ما هو الاتزان المتجانس بالأمثلة

ما هو الإتزان الكيميائي

هو يعرف ب Chemical equilibrium، أو الاتزان الكيميائي ، و هو  أيضا مصطلح يعبر عن حالة الاتزان  الموجودة في التفاعلات الكيميائية و بالأخص  على حالة تساوي نسب التركيز بين المواد المتفاعلات والمواد الناتجة عن التفاعل. وبشكل أكثر دقة،

فالتفاعل  أيضا في الاتزان الكيميائي هو عبارة  حالة تعبر عن عدم حدوث تغيرات في التفاعلات الكيميائية  المختلفة بعد مدة زمنية بسيطة من بدأها، و الذي ينتج عن تساو في سرعة التفاعل في أتجاهيها ،  الداخل و الخارج   لها دون انعدامها.

و بالفعل  فهو يعبر عن الحالة التي يكون فيها جميع  المتفاعلات و النواتج كلها ذات تركيز معين . و تنقسم

أنواع التوازن الكيميائي

إلى  نوعين أساسين و هما الإتزان المتجانس و

الإتزان الغير متجانس

شرح تفصيلي  للإتزان المتجانس الكيميائي

بالطبع فإننا من الممكن أن نواجه بعضا من  ردود الأفعال الكثيرة من حولنا في حياتنا اليومية . مثل صدأ الحديد و  احتراق الورق  و  تكوين طبقة  الأزون ، و تكوين السحب ، إلخ.

و بالتأكيد قد تحتوي هذه التفاعلات على  وجود مكونات في مراحل مختلفة ، مثل تلامس الحديد الصلب مع الهواء الجوي الذي يحتوي على الأكسجين الغازي لتكوين أكسيد الحديد الصلب  ، الذي يعرف بالصدأ.

و بالمثل ، قد يتحد الهيدروجين الغازي مع الأكسجين الغازي لتكوين ماء سائل. ز في حقيقة الأمر يعتبر  التعامل مع تكوين ردود الفعل هذه تعتبر  مهمة شاقة. إذا كانت المكونات في نفس المرحلة ، فيمكن فهم تفاعل المكونات بسهولة ، بينما عندما تكون المكونات في مراحل مختلفة ، يصبح التفاعل أكثر تعقيدًا و صعوبة .

و من أجل تبسيط هذه المشكلات و محاولة فهم المفهوم  الذي يعمل على تكوين هذه المحاولات ، من الممكن أن نقسم هذه التفاعلات  المجانسة إلى فئات مختلفة

و بالفعل قد توجد العديد من  المكونات المتضمنة في التفاعل  و في نفس المرحلة و التفاعلات غير المتجانسة ، حيث توجد المكونات المعنية في مراحل مختلفة. تختلف طرق التعامل مع كلا التفاعلين ،و كذلك من الممكن تحديد حالة التوازن. في هذا القسم ، سوف نتعلم عن التوازن المتجانس و حساب ثابت التوازن للتفاعل المتجانس.

ففي خلاصة الأمر يعتبر التوازن المتجانس هو التوازن الذي توجد فيه جميع المواد المتفاعلة و المنتجات في محلول واحد  حيث  تنتمي  جميع التفاعلات بين المواد المذابة في المحاليل السائلة إلى نوع واحد و هذا بالفعل يعتبر

من أهم مميزات الإتزان المتجانس

. و يمكن أن تكون الأنواع الكيميائية الموجودة و هي عبارة عن جزيئات أو أيونات أو خليط من كليهما.

أمثلة على الإتزان المتجانس

قد تتعدد الأمثلة على الإتزان المتجانس و هو ذلك الاتزان الذي يحوي عدد من المتفاعلات و النواتج في الحالة الفيزيائية نفسها.  مثل

H2​ (g)+I2​ (g)⇋2HI (g)

N2O4(g) = 2 NO2(g)

3 O2(g) = 2 O3(g)

و بالتأكيد تُعرف تفاعلات التوازن التي تكون فيها جميع المواد المتفاعلة و المنتجات في نفس المرحلة بأسم تفاعلات التوازن المتجانسة  و هي مقسمة إلى فئتين و منها :-

الفئة الأولى

هناك عدد من جزيئات  الذي  يساوي عدد جزيئات المادة المتفاعلة. على سبيل المثال:

N2 (g) + O2 (g) ⇌ 2NO (g)

N2 (g) + O2 (g) ⇌ 2NO (g) H2 (g) I2 2HI (g)

H2 (g) I2 ⇌ 2HI (g)

الفئة الثانية

أن  عدد جزيئات الناتج  لا يساوي عدد جزيئات المادة المتفاعلة

COCl2 (z) ⇌ CO (z) + Cl2 (z)

2SO2 (z) + O2 (z) ⇌ 2SO3 (g)

COCl2 (g) ⇌ CO (g) + Cl2 (g) 2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g).

مثال  آخر على التوازن الغازي المتجانس  و هو عبارة عن   تحويل ثاني أكسيد الكبريت إلى ثالث أكسيد الكبريت في قلب عملية التلامس:

2SO2 (z) + O2 (z) ⇌2SO3 ( z)

مثال شائع الاستخدام و هو  عبارة عن تفاعل الأسترة بين حمض عضوي و كحول ، كما في المثال التالي

CH3COOH (l) + CH3CH2OH  ⇌CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l) (2)

العوامل المؤثرة في أنواع التوازن الكيميائي مع الأمثلة

في الواقع قد يعتبر مبدأ Le Chatelier في دور العوامل المؤثرة في التوازن الكيميائي سواء في التوازن المتجانس أو التوازن الغير متجانس  ، و هو أيضا عبارة عن ملاحظة حول التوازن الكيميائي للتفاعلات الكيميائية .

حيث قد  تنص على أن التغيرات في أي من درجة الحرارة أو الضغط أو الحجم أو تركيز النظام ستؤدي إلى تغييرات متوقعة و متعارضة في النظام من أجل تحقيق حالة توازن جديدة.

التغييرات في التركيز

لابد لكَ عزيزي القارئ أن تعلم أنه وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، فإن إضافة مادة متفاعلة إضافية إلى المواد المتفاعلة ستؤدي إلى تحويل التوازن إلى اليمين ، باتجاه جانب النواتج . بنفس المنطق ، و العكس صحيح فإن تقليل تركيز أي منتج سيؤدي أيضًا إلى التأثيرى التوازن إلى اليمين.

والعكس صحيح أيضا. إذا أضفنا منتجًا إضافيًا إلى نظام ما ، فسيتحول التوازن إلى اليسار ، من أجل إنتاج المزيد من المواد المتفاعلة.

و إذا أزلنا المواد المتفاعلة من النظام ، فسينتقل التوازن أيضًا إلى اليسار.يمكن توضيح ذلك من خلال توازن هذا التفاعل ، حيث يتفاعل أول أكسيد الكربون و غاز الهيدروجين لتكوين الميثانول

CO+2H2⇌CH3 +OH

التغيرات في الضغط

بالطبع عزيزي القارئ ، سوف يؤدي التغيير في الضغط أو الحجم إلى محاولة استعادة التوازن ، و ذلك عن طريق إنشاء عدد أكبر أو أقل من مولات الغاز. على سبيل المثال ، إذا زاد الضغط في نظام ما ، أو أنخفض الحجم

فسوف يتحول التوازن لصالح جانب التفاعل الذي يحوي عددًا أقل من مولات الغاز. و بالمثل ، إذا زاد حجم النظام عن المعتاد ، أو انخفض الضغط ، فسيتم تفضيل إنتاج مولات إضافية من الغاز. مثال على ذلك حدوث تفاعل غاز النيتروجين مع غاز الهيدروجين لتكوين الأمونيا:

N2+3H2⇌2NH3 ΔH=−92kJ mol 1

لاحظ أن عدد مولات الغاز الموجودة على الجانب الأيسر و عدد مولات الغاز على الجانب الأيمن. فعندما يتغير حجم النظام ، سوف تتغير الضغوط الجزئية للغازات أيضا .

فإذا أردنا تقليل الضغط عن طريق زيادة الحجم ، فإن توازن التفاعل فيما سبق سيوضح لك أنه سينتقل إلى اليسار ، لأن الجانب المتفاعل به عدد مولات أكبر من جانب المنتج. يحاول النظام مواجهة الانخفاض في الضغط الجزئي لجزيئات الغاز عن طريق التحول إلى الجانب الذي يمارس ضغطًا أكبر

إضافة غاز خامل

بالطبع سوف تتسائل عن ماذا سيحدث لموضع توازن التفاعل إذا تمت إضافة غاز خامل ، مثل الكريبتون أو الأرجون ، إلى وعاء التفاعل . في الواقع ، لا شيء سيحدث على الإطلاق. حيث تذكر أن النظام سيتحول دائمًا بحيث تظل نسبة المنتجات و المواد المتفاعلة مساوية لـ Kp أو Kc.

لن يتفاعل الغاز الخامل مع المواد المتفاعلة أو المنتجات ، لذلك لن يكون له أي تأثير على نسبة المنتج أو المادة المتفاعلة ، و بالتالي ، لن يكون له أي تأثير على التوازن

التغييرات في درجة الحرارة

تأثير درجة الحرارة على التوازن له علاقة بحرارة التفاعل. تذكر أنه بالنسبة للتفاعل الماص للحرارة ، يتم امتصاص الحرارة في التفاعل ، وقيمة ΔH موجبة

+ =heat+A⇌B     ΔH

بالنسبة لرد فعل طارد للحرارة ، فإن الوضع هو عكس ذلك تمامًا. يتم إطلاق الحرارة في التفاعل ، لذا فإن الحرارة هي منتج ، وقيمة ΔH سالبة

– = A⇌B+heat         ΔH

فإذا تصورنا الحرارة ، هي عبارة عن مادة متفاعلة أو منتج ، فيمكننا بعد ذلك تطبيق مبدأ Le Chatelier تمامًا كما فعلنا من قبل في مناقشتنا حول زيادة أو خفض التركيزات. فعلى سبيل المثال ، إذا قمنا برفع درجة الحرارة على التفاعل الماص للحرارة ، فهذا يشبه في الأساس إضافة المزيد من المواد المتفاعلة إلى النظام