أي من التفاعلات التالية يمكن عكسها؟ التفاعلات الكيميائية العكوسة وغير العكوسة

التفاعلات الكيميائية العكوسة وغير العكوسة. التوازن الكيميائي. تحول التوازن تحت تأثير العوامل المختلفة

التوازن الكيميائي

تسمى التفاعلات الكيميائية التي تجري في اتجاه واحد لا رجعة فيه.

معظم العمليات الكيميائية عكسها. وهذا يعني أنه في ظل نفس الظروف تحدث ردود الفعل الأمامية والعكسية (خاصة إذا كنا نتحدث عن أنظمة مغلقة).

على سبيل المثال:

أ) رد الفعل

$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$

لا رجعة فيه في نظام مفتوح.

ب) نفس رد الفعل

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

في نظام مغلق يمكن عكسها.

دعونا نفكر بمزيد من التفصيل في العمليات التي تحدث أثناء التفاعلات العكسية، على سبيل المثال، بالنسبة للتفاعل الشرطي:

استنادا إلى قانون عمل الكتلة، معدل رد الفعل المباشر

$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$

وبما أن تركيزات المادتين $A$ و$B$ تنخفض مع مرور الوقت، فإن معدل التفاعل المباشر ينخفض أيضًا.

ظهور منتجات التفاعل يعني احتمال حدوث تفاعل عكسي، وبمرور الوقت يزداد تركيز المادتين $C$ و $D$، مما يعني زيادة معدل التفاعل العكسي أيضًا:

$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$

عاجلاً أم آجلاً سيتم الوصول إلى حالة تصبح فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

تسمى حالة النظام الذي يكون فيه معدل التفاعل الأمامي مساوياً لمعدل التفاعل العكسي بالتوازن الكيميائي.

في هذه الحالة، تبقى تركيزات المواد المتفاعلة ومنتجات التفاعل دون تغيير. يطلق عليهم تركيزات التوازن. وعلى المستوى الكلي، يبدو أن لا شيء يتغير بشكل عام. لكن في الواقع، تستمر كل من العمليتين الأمامية والخلفية في الحدوث، ولكن بنفس السرعة. ولذلك، يسمى هذا التوازن في النظام متحركو متحرك.

ثابت التوازن

دعونا نشير إلى تركيزات التوازن للمواد مثل $[A]، [B]، [C]، [D]$.

ثم منذ $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$، من أين

$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(يساوي) $

حيث $γ، δ، α، β$ هي أسس مساوية للمعاملات في التفاعل العكسي؛ $K_(يساوي)$ هو ثابت التوازن الكيميائي.

يصف التعبير الناتج حالة التوازن كميًا وهو تعبير رياضي لقانون عمل الكتلة لأنظمة التوازن.

عند درجة حرارة ثابتة، يكون ثابت التوازن قيمة ثابتة لتفاعل عكسي معين. يوضح العلاقة بين تركيزات منتجات التفاعل (البسط) والمواد البادئة (المقام)، والتي تنشأ عند التوازن.

يتم حساب ثوابت التوازن من البيانات التجريبية، وتحديد تركيزات التوازن للمواد الأولية ومنتجات التفاعل عند درجة حرارة معينة.

تميز قيمة ثابت التوازن ناتج منتجات التفاعل واكتمال تقدمها. إذا حصلنا على $K_(يساوي) >> 1$، فهذا يعني أنه عند التوازن $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$أي أن تراكيز نواتج التفاعل تتغلب على تراكيز المواد البادئة ويكون مردود نواتج التفاعل عاليا.

عند $K_(يساوي)

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

ثابت التوازن

$K_(يساوي)=(·)/(·)$

عند 20 درجة مئوية، تبلغ القيمة 0.28 دولارًا (أي أقل من 1 دولار). وهذا يعني أن جزءًا كبيرًا من الإستر لم يتم تحلله مائيًا.

في حالة التفاعلات غير المتجانسة، يتضمن التعبير عن ثابت التوازن تركيزات المواد الموجودة في الطور الغازي أو السائل فقط. على سبيل المثال، لرد الفعل

يتم التعبير عن ثابت التوازن على النحو التالي:

$K_(يساوي)=(^2)/()$

تعتمد قيمة ثابت التوازن على طبيعة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة.

لا يعتمد الثابت على وجود المحفز، لأنه يغير طاقة التنشيط لكل من التفاعلات الأمامية والخلفية بنفس المقدار. يمكن للمحفز فقط تسريع بداية التوازن دون التأثير على قيمة ثابت التوازن.

تحول التوازن تحت تأثير العوامل المختلفة

يتم الحفاظ على حالة التوازن إلى أجل غير مسمى في ظل ظروف خارجية ثابتة: درجة الحرارة، وتركيز المواد الأولية، والضغط (إذا شاركت الغازات في التفاعل أو تشكلت).

وبتغيير هذه الشروط يمكن نقل النظام من حالة التوازن إلى حالة أخرى تستوفي الشروط الجديدة. ويسمى هذا التحول النزوحأو التحول في التوازن.

دعونا نفكر في طرق مختلفة لتحويل التوازن باستخدام مثال التفاعل بين النيتروجين والهيدروجين لتكوين الأمونيا:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_(يساوي)=(^2)/(·^3)$

تأثير تغيير تركيز المواد

عند إضافة النيتروجين $N_2$ والهيدروجين $H_2$ إلى خليط التفاعل، يزداد تركيز هذه الغازات، مما يعني زيادة معدل التفاعل المباشر. ينزاح التوازن نحو اليمين نحو منتج التفاعل، أي. نحو الأمونيا $NH_3$.

ويمكن استخلاص نفس النتيجة من خلال تحليل التعبير عن ثابت التوازن. مع زيادة تركيز النيتروجين والهيدروجين، يزيد المقام، وبما أن $K_(يساوي)$ قيمة ثابتة، فيجب أن يزيد البسط. وبالتالي، ستزداد كمية منتج التفاعل $NH_3$ في خليط التفاعل.

ستؤدي الزيادة في تركيز منتج تفاعل الأمونيا $NH_3$ إلى تحول التوازن إلى اليسار، نحو تكوين المواد الأولية. ويمكن استخلاص هذا الاستنتاج بناء على أسباب مماثلة.

تأثير تغيير الضغط

يؤثر التغير في الضغط فقط على تلك الأنظمة التي تكون فيها مادة واحدة على الأقل في حالة غازية. مع زيادة الضغط، يقل حجم الغازات، مما يعني زيادة تركيزها.

لنفترض أن الضغط في نظام مغلق قد زاد، على سبيل المثال، $2$ مرة. وهذا يعني أن تركيزات جميع المواد الغازية ($N_2, H_2, NH_3$) في التفاعل الذي ندرسه سوف تزيد بمقدار $2$ مرة. في هذه الحالة، سيزيد البسط في التعبير $K_(يساوي)$ بمقدار 4 مرات، والمقام بمقدار $16$ مرة، أي. سيتم تعطيل التوازن. ولاستعادتها، يجب زيادة تركيز الأمونيا وتقليل تركيز النيتروجين والهيدروجين. سوف يتحول الرصيد إلى اليمين. إن التغير في الضغط ليس له أي تأثير عملياً على حجم السوائل والمواد الصلبة، أي. لا يغير تركيزهم. وبالتالي فإن حالة التوازن الكيميائي للتفاعلات التي لا تحتوي على غازات لا تعتمد على الضغط.

تأثير تغير درجة الحرارة

مع ارتفاع درجة الحرارة، كما تعلمون، تزداد معدلات جميع التفاعلات (الخارجية والماصة للحرارة). علاوة على ذلك، فإن ارتفاع درجة الحرارة له تأثير أكبر على معدل تلك التفاعلات التي لها طاقة تنشيط عالية، وبالتالي فهي ماصة للحرارة.

وبالتالي، فإن معدل التفاعل العكسي (ماص للحرارة في مثالنا) يزيد أكثر من معدل التفاعل الأمامي. سوف يتحول التوازن نحو العملية المصحوبة بامتصاص الطاقة.

يمكن التنبؤ باتجاه تحول التوازن باستخدام مبدأ لو شاتيليه (1884):

إذا حدث تأثير خارجي على نظام في حالة توازن (التركيز، الضغط، تغيرات درجة الحرارة)، فإن التوازن ينتقل إلى الجانب الذي يضعف هذا التأثير.

دعونا نستخلص النتائج:

مع زيادة تركيز المواد المتفاعلة، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو تكوين منتجات التفاعل؛
مع زيادة تركيز منتجات التفاعل، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو تكوين المواد الأولية؛
مع زيادة الضغط، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو التفاعل الذي يكون فيه حجم المواد الغازية المتكونة أصغر؛
مع زيادة درجة الحرارة، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو التفاعل الماص للحرارة؛
مع انخفاض درجة الحرارة - نحو عملية طاردة للحرارة.

لا ينطبق مبدأ لوشاتيلييه على التفاعلات الكيميائية فحسب، بل ينطبق أيضًا على العديد من العمليات الأخرى: التبخر، والتكثيف، والذوبان، والتبلور، وما إلى ذلك. وفي إنتاج أهم المنتجات الكيميائية، فإن مبدأ لوشاتيلييه والحسابات الناشئة عن قانون فعل الكتلة تجعل من الممكن إيجاد مثل هذه الظروف لتنفيذ العمليات الكيميائية التي توفر أقصى إنتاج للمادة المطلوبة.

تسمى التفاعلات الكيميائية التي تجري في اتجاه واحد لا رجعة فيه.

معظم العمليات الكيميائية عكسها. وهذا يعني أنه في ظل نفس الظروف تحدث ردود الفعل الأمامية والعكسية (خاصة إذا كنا نتحدث عن أنظمة مغلقة).

على سبيل المثال:

أ) رد الفعل

في نظام مفتوح لا رجعة فيه;

ب) نفس رد الفعل

في نظام مغلق عكسها.

التوازن الكيميائي

على أساس قانون العمل الجماعي معدل رد الفعل إلى الأمام:

وبما أن تركيزات المادتين A وB تتناقص بمرور الوقت، فإن معدل التفاعل المباشر ينخفض أيضًا.

ظهور نواتج التفاعل يعني احتمال حدوث تفاعل عكسي، ومع مرور الوقت تزداد تراكيز المادتين C وD، مما يعني أن سرعة رد الفعل العكسي.

عاجلاً أم آجلاً سيتم الوصول إلى حالة تصبح فيها معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية = .

تسمى حالة النظام التي يكون فيها معدل التفاعل الأمامي مساوياً لمعدل التفاعل العكسي التوازن الكيميائي.

في هذه الحالة، تظل تركيزات المواد المتفاعلة ومنتجات التفاعل دون تغيير. يطلق عليهم تركيزات التوازن. وعلى المستوى الكلي، يبدو أن لا شيء يتغير بشكل عام. لكن في الواقع، تستمر كل من العمليتين الأمامية والخلفية في الحدوث، ولكن بنفس السرعة. لذلك، يسمى هذا التوازن في النظام المحمول والديناميكي.

دعونا نشير إلى تركيزات التوازن للمواد [أ]، [ب]، [ج]، [د]. ثم منذ =، ك 1 [أ] α [ب] β = ك 2 [ج] γ [د] δ ، أين

حيث α، β، γ، δ هي الأسس، يساوي المعاملات في رد الفعل العكسي; ك يساوي - ثابت التوازن الكيميائي.

التعبير الناتج يصف كميا حالة التوازنوهو تعبير رياضي لقانون عمل الكتلة لأنظمة التوازن.

عند درجة حرارة ثابتة، يكون ثابت التوازن قيمة ثابتة لتفاعل عكسي معين. يوضح العلاقة بين تركيزات منتجات التفاعل (البسط) والمواد البادئة (المقام)، والتي تنشأ عند التوازن.

تميز قيمة ثابت التوازن ناتج منتجات التفاعل واكتمال تقدمها. إذا حصلنا على K » 1، فهذا يعني أنه عند التوازن [C] γ [د] δ "[أ] α [ب] β ، أي أن تراكيز نواتج التفاعل تسود على تراكيز المواد الأولية، ويكون ناتج نواتج التفاعل مرتفعًا.

عند K تساوي «1، يكون ناتج منتجات التفاعل منخفضًا بالمثل. على سبيل المثال، لتفاعل التحلل المائي لإستر إيثيل حمض الأسيتيك

ثابت التوازن:

عند 20 درجة مئوية تبلغ قيمته 0.28 (أي أقل من 1).

وهذا يعني أن جزءًا كبيرًا من الإستر لم يتم تحلله مائيًا.

يتم التعبير عن ثابت التوازن على النحو التالي:

تعتمد قيمة ثابت التوازن على طبيعة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة.

الثابت لا يعتمد على وجود المحفزلأنه يغير طاقة التنشيط لكل من التفاعلات الأمامية والخلفية بنفس المقدار. يمكن للمحفز فقط تسريع بداية التوازن دون التأثير على قيمة ثابت التوازن.

وبتغيير هذه الشروط يمكن نقل النظام من حالة التوازن إلى حالة أخرى تستوفي الشروط الجديدة. ويسمى هذا التحول النزوحأو التحول في التوازن.

دعونا نفكر في طرق مختلفة لتحويل التوازن باستخدام مثال التفاعل بين النيتروجين والهيدروجين لتكوين الأمونيا:

تأثير تغيير تركيز المواد

عند إضافة النيتروجين N2 والهيدروجين H2 إلى خليط التفاعل، يزداد تركيز هذه الغازات، مما يعني يزداد معدل التفاعل الأمامي. ينزاح التوازن إلى اليمين، نحو منتج التفاعل، أي نحو الأمونيا NH 3.

ن 2 +3 ح 2 → 2 نه 3

ويمكن استخلاص نفس النتيجة من خلال تحليل التعبير عن ثابت التوازن. ومع زيادة تركيز النيتروجين والهيدروجين، يزداد المقام، وبما أن K يساوي. - القيمة ثابتة، والبسط يجب أن يزيد. وبالتالي، ستزداد كمية منتج التفاعل NH 3 في خليط التفاعل.

ستؤدي الزيادة في تركيز منتج تفاعل الأمونيا NH 3 إلى تحول التوازن إلى اليسار، نحو تكوين المواد الأولية. ويمكن استخلاص هذا الاستنتاج بناء على أسباب مماثلة.

تأثير تغيير الضغط

لنفترض أن الضغط في نظام مغلق قد زاد، على سبيل المثال، بمقدار 2 مرات. وهذا يعني أن تركيزات جميع المواد الغازية (N 2، H 2، NH 3) في التفاعل قيد النظر سوف تزيد بمقدار مرتين. في هذه الحالة، فإن البسط في التعبير عن K يساوي سيزيد بمقدار 4 مرات، والمقام بمقدار 16 مرة، أي سيتم تعطيل التوازن. ولاستعادتها، يجب زيادة تركيز الأمونيا وتقليل تركيز النيتروجين والهيدروجين. سوف يتحول الرصيد إلى اليمين. إن التغير في الضغط ليس له أي تأثير عملياً على حجم الأجسام السائلة والصلبة، أي أنه لا يغير تركيزها. لذلك، حالة التوازن الكيميائي للتفاعلات التي لا تحتوي على غازات لا تعتمد على الضغط.

تأثير تغير درجة الحرارة

مع زيادة درجة الحرارة، تزداد معدلات جميع التفاعلات (الخارجية والماصة للحرارة). علاوة على ذلك فإن ارتفاع درجة الحرارة له تأثير أكبر على معدل تلك التفاعلات التي لها طاقة تنشيط أعلى، مما يعني ماص للحرارة.

وبالتالي فإن معدل التفاعل العكسي (الماص للحرارة) يزداد أكثر من معدل التفاعل الأمامي. سوف يتحول التوازن نحو العملية المصحوبة بامتصاص الطاقة.

يمكن التنبؤ باتجاه تحول التوازن باستخدام مبدأ لو شاتيليه:

هكذا:

مع زيادة تركيز المواد المتفاعلة، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو تكوين منتجات التفاعل؛

مع زيادة تركيز منتجات التفاعل، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو تكوين المواد الأولية؛

مع زيادة الضغط، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو التفاعل الذي يكون فيه حجم المواد الغازية المتكونة أصغر؛

مع زيادة درجة الحرارة، يتحول التوازن الكيميائي للنظام نحو التفاعل الماص للحرارة؛

مع انخفاض درجة الحرارة، فإنه يتحرك نحو عملية طاردة للحرارة.

المواد المرجعية لإجراء الاختبار:

الجدول الدوري

جدول الذوبان

من بين التصنيفات العديدة لأنواع التفاعلات، على سبيل المثال، تلك التي يتم تحديدها من خلال التأثير الحراري (الطارد للحرارة وماص للحرارة)، والتغيرات في حالات أكسدة المواد (الأكسدة والاختزال)، وعدد المكونات المشاركة فيها (التحلل، المركبات )، وهكذا، ردود الفعل التي تحدث في اتجاهين متبادلين، وتسمى كذلك عكسها . البديل للتفاعلات العكسية هو التفاعلات لا رجعة فيه، يتم خلالها تكوين المنتج النهائي (الراسب، المادة الغازية، الماء). ومن هذه التفاعلات ما يلي:

التفاعلات التبادلية بين المحاليل الملحية، والتي يتم خلالها تكوين راسب غير قابل للذوبان - CaCO 3:

Ca(OH) 2 + K 2 CO 3 → كربونات الكالسيوم 3↓ + 2KON (1)

أو مادة غازية - CO 2:

3 ك 2 كو 3 + 2 ح 3 رو 4 → 2 ك 3 رو 4 + 3 ثاني أكسيد الكربون 2+ 3H2O (2)

أو يتم الحصول على مادة قابلة للفصل قليلاً - H 2 O:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 ح 2يا(3)

إذا اعتبرنا رد فعل عكسيًا، فإنه لا يستمر فقط في الاتجاه الأمامي (في التفاعلات 1،2،3 من اليسار إلى اليمين)، ولكن أيضًا في الاتجاه المعاكس. مثال على هذا التفاعل هو تخليق الأمونيا من المواد الغازية - الهيدروجين والنيتروجين:

3 ح 2 + ن 2 ↔ 2 نه 3 (4)

هكذا، يُسمى التفاعل الكيميائي عكوسًا إذا لم يتم فقط في الاتجاه الأمامي (←)، ولكن أيضًا في الاتجاه العكسي (←) ويشار إليه بالرمز (↔).

السمة الرئيسية لهذا النوع من التفاعل هي أن منتجات التفاعل تتشكل من المواد الأولية، ولكن في نفس الوقت، يتم تشكيل كواشف البداية من نفس المنتجات. إذا نظرنا إلى التفاعل (4)، ففي وحدة زمنية نسبية، بالتزامن مع تكوين مولين من الأمونيا، سيحدث تحللهما بتكوين ثلاثة مولات من الهيدروجين ومول واحد من النيتروجين. ولنرمز إلى معدل التفاعل المباشر (4) بالرمز V 1، فيأخذ التعبير عن هذا المعدل الصورة:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3ˑ , (5)

حيث يتم تعريف القيمة “k” على أنها ثابت معدل تفاعل معين، والقيم [H 2 ] 3 وتتوافق مع تراكيز المواد البادئة مرفوعة إلى قوى مقابلة للمعاملات في معادلة التفاعل. وفقًا لمبدأ الانعكاس، فإن معدل التفاعل العكسي سيأخذ التعبير:

الخامس 2 = كˑ 2 (6)

في اللحظة الأولى من الزمن، يأخذ معدل التفاعل الأمامي القيمة الأكبر. ولكن تدريجيًا تنخفض تركيزات الكواشف البادئة ويتباطأ معدل التفاعل. وفي الوقت نفسه، يبدأ معدل التفاعل العكسي في الزيادة. عندما تصبح معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية واحدة (V 1 = V 2)، حالة التوازن ، حيث لم يعد هناك تغيير في تركيزات كل من الكواشف الأولية والكواشف الناتجة.

تجدر الإشارة إلى أن بعض ردود الفعل التي لا رجعة فيها لا ينبغي أن تؤخذ حرفيا. دعونا نعطي مثالاً على التفاعل الأكثر شيوعًا لتفاعل المعدن مع الحمض، وخاصة الزنك مع حمض الهيدروكلوريك:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2 (7)

في الواقع، يشكل الزنك عند ذوبانه في الحمض ملحًا: كلوريد الزنك وغاز الهيدروجين، ولكن بعد مرور بعض الوقت يتباطأ معدل التفاعل المباشر مع زيادة تركيز الملح في المحلول. عندما يتوقف التفاعل عملياً، ستتواجد كمية معينة من حمض الهيدروكلوريك في المحلول مع كلوريد الزنك، لذا يجب أن يكون التفاعل (7) على الصورة التالية:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

أو في حالة تكوين راسب غير قابل للذوبان يتم الحصول عليه عن طريق دمج محاليل Na 2 SO 4 و BaCl 2:

Na2SO4 + BaCl 2 = BaSO4 ↓ + 2NaCl (9)

الملح المترسب BaSO 4، وإن كان بدرجة صغيرة، سوف يتفكك إلى أيونات:

باسو 4 ↔ با 2+ + SO 4 2- (10)

ولذلك، فإن مفاهيم ردود الفعل التي لا رجعة فيها والتي لا رجعة فيها نسبية. ولكن مع ذلك، سواء في الطبيعة أو في الأنشطة العملية للناس، فإن ردود الفعل هذه لها أهمية كبيرة. على سبيل المثال، عمليات احتراق الهيدروكربونات أو المواد العضوية الأكثر تعقيدًا، مثل الكحول:

CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)

2C 2 H 5 OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)

هي عمليات لا رجعة فيها على الاطلاق. سيكون حلمًا سعيدًا للإنسانية لو تم عكس ردود الفعل (11) و(12)! عندها سيكون من الممكن تصنيع الغاز والبنزين والكحول مرة أخرى من ثاني أكسيد الكربون وH2O! ومن ناحية أخرى فإن التفاعلات العكسية مثل (4) أو أكسدة ثاني أكسيد الكبريت:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

وهي أساسية في إنتاج أملاح الأمونيوم، وحامض النيتريك، وحامض الكبريتيك، وغيرها من المركبات العضوية وغير العضوية. لكن ردود الفعل هذه قابلة للعكس! ومن أجل الحصول على المنتجات النهائية: NH 3 أو SO 3، من الضروري استخدام طرق تكنولوجية مثل: تغيير تركيزات الكواشف، تغيير الضغط، زيادة أو خفض درجة الحرارة. ولكن هذا سيكون بالفعل موضوع الموضوع التالي: "التحول في التوازن الكيميائي".

موقع الويب، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر.

يمكن تقسيم جميع التفاعلات الكيميائية إلى مجموعتين: تفاعلات لا رجعة فيها وتفاعلات عكسية. تستمر التفاعلات التي لا رجعة فيها حتى اكتمالها - حتى يتم استهلاك أحد المواد المتفاعلة بالكامل. التفاعلات العكسية لا تستمر حتى الاكتمال: في التفاعل العكسي، لا يتم استهلاك أي من المواد المتفاعلة بشكل كامل. يرجع هذا الاختلاف إلى حقيقة أن التفاعل الذي لا رجعة فيه لا يمكن أن يحدث إلا في اتجاه واحد. يمكن أن يحدث رد فعل عكسي في الاتجاهين الأمامي والخلفي.

دعونا ننظر إلى مثالين.

مثال 1. يتم التفاعل بين الزنك وحمض النيتريك المركز وفقا للمعادلة:

ومع وجود كمية كافية من حمض النيتريك، لن ينتهي التفاعل إلا عندما يذوب الزنك بالكامل. بالإضافة إلى ذلك، إذا حاولت تنفيذ هذا التفاعل في الاتجاه المعاكس - تمرير ثاني أكسيد النيتروجين من خلال محلول نترات الزنك، فلن يعمل الزنك المعدني وحمض النيتريك - لا يمكن أن يستمر هذا التفاعل في الاتجاه المعاكس. وبالتالي فإن تفاعل الزنك مع حامض النيتريك هو تفاعل لا رجعة فيه.

مثال 2. يتم تصنيع الأمونيا وفقا للمعادلة:

إذا قمت بخلط مول واحد من النيتروجين مع ثلاثة مولات من الهيدروجين، فقم بتهيئة الظروف في النظام الملائمة لحدوث التفاعل، وبعد وقت كافٍ، قم بتحليل خليط الغاز، ستظهر نتائج التحليل أنه ليس التفاعل فقط سيكون المنتج (الأمونيا) موجودًا في النظام، ولكن أيضًا المواد الأولية (النيتروجين والهيدروجين). إذا تم الآن، في ظل نفس الظروف، عدم وضع خليط النيتروجين والهيدروجين، ولكن الأمونيا، كمادة أولية، فسيكون من الممكن العثور على جزء من الأمونيا سوف يتحلل إلى نيتروجين وهيدروجين، والنسبة النهائية بين ستكون كميات المواد الثلاث هي نفسها كما في هذه الحالة، عند البدء من خليط من النيتروجين والهيدروجين. وبالتالي، فإن تخليق الأمونيا هو تفاعل عكسي.

في معادلات التفاعلات العكسية، يمكن استخدام الأسهم بدلاً من علامة التساوي؛ فهي ترمز إلى التفاعل الذي يحدث في الاتجاهين الأمامي والخلفي.

في الشكل. ويبين الشكل 68 التغير في معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية مع مرور الوقت. في البداية، عند خلط المواد البادئة تكون سرعة التفاعل الأمامي عالية، وسرعة التفاعل العكسي صفر، ومع استمرار التفاعل، يتم استهلاك المواد البادئة، وينخفض تركيزها.

أرز. 63. التغير في سرعة ردود الفعل الأمامية والخلفية مع مرور الوقت.

ونتيجة لذلك، ينخفض معدل التفاعل الأمامي. في نفس الوقت تظهر منتجات التفاعل ويزداد تركيزها. ونتيجة لذلك، يبدأ حدوث رد فعل عكسي، وتزداد سرعته تدريجياً. عندما تتساوى معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية، يحدث التوازن الكيميائي. وهكذا، في المثال الأخير، يتم إنشاء التوازن بين النيتروجين والهيدروجين والأمونيا.

يسمى التوازن الكيميائي بالتوازن الديناميكي. وهذا يؤكد أنه في حالة التوازن تحدث تفاعلات أمامية وعكسية، ولكن معدلاتها هي نفسها، ونتيجة لذلك لا تكون التغيرات في النظام ملحوظة.

السمة الكمية للتوازن الكيميائي هي قيمة تسمى ثابت التوازن الكيميائي. لنفكر في الأمر باستخدام مثال التفاعل التوليفي لليود والهيدروجين:

وفقًا لقانون عمل الكتلة، يتم التعبير عن معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية بالمعادلات:

في حالة التوازن، تكون معدلات التفاعلات الأمامية والعكسية متساوية، وبالتالي

إن نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية هي أيضًا ثابتة. ويسمى ثابت التوازن لهذا التفاعل (K):

من هنا أخيرا

على الجانب الأيسر من هذه المعادلة توجد تركيزات المواد المتفاعلة التي تم تحديدها عند تركيزات التوازن. الجانب الأيمن من المعادلة هو كمية ثابتة (عند درجة حرارة ثابتة).

يمكن إثبات ذلك في الحالة العامة للتفاعل العكسي

سيتم التعبير عن ثابت التوازن بالمعادلة:

تشير الأحرف الكبيرة هنا إلى صيغ المواد، وتشير الأحرف الصغيرة إلى المعاملات في معادلة التفاعل.

وبالتالي، عند درجة حرارة ثابتة، يكون ثابت التوازن للتفاعل العكسي هو قيمة ثابتة توضح النسبة بين تركيزات منتجات التفاعل (البسط) والمواد البادئة (المقام) التي يتم تحديدها عند التوازن.

توضح معادلة ثابت التوازن أنه في ظل ظروف التوازن، ترتبط تركيزات جميع المواد المشاركة في التفاعل ببعضها البعض. والتغير في تركيز أي من هذه المواد يستلزم تغيرات في تركيز جميع المواد الأخرى؛ ونتيجة لذلك، يتم إنشاء تركيزات جديدة، ولكن النسبة بينهما تتوافق مرة أخرى مع ثابت التوازن.

القيمة العددية لثابت التوازن، للتقريب الأول، تميز ناتج تفاعل معين. على سبيل المثال، عندما يكون عائد التفاعل مرتفعا، لأنه في هذه الحالة

أي أنه عند التوازن تكون تراكيز نواتج التفاعل أكبر بكثير من تراكيز المواد البادئة، وهذا يعني أن مردود التفاعل مرتفع. عندما (لسبب مماثل) يكون ناتج التفاعل منخفضًا.

في حالة التفاعلات غير المتجانسة، يشمل التعبير عن ثابت التوازن، وكذلك التعبير عن قانون عمل الكتلة (انظر الفقرة 58)، تركيزات تلك المواد الموجودة في الطور الغازي أو السائل فقط. على سبيل المثال، لرد الفعل

ثابت التوازن له الشكل:

تعتمد قيمة ثابت التوازن على طبيعة المواد المتفاعلة وعلى درجة الحرارة. لا يعتمد على وجود المحفزات. وكما ذكرنا سابقًا، فإن ثابت التوازن يساوي نسبة ثوابت معدل التفاعلات الأمامية والعكسية. بما أن المحفز يغير طاقة التنشيط لكل من التفاعلات الأمامية والعكسية بنفس المقدار (انظر الفقرة 60)، فإنه لا يؤثر على نسبة ثوابت معدلها.

ولذلك، فإن المحفز لا يؤثر على قيمة ثابت التوازن، وبالتالي، لا يمكنه زيادة أو تقليل ناتج التفاعل. يمكنه فقط تسريع أو إبطاء بداية التوازن.