ما هو التوازن الكيميائي

الموسوعة » كيمياء » مفاهيم كيميائية » ما هو التوازن الكيميائي

تُقسم التفاعلات الكيميائية إلى تفاعلاتٍ غير عكوسةٍ وأخرى عكوسة، ويطلق مصطلح التفاعل العكوس عندما تكون المواد الناتجة عنه تتفاعل مع بعضها البعض لتُعيد تشكيل المواد المتفاعلة من جديدٍ، وتبقى تراكيز المواد المتفاعلة والناتجة في تغيّرٍ مستمرٍ، إلى أن يصل التفاعل لما يسمى التوازن الكيميائي والذي يُعرّف بأنّه الحالة التي تصبح فيها سرعة التفاعل في الاتّجاه المباشر تساوي سرعته في الاتّجاه المعاكس، وتصبح تراكيز المواد المتفاعلة والناتجة ثابتةً لفترةٍ معيّنةٍ من الزمن، وعندها نستطيع القول بأنّ التفاعل قد دخل مرحلة التوازن الدّيناميكي.§

آليّة التوازن الكيميائي

كما ذكرنا سابقًا فإنّ التوازن الكيميائي هو عمليةٌ ديناميكيّةٌ، أي أنّ الوصول للتوازن لا يعني توقف التفاعل في الجهتين، بل يستمرّ بالحصول في الجهتين المباشرة والعكسية بآنٍ واحدٍ وبسرعةٍ متساويةٍ.

آليّة التوازن الكيميائي

فما يلي التفاعل العكوس الخاص بتشكل غاز ثنائي أوكسيد النّيتروجين من غاز رباعي أوكسيد ثنائي النيتروجين :

(N2O4 (g) ⇆ 2NO2 (g

في بدء التفاعل، يحوي الوسط N2O4 فقط، ومع مرور الوقت يتحول N2O4 إلى غاز NO2 ليبدأ تركيز هذا الأخير بالارتفاع ويتناقص تركيز غاز N2O4 تدريجيًّا، الى أن يصل كلٌّ منهما لتركيزٍ ثابتٍ نسميه تركيز التّوازن، وبالاعتماد على تراكيز جميع المواد في الوسط في حالة التوازن نستطيع الوصول لما يُسمى بثابت التوازن k.§

ثابت التّوازن

هو قيمةٌ عدديةٌ خاصّة بكلّ تفاعلٍ على حِدى بدرجة حرارةٍ معينة، نستطيع من خلاله معرفة ما إذا كانت تراكيز المواد المتفاعلة أعلى من المنتجة أو العكس وذلك عند الوصول لحالة التوازن الكيميائي والثبات، وبالإضافة إلى أنه يمكن عبره التأكد من كون التفاعل قد وصل حالة التوازن.

قانون ثابت التوازن

لنفترض أنّ لدينا التفاعل التالي:

aA + bB ⇆ cC + dD

حيث تمثل C وD تراكيز توازن المواد الناتجة، وA وB تراكيز التوازن للمواد المتفاعلة مقدرةً بالموللتر، والأحرف a ،b ،c ،d تمثّل المكافئات الموليّة لكلِّ عنصرٍ في التفاعل، فنحسب ثابت التفاعل من المعادلة التّالية:

قانون ثابت التوازن

الجدير بالذّكر أنّ ثابت التوازن لا واحدة له.§

العوامل التي تؤثر على التوازن الكيميائي

إن كلًا من تركيز المواد وحرارة وسط التفاعل والضغط وتغيرات الوسيط الكيميائي تؤثر على سرعة التفاعل في الجهتين، وهذا يهدف إلى العودة إلى حالة التوازن بحسب مبدأ لوشاتيليه.

  • التركيز: في حال ازدياد تركيز المواد المتفاعلة فإن التوازن سينزاح بالاتجاه المباشر مما يزيد استهلاك المواد المتفاعلة وبالتالي يخفض من تركيزها حتى يرجع التوازن، وهذا ينطبق أيضًا عندما ينخفض تركيز المواد الناتجة عن التفاعل، فإن التوازن ينزاح للجهة المباشرة مما يزيد من تركيز المواد الناتجة ليحقّق التوازن من جديدٍ.
    • أما في حال انخفاض تراكيز المواد المتفاعلة، فالتوازن سيميل للاتجاه العكسي وسيؤدي هذا الانزياح لرفع تراكيز المواد المتفاعلة، والأمر مشابهٌ عند ارتفاع تراكيز المواد المنتجة، فسيميل التوازن بالاتجاه العكسي وسيخفّض من تركيزها حتى الرجوع لوضع التوازن مجددًا.
  • حرارة الوسط: عندما تزداد الحرارة فإنّ التوازن سينزاح بالاتجاه الخافض للحرارة، والعكس صحيح.
  • الضغط الغازيّ: ينزاح التوازن عند ازدياد الضغط بالاتجاه الخافض له وهي الجهة التي تحوي عدد مكافئاتٍ موليةٍ غازية أقل، وبالمقابل عند انخفاض الضغط سيؤدي ذلك إلى ميلان التوازن للجهة الرافعة للضغط والتي تحوي عدد مكافئاتٍ موليةٍ غازيةٍ أكثر.
  • الوسيط الكيميائي: إنّ الوسيط يزيد من سرعة التفاعل بكلا الجهتين، وبالتالي لن يؤثر على انزياح التوازن لأن التراكيز ستبقى ثابتةً، ولكنه سيسرع من عملية الوصول لحالة التوازن الكيميائي مما يقلل التكلفة في المجالات التطبيقية.§

التطبيقات العملية للتوازن الكيميائي

إنّ معظم التطبيقات الصناعية للتوازن الكيميائي تعتمد على مبدأ لوشاتيليه، وقدرة التفاعل على الحفاظ على التوازن، ونذكر منها:§

  • المشروبات الغازيّة:

يتمّ حقن الماء بغاز ثنائي أوكسيد الكربون لتشكيل ما يعرف بالمياه الغازية، ثم يُطبّق ضغطٌ مناسبٌ يليه إغلاق العبوة، مما يخلق توازنًا كيميائيًّا بين الغاز المُنحلّ في الماء والغاز المضغوط بداخل العبوة، وعند فتحها فإن العوامل المذكورة سابقًا تتغير، كالضغط وتركيز غاز ثنائي أوكسيد المتواجد بالهواء المضغوط، والذي يقلُّ بسبب هروب جزيئات الغاز للوسط المحيط بعد زوال الضغط، وهذا كُلّه يفسّر زوال الطعم اللّاذع من المشروب الغازيّ بعد فتحه.

  • إنتاج الميثانول:

يتمّ تصنيع الميثانول وفق التفاعل العكوس التالي:

CO (g) + 2H2 (g) ⇆ CH3OH (g)      ∆H = -90 kj/mol

يتم تطبيق ضغطٍ مرتفع على غازات التفاعل يقدر بنحو 5 الى 10 ميغا باسكال MPa، وبحسب مبدأ لوشاتيليه فإنّ التوازن سينزاح بالاتجاه الخافض للضغط، أي نحو الجهة التي تحوي مكافئاتٍ موليّةً غازيةً أقل، وبحسب التفاعل السّابق فإنّ كل 3 مولات من الغازات المتفاعلة سينتج عنه مولٌ واحدٌ من غاز الميثانول، وبالتّالي سيميل التوازن نحو إنتاج المزيد من غاز الميثانول.§

6٬720 مشاهدة