ما هو الاتزان المتجانس بالأمثلة

ما هو الإتزان الكيميائي

 يُعرف الاتزان الكيميائي، المعروف أيضًا باسم التوازن الكيميائي، بأنه حالة الاتزان الموجودة في التفاعلات الكيميائية، وبالتحديد حالة تساوي نسب التركيز بين المواد المتفاعلة والمواد الناتجة عن التفاعل، ويمكن التعبير عن ذلك بشكل دقيق،

وبالتالي، التفاعل في الاتزان الكيميائي يعبر أيضا عن حالة عدم حدوث تغيرات في التفاعلات الكيميائية المختلفة بعد فترة زمنية قصيرة من بدئها، والناتج عن تساو في سرعة التفاعل في كلا الاتجاهين، الداخلي والخارجي، دون أن ينقطع.

فعلا، يعبر عن الحالة التي تكون فيها جميع المتفاعلات والنواتج ذات تركيز معين. وتنقسم أنواع التوازن الكيميائي إلى نوعين أساسيين وهما التوازن المتجانس والتوازن غير المتجانس

شرح تفصيلي  للإتزان المتجانس الكيميائي

بالطبع، من الممكن أن نواجه بعض ردود الأفعال المختلفة في حياتنا اليومية، مثل صدأ الحديد واحتراق الورق وتكون طبقة الأوزون وتكون السحب، وما إلى ذلك.

قد تحتوي هذه التفاعلات على مراحل مختلفة، مثل تفاعل الحديد الصلب مع الهواء الجوي الذي يحتوي على الأكسجين الغازي لتشكيل أكسيد الحديد الصلب، الذي يعرف باسم الصدأ.

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 .

من أجل تبسيط هذه المشكلات ومحاولة فهم المفهوم الذي يعمل على تشكيل هذه التفاعلات المجانسة، يمكن تقسيم هذه التفاعلات 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.

باختصار، التوازن المتجانس هو التوازن الذي تتواجد فيه جميع المواد المتفاعلة والمنتجات في محلول واحد، حيث تنتمي جميع التفاعلات بين المواد المذابة في المحاليل السائلة إلى نوع واحد، وهذه هي إحدى أهم مميزات التوازن المتجانس. ويمكن أن تكون الأنواع الكيميائية المتواجدة عبارة عن جزيئات أو أيونات أو خليط من كليهما.

أمثلة على الإتزان المتجانس

 يمكن أن تتنوع الأمثلة على الإتزان المتجانس، وهو الإتزان الذي يحتوي على عدد من المتفاعلات والمنتجات في نفس الحالة الفيزيائية، مثل:

H2​ (g)+I2​ (g)⇋2HI (g)

N2O4(g) = 2 NO2(g)

3 O2(g) = 2 O3(g)

تتمثل تفاعلات التوازن المتجانسة في جميع المواد المتفاعلة والمنتجات في نفس المرحلة، وتنقسم إلى فئتين، ومن بينها الأنواع التالية:

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 

عدد جزيئات المنتج 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 هو تحويل ثاني أكسيد الكبريت إلى ثالث أكسيد الكبريت في إطار عملية التفاعل

2SO2 (z) + O2 (z) ⇌2SO3 ( z)

التفاعل الأكثر استخدامًا وشيوعًا هو تفاعل الأسترة بين حمض عضوي وكحول، كما هو موضح في المثال التالي

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

العوامل المؤثرة في أنواع التوازن الكيميائي مع الأمثلة

يعد مبدأ Le Chatelier أحد العوامل المؤثرة في التوازن الكيميائي، سواء في التوازن المتجانس أو التوازن الغير متجانس، ويمثل ملاحظة حول التوازن الكيميائي للتفاعلات الكيميائية .

يمكن أن تشير إلى أن أي تغيير في درجة الحرارة أو الضغط أو الحجم أو تركيز النظام سيؤدي إلى تغييرات متوقعة ومتعارضة في النظام لتحقيق حالة توازن جديدة.

التغييرات في التركيز

يجب عليك أن تعلم أن وفقًا لمبدأ Le Chatelier، إذا تم إضافة مادة متفاعلة إلى الخليط المتفاعل فسيحدث تحول التوازن إلى اليمين وزيادة كمية المنتجات. وبالمثل، إذا تم تخفيض تركيز أي منتج فسيحدث تحول التوازن إلى اليسار وانخفاض كمية المنتجات.

ينطبق الأمر بالعكس أيضًا، فإذا أضيف منتج إضافي إلى نظام معين، فإن التوازن سينحرف إلى الجانب الآخر لإنتاج مزيد من المواد المتفاعلة.

عندما يتم إزالة المواد المتفاعلة من النظام، فإن التوازن سينتقل أيضًا إلى الجانب الأيسر، ويمكن شرح ذلك من خلال توازن التفاعل، حيث يتفاعل أول أكسيد الكربون وغاز الهيدروجين لتكوين الميثانول

CO+2H2⇌CH3 +OH

التغيرات في الضغط

: “بالطبع، يؤدي التغيير في الضغط أو الحجم إلى محاولة استعادة التوازن، وذلك عن طريق إنشاء عدد أكبر أو أقل من جزيئات الغاز. على سبيل المثال، إذا زاد الضغط في نظام ما أو انخفض الحجم، فسوف يتم إنشاء عدد أكبر من جزيئات الغاز للمحاولة في استعادة التوازن

سوف يتحول التوازن لصالح الجانب الذي يحتوي على عدد أقل من مولات الغاز، وبالمثل إذا زاد حجم النظام عن المعتاد أو انخفض الضغط، سيتم تفضيل إنتاج مولات إضافية من الغاز، كما في حالة تفاعل غاز النيتروجين مع غاز الهيدروجين لتكوين الأمونيا

N2+3H2⇌2NH3 ΔH=−92kJ mol 1

يتم ملاحظة عدد مولات الغاز على الجانب الأيسر وعدد مولات الغاز على الجانب الأيمن، وعندما يتغير حجم النظام، فإن الضغوط الجزئية للغازات سوف تتغير أيضًا .

إذا كنت تريد تقليل الضغط عن طريق زيادة الحجم، فإن توازن التفاعل سينتقل إلى اليسار، لأن الجانب الذي يتفاعل به يحتوي على عدد أكبر من جزيئات المنتج. ويحاول النظام التعامل مع انخفاض الضغط الجزئي لجزيئات الغاز من خلال الانتقال إلى الجانب الذي يمارس ضغطًا أكبر

إضافة غاز خامل

عند إضافة غاز خامل مثل الكريبتون أو الأرجون إلى وعاء التفاعل، سيبقى موضع التوازن ثابتاً ولن يحدث أي تغيّر. ويرجع ذلك إلى أنّ النظام سيتحول دائمًا بحيث تظل نسبة المنتجات والمواد المتفاعلة مساوية لثابت التوازن (Kp أو Kc).

لا يتفاعل الغاز الخامل مع المواد المتفاعلة أو المنتجات، لذلك لا يؤثر على نسبة المنتج أو المادة المتفاعلة، وبالتالي، لا يؤثر على التوازن

التغييرات في درجة الحرارة

يتأثر التوازن بدرجة الحرارة وتعتمد هذه العلاقة على حرارة التفاعل؛ وعندما يكون التفاعل ماصًا للحرارة،يتم امتصاص الحرارة في التفاعل، وقيمة ΔH موجبة

+ =heat+A⇌B     ΔH

فيما يتعلق بالتفاعل الطارد للحرارة، فإن الوضع هو العكس تمامًا، حيث يتم إطلاق الحرارة في التفاعل، لذا فإن الحرارة هي المنتج 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