وفقًا لأحد التصنيفات المستخدمة لوصف العمليات الكيميائية ، هناك نوعان من التفاعلات المعاكسة - قابلة للعكس و
من الناحية الكمية ، يتم وصف التوازن الكيميائيثابت التوازن ، والذي يساوي نسبة ثوابت التفاعلات الأمامية (K1) والعكسية (K2). يمكنك حسابه باستخدام الصيغة: K = K1 / K2. ستعتمد قيم ثبات التوازن على تركيبة المواد المتفاعلة ودرجة الحرارة.
يحدث تحول في التوازن الكيميائي على طولمبدأ Le Chatelier ، الذي يبدو كالتالي: "إذا كان النظام الذي هو في حالة توازن يتأثر بعوامل خارجية ، فإن التوازن سيضطرب ويتحول في الاتجاه المعاكس لهذا التغيير."
يعتبر التوازن الكيميائي وظروف إزاحته عن طريق مثال تكوين جزيء الأمونيا: N2 + 3H2 2NH3 + Q.
بالنظر إلى معادلة هذا التفاعل ، نؤسس:
التفاعل المباشر هو تفاعل المركب ، لأن من مادتين بسيطتين ، يتكون مركب واحد (الأمونيا) ، والعكس هو التحلل ؛
يستمر التفاعل المباشر مع تكوين الحرارة ، وبالتالي فهو طارد للحرارة ، وبالتالي ، يكون التفاعل العكسي ماصًا للحرارة ويستمر مع امتصاص الحرارة.
الآن سننظر في هذه المعادلة ، مع مراعاة تعديل بعض المعلمات:
تغير في التركيز. إذا قمنا بزيادة تركيز المواد الأولية - النيتروجين والهيدروجين - وقللنا من كمية الأمونيا ، فإن التوازن سيتحول إلى اليمين باتجاه تكوين NH3. إذا كنت بحاجة إلى نقله إلى اليسار ، فقم بزيادة تركيز الأمونيا.
تؤدي الزيادة في درجة الحرارة إلى تحريك التوازن إلىجانب التفاعل الذي يتم فيه امتصاص الحرارة ، وعندما تنخفض ، يتم إطلاقها. لذلك ، إذا زادت درجة الحرارة أثناء تخليق الأمونيا ، فسوف يتحول التوازن نحو منتجات البداية ، أي إلى اليسار ، ومع انخفاض في درجة الحرارة - إلى اليمين ، باتجاه ناتج التفاعل.
إذا قمت بزيادة الضغط ، فسوف يتحول التوازنفي الاتجاه الذي تكون فيه كمية المواد الغازية أقل ، ومع انخفاض الضغط - في الاتجاه الذي تزداد فيه كمية الغازات. في تركيب NH3 من 4 مول من N2 و 3 H2 ، يتم الحصول على 2 NH3. لذلك ، إذا زاد الضغط ، فسوف ينتقل التوازن إلى اليمين ، إلى تكوين NH3. إذا تم تقليل الضغط ، فسوف يتحول التوازن نحو المنتجات الأولية.
نستنتج أن التوازن الكيميائي يمكن أن ينزعج عن طريق الزيادة أو النقصان:
درجة الحرارة؛
الضغط؛
تركيز المواد.
عندما يتم إدخال محفز في أي تفاعل ، لا يتغير التوازن ؛ التوازن الكيميائي لا ينزعج.
