وفقًا للكيميائي الفرنسي هنري لويس لو شاتيلير ، تحول التوازن إنها حالة يتم فيها تحويل تفاعل كيميائي (للأمام أو للخلف) عند تعرضه لاضطراب خارجي. أصبح هذا البيان الذي اقترحه الكيميائي معروفًا باسم مبدأ Le Chatelier.
ملحوظة: التفاعل المباشر هو التفاعل الذي يتم فيه تحويل المواد المتفاعلة إلى نواتج ، في حين أن التفاعل العكسي هو التفاعل الذي يتم فيه تحويل المنتجات إلى مواد متفاعلة.
يكون التفاعل في حالة توازن عندما تكون سرعة التفاعل المباشر هي نفسها رد الفعل العكسي ، أي تتحول المواد المتفاعلة إلى نواتج بنفس معدل تحول المنتجات إلى مواد متفاعلة.
التمثيل العام لتفاعل كيميائي متوازن
وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، عندما تعمل القوة على رد فعل التوازن ، فإن تحول التوازن سيحدث من أجل إبطال هذا الاضطراب وإنشاء حالة توازن جديدة في التفاعل.
الاضطرابات قادرة على تحويل التوازن الكيميائي هم انهم:
→ اختلاف التركيز
عندما التركيز في كمية المادة (في مول / لتر أو ضرس) لأحد المشاركين في التفاعل يتغير (إما ينخفض أو يزداد) ، فإن تحول التوازن، طالما أن هذا المشارك ليس في حالة صلبة.
وبالتالي ، وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، إذا كان
تركيز في حالة زيادة المشارك ، سيتحول الرصيد في الاتجاه المعاكس للزيادة. ومع ذلك ، إذا كان تركيز يتم تقليل المشارك ، سيكون هناك إزاحة للميزان في اتجاه الانخفاض. على سبيل المثال:
التمثيل العام لتفاعل كيميائي متوازن
زيادة تركيز A = تحولات التوازن إلى اليمين
إنقاص تركيز B = يتحول التوازن إلى اليسار
→ الاختلاف من الضغط
يعزز اختلاف الضغط فقط التحول في التوازن التي تحتوي على مكونات غازية ، لأنه عندما تزداد الجزيئات تزيد من الاصطدامات مع بعضها البعض ، وعندما ينخفض الضغط ، فإنها تقلل من الاصطدامات مع بعضها البعض.
تزداد التصادمات بين الجزيئات بازدياد الضغط، لأن الحجم (المساحة) ينخفض وفقًا لذلك ، مع تقليل حجم الضغط يترافق مع زيادة في الحجم.
ملحوظة: في حالة التوازن الكيميائي ، يأخذ تحليل تأثير تعديل الضغط في الاعتبار الحجم المولي للمواد المتفاعلة والمنتجات ، والذي يرتبط الحجم بمعاملات التفاعل. في المعادلة أدناه ، حجم الكاشف هو 4 والمنتج هو 2.
المعادلة التي تشير إلى الأحجام الموجودة في تكوين الأمونيا
وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، إذا زاد ضغط النظام ، فإن إزاحة التوازن في اتجاه حجم أكبر ، بينما إذا انخفض الضغط ، فإن إزاحة الرصيد.
معادلة تمثل توازن تكوين الأمونيا
زيادة الضغط = يتحول التوازن إلى اليمين (لأنه الجانب ذو الحجم الأقل).
الضغط المتناقص = ينتقل التوازن إلى اليسار (لأن هذا هو جانب الحجم الأعلى).
→ تغير درجة الحرارة
الزيادة في درجة الحرارة من تفاعل التوازن يفضل أن تصطدم الجزيئات أكثر ، بينما ينخفض درجة الحرارةأ يقلل من هياجهم ، وبالتالي ، من صدماتهم. لأن الزيادة في درجة الحرارة تفضل دائمًا التفاعل ماص للحرارة (واحد يمتص الطاقة).
يأخذ تحليل تأثير درجة الحرارة على التوازن بشكل أساسي في الاعتبار ΔH للتفاعل. إذا كانت ΔH موجبة ، فسيكون التفاعل الأمامي ماصًا للحرارة ، بينما يكون العكس طاردًا للحرارة. إذا كانت ΔH سالبة ، فسيكون الصحيح طاردًا للحرارة والعكس ماصًا للحرارة.
معادلة تحتوي على تباين في المحتوى الحراري في تكوين الأمونيا
زيادة درجة الحرارة = تحولات التوازن إلى اليسار (لأن هذا هو اتجاه التفاعل الماص للحرارة ، لأن ΔH سالب).
انخفاض درجة الحرارة = يتغير التوازن إلى اليمين (لأن هذا هو اتجاه التفاعل الطارد للحرارة ، لأن ΔH سالب).
بي ديوغو لوبيز دياس
مصدر: مدرسة البرازيل - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-deslocamento-equilibrio.htm
