طريقة صناعة الصابون السائل باحترافية وجودة عالية

التوازن الكيميائي في الجمل المثالية

• ذكرنا في مقال سابق (المدخل إلى ترموديناميك التفاعلات الكيميائية) على أنه يمكن التعبير عن شرط التوازن الكيميائي بالعلاقة التالية :

ΔG = Σ G(products) - G(reactans)  = 0

• وقلنا أنه في الحالات الغير قياسية تكون علاقة GA بالنسبة للمكون A بدلالة تركيزه التوازني [Α] من أجل المحاليل المثالية هي:

GA  = G°A  + nRT ln[A]

كيفية استنتاج قانون التوازن الكيميائي

• الآن من أجل التفاعل الكيميائي التالي :

a A + b B ⇌ c C + d D

• يتحقق التوازن الكيميائي عندما ΔG = 0
• وبالتالي يمكن التعبير عن تغير طاقة جيبس الحرة لتفاعل عند التوازن بعلاقة التالية :

ΔG = (GC +GD) - (GA +GB) = 0

• ومنه نجد:

ΔG = (G°c +cRTln[C]+G°D +dRTln[D]) - (G°A +aRTln[A] +G°B +bRTln[B]) = 0

• بإصلاح هذه المعادلة نجد أن :

• بما أن قيمة °ΔG ثابتة فإن القيمة الموجودة على يمين ln  ثابتة أيضاً وهي القيمة التي تدل على علاقة ثابت التوازن K

• تتعلق قيمة ثابت التوازن K بدرجة الحرارة والضغط وبطبيعة المذيب الذي يجري فيه التفاعل وذلك بالنسبة للجملة المثالية فقط.
• تُعدّ عبارة ثابت التوازن علاقة رياضية لواحد من القوانين الكيميائية الأساسية الذي يسمى قانون فعل الكتلة ويتحقق فقط من أجل الجمل المثالية. 

• تجدر الإشارة إلى أن هناك العديد من الحالات التي تدخل فيها المواد في عبارة ثابت التوازن مثل المواد الصلبة والسوائل النقية والغازات عند الضغط 1atm تكون جميعها في حالات قياسية لهذا فإن °G=G

• لنأخذ الآن مثال عن تفكك أكسيد النحاس الصلب في وسط حمضي :

CuO(s) + 2H+ ⇌ Cu + H2O

• يُعبر عن ثابت التوازن في هذه الحالة بشكل التالي   :

• من خلال معرفة قيمة ثابت التوازن يمكن تحديد جهة جريان التفاعل الكيميائي فإذا كان K > 1 فتفاعل يجري بإتجاه اليمين وإذا كان K < 1 فتفاعل يجري بإتجاه اليسار 

• من خلال العلاقة السابقة التي أنتجت لدينا

وهي : ΔG°= - RT ln K

• يمكن التعبير عن العلاقة التي تربط ثابت التوازن بكل من الانتالبية والانتروبية بالәәشكل التالي :

ln K = - ΔG° / RT

• وبتعويض °ΔG بقيمتها نجد 

ln K = - ΔH°/RT + ΔS°/R

• يتضح من خلال هذه العلاقة أن التفاعل يكون مباشراً عندما يكون K>1 و ln K>0
• والتفاعل عندئذ هو تفاعل ناشر للحرارة ΔH°<0 ويتصف بزيادة العشوائية ΔS°>0

• للدلالة على علاقة ثابت التوازن بدرجة حرارة الوسط نشتق المعادلة السابقة بالنسبة ل Τ مع افتراض أن °ΔH و °ΔS لاتتعلقان بدرجة الحرارة. 

lnK / ∂T = ΔH°/ RT²∂

• وبالتالي من أجل العمليات الناشرة للحرارة حيث ΔH°<0 تتناقص قيمة K مع تزايد درجة الحرارة. 
• أما من أجل العمليات الماصة للحرارة حيث ΔH°>0 فتزداد قيمة K مع تزايد درجة الحرارة. 

ملاحظة هامة:

• إن عبارة ثابت التوازن تكتب بالاعتماد على المعادلة الكيميائية فمثلاً من اجل تفاعل التفكك التالي :

AB = A+B

• تكون عبارة ثابت توازن التفكك على الشكل : 

K= [A] [B] \ [AB] (تفكك) 

• ومن أجل تفاعل الاتحاد التالي :

A+B = AB 

• تصبح عبارة ثابت توازن الاتحاد على الشكل التالي : 

K= [AB] / [A] [B] ( اتحاد) 

بما أن K (اتحاد) ❌  k (تفكك) = 1

بالتالي : (تفكك) K = 1/ K (اتحاد) 

• إن كتابة المعادلة الكيميائية يدل فقط على كمية المواد المشتركة في عملية التوازن دون التعرض للآلية التي تم بها هذا التفاعل لان ذلك كما ذكرنا سابقاً يقع خارج مفهوم الترموديناميك لتوضيح ذلك لنأخذ التفاعل التالي :

H2S ⇌ 2H ๋ + S‾²

• إن عبارة ثابت التوازن تكتب بالشكل التالي : 

K= [S‾²] [H ๋ ]² \ [H2S]

إن عبارة ثابت توازن تشرد حمض H2S

لاتعكس حقيقة ما يجري داخل المحلول لأنه في الواقع هذا التفاعل يجري على مرحلتين

المرحلة الأولى 

‾H2S ⇌ H ๋ + HS

ثابت التوازن: K1=[HS‾ ] [H ๋ ] / [H2S] 

المرحلة الثانية 

‾²HS‾  ⇌ H ๋  + S

ثابت التوازن : K2= [S‾²] [H ๋ ] / [HS‾] 

وتكتب عبارة ثابت التشرد الكلي بالشكل : 

2 K = K1 . K

نسمي الثابتين K1 و K2   بثوابت المرحلية للتوازن. 

وبالتالي نستنتج مما سبق بأنه يجب التعبير بدقة عن حقيقة التفاعل الكيميائي وعن المعادلة الكيميائية التي تعكس هذا التفاعل وخصوصاً أثناء إجراء الحسابات المتعلقة بالتوازن الكيميائي.