في المقالة السابقة ، ناقشنا التوازن الكيميائي. يمكننا أن نرى حالة التوازن في الماء المغلي في وعاء. في هذا المثال ، يتم الحصول على حالة التوازن عندما يكون معدل التبخر مساويًا لمعدل التكثيف.
يشير التوازن الكيميائي نفسه إلى حالة لا تتغير فيها تركيزات المواد المتفاعلة والمنتجات بمرور الوقت. التوازن الكيميائي قابل للانعكاس ، أي أنه يمكن أن يتفاعل بشكل عكسي لتشكيل المتفاعلات. يمكن أن يحدث التوازن الكيميائي عندما يكون معدل التفاعل الأمامي هو نفسه معدل التفاعل العكسي.
هذه المرة ، سنناقش قوانين التوازن الكيميائي ومبدأ Le Chatelier.
قانون التوازن الكيميائي
ينص هذا القانون على أنه في تفاعل المحلول عند نقطة التوازن ، هناك شروط (تعتمد على ثابت التوازن) مرتبطة بتركيزات المواد المتفاعلة والمنتجات. شكل التفاعل العام على النحو التالي.
مبادئ لو شاتيلير
ينص هذا المبدأ على أنه إذا خضع تفاعل كيميائي عند التوازن لتغيير في التركيز أو درجة الحرارة أو الحجم أو الضغط الكلي ، فإن التوازن سيغير الاتجاه لإلغاء تأثير التغيير المطبق. على سبيل المثال ، إذا قمنا برفع درجة الحرارة ، فسيتحول موضع التوازن في الاتجاه الذي يحاول تبريد النظام.
(اقرأ أيضًا: خصائص وأنواع التوازن الكيميائي)
سيكون للتوازن الكيميائي تأثيرات مختلفة اعتمادًا على التأثير المعطى. سيؤثر تأثير الضغط فقط على الغازات المشاركة في عملية التوازن. ستؤدي الزيادة في الضغط إلى تحويل التوازن إلى عدد أصغر من جزيئات الغاز ، بينما يؤدي انخفاض الضغط إلى تحويل التوازن إلى عدد أكبر من الجزيئات.
على عكس الضغط ، يمكن لتأثير درجة الحرارة أن يحول التوازن نحو تفاعل ماص للحرارة و ماص للحرارة. تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تحويل التوازن إلى تفاعل ماص للحرارة ، بينما يؤدي انخفاض درجة الحرارة إلى تحويل التوازن إلى تفاعل طارد للحرارة.
يمكن أن يتأثر التوازن الكيميائي أيضًا بإضافة غاز خامل. عندما يضاف غاز خامل إلى النظام في حالة توازن عند ضغط ثابت ، فإن التوازن سوف يتحول نحو عدد أكبر من مولات الغاز. ولكن إذا كان للنظام حجم ثابت ، فلن يكون هناك أي تأثير.
في مبدأ Le Chatelier ، لا تؤثر المحفزات على التوازن لأنها تدعم معدلات التفاعل الأمامية والعكسية.
