$$K_c = frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$

تمرین نوشتن عبارت‌های تعادل

در قسمت قبل آموختیم که معادله ثابت تعادل بر حسب غلظت چگونه نوشته می‌شود. برای تمرین بیشتر، عبارت $$K_c$$

$$3 O_2(g) rightleftharpoons 2 O_3(g)$$

$$N_2(g) + 3 H_2(g) rightleftharpoons 2 NH_3(g)$$

$$4 NH_3(g) + 7 O_2(g) rightleftharpoons 4 NO_2(g) + 6 H_2O(g)$$

برای هر یک از واکنش‌های زیر باید غلظت محصولات به توان ضرایب استوکیومتری‌شان تقسیم بر غلظت واکنش‌دهنده‌ها به توان ضرایب استوکیومتری‌شان نوشته شود. در این فرمول‌ها، غلظت‌ها با استفاده از براکت‌ها نشان داده شده‌اند.

$$K_c = dfrac{[text{O}_{3}]^{2}}{[text{O}_{2}]^{3}}$$

$$K_c = dfrac{[text{NH}_{3}]^{2}}{[text{N}_{2}][text{H}_{2}]^{3}}$$

$$K_c = dfrac{[text{NO}_{2}]^{4}[text{H}_{2}text{O}]^6}{[text{NH}_{3}]^{4}[text{O}_{2}]^{7}}$$

تنوع‌ها در فرم عبارت ثابت تعادل

از آنجا که تعادل می‌تواند از هر دو جهت در یک واکنش شیمیایی انجام شود، عبارت ثابت تعادل و بنابراین مقدار ثابت تعادل بستگی به فرم نوشته شده واکنش شیمیایی دارد. به عنوان مثال، اگر واکنش توصیف شده در معادله زیر را به شکل برعکس بنویسیم عبارت ثابت تعادل به شکل دیگری نوشته می‌شود.

$$cC + dD rightleftharpoons aA + bB$$

ثابت تعادل مربوطه $$K’$$ به صورت زیر است.

$$K’ = frac{[A]^a [B]^b}{[C]^c [D]^d}$$

این عبارت معکوس عبارت برای ثابت تعادل اصلی است، بنابراین $$K’ = frac{1}{K}$$

$$text{N}_2text{O}_4 rightleftharpoons 2text{NO}_2$$

ثابت تعادل به صورت زیر است.

$$K = frac{[text{NO}_2]^2}{[text{N}_2text{O}_4]}$$

اما برای واکنش معکوس واکنش بالا خواهیم داشت:

$$2text{NO}_2 rightleftharpoons text{N}_2text{O}_4$$

ثابت تعادل$$K’$$ با عبارت معکوس داده می‌شود.

$$K’ = frac{[text{N}_2text{O}_4]}{[text{NO}_2]^2}$$

به عنوان مثال دیگر، واکنش تشکیل آب را در نظر بگیرید.

$$2text{H}_2(text{g}) + text{O}_2(text{g}) rightleftharpoons 2text{H}_2text{O}(text{g})$$

از آنجا که$$text{H}_2$$

$$K’ = frac{1}{K} = frac{1}{2.4 times 10^{47}} = 4.2 times 10^{-48}$$

همانطور که توسط ثابت تعادل بسیار کوچک نشان داده شده است، مقدار زیادی انرژی برای تجزیه آب به $${H}_2$$

ثابت تعادل برای یک واکنش نوشته شده به صورت معکوس، معکوس ثابت تعادل برای واکنش به صورت اصلی است. نوشتن یک معادله در فرم‌های مختلف شیمیایی معادل نیز باعث می‌شود که هم عبارت ثابت تعادل و هم مقدار ثابت تعادل متفاوت باشد. به عنوان مثال، می‌توانیم معادله واکنش زیر را به شکل دیگری بنویسیم.

$$2text{NO}_2 rightleftharpoons text{N}_2text{O}_4$$

اگر این واکنش را به صورت زیر بنویسیم، خواهیم داشت:

$$text{NO}_2 rightleftharpoons frac{1}{2}text{N}_2text{O}_4$$

که ثابت تعادل $$K”$$ به صورت زیر است.

$$K” = frac{[text{N}_2text{O}_4]^{1/2}}{[text{NO}_2]}$$

مقادیر$$K’$$ و $$K”$$ به صورت زیر مرتبط هستند:

$$K” = sqrt{K’} = (K’)^{1/2}$$

به طور کلی، اگر تمام ضرایب در یک معادله شیمیایی متعادل به طور بعدی با $$n$$ ضرب شوند، سپس ثابت تعادل جدید برابر با ثابت تعادل اصلی به توان $$n$$ است.

ثابت تعادل گازها

برای واکنش‌هایی که گونه‌های آن در محلول هستند، غلظت‌ها معمولا به صورت مول بر لیتر در محاسبات تعادل بیان می‌شوند. با این حال، در عبارت‌های ثابت تعادل برای سیستم‌هایی که شامل گازها هستند، به جای مولاریته، فشار جزئی مورد استفاده قرار می‌گیرد که استاندارد آن ۱ اتمسفر است. نماد $$K_p$$ برای نشان دادن ثابت‌های تعادل محاسبه‌ شده از فشارهای جزئی استفاده می‌شود. در ادامه برای واکنش کلی زیر در حالت گازی، ثابت تعادل گازی را بررسی می‌کنیم.

$$aA + bB rightleftharpoons cC + dD$$

در این واکنش تمام اجزا گاز هستند. عبارت ثابت تعادل می‌تواند به صورت نسبت فشارهای جزئی فراورده‌ها و واکنش‌دهنده‌ها (هر یک به توان ضریب استوکیومتری آن در معادله شیمیایی) نوشته شود. این معادله در ادامه این مطلب از مجله فرادرس آورده شده است.

$$K_p = frac{(P_C)^c (P_D)^d}{(P_A)^a (P_B)^b}$$

برای مثال، برای تجزیه $$N_2O_4$$

$$K_p = frac{(P_{text{NO}_2})^2}{P_{text{N}_2text{O}_4}}$$

$$K_p = K(RT)^{Delta n}$$

در این معادله، $$K$$ ثابت تعادل بیان‌شده بر اساس غلظت‌ها است و $$Delta n$$ تفاوت بین تعداد مول‌های محصولات گازی و واکنش‌دهنده‌های گازی ($$n_p – n_r$$

برای واکنش تجزیه $$N_2O_4$$

$$K_p = K(RT)^1 = KRT$$

تعریف ثابت یونش

همانطور که قبلا اشاره شد، ثابت یونش همان ثابت تعادل است که در واکنش‌های یونیزاسیون اسید یا باز مطرح می‌شود. در واقع، میزان بزرگی ثابت تعادل در این دسته از واکنش‌ها، میزان قدرت اسید یا باز را مشخص می‌کند. یک راه ساده درک مفهوم ثابت یونش این است که بپرسیم در چه صورتی و در چه زمانی یون‌های حاصل از تفکیک اسید یا باز در آب یافت می‌شود. به همین علت به آن ثابت تفکیک اسید نیز گفته می‌شود. برای مثال، فرمول یونش اسید ضعیف HA را در آب به صورت زیر در نظر بگیرید.

$$HA_{(aq)}+H_2O_{(l)} rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)}+A^−_{(aq)} label{16.5.1}$$

ثابت تعادل این واکنش تفکیک (یونیزاسیون) به شکل زیر است.

$$K=dfrac{[H_3O^+][A^−]}{[H_2O][HA]} label{16.5.2}$$

اسید‌ها و باز‌ها می‌توانند از نوع قوی یا ضعیف باشند. میزان ثابت یونش این مواد در واقع میزان تفکیک این مواد را در آب بیان می‌کند.

یونش آب

آب مایع، غلظت خیلی پایینی از یون‌ها را درون خود دارد. وجود این یون‌ها با اندازه‌گیری رسانایی الکترونی آب مشهود می‌شود. آب به دلیل وجود اتم الکترونگاتیو اکسیژن در مولکول‌ خود دچار خود یونشی می‌شود و به یون‌های هیدرونیوم و هیدروکسید تفکیک می‌شود. معادله واکنش این تفکیک به صورت زیر نوشته شده است.

$$H_2O + H_2O rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$$

بدین ترتیب با یونش مولکول‌های آب، دو یون هیدروژن و هیدروکسید در آن آزاد می‌شود. در یک لیتر آب در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد تعداد $$10^{-7}$$ یون هیدرونیوم یا هیدروکسید در حالت تعادل وجود دارد. به دلیل اینکه این اتفاق در حالت تعادل می‌افتد، می‌توان ثابت تعادل را برای واکنش تفکیک آب به صورت زیر نوشت.

$$H_2O rightleftharpoons H^+ + OH^-$$

$$K_{eq}= dfrac{[H^+][OH^-]}{[H_2O]}$$

 ثابت یونش اسیدی

یک اسید قوی به طور کامل در آب تفکیک می‌شود، در حالی که یک اسید ضعیف تنها مقدار کمی در آب تفکیک می‌شود. میزان ثابت یونش برای اسیدها با عبارت $$K_a$$

یونیزاسیون اسید نسبت اسید اصلی به اسیدی را که در آب تفکیک شده است، نشان می‌دهد. بنابراین، مقدار عددی $$K_a$$

محاسبه ثابت یونش اسیدی

به طور کلی در معادله واکنش تفکیک یک اسید $$HA$$ در آب، دو یون $$H_3O^+$$

$$HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}$$

میزان ثابت یونش اسیدی از رابطه زیر به دست می‌آید که در آن $$HA$$ نشان‌دهنده اسید است.

$$K_a = frac{[text{H}_3text{O}^+][text{A}^-]}{[text{HA}]}$$

تمامی اسیدها یک باز مزدوج دارند که وقتی در آب تفکیک می‌شوند، این باز تشکیل خواهد شد. میزان قدرت باز مزدوج از میزان ثابت یونش اسیدی به دست می‌آید، زیرا حاصل ضرب ثابت یونش اسیدی و بازی برابر با ثابت یونش آب است که با عبارت $$K_W$$. ثابت یونش آب همواره مقدار ثابت $$1 times 10^{-14}$$ را در دمای اتاق دارد.

هرچه میزان ثابت اسیدی بیشتر باشد، اسید قوی‌تر و به دنبال آن باز مزدوج ضعیف‌تر است. برای درک بهتر مفهوم ثابت یونش اسیدی، معادله تفکیک اسید ضعیف $$HCN$$ در آب را در نظر بگیرید.

$$HCN_{(aq)} + H_2O rightleftharpoons H_3O^+ + CN^-$$

در صورت اضافه شدن پتاسیم هیدروکسید به آب، یون‌های هیدرونیوم و سیانید تولید می‌شوند. رابطه ثابت یونش اسیدی به شکل زیر نوشته می‌شود.

$$K_a = dfrac{[H_3O^+] [CN^-]}{[HCN]}$$

در این واکنش اگر غلظت هیدروژن سیانید ۰٫۸ و غلظت یون هیدرونیوم ۰٫۰۰۳۹ باشد، مقدار ثابت یونش به شکل زیر به دست می‌آید. اگر فرض کنیم واکنش در حالت تعادل است، غلظت یون هیدرونیوم و سیانید برابر است. در نتیجه طبق معادله بالا، غلظت‌ها را جایگذاری کرده و مقدار ثابت یونش اسیدی به دست می‌آید.

$$K_a = dfrac{0.0039^2}{0.8} = 1.9 times 10^{-5}$$

ثابت یونش بازی

مانند اسید‌ها، باز‌ها نیز می‌توانند قوی یا ضعیف باشند. این مسئله به میزان ثابت یونش آن‌ها بستگی دارد. یک باز قوی، به صورت کامل در آب تفکیک می‌شود و کاملا در آب یونیزه می‌شود. اما یک باز ضعیف، تنها تا مقادیر محدودی در آب یونیزه می‌شود.

عبارت ثابت یونش بازی، تنها برای فرایند تفکیک باز‌های ضعیف در محلول‌های آبی می‌تواند نوشته شود. ثابت یونش بازی با عبارت $$K_b$$ نشان داده می‌شود. مقدار عددی ثابت یونش بازی درواقع نشان‌ دهنده قدرت باز است. در مورد باز‌های قوی، به دلیل تفکیک کامل آن‌ها در آب، میزان ثابت یونش به بی‌نهایت میل می‌کند.

ثابت یونش بازی که عبارت است از غلظت فراورده‌ها به واکنش‌ دهنده‌ها در حالت تعادل برای واکنش تفکیک در آب یه شکل زیر است. عبارت B در این معادله نشانگر غلظت باز است.

$$K_b = dfrac{[ce{OH^{-}}][ce{HB^{+}}]}{ce{B}}$$

هرچه میزان $$K_b$$

$$pk_b=-log_{10}^{K_b}$$

مثال

برای درک بهتر ثابت یونش بازی، معادله تفکیک واکنش باز ضعیف پیریدین در آب را در نظر بگیرید. معادله این واکنش به شکل زیر است.

$$C_5H_5N_{(aq)} + H_2O_{(l)} → C_5H_5N^+_{(aq)} + OH^-_{ (aq)} label{10}$$

به همان روشی که برای اسید‌ها داشتیم، می‌توانیم مقدار ثابت یونش بازی را برای معادله واکنش بالا حساب کنیم اما ممکن است مسائل پیچیده‌تری از ما خواسته شود. برای مثال به نمونه‌ی زیر توجه کنید.

اگر در تفکیک باز ضعیف پیریدین در آب، غلظت پیریدین ۳ مولار باشد و ثابت یونش بازی آن برابر با $$K_b = 1.5 times 10^{-9}$$

برای محاسبه غظت یون هیدروکسید، مقادیری که داده شده است را در معادله ثابت یونش بازی می‌گذاریم. پس از جایگذاری اعداد، معادله به فرم زیر تبدیل می‌شود.

$$K_b= dfrac{[OH^-] [C_5H_5NH^+]}{[C_5H_5N=3]} = 1.5 times 10^{-9}$$

از آنجا که واکنش در تعادل است، غلظت یون‌های هیدروکسید و $$C_5H_5NH^+$$

نکته مهم

به دلیل این که این واکنش‌ها درون آب اتفاق می‌افتند، غلظت آب در معادله ثابت یونش محاسبه نمی‌شود. با اینکه آب در این واکنش‌ها شرکت می‌کند، به عنوان حلال در نظر گرفته می‌شود. این یک امر قراردادی است که همواره باید به‌خاطر داشته باشید.

رابطه $$P_Ka$$

جمع مقادیر $$P_Ka$$

$$P_{Ka} + P_{Kb} = 14$$

این معادله در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد همواره برقرار است.

رابطه ثابت یونش و مقادیر pH

مقادیر ثابت یونش و $$P_K$$

$$pH = P_{Ka} + log_{10}left(frac{[A^-]}{[HA]}right)$$

بر اساس این رابطه، زمانی که نصف اسید تفکیک شده باشد، مقادیر $$P_{Ka}$$

این رابطه به خوبی نشان می‌دهد که چگونه میزان تفکیک اسید و باز بر مقدار $$pH$$ تأثیر می‌گذارد و به ما امکان تحلیل ساده‌تری از خواص اسیدی و بازی محلول‌ها می‌دهد.

تمامی اسیدها و بازها به یک اندازه تفکیک و یونیزه نمی‌شوند. این بدان معناست که تمامی اسیدها و بازها به یک اندازه قدرت ندارند که یون هیدروژن مثبت و هیدروکسید منفی تولید کنند. کلمات قوی و ضعیف برای مشخص کردن قدرت اسیدها و بازها استفاده می‌شود و این قدرت می‌تواند تأثیرات متفاوتی بر روی میزان تولید یون‌ها داشته باشد. به عبارت دیگر، فرق ثابت تعادل و ثابت یونش در توانایی یک اسید یا باز برای یونیزه شدن و تولید الکتریسیته هم نهفته است.

لیست اسید‌های ضعیف و قوی

در ادامه فهرستی از اسید‌های قوی و ضعیف پرکاربرد با توجه با ثابت یونش آن‌ها نوشته شده است.

اصل لوشاتلیه

در قسمت‌های قبل آموختیم که می‌توانیم با استفاده از ثابت تعادل واکنش، به تعادل واکنش پی‌ببریم. در ادامه، به بررسی وضعیت‌هایی می‌پردازیم که در آن تعادل به دلایل مختلف به هم می‌خورد. برای درک بهتر فرق ثابت تعادل و ثابت یونش، باید بدانیم که قانونی وجود دارد که بیان می‌کند اگر تعادل واکنش به‌هم بخورد، واکنش در جهت ایجاد تعادلی جدید حرکت خواهد کرد. این قانون به نام قانون لوشاتلیه شناخته می‌شود.

به عنوان مثال، تصور کنید واکنشی در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد به تعادل رسیده است. اگر دما افزایش یا کاهش یابد، تعادل واکنش به هم می‌خورد. همچنین، اگر فراورده‌ها افزایش یابند (و واکنش در جهت رفت پیش برود)، طبق اصل لوشاتلیه، واکنش در جهت مصرف این فراورده‌ها (جهت برگشت) پیش خواهد رفت تا به تعادل جدیدی برسد. این تغییرات در تعادل واکنش، مفهوم فرق ثابت تعادل و ثابت یونش را روشن‌تر می‌کند.

استفاده از قانون لوشاتلیه برای پیش‌بینی تعادل

قانون لوشاتلیه می‌تواند برای پیش‌بینی تغییرات تعادل واکنش استفاده شود. طبق قانون لوشاتلیه، اگر تعادل واکنش به هم بخورد، سیستم تا رسیدن به تعادل جدید تغییر خواهد کرد. در این شرایط، برای بررسی تفاوت بین ثابت تعادل و ثابت یونش، باید به تأثیر تغییرات در سیستم توجه کنیم.

اما اگر واکنش هنوز به تعادل نرسیده باشد، بررسی تغییرات واکنش بر اساس قانون لوشاتلیه امکان‌پذیر نیست. در این وضعیت، باید میزان ثابت واکنش را با ثابت تعادل مقایسه کنیم تا بتوانیم اثر تغییرات واکنش را بررسی کنیم. عوامل مختلفی می‌توانند تعادل واکنش را به هم بزنند. در ادامه به بررسی این عوامل خواهیم پرداخت.

گاهی اوقات می‌توان با تغییر دادن فشار واکنش، تعادل واکنش را تغییر داد. اثر فشار تنها در واکنش‌هایی مشهود است که یکی از واکنش‌دهنده‌ها یا محصولات گاز باشد. تغییر فشار در این واکنش‌ها باعث افزایش یا کاهش تعداد کل مولکول‌های گاز در واکنش خواهد شد و واکنش برای جبران آن در یک سمت بیشتر پیش خواهد رفت.

در قسمت‌های قبل آموختیم که تغییرات فشار یا غلظت مواد در واکنش می‌تواند تعادل واکنش را برهم بزند. اما اثر تغییر دما بر تعادل واکنش کمی متفاوت است. با تغییر دما، مقدار ثابت تعادل واکنش تغییر می‌کند. برای پیش‌بینی اثر تغییر دما بر ثابت تعادل، می‌توانیم از قانون لوشاتلیه استفاده کنیم. این قانون به ما کمک می‌کند تا با در نظر گرفتن کیفی اثر تغییر دما، تغییرات تعادل را پیش‌بینی کنیم.

برای مثال، واکنش زیر را در نظر بگیرید. این واکنش یک واکنش گرماده است، به این معنی که با انجام واکنش، گرما آزاد می‌شود. به دلیل گرماده بودن واکنش، می‌توانیم گرما را به عنوان یک فراورده در واکنش بنویسیم.

$${H2(g) + I2(g) rightleftharpoons 2HI(g)} + text{heat}$$

حال اگر در واکنش متعادل، افزایش دما داشته باشیم، انرژی درونی واکنش افزایش خواهد یافت. از آن‌جا که گرما در سمت محصولات قرار دارد، افزایش دمای سیستم باعث می‌شود واکنش طبق اصل لوشاتلیه به سمت واکنش‌دهنده‌ها حرکت کند (واکنش برگشت) تا تعادل دوباره در سیستم برقرار شود. این تغییرات تعادل در واکنش‌های گرماده بر اساس قانون لوشاتلیه قابل پیش‌بینی است، زیرا افزایش دما موجب جابه‌جایی تعادل به سمت کاهش دما و افزایش تولید واکنش‌دهنده‌ها می‌شود.

$$H2(g) + I2(g) rightleftharpoons 2HI(g) + text{heat}$$

در ادامه جدولی برای دسته بندی تأثیر انواع تغییرات در واکنش بر روی تعادل و ثابت تعادل واکنش آورده شده است.

 اثر کاتالیست بر تعادل واکنش

برای درک بهتر تاثیر کاتالیست بر تعادل واکنش، باید توجه داشت که کاتالیست ماده‌ای است که به انجام واکنش سرعت می‌بخشد. این افزایش سرعت ممکن است باعث شود واکنش زودتر به تعادل برسد. به عبارت دیگر، کاتالیست‌ها موجب می‌شوند که واکنش‌ها سریع‌تر به تعادل برسند، اما تاثیری بر موقعیت تعادل نهایی ندارند. در نتیجه، تغییرات در سرعت رسیدن به تعادل و زمان مورد نیاز برای رسیدن به آن به کمک کاتالیست، مورد بررسی قرار می‌گیرد.

توضیح رسانایی اسید و باز

برای بررسی رسانایی اسید و باز، می‌توان از تولید یک محلول الکترولیت و بررسی رسانایی آن از طریق یک لامپ استفاده کرد. در این آزمایش، مدار لامپ به وسیله یک محلول که حاوی مقادیر زیادی از یون‌های آزاد در محلول است، کامل می‌شود. اگر لامپ با قرار گرفتن محلول در مدار روشن شود، این نشان‌دهنده توانایی زیاد محلول برای انتقال الکتریسیته است.

برخی از اسید‌ها و باز‌ها به سرعت در محلول یونیزه و تفکیک می‌شوند. این اسید‌ها و باز‌ها به نام اسید و باز قوی شناخته می‌شوند. برای مثال، اسید کلریدریک $$HCl$$ یک اسید قوی است. وقتی این اسید با آب ترکیب می‌شود به سرعت به یون‌های $$H^+$$ و $$Cl^-$$ تفکیک می‌شود. واکنش تفکیک این اسید در آب به شکل زیر است.

$$ce{HCl(aq) + H2O(l) <=> H3O^{+}(aq) + Cl^{-}(aq)} nonumber$$

برای یک اسید قوی مانند کلریدریک اسید، اگر یک مول از اسید را در یک لیتر آب داشته باشیم، تقریبا یک مول $$H_3O^+$$

$$text{NaOH}_{(aq)} rightarrow text{Na}^+_{(aq)} + text{OH}^-_{(aq)}$$

$$ce{NaOH(aq) + H2O(l) <=> Na^{+}(aq) + OH^{-}(aq) + H2O(l)} nonumber$$

عبارت‌های ضعیف و قوی به این که اسیدها و بازها چه مقدار خورنده و تخریب‌کننده هستند، مربوط نمی‌شود و تنها به مقدار تفکیک آن‌ها در آب اشاره دارد. توانایی مواد برای خوردگی یا آسیب به پوست و سطوح مختلف بیشتر به ویژگی‌های خاص اسیدها و بازها و همچنین غلظت آن‌ها مرتبط است. با این حال، اسیدهای قوی در غلظت‌های پایین نیز می‌توانند بسیار خطرناک‌تر باشند، اما قدرت خورندگی آن‌ها لزوما از اسیدهای ضعیف بیشتر نیست.

برای مثال، هیدروفلوئوریک اسید یک اسید ضعیف است اما به شدت خطرناک و خورنده است و باید با احتیاط حمل و استفاده شود. خطر این اسید به حدی است که می‌تواند از شیشه نیز عبور کند. در اینجا، فرق ثابت تعادل و ثابت یونش نقش مهمی در تعیین میزان تفکیک اسیدها و بازها دارد و می‌تواند به درک بهتر قدرت آن‌ها کمک کند.

کاربرد‌های تعادل شیمیایی

تعادل شیمیایی یکی از اصول اساسی در شیمی است که کاربردهای گسترده‌ای در صنایع مختلف، محیط زیست، پزشکی و حتی زندگی روزمره دارد. درک و به‌کارگیری مفهوم تعادل شیمیایی به شیمی‌دانان و مهندسان کمک می‌کند تا واکنش‌های شیمیایی را بهینه کنند و کنترل بهتری بر فرایندهای شیمیایی داشته باشند. تعادل شیمیایی به معنای رسیدن به حالتی است که در آن سرعت واکنش رفت و برگشت برابر می‌شود و غلظت واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها ثابت باقی می‌ماند. این مفهوم در بسیاری از حوزه‌های علمی و صنعتی به‌ویژه برای بهینه‌سازی تولیدات و حفظ پایداری سیستم‌های شیمیایی مورد استفاده قرار می‌گیرد. در ادامه برخی از این کاربرد‌ها توضیح داده شده‌اند.

شیمی صنعتی: اصول تعادل شیمیایی در فرایندهای صنعتی برای بهینه‌سازی بازده واکنش و خلوص محصولات به کار می‌رود. نمونه‌هایی از این کاربردها شامل فرایند هابر-بوش برای سنتز آمونیاک و تولید متانول و اسید سولفوریک است.

شیمی محیط زیست: مفاهیم تعادل در فهم فرایندهای محیطی مانند رفتار آلاینده‌ها در هوا، آب و خاک نقش دارند. محاسبات تعادل به ارزیابی عواملی همچون pH در آب‌های طبیعی و تعادل‌های موجود در تشکیل باران اسیدی کمک می‌کند.

تجزیه و تحلیل شیمیایی: روش‌های مبتنی بر تعادل در شیمی تجزیه برای تحلیل‌های کمی به کار می‌رود. تکنیک‌هایی مانند اسپکتروفتومتری و تیتراسیون بر اساس تعادل بین آنالیت‌ها و معرف‌ها برای تعیین غلظت‌ها عمل می‌کنند.

داروسازی: فرمولاسیون داروها اغلب شامل اصول مبتنی بر تعادل است. به عنوان مثال، حلالیت یک دارو در حلال خاص برای سیستم‌های تحویل دارویی حیاتی است.

سیستم‌های بیولوژیکی: مفاهیم تعادل در سیستم‌های بیولوژیکی مانند اتصال اکسیژن به هموگلوبین در خون نیز اهمیت دارند. فهم تعادل بین واکنش‌دهنده‌ها و محصولات برای درک واکنش‌های بیوشیمیایی ضروری است.

پیشگیری از خوردگی مواد: در پیشگیری از خوردگی مواد، واکنش‌های تعادلی اهمیت دارند. با کنترل شرایطی که فلزات در معرض رطوبت و اکسیژن قرار می‌گیرند، می‌توان شرایطی را ایجاد کرد که از فرایند خوردگی جلوگیری شود.

شیمی مواد غذایی: واکنش‌های تعادلی در شیمی مواد غذایی مانند کنترل pH محصولات غذایی و اطمینان از پایداری امولسیون‌ها و سوسپانسیون‌ها، مهم هستند.

تولید کودهای شیمیایی: در تولید کودهای شیمیایی، اصول تعادل برای بهینه‌سازی سنتز مواد مغذی مانند نیترات آمونیوم به کار می‌رود.

خارج قسمت واکنش چیست؟

در قسمت‌های قبل آموختیم که اگر واکنش به تعادل رسیده باشد، مقدار ثابت تعادل برای واکنش در دمای معین همواره ثابت خواهد بود. یکی از چالش‌هایی که شیمیدان‌ها با آن مواجه هستند، تشخیص این است که واکنش به تعادل رسیده است یا خیر. برای این منظور، دانشمندان از عبارتی به نام خارج قسمت واکنش استفاده می‌کنند.

خارج قسمت واکنش مشابه ثابت واکنش است، با این تفاوت که ممکن است از مجموعه‌ای از مقادیر اندازه‌گیری شده برای هر ترکیبی از واکنش‌دهنده‌ها و محصولات به دست آید. این ضریب صرف‌نظر از این‌که واکنش به تعادل رسیده است یا خیر، محاسبه می‌شود. معادله خارج قسمت واکنش برای یک واکنش ساده به شکل زیر است.

$$aA+bB rightleftharpoons cC+dD nonumber$$

$$Q=dfrac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} label{15.6.1}$$

در این معادله، $$Q$$ نمایانگر خارج قسمت واکنش است و با استفاده از مقادیر غلظت‌های واکنش‌دهنده‌ها و محصولات محاسبه می‌شود. اگر مقدار Q برابر با ثابت تعادل (K) باشد، واکنش به تعادل رسیده است. اگر Q بیشتر یا کمتر از K باشد، واکنش در مسیر رسیدن به تعادل است و به سمت راست یا چپ پیش خواهد رفت تا تعادل برقرار شود.

برای درک بهتر این معادله، واکنش تبدیل دی نیتروژن تتروکسید را به نیتروژن دی اکسید در نظر بگیرید.

$${N2O4(g) <=> 2NO2(g)} nonumber$$

در این واکنش مقدار ثابت واکنش از روش زیر به دست می‌آید.

$$Q=dfrac{[{NO2}]^2}{[{N2O4}]} label{15.6.2}$$

با به دست آوردن مقادیر غلظت مواد در دماهای مختلف و زمان‌های مختلف آزمایش و جایگذاری آن‌ها در معادله خارج قسمت واکنش، می‌توان میزان این ضریب را محاسبه کرد. با مقایسه میزان خارج قسمت واکنش با ثابت واکنش، می‌توان تشخیص داد که واکنش به تعادل رسیده است یا خیر. اگر میزان خارج قسمت واکنش برابر با ثابت واکنش باشد، واکنش در تعادل قرار دارد.

تفاوت درجه یونش و ثابت یونش

عبارت یونش به معنای تبدیل یک اتم خنثی به یون مثبت (کاتیون) یا یون منفی (آنیون) است. این فرایند به دلیل از دست دادن یا گرفتن الکترون اتفاق می‌افتد. همانطور که قبلا اشاره شد، ثابت یونش در واقع همان ثابت تعادلی است که برای معادله تفکیک اسیدها یا بازهای ضعیف در آب بیان می‌شود. حال می‌خواهیم بدانیم درجه یونش چیست و تفاوت آن با ثابت یونش چیست.

درجه یونش $$alpha$$ در واقع نسبت تعداد مولکول‌های خنثی به تعداد یون‌ها در همان فاز گاز یا آبی است. نسبت یون‌های یک محلول به تعداد کل مولکول‌هایی که در آن محلول وجود دارند، به عنوان «یونش جزئی» شناخته می‌شود. اگر کل محلول تنها شامل یون‌ها باشد، به آن محلول «یونش کامل» گفته می‌شود.

فرمول درجه یونش

اسید‌های ضعیف و باز‌های ضعیف نمی‌توانند به طور کامل تفکیک شوند و یون‌های جدا شده و تفکیک شده و مواد خنثی در تعادل هستند. درصد اسید ضعیف یا باز ضعیف کلی که در فرم یونیزه شده در محلول وجود دارد به نام درجه یونش شناخته می‌شود.

عوامل تاثیرگذار بر درجه یونش

• ساختار الکترولیت: الکترولیت به محلولی گفته می‌شود که جریان الکتریسیته را از خود عبور می‌دهد. الکترولیت‌های ضعیف کمتر از الکترولیت‌های قوی تفکیک می‌شوند و الکترولیت‌های قوی معمولا به طور کامل به یون‌های سازنده‌شان تفکیک می‌شوند.
• ساختار حلال: ثابت الکتریکی حلال که نشان‌دهنده توانایی حلال در جدا کردن یون‌ها در خود است، یکی از عوامل تأثیرگذار در درجه یونش است. هرچه ثابت الکتریکی یک محلول بیشتر باشد، قدرت یونش محلول بیشتر می‌شود و در نتیجه بر درجه یونش نیز تأثیر می‌گذارد.
• دمای محیط: به دلیل تأثیر آن بر ثابت تعادل و ثابت یونیزاسیون، در درجه یونش نیز تأثیر دارد.
• رقت محلول: هرچه یک محلول رقیق‌تر باشد، میزان درجه یونش آن افزایش می‌یابد، زیرا انتقال یون‌ها در محلول رقیق‌تر راحت‌تر صورت می‌گیرد.
• حضور دیگر مواد: حضور یک ماده در محلول می‌تواند بر تفکیک ماده دیگر تأثیر بگذارد.

پس درجه یونش یک واکنش هیچ اطلاعاتی از تعادل واکنش، شرایط و غلظت یون‌ها را به ما نمی‌دهد. در واقع، درجه یونش نشان‌دهنده قدرت ماده و الکترولیت در تفکیک به یون‌های سازنده‌شان است، در حالی که ثابت یونش عبارتی است که در تعادل بررسی می‌شود و تنها برای اسیدها و بازهای ضعیف قابل محاسبه است. ثابت تعادل همچنین اطلاعاتی را درباره قدرت اسید و باز نیز مشخص می‌کند. به وسیله ثابت یونش می‌توان میزان pH اسیدها و بازها را به دست آورد.

جمع‌بندی

در این متن مجله فرادرس به بررسی مفاهیم کلیدی در شیمی مانند ثابت تعادل، ثابت یونش و فرق ثابت تعادل و ثابت یونش پرداخته شده است. ثابت تعادل نشان‌دهنده وضعیت پایدار یک واکنش در دمای معین است، جایی که سرعت تولید واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها برابر است و نسبت غلظت آن‌ها به یکدیگر ثابت می‌ماند. وقتی واکنش به تعادل می‌رسد، مقدار ثابت تعادل تغییر نمی‌کند.

ثابت یونش نیز مشابه ثابت تعادل است، اما به تفکیک اسیدها و بازهای ضعیف در آب مربوط می‌شود. درجه یونش به نسبت یون‌های موجود در محلول به کل مولکول‌ها اشاره دارد و تفاوت آن با ثابت یونش در این است که ثابت یونش برای اسیدها و بازهای ضعیف محاسبه می‌شود و به وضعیت تعادل اشاره دارد.

عوامل مختلفی مانند فشار، دما، رقت محلول و حضور مواد دیگر بر تعادل واکنش و درجه یونش تأثیر می‌گذارند. در نهایت، درجه یونش اطلاعاتی درباره قدرت ماده و الکترولیت در تفکیک به یون‌های سازنده‌شان می‌دهد و ثابت یونش می‌تواند میزان pH اسیدها و بازها را تعیین کند.