تعريف التوازن الكيميائي

1. توجد حالة الاستقرار في التفاعلات القابلة للانعكاس حيث تظل معدلات التفاعل الأمامية والعكسية كما هي دائمًا.

قطة. نحوي: اسم مذكر
في المقاطع: e-qui-li-brio + quí-mi-co.

التوازن الكيميائي

رد فعل في توازن الكيميائية عندما سرعة رد الفعل مباشر يساوي سرعة رد فعل عكسي. الجميع تفاعل كيميائي لديه عفوية معينة تجاه التوازن ، وللتحقق من ذلك نقوم به من خلال علامة ∆G ، طاقة Gibbs free ، مما يعني أنه من خلال قيمة هذا الحجم ، يمكننا التنبؤ بما إذا كان التفاعل سيحدث في اتجاه معين أم لا.

يتم التعبير عن الاختلاف في طاقة جيبس ​​الحرة ، بشكل عام ، في الظروف القياسية مثل الاختلاف بين طاقات المنتجات والمواد المتفاعلة أيضًا في الحالة القياسية:

بينما ، إذا حدث التفاعل في ظل ظروف غير قياسية ، يتم تحديد العلاقة بين ∆Gº و G من خلال ما يلي تعبير:

حيث Q هو حاصل رد الفعل.

لفهم الآثار المترتبة على معدل التفاعل والتوازن الكيميائي ، يجب علينا دراسة علامة ∆G:

إذا كانت ∆G سالبة ، فهذا يعني أن التفاعل تلقائي (يحدث) بالمعنى المباشر.

إذا كانت ∆G موجبة ، فهذا يعني أن التفاعل ليس تلقائيًا (لا يحدث) بالمعنى المباشر.

بينما ، إذا كانت ∆G = 0 ، فلن يكون هناك أي تغيير ، نظرًا لأن النظام في حالة توازن ، وكما ذكرنا سابقًا ، فإن معدل التفاعل المباشر يساوي معدل التفاعل غير المباشر. هذا يعني أن حاصل التفاعل Q يساوي ثابت التوازن K ، لذلك لا يوجد ميل لتفضيل اتجاه معين للتفاعل.

منذ أن تم تعريف Q على أنه:

لرد فعل عام:

بينما يأخذ K نفس الشكل ، ولكن مع تركيزات في حالة توازن.

إذا عدنا إلى الحالة التي تكون فيها ∆G سالبة ، فهذا يعني أن حاصل رد الفعل Q أقل من K (ثابت التوازن) ، يعني أن تركيزات المنتج أقل مما ينبغي أن تكون عليه إذا كان التفاعل قيد التقدم. توازن. لذلك ، من حيث العفوية ، تصبح عفوية بالمعنى المباشر.

بينما ، إذا كانت ∆G موجبة ، فستكون هناك غلبة للمنتجات أعلى مما يجب أن يكون إذا كان النظام في حالة توازن ، حيث تكون Q أكبر من K. لذلك ، يكون التفاعل تلقائيًا في الاتجاه العكسي.

تجدر الإشارة إلى أن التعريف الصارم لـ Q و K يتم تقديمه من حيث أنشطة المنتجات والمواد المتفاعلة ، وتحديد النشاط من حيث التركيز أو الضغوط على النحو التالي:

اوه حسنا:

من هناك ينشأ أن كلا من Q و K بلا أبعاد ويمكن اعتبارهما في كل من التركيزات والضغوط الجزئية.

عندما تظل التركيزات أو الضغوط الجزئية للمنتجات والمتفاعلات ثابتة بمرور الوقت ، يحدث الموقف التوازن الكيميائي ، في حين يتم الوصول إلى حالة من التوازن الديناميكي لأن معدل التفاعل الأمامي والعكسي مع تطابق. من المهم إبراز ديناميكية التوازن ، والسرعة التي تتشكل بها و تستهلك المنتجات والمواد المتفاعلة هي نفسها ، وهذا هو السبب في أن التركيزات أو الضغوط الجزئية لا تفعل ذلك أنه يختلف.

إذا تحركت الحالة بعيدًا عن حالة التوازن ، فستهيمن أنواع معينة على الأنواع الأخرى ومن هناك ينشأ التعبير الذي يتعلق بمعدل التفاعل المباشر والعكسي ، Kc:

لنفترض رد الفعل الموضح أعلاه:

كونها Kd و Ki ، ثوابت معدل التفاعل في الاتجاه الأمامي أو العكسي على التوالي.

مرة أخرى ، إذا كان Kc> 1 ، فهذا يعني أن Ki أقل من Kd ، لذلك هناك درجة عالية من تحويل المنتجات إلى مواد متفاعلة. في هذه الحالة ، يتم تحويل التوازن نحو المنتجات.

يحدث العكس إذا كان Kc <1 ، مما يعني أن معدل التفاعل المباشر أقل من معدل التفاعل غير المباشر وأن هناك القليل استهلاك من المتفاعلات ، يتم تحويل التوازن نحو المتفاعلات.

بينما ، إذا كان Kc = 1 ، فإن السرعات متساوية والنظام في حالة توازن.

من المهم تحديد مسألتين: أولاً ، تعتمد قيمة هذا الثابت بشكل حصري على درجة حرارة ويختلف بدوره وفقًا للحجم المستخدم للتعبير عن تركيزات أو ضغوط المنتجات والمواد المتفاعلة.

أخيرًا ، قانون يتم ضبط التوازن الكيميائي للمحاليل المخففة أو الغازات تحت ضغط منخفض.