ما هو الاتزان الكيميائي

ما هو الاتزان الكيميائي هذا السؤال من الأسئلة التي تعترض طريق علماء الكيمياء أو طلاب هذه المادة على أوراق الأبحاث أو الكتب الدراسية، ودائماً ما كان فهم تفاعلات التوازن هذه يعتمد على النظر في بعض التجارب وهي النهج الذي اتبعه الكيميائيون الأوائل أمثال جابر بن حيان أشهر الكيميائيين العرب عالمياً واستاذهم، وفي هذا المقال عبر موقع المرجع سوف نتعرف أكثر على الاتزان الكيميائي بالمعادلات والتجارب المخبرية مع ذكر شروطه وأنواعه وخصائصه وكل ما يتعلق بهذا الموضوع وفق ما يهم قراء موقعنا الأعزاء.

ما هو الاتزان الكيميائي

تتكون المركبات الكيميائية بشكل عام من عنصرين هما المواد الداخلة في التفاعل من جهة والمواد الناتجة عن التفاعل من جهة أخرى في حالتي الجمع والتحلل، وعندما تكون المواد المتفاعلة والناتجة في عملية الجمع الأمامية مساوية تماماً لمعدل المواد المتفاعلة والناتجة في عملية التحلل العكسية يكون رد الفعل قد حقق حالة الاتزان، وهذا يعني أن الاتزان الكيميائي هو حالة نظام يكون فيه معدل التفاعل الأمامي مساويًا لمعدل التفاعل العكسي مع ثبات تركيز المواد المتفاعلة والنواتج دون أن يطرأ عليها تغيير مع مرور الوقت، وللتوضيح فإن من السهل دراسة التفاعلات في الطور الغازي بشكل خاص كأمثلة على التوازن فإذا أخذنا تفاعل غازات الهيدروجين واليود لتكوين يوديد الهيدروجين وفقًا للتفاعل التالي:

 H2(g)+I2(g)⇌2HI(g) 

• فسيحدث التفاعل الأمامي وهو تفاعل الجمع وفق المعادلة التالية:

(H2(g)+I2(g)→2HI(g

• بينما يحدث التفاعل العكسي أي تفاعل التحلل وفق المعادلة التالي:

(2HI(g)→H2(g)+I2(g

وفي الحالتين معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية مع بعضها البعض أي أنها متنزنة كيميائياً،  وبصيغة أبسط يتحقق التوازن الكيميائي سواء بدأ التفاعل مع جميع المواد المتفاعلة و تجمعت لتشكل النواتج أو أن جميع المنتجات تحللت لتشكل المواد المتفاعلة فإن موضع التوازن هو خاصية للتفاعل بالاتجاهين ولا يعتمد على كيفية تحقيق التوازن.[1]

اقرأ أيضًا: عند اتحاد عنصرين يتكون مركب تختلف صفاته عن صفات العناصر المكونة له

أنواع الاتزان الكيميائي 

إن معظم القواعد المتعلقة بالاتزان الكيميائي تنطبق على أي موقف تحدث فيه هذه العملية بشكلها العكسي والتي ذكرناها سابقاً، وبالتالي هذه القواعد تنطبق على أنواع التوازن الأخرى والتي تتضمن التوازن المتجانس والتوازن الغير متجانس:[1]

الاتزان المتجانس

والتي تسمى أيضاً بتوازن الطور ويحدث عندما تكون المادة الناتجة والمعاملة في حالة توازن بين مادتين متشابهتين بالحالة الفيزيائية، وبصيغة أبسط تعرف تفاعلات التوازن التي تكون فيها جميع المواد المتفاعلة والنواتج في نفس المرحلة باسم تفاعلات التوازن المتجانسة وهي مقسمة إلى فئتين:

• عدد جزيئات المنتج يساوي عدد جزيئات المادة المتفاعلة. على سبيل المثال:

H2(g) + I2(g)⇌2HI(g)

• عدد جزيئات المواد الناتجة غير مساوي لعدد جزيئات المواد الداخلة في التفاعل مثل:

.(2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇌ 2SO 3 (g

الاتزان الغير متجانس

ويطلق عليه أيضاً توازن المحلول ويحدث عندما تكون المادة المتفاعلة والناتجة في توازن بين حالتي مختلفتين مثل تفاعل المادة الصلبة في محلول مشبع، وبصيغة أبسط تعرف تفاعلات التوازن التي توجد فيها المواد المتفاعلة والمنتجات في مراحل مختلفة باسم تفاعلات التوازن غير المتجانسة، وعلى سبيل المثال تفكك كربونات الكالسيوم الصلبة لإعطاء أكسيد الكالسيوم الصلب وثاني أكسيد الكربون الغازي وفق المعادلة التالية:

CaCO 3 (S) ⇌ CaO (s) + CO 2 (g

قانون الاتزان الكيميائي

يتم تعريف ثابت التوازن على أنه ناتج التركيز المولي للمنتجات التي يتم رفع كل منها إلى القوة المساوية في معاملاتها المتكافئة مقسومة على ناتج التراكيز المولية للمواد المتفاعلة حيث يتم رفع كل منها إلى القدرة المساوية لمعاملاتها المتكافئة أنها ثابت عند درجة حرارة ثابتة، ويمكن ببساطة التعبير عن ثابت التوازن الخاص به من حيث الضغوط الجزئية للمواد المتفاعلة والنواتج وإذا تم التعبير عنه من حيث الضغط الجزئي يتم الإشارة إليه بواسطة Kp ،وإذا كانت K c هو ثابت التوازن معبراً عنه بالتركيزات المولية فتكون المعادلة:[2]

 K c  = [C] c · [D] d  / [A] a · [B] b

وهذا هو قانون الاتزان الكيميائي.

ثابت الاتزان Kp

يشكل قانون العمل الجماعي أيضًا الأساس الذي ينص على أن معدل التفاعل الكيميائي يتناسب طرديًا مع ناتج تركيزات المواد المتفاعلة التي تم رفعها إلى معاملاتها المتكافئة وفق القانون التالي:[2]

(aA (g) + bB (g) ⇔ cC (g) + dD (g

• ليكون معدل التفاعل الأمامي:

k + [A] a [B] b

• ومعدل التفاعل المتخلف أو العكسي:

 k – [C] c [D] d 

• وبالتالي الوحدات والصيغ الثابتة للاتزان تكون:
  • [A] ، [B] ، [C] و [D] هي الكتل النشطة.
  • k +  و k –  هي ثوابت معدل للتفاعلات الأمامية والخلفية.
  • a ، b ، c ، d هي المعاملات المتكافئة ذات الصلة إلى A و B و C و D على التوالي. 

وهذا يفيد أن المعدلات الأمامية والخلفية متساوية 

مبدأ لو شاتيليه

يعتمد هذا المبدأ على ملاحظة تتعلق بتفاعلات الاتزان الكيميائي والتي تنص على أن المتغيرات في ظل درجة الحرارة أو الضغط وما إلى ذلك من العوامل ستؤدي إلى تغييرات متوقعة ومتعارضة في النظام من أجل تحقيق حالة توازن جديدة، ويمكن استخدام هذا المبدأ في الممارسة لفهم ظروف التفاعل التي سوف تفضل زيادة تكوين المنتج، وقد تم اكتشاف هذه الفكرة وصياغتها بشكل مستقل بواسطة كل من العلماء لو شاتيليه وهنري لويس إضافة إلى كارل فرديناند براون باستخدام المصطلحات التالية:[3]

• نظرية الاصطدام: حيث تربط التصادمات بين الجسيمات بمعدل التفاعل في حين يعتمد معدل التفاعل على عوامل مثل التركيز ومساحة السطح ودرجة الحرارة والتحريك ووجود محفز أو مثبط.
• التوازن: وهي حالة التفاعل التي تكون فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية.

اقرأ أيضًا: من علامات حدوث التغير الكيميائي تغير اللون

العوامل المؤثرة في الاتزان الكيميائي 

وفقًا لمبدأ Le Chatelier الذي ينص على أنه إذا تعرض نظام تحت التوازن لتغيير في الضغط أو درجة الحرارة أو التركيز فإن التوازن يتحول إلى مزيد من التقليل وكذلك لمواجهة تأثير التغيير وهذه تعتبر العوامل التي تؤثر على التوازن، وفيما يلي سوف نذكر لكم هذه العوامل كل على حدة ونتوسع بشرحها لتبسيط فهمها.[3]

تأثير تغيير الضغط

بشكل عام لا يوجد تأثير للضغط إذا تساوى عدد مولات المادة المتفاعلة الغازية والمنتجات ولكنه يختلف بالنسبة للعدد الإجمالي لمولات المواد المتفاعلة الغازية والعدد الإجمالي لمولات المنتجات الغازية، وبالتالي إذا كان العدد الإجمالي لمولات المنتجات أكبر من إجمالي عدد مولات المواد المتفاعلة سيفضل الضغط المنخفض أيضًا التفاعل الأمامي، بينما إذا كان عدد مولات المواد المتفاعلة أكبر من عدد المنتجات فسيكون الضغط العالي مناسبًا للتفاعل الأمامي أكثر.

تأثير تغيير التركيز

حيث أن إضافة مادة متفاعلة إضافية إلى النظام ستؤدي إلى تحويل التوازن باتجاه جانب المنتجات وكذلك الأمر في حال تقليل تركيز أي منتج سيؤدي إلى تحويل التوازن إلى جانب المنتجات والعكس صحيح أيضاً، وهذا يدل على أن التفاعلات العكوسة تصحح نفسها بنفسها وعندما يتم إخراجها من التوازن بسبب تغير في التركيز أو درجة الحرارة أو الضغط سيتحول النظام بشكل طبيعي لإعادة التوازن بعد التغيير.

تأثير تغير درجة الحرارة

يتحول التوازن في الاتجاه المعاكس عندما يكون هناك تغيير في الزيادة أو النقص في نظام درجة الحرارة وعادة ما  يسري هذا من أجل تحييد التغيير في الواقع في تفاعل طارد للحرارة، حيث تؤدي درجة الحرارة المنخفضة إلى إبطاء التفاعل الذي نستخدم المحفز من أجله، بينما في حالة حدوث تفاعل ماص للحرارة فإن الزيادة في درجة الحرارة ستحول التوازن في اتجاه التفاعل الماص للحرارة.

تأثير عامل محفز أو إضافة الغاز الخامل

بشكل عام العامل المحفز لا يوجد فه تأثير على تركيبة توازن خليط التفاعل وذلك لأن المحفز يزيد من سرعة التفاعلات الأمامية والخلفية بنفس القدر في التفاعل القابل للانعكاس، كما أن إضافة غاز خامل مع بقاء الحجم ثابتًا لا يحدث أي تأثير على التوازن، وذلك لأن إضافة غاز خامل عند الحجم الثابت لا يغير الضغط الجزئي أو التركيز المولي.

العوامل الغير مؤثرة في التوازن الكيميائي 

فيما يلي بعض العوامل التي لا تؤثر على التوازن:[4]

• تركيزات المواد الصلبة لأنها ثابتة.
• تركيز H2O عند وجود المحاليل المخففة ، لأنه فعليًا ثابت لجميع المقاصد والأغراض.
• وجود عامل محفز قد يمنحك الوصول إلى التوازن بشكل أسرع لكنك لن تؤثر على وضع التوازن.
• إضافة غاز خامل إلى خليط توازن غازي بشرط أن تحافظ على ثبات الحجم، عندها الضغط الكلي يمكن أن يفعل الارتفاع بينما الضغط الجزئي لكل غاز لا يزال مستمر.
• في حالة توازن الطور مثل بخار سائل ما لا تغير مساحة سطح السائل ضغط البخار، بينما قد يؤثر على المعدل الذي يتم فيه الوصول إلى التوازن.
• في توازن بخار السائل أيضاً لا يهم حجم الحاوية بشرط أن يكون لديك سائل كافٍ للوصول إلى التوازن.

خواص الاتزان الكيميائي 

في ضوء دراستنا قانون الاتزان الكيميائي وتعريفه سوف نستخلص بعض خصائص التوازن الكيميائي وهي التالي:[5]

• التفاعل الكيميائي المتوازن حتماً سيكون قابلاً للعكس.
• لا يمكن تحقيق التوازن إلا في حال كان النظام مغلقًا حيث يتم إجراء التفاعل ضمن وعاء.
• تحدث العمليات المتعارضة الأمامية والخلفية في ذات المعدل ضمن حالة ديناميكية مستقرة.
• يتصف الاتزان الكيميائي بأنه ثابت وهذا يعني أن الخصائص التي يمكن ملاحظتها للنظام أمثال التركيز والضغط واللون وغيرها لا تغيير بمرور الوقت.
• في ظل إحداث تغيير في ظروف العوامل الخارجية مثل الحرارة وغيرها ، يمكن تحويل نقطة التوازن يميناً أو يساراً حسب الحاجة، وهذا يتيح التحكم في التفاعل للحصول على عائد أكبر من النواتج.
• يمكن الاقتراب من التوازن من أي اتجاه.
• المحفز يزيد فقط من معدل التفاعل دون أن يقوم بتغيير نقطة التوازن ومع امكانية تحقيق التوازن.

اقرأ أيضًا: ما هو الرمز الكيميائي للماء وما خصائصه الكيميائية وما مكوناته

مسائل على الاتزان الكيميائي

عادة ما يكون هناك نوعان أساسيان من مشاكل التوازن وهما تلك التي أعطيت لنا فيها تركيزات المواد المتفاعلة والنواتج عند التوازن ويطلب منا حساب ثابت التوازن للتفاعل أو تلك التي نحصل فيها على ثابت التوازن والتركيزات الأولية للمواد المتفاعلة ويطلب منا حساب تركيز مادة واحدة أو أكثر عند التوازن، وفيما يلي نقدم لكم بعض المسائل مع شرحها بالتفصيل وفق قوانين الاتزان الكيميائي وحساب ثابت التوازن.[6]

المسألة الأولى

نص المسألة: يعتبر التفاعل بين ثاني أكسيد الكبريت الغازي والأكسجين خطوة أساسية في التوليف الصناعي لحمض الكبريتيك وفق المعادلة التالية:

(2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g

حيث تم الحفاظ على خليط كل من SO2 و O2 عند درجة حرارة ثابتة 800 كلفن حتى وصل النظام إلى التوازن ويحتوي خليط التوازن على:

• 5.0 × 10−2MSO3 
• 3.5 × 10−3MO2 
• 3.0 × 10−3MSO2

المعطى: معادلة التوازن المتوازن وتكوين خليط التوازن

الطلب: احسب ثابت التوازن أو K عند درجة الحرارة هذه.

الإستراتيجية: اكتب التعبير الثابت لتوازن التفاعل ثم استبدل تركيزات التوازن المناسبة في هذه المعادلة للحصول على K.

الحل: يتم استبدال تركيزات التوازن المناسبة في التعبير الثابت للتوازن لتصبح:

• K = [SO3] 2 [SO2] 2 [O2] = (5.0 × 10−2) 2 (3.0 × 10−3) 2 (3.5 × 10−3) = 7.9 × (10×4

المسألة الثانية

نص المسألة: يتفاعل غاز الهيدروجين واليود لتكوين يوديد الهيدروجين عبر التفاعل التالي:

 (H2(g)+I2(g)⇌2HI(g

حيث تم الحفاظ على خليط من H2 و I2 عند درجة حرارة 740 كلفن حتى وصل النظام إلى التوازن ويحتوي خليط التوازن على:

• 1.37 × 10−2MHI
• 6.47 × 10−3MH2
• 5.94 × 10−4 م 2

الطلب: احسب K إضافة إلى ذكر التفاعل الأمامي والتفاعل العكسي لهذا التفاعل.

الحل: كما هو الحال في المثال السابق يتم استبدال تركيزات التوازن المناسبة في التعبير الثابت للتوازن وفق المعادلة المذكورة أعلاه ليكون الناتج هو التالي:

•  K = 48.8

ويحدث التفاعل الأمامي وهو تفاعل الجمع وفق المعادلة التالية:

• (H2(g)+I2(g)→2HI(g

بينما يحدث التفاعل العكسي أي تفاعل التحلل وفق المعادلة التالية:

• (2HI(g)→H2(g)+I2(g

وبهذا القدر نصل إلى نهاية مقالنا الذي كان بعنوان ما هو الاتزان الكيميائي والذي تعرفنا من خلاله أنواعه وخصائصه وقانونه وثابت التوازن إضافة إلى ذكر مبدأ لو شاتيليه وفي ضوئه تعرفنا على العوامل المؤثرة والغير مؤثرة على الاتزان الكيميائي مع ذكر الأمثلة التوضيحية لتعزيز فهم قرائنا الكرام لهذه المادة.