المعاملات وليس رموز الذرات)، وفي المثال نضيف معاملاً إلى جانب ذرة الكربون المفردة في يمين المعادلة ( نضيف العدد 3 ليتساوى عدد ذرات الكربون بين الطرفين).
  5. نوازن باقي الذرات في المعادلة، وفي المثال نوازن ذرات الهيدروجين والأوكسجين بين طرفي المعادلة.

 

أكمل القراءة

هل لديك إجابة على "ما معنى التوازن الكيميائي"؟