فرق ثابت تعادل و ثابت یونش چیست؟ – به زبان ساده + مثال

۱۲۱ بازدید
آخرین به‌روزرسانی: ۸ مهر ۱۴۰۳
زمان مطالعه: ۲۵ دقیقه
فرق ثابت تعادل و ثابت یونش چیست؟ – به زبان ساده + مثال

در بررسی غلظت مواد در استوکیومتری واکنش شیمیایی، با عبارات ثابت تعادل و ثابت یونش آشنا شده‌اید و ممکن است تفاوت این دو مفهوم برایتان سوال شده باشد. ثابت تعادل به نسبتی از غلظت فراورده‌ها نسبت به غلظت واکنش‌دهنده‌ها در واکنش اشاره دارد. این مفهوم کلی است و برای همه انواع واکنش‌های شیمیایی در حالت تعادل قابل محاسبه است. از سوی دیگر، ثابت یونش که یکی از انواع ثابت تعادل به شمار می‌رود، تنها برای واکنش‌های اسید و باز در نظر گرفته می‌شود و برای همه واکنش‌ها کاربرد ندارد. این پارامتر، ثابت تعادل واکنشی است که در آن یک اسید یا باز در آب یونیزه و تفکیک می‌شود و میزان قدرت اسید یا باز را نشان می‌دهد. در این مطلب از مجله فرادرس به بررسی فرق بین ثابت تعادل و ثابت یونش می‌پردازیم و عوامل تأثیرگذار روی این دو پارامتر و فرمول محاسبه هرکدام را بررسی می‌کنیم.

997696

در این مطلب، ابتدا به توضیح مفاهیم ثابت تعادل و ثابت یونش می‌پردازیم و تفاوت‌های کلیدی این دو پارامتر را بررسی می‌کنیم. برای شروع، تفاوت‌های اساسی بین ثابت تعادل و ثابت یونش را مشخص خواهیم کرد. سپس روش به‌دست‌آوردن هرکدام از این پارامترها را با استفاده از فرمول‌های مربوطه یاد خواهیم گرفت. برای درک بهتر فرق ثابت تعادل و ثابت یونش، مثال‌هایی کاربردی ارائه می‌دهیم. در ادامه، مفاهیم ثابت یونش اسیدی و بازی و مقادیر لگاریتمی آن‌ها را توضیح خواهیم داد و نحوه ارتباط آن‌ها با قدرت اسید و مفهوم pH را بررسی می‌کنیم. پس از آن، برای تسهیل درک مفاهیم ارائه‌ شده، تعادل را در واکنش‌های شیمیایی طبق اصل لوشاتلیه تحلیل خواهیم کرد. در انتها، به بررسی مفاهیم خارج قسمت واکنش و درجه یونش خواهیم پرداخت و تفاوت‌ها و ارتباط این مفاهیم با ثابت تعادل و ثابت یونش را توضیح خواهیم داد. با مطالعه این مطلب تا انتها و با کمک تعاریف و مثال‌های کاربردی، به درک عمیق‌تری از این مفاهیم مهم در سینتیک واکنش‌های شیمیایی دست خواهید یافت.

فرق ثابت تعادل و ثابت یونش چیست؟

ثابت تعادل (K) نسبت غلظت محصولات به واکنش‌دهنده‌ها در حالت تعادل برای یک واکنش معین را مشخص می‌کند. در حالی که ثابت یونش (KaK_a برای اسیدها و KbK_b برای بازها) میزان یونش یک ترکیب در محلول را اندازه‌گیری می‌کند. این تمایز به شیمی‌دانان کمک می‌کند تا رفتار اسیدها و بازها را در واکنش‌های شیمیایی پیش‌بینی کنند. ثابت یونش نشان می‌دهد که چه مقدار از یک اسید یا باز به یون‌های تشکیل‌ دهنده‌اش تفکیک می‌شود، و این اطلاعات به ارزیابی قدرت نسبی اسیدها و بازها و نتایج واکنش‌ها در شرایط مختلف کمک می‌کند.

در نتیجه، درک فرق بین ثابت تعادل و ثابت یونش به شیمی‌دانان این امکان را می‌دهد که تحلیل دقیق‌تری از واکنش‌های شیمیایی انجام دهند و پیش‌بینی‌های بهتری در مورد رفتار ترکیبات مختلف داشته باشند.

یادگیری انواع تعادل شیمیایی با فرادرس

تا این بخش از این مقاله توضیح دادیم که فرق ثابت تعادل و ثابت یونش چیست و چه تأثیری در واکنش‌های شیمیایی دارد. در ادامه نیز به بررسی ویژگی‌های این ثابت‌ها، نحوه محاسبه آن‌ها و ارتباطشان با pH می‌پردازیم. اما برای یادگیری عمیق‌تر و اصولی‌تر این مفاهیم یا سایر موضوعات مرتبط با شیمی می‌توانید از مجموعه فیلم‌های آموزش دروس شیمی فرادرس استفاده کنید. در این مجموعه، خصوصا آموزش شیمی تجزیه ۱، مفاهیم متنوعی از جمله انواع تعادلات شیمیایی، واکنش‌های برگشت‌پذیر و برگشت‌ناپذیر، تعادل در فرایندهای فیزیکی و شیمیایی، تعادل در سیستم‌های همگن و ناهمگن، ثابت تعادل و پیش‌بینی جهت واکنش تعادلی، ثابت تعادل فشاری و اثر یون مشترک، pH و خود یونش، محاسبه pH محلول حاوی اسید و باز مزدوج و همچنین محاسبه pH اسید ضعیف به‌طور کامل و کاربردی آموزش داده می‌شوند.

مجموعه فیلم آموزش دروس شیمی
برای دسترسی به مجموعه فیلم‌های آموزش دروس شیمی فرادرس، روی عکس کلیک کنید.

با بهره‌گیری از این مجموعه، می‌توانید به‌راحتی مفاهیم پیچیده‌ را درک کنید و در کاربردهای علمی و عملی به‌کار ببرید.

همچنین با مراجعه به فیلم‌های آموزشی فرادرس که لینک آن در زیر آورده شده می‌توانید به آموزش‌های بیشتری در زمینه فرق ثابت تعادل و ثابت یونش، دسترسی داشته باشید.

توضیح مفهوم تعادل واکنش

پیش از این توضیح دادیم که وقتی یک واکنش به تعادل می‌رسد، سرعت تولید واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها برابر است و نسبت غلظت آن‌ها به یکدیگر ثابت می‌ماند. تعادل شیمیایی در واقع یک فرایند پویا است که شامل یک واکنش رفت است که در آن واکنش‌دهنده‌ها با یکدیگر واکنش داده و فراورده‌ها را تولید می‌کنند و یک واکنش برگشت نیز اتفاق می‌افتد که در آن فراورده‌ها با یکدیگر واکنش داده و واکنش‌دهنده‌ها را تولید می‌کنند. در تعادل شیمیایی، سرعت این دو واکنش باید با یکدیگر برابر باشد و نسبت غلظت واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها طی زمان ثابت بماند. برای روشن‌تر شدن مفهوم فرق ثابت تعادل و ثابت یونش، مثال زیر را بررسی می‌کنیم.

در یک واکنش ساده که فقط یک واکنش‌دهنده و یک فراورده دارد، گاز بی‌رنگ دی‌نیتروژن تریوکسید به گاز نیتروژن دی‌اکسید تبدیل می‌شود. نیتروژن دی‌اکسید تولیدشده قهوه‌ای رنگ است و به طور واضح در واکنش قابل مشاهده است. هنگامی که یک ظرف دربسته حاوی N2O4N_2O_4 حرارت داده می‌شود، رنگ قهوه‌ای نیتروژن دی‌اکسید به مرور زمان پدیدار خواهد شد. این واکنش با فرمول زیر نشان داده می‌شود.

N2O4(g)2NO2(g){N_2O_4(g)} \rightleftharpoons{2NO_2(g)}

فلش دوطرفه در واکنش بالا نشان‌دهنده این است که این واکنش از نوع رفت و برگشتی است. اگر ثاfت تعادل واکنش رفت را با KfK_f و ثابت تعادل واکنش برگشت را با KrK_r نشان دهیم و هردو واکنش همزمان انجام شوند، ترکیب سیستم این واکنش بر حسب غلظت مواد در دمای مشخص به شکل زیر طی زمان تغییر می‌کند و به تعادل می‌رسد. نمودار واکنش رفت بر حسب غلظت مواد در زمان واکنش به شکل زیر است.

غظلت دی‌نیتروژن تتروکسید و نیتروژن در اکسید بر حسب زمان- تفاوت ثابت تعادل و ثابت یونش

همانطور که در شکل بالا مشاهده می‌کنید، غلظت واکنش دهنده و فراورده پس از مدتی مقدار ثابتی خواند داشت و نسبت ثابتی دارند. به عبارتی، به تعادل رسیده اند.

تعریف ثابت تعادل

پس از بررسی اهمیت فرق بین ثابت تعادل و ثابت یونش، اکنون به تعریف دقیق ثابت تعادل می‌پردازیم. ثابت تعادل واکنش مفهومی است که در بررسی سینتیک واکنش‌های شیمیایی به آن برمی‌خوریم. سینتیک واکنش شامل بررسی سرعت تغییرات در واکنش، ضرایب استوکیومتری واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها، و زمان تبدیل واکنش‌دهنده‌ها به فراورده‌ها است. ثابت تعادل در بررسی غلظت واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها و نسبت آن‌ها کاربرد دارد.

در حالت تعادل شیمیایی، عبارتی به نام ثابت تعادل وجود دارد که عموما با عبارت KK نشان داده می‌شود. این پارامتر رابطه بین واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها را در حالت تعادل شیمیایی بیان می‌کند. برای مثال، ثابت تعادل غلظت KcK_c یک واکنش شیمیایی، در حالت تعادل، به عنوان نسبتی از غلظت فراورده‌های واکنش به واکنش‌دهنده‌ها نشان داده می‌شود. این غلظت‌ها در معادله ثابت تعادل به توان ضرایب استوکیومتری‌شان می‌رسند تا روابط واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها به درستی نشان داده شود. قابل توجه است که ثابت‌های تعادل مختلف می‌توانند این روابط را نشان دهند و هرکدام بر حسب واحد اندازه‌گیری واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها بیان می‌شوند. فرمول ثابت تعادل به شکل زیر است.

Kc=[C]c[D]d[A]a[B]bK_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}

اکثر واکنش‌های شیمیایی به صورت تعادلی نوشته شده و فرض می‌شود که همان‌گونه که واکنش‌دهنده‌ها به فراورده‌ها تبدیل می‌شوند، عکس این فرایند هم با همان شرایط امکان‌پذیر است. اما در واقعیت این‌گونه نیست. سرعت و شرایط واکنش‌های رفت و برگشت همیشه با یکدیگر یکسان نیستند. اگر در دما و زمان مشخصی سرعت واکنش رفت با سرعت واکنش برگشت برابر باشد، می‌گوییم سیستم واکنش به تعادل شیمیایی رسیده است. این بدان معناست که شرایط واکنش پایدار است و غلظت و سرعت با زمان تغییر نمی‌کنند.

این توضیحات به درک فرق ثابت تعادل و ثابت یونش کمک می‌کند و نشان می‌دهد که چگونه تغییرات در سرعت و شرایط واکنش‌ها می‌تواند بر روی تعادل شیمیایی تأثیر بگذارد. با توجه به این توضیحات، بررسی دقیق ثابت تعادل و تفاوت آن با ثابت یونش می‌تواند در تحلیل رفتار اسیدها و بازها و پیش‌بینی نتایج واکنش‌ها مفید باشد.

فرمول ثابت تعادل

برای یک واکنش شیمیایی، عبارت ثابت تعادل می‌تواند به عنوان نسبت بین مقادیر واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها تعریف شود تا رفتار شیمیایی واکنش را با آن بتوان مشخص کرد. در حالت تعادل شیمیایی، سرعت واکنش رفت و سرعت واکنش برگشت با یکدیگر برابر است. در یک دمای معین، ثابت‌های سرعت واکنش همواره ثابت می‌مانند. نسبت سرعت واکنش رفت و سرعت واکنش برگشت در حالت تعادل باید مقدار ثابتی داشته باشد که به آن ثابت تعادل گفته می‌شود و با عبارت KequK_{equ} نشان داده می‌شود.

برای یک واکنش به فرم کلی زیر، ثابت تعادل از طریق فرمول پایین به دست می‌آید:

aA+bBcC+dDaA + bB \rightleftharpoons cC + dD

Kc=[C]c[D]d[A]a[B]bK_c = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}

واحد ثابت تعادل، نسبتی از غلظت مواد به توان ضرایب استوکیومتری آن‌ها است. در نتیجه واحد ثابت تعادل برابر با [Mole L1]Δn[\text{Mole L}^{-1}]^{\Delta n} می‌شود. Δn\Delta n در این عبارت جمع ضرایب استوکیومتری فراورده‌ها منهای جمع ضرایب استوکیومتری واکنش‌دهنده‌ها است.

ثابت ماندن میزان غلظت‌ها در یک واکنش تعادلی باعث می‌شود که غلظت فراورده‌ها و واکنش‌دهنده‌ها همواره نسبت ثابتی داشته باشند. برای مثال، در یک واکنش ساده که در آن واکنش‌دهنده AA به فراورده BB تبدیل می‌شود، ثابت تعادل به صورت نسبت غلظت فراورده به واکنش‌دهنده تعیین می‌شود:

ABA \rightleftharpoons B

این نسبت به نام ثابت تعادل شناخته می‌شود و با علامت KCK_C نشان داده می‌شود:

A(g)B(g)A(g) \rightleftharpoons B(g)

اگر واکنش در حالت تعادل باشد، واکنش برگشت نیز به صورت زیر اتفاق می‌افتد:

BAB \rightleftharpoons A

ثابت تعادل برای این واکنش به صورت زیر محاسبه می‌شود:

Kc=[A][B]K_{c} = \frac{[\text{A}]}{[\text{B}]}

در اکثر موارد، ثابت تعادل به دما وابسته است و با تغییر دما تغییر می‌کند. برای بسیاری از واکنش‌ها، مقدار ثابت تعادل بین ۰٫۰۰۱ تا ۱۰۰۰ است. این مقادیر نه بسیار بزرگ هستند و نه بسیار کوچک. در حالت تعادل، واکنش‌های شیمیایی شامل مقادیر قابل توجهی از واکنش‌دهنده‌ها و فراورده‌ها هستند، به این معنی که تمایل قابل توجهی برای تبدیل واکنش‌دهنده‌ها به فراورده‌ها یا بالعکس در حالت تعادل وجود ندارد.

فرق ثابت تعادل و ثابت یونش در این است که ثابت یونش مخصوص واکنش‌های اسید و باز است و به طور خاص برای تعیین میزان یونش اسیدها و بازها استفاده می‌شود.

تصویر وسایل آزمایشگاهی - فرق ثابت تعادل و ثابت یونش

معادله ریاضی برای ثابت تعادل

برای بیان ریاضی تأثیر مقادیر واکنش‌دهنده‌ها و محصولات بر تعادل سیستم، معادله عمومی یک واکنش برگشت‌پذیر به صورت زیر نوشته می‌شود:

aA+bBcC+dDaA + bB \rightleftharpoons cC + dD

ثابت تعادل (Keq) برای این واکنش را می‌توان با استفاده از تعریف تعادل به دست آورد. این معادله به شکل زیر است.

Rateforward=Ratereverse\text{Rate}_{\text{forward}} = \text{Rate}_{\text{reverse}}

و Rateforward=k1[A]a[B]b\text{Rate}_{\text{forward}} = k_1[A]^a[B]^b

Ratereverse=k1[C]c[D]d\text{Rate}_{\text{reverse}} = k_{-1}[C]^c[D]^d

با برابر قرار دادن این دو معادله و ترکیب اصطلاحات مشابه، خواهیم داشت:

k1[A]a[B]b=k1[C]c[D]dk_1[A]^a[B]^b = k_{-1}[C]^c[D]^d

بنابراین نسبت این دو مقدار به شکل زیر می‌شود.

k1k1=[C]c[D]d[A]a[B]b=Keq\frac{k_1}{k_{-1}} = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b} = K_{eq}

از این رو، می‌توان مشاهده کرد که ثابت تعادل با نسبت ثابت‌های سرعت و همچنین نسبت غلظت‌ها در یک واکنش مشخص برابر است.

ثابت تعادل بر اساس غلظت

هنگامی که ثابت تعادل با استفاده از غلظت‌ها ارزیابی می‌شود، به آن KcK_c گفته می‌شود، که زیرنویس ‌c‌ به غلظت اشاره دارد. از براکت‌ها برای نشان دادن غلظت‌های مولار واکنش‌دهنده‌ها و محصولات استفاده می‌کنیم. ثابت تعادل KcK_c برابر با ضرب غلظت‌های مولار فراورده‌های معادله شیمیایی، بر غلظت‌های مولار واکنش‌دهنده‌ها است. هر غلظت در این معادله به توان ضریب آن ماده در معادله شیمیایی موازنه شده رسیده است. مشاهده کردیم که برای واکنش ساده قسمت قبل، می‌توان (Kc)( K_c ) را به صورت زیر نوشت.

Kc=[C]c[D]d[A]a[B]bK_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 KcK_c را برای هر یک از واکنش‌های زیر بنویسید.

3O2(g)2O3(g)3 O_2(g) \rightleftharpoons 2 O_3(g)

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)N_2(g) + 3 H_2(g) \rightleftharpoons 2 NH_3(g)

4NH3(g)+7O2(g)4NO2(g)+6H2O(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.

Kc=[O3]2[O2]3K_c = \dfrac{[\text{O}_{3}]^{2}}{[\text{O}_{2}]^{3}}

Kc=[NH3]2[N2][H2]3K_c = \dfrac{[\text{NH}_{3}]^{2}}{[\text{N}_{2}][\text{H}_{2}]^{3}}

Kc=[NO2]4[H2O]6[NH3]4[O2]7K_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+dDaA+bB cC + dD \rightleftharpoons aA + bB

ثابت تعادل مربوطه K K' به صورت زیر است.

K=[A]a[B]b[C]c[D]dK' = \frac{[A]^a [B]^b}{[C]^c [D]^d}

این عبارت معکوس عبارت برای ثابت تعادل اصلی است، بنابراین K=1KK' = \frac{1}{K}. به عبارت دیگر، هنگامی که یک واکنش را در جهت معکوس بنویسیم، عبارت ثابت تعادل معکوس می‌شود. به عنوان مثال، ثابت تعادل برای واکنش زیر را می‌نویسیم.

N2O42NO2\text{N}_2\text{O}_4 \rightleftharpoons 2\text{NO}_2

ثابت تعادل به صورت زیر است.

K=[NO2]2[N2O4] K = \frac{[\text{NO}_2]^2}{[\text{N}_2\text{O}_4]}

اما برای واکنش معکوس واکنش بالا خواهیم داشت:

2NO2N2O42\text{NO}_2 \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_4

ثابت تعادلK K' با عبارت معکوس داده می‌شود.

K=[N2O4][NO2]2 K' = \frac{[\text{N}_2\text{O}_4]}{[\text{NO}_2]^2}

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

2H2(g)+O2(g)2H2O(g) 2\text{H}_2(\text{g}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightleftharpoons 2\text{H}_2\text{O}(\text{g})

از آنجا کهH2\text{H}_2 یک کاهنده خوب وO2\text{O}_2 یک اکسنده خوب است، این واکنش دارای ثابت تعادل بسیار بزرگی است (K=2.4×1047 K = 2.4 \times 10^{47} در ۵۰۰ کلوین). در نتیجه، ثابت تعادل برای واکنش معکوس، تجزیه آب برای تشکیل O2\text{O}_2 و H2{H}_2، بسیار کوچک خواهد بود.

K=1K=12.4×1047=4.2×1048K' = \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 H2{H}_2 و O2\text{O}_2 نیاز است.

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.

2NO2N2O4 2\text{NO}_2 \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_4

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

NO212N2O4\text{NO}_2 \rightleftharpoons \frac{1}{2}\text{N}_2\text{O}_4

که ثابت تعادل K K'' به صورت زیر است.

K=[N2O4]1/2[NO2] K'' = \frac{[\text{N}_2\text{O}_4]^{1/2}}{[\text{NO}_2]}

مقادیرK K' و K K'' به صورت زیر مرتبط هستند:

K=K=(K)1/2 K'' = \sqrt{K'} = (K')^{1/2}

به طور کلی، اگر تمام ضرایب در یک معادله شیمیایی متعادل به طور بعدی با nn ضرب شوند، سپس ثابت تعادل جدید برابر با ثابت تعادل اصلی به توان nn 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 KpK_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+bBcC+dDaA + 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.

Kp=(PC)c(PD)d(PA)a(PB)bK_p = \frac{(P_C)^c (P_D)^d}{(P_A)^a (P_B)^b}

برای مثال، برای تجزیه N2O4N_2O_4 به NO2NO_2 در حالت گازی، عبارت ثابت تعادل به شکل زیر است.

Kp=(PNO2)2PN2O4K_p = \frac{(P_{\text{NO}_2})^2}{P_{\text{N}_2\text{O}_4}}

ثابت تعادل KpK_p یک کمیت بدون واحد است، زیرا از فشار موثر (فشار اندازه‌گیری‌شده نسبت به فشار استاندارد ۱ بار) استفاده می‌شود، که نتیجه‌ای بدون واحد ایجاد می‌کند. این فشار مؤثر به نام فوگاسیته (fugacity) شناخته می‌شود.

از آنجا که فشارهای جزئی گازها معمولا به صورت اتمسفر یا میلی‌متر جیوه بیان می‌شوند، مقادیر عددی فشار جزئی و غلظت مولی گاز یکسان نیستند. بنابراین، مقادیر عددی ثابت‌های KK و KpK_p معمولا با هم متفاوت هستند. این دو توسط ثابت گاز ایده‌آل RR و دمای مطلق TT به هم مرتبط هستند.

Kp=K(RT)ΔnK_p = K(RT)^{\Delta n}

در این معادله، KK ثابت تعادل بیان‌شده بر اساس غلظت‌ها است و Δn\Delta n تفاوت بین تعداد مول‌های محصولات گازی و واکنش‌دهنده‌های گازی (npnrn_p - n_r) می‌باشد. دما به صورت مطلق در کلوین بیان می‌شود. طبق این معادله، تنها در صورتی که تعداد مول‌های محصولات و واکنش‌دهنده‌های گازی یکسان باشد (Δn=0\Delta n = 0)، ثابت‌های KpK_p و KK برابر خواهند بود.

برای واکنش تجزیه N2O4N_2O_4 به NO2NO_2، چون ۲ مول محصول گازی و ۱ مول واکنش‌دهنده گازی وجود دارد، مقدار Δn=1\Delta n = 1 است. بنابراین برای این واکنش داریم:

Kp=K(RT)1=KRTK_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.

H2O+H2OH3O++OHH_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 10710^{-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.

H2OH++OHH_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-

Keq=[H+][OH][H2O]K_{eq}= \dfrac{[H^+][OH^-]}{[H_2O]}

مقایسه ثابت تعادل و ثابت واکنش

 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 KaK_a نمایش داده می‌شود. در حقیقت، ثابت یونش یک اسید میزان ثابت تعادل واکنش تفکیک آن در آب است.

یونیزاسیون اسید نسبت اسید اصلی به اسیدی را که در آب تفکیک شده است، نشان می‌دهد. بنابراین، مقدار عددی KaK_a بازتابی از قدرت اسید است. میزان ثابت یونش اسیدی برای مقایسه قدرت اسیدهای ضعیف بسیار کارآمد است. در حالی که میزان این ثابت برای اسیدهای قوی به دلیل تفکیک ۱۰۰ درصدی این اسیدها در آب، به بی‌نهایت میل می‌کند. از مقادیر لگاریتمی ثابت یونش اسیدی نیز بسیار استفاده می‌شود. میزان لگاریتمی ثابت یونش، pKapK_a، برابر با log10(Ka)- \log_{10}(K_a) است. هرچه میزان pKapK_a بزرگتر باشد، میزان تفکیک اسید در آب کمتر است. برای یک اسید ضعیف، مقدار pKapK_a بین 22- تا 1212 است. اسیدهایی با مقادیر pKapK_a کمتر از 22-، جزو اسیدهای قوی به شمار می‌آیند.

محاسبه ثابت یونش اسیدی

به طور کلی در معادله واکنش تفکیک یک اسید HAHA در آب، دو یون H3O+H_3O^+ و AA^- طی واکنش زیر به دست می‌آیند.

HA(aq)+H2O(l)H3O(aq)++A(aq)HA_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rightleftharpoons H_3O^+_{(aq)} + A^-_{(aq)}

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

Ka=[H3O+][A][HA]K_a = \frac{[\text{H}_3\text{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 KWK_W نشان داده می‌شود. ثابت یونش آب همواره مقدار ثابت 1×10141 \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 HCNHCN در آب را در نظر بگیرید.

HCN(aq)+H2OH3O++CNHCN_{(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.

Ka=[H3O+][CN][HCN]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.

Ka=0.003920.8=1.9×105K_a = \dfrac{0.0039^2}{0.8} = 1.9 \times 10^{-5}

مقایسه ثابت تعادل و ثابت واکنش

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 KbK_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.

Kb=[OHX][HBX+]BK_b = \dfrac{[\ce{OH^{-}}][\ce{HB^{+}}]}{\ce{B}}

هرچه میزان KbK_b برای یک باز بیشتر باشد، قدرت آن‌ باز بیشتر است. مقادیر لگاریتمی ثابت یونش بازی نیز استفاده می‌شوند و با عبارت pKbpK_b نشان داده می‌شوند. مقدار pKbpK_b از طریق رابطه زیر به دست می‌آید.

pkb=log10Kbpk_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 Kb=1.5×109 K_b = 1.5 \times 10^{-9} باشد، غلظت یون هیدروکسید را محاسبه کنید.

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.

Kb=[OH][C5H5NH+][C5H5N=3]=1.5×109K_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 C5H5NH+C_5H_5NH^+ باید برابر باشد. پس معادله به فرم (X23)=1.5×109 \left( \dfrac{X^2}{3} \right) = 1.5 \times 10^{-9} درمی‌آید. در نتیجه مقدار X یا همان غلظت هیدروکسید برابر با 4.7×105  M4.7 \times 10^{-5}\; M خواهد شد.

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 PKaP_Ka و PKbP_Kb

جمع مقادیر PKaP_Ka و PKbPK_b مقدار ثابتی دارند. رابطه این مقادیر به شکل زیر است.

PKa+PKb=14P_{Ka} + P_{Kb} = 14

این معادله در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد همواره برقرار است.

رابطه ثابت یونش و مقادیر pH

مقادیر ثابت یونش و PKP_K اسیدها و بازها، علاوه بر مقایسه قدرت اسیدی و بازی، امکان محاسبه میزان اسیدیته یا بازی بودن محلول‌ها را نیز فراهم می‌کند. پارامتر pHpH به عنوان معیاری برای تعیین قدرت اسید یا باز در یک محلول مورد استفاده قرار می‌گیرد. این مقدار به راحتی از روی ثابت یونش اسید PKaP_Ka قابل محاسبه است و رابطه آن‌ها به صورت زیر بیان می‌شود.

pH=PKa+log10([A][HA])pH = P_{Ka} + \log_{10}\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right)

بر اساس این رابطه، زمانی که نصف اسید تفکیک شده باشد، مقادیر PKaP_{Ka} و pHpH با یکدیگر برابر خواهند بود. به عبارت دیگر، هرچه مقدار ثابت یونش اسیدی بیشتر باشد، قدرت اسید بیشتر و pHpH آن کمتر خواهد بود.

این رابطه به خوبی نشان می‌دهد که چگونه میزان تفکیک اسید و باز بر مقدار pHpH 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.

مقایسه ثابت تعادل و ثابت واکنش

لیست اسید‌های ضعیف و قوی

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

اسید‌های قوی با تفکیک کاملکلریدریک اسید، نیتریک اسید، پرکلریک اسید، سولفوریک اسید
باز‌های قوی با تفکیک کاملسدیم هیدروکسید، باریم هیدروکسید، کلسیم هیدروکسید، لیتیم هیدروکسید
اسید‌های ضعیف با تفکیک جزئیاستیک اسید، کربنیک اسید، فسفریک اسید
باز‌های ضعیف با تفکیک جزئیآمونیاک، کلسیم کربنات، سدیم استات

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)2HI(g)+heat{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)2HI(g)+heatH2(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.

نوع تغییر ایجاد شدهتغییر مشاهده شده در واکنشجهت پیشرفت واکنشتأثیر بر ثابت تعادل
افزایش واکنش دهندهواکنش دهنده اضافه شده تا مقادیری مصرف می‌شود.به سمت فراورده--
افزایش فراوردهفراورده اضافه شده تا حدودی مصرف می‌شود.به سمت واکنش دهنده--
کاهش حجم یا فشار گازکاهش فشار واکنشبه سمت تعداد مول گاز کمتر--
افزایش حجم یا فشار گازافزایش فشار واکنشبه سمت تعداد مول گاز بیشتر--
افزایش دماگرما جذب می‌شود. (گرماگیر)در واکنش گرماگیر به سمت فراورده‌ها

در واکنش گرماده به سمت واکنش دهنده‌ها

تغییر می‌کند.
کاهش دماگرما آزاد می‌شود.در واکنش گرماگیر به سمت واکنش دهنده‌ها

در واکنش گرماده به سمت فراورده‌ها

تغییر می‌کند.

 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 HClHCl یک اسید قوی است. وقتی این اسید با آب ترکیب می‌شود به سرعت به یون‌های H+H^+ و ClCl^- تفکیک می‌شود. واکنش تفکیک این اسید در آب به شکل زیر است.

HCl(aq)+HX2O(l)HX3OX+(aq)+ClX(aq)\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 H3O+H_3O^+ و یک مول ClCl^- به دست می‌آید. این نشان‌دهنده قدرت بالای اسید در تفکیک کامل در آب است. در مقابل، در اسیدهای ضعیف مانند هیدروفلورئوریک اسید، تمامی مولکول‌های اسید تفکیک نمی‌شوند و تنها مقادیری از یون‌های H+H^+ و FF^- در محلول وجود خواهد داشت. همچنین، مقدار قابل توجهی از اسید به صورت تفکیک نشده در آب باقی می‌ماند. این ویژگی در مورد بازها نیز وجود دارد. یک باز قوی مانند سدیم هیدروکسید NaOHNaOH به صورت کامل در آب تفکیک می‌شود. اگر یک مول از سدیم هیدروکسید در آب حل شود، یک مول از یون هیدروکسید تولید می‌شود. واکنش تفکیک این باز قوی به شکل زیر است.

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

NaOH(aq)+HX2O(l)NaX+(aq)+OHX(aq)+HX2O(l)\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.

علامت اخطاردهنده خورندگی مواد شیمیایی
علامت اخطاردهنده خورندگی مواد شیمیایی

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.

فرق ثابت تعادل و ثابت یونش

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+bBcC+dDaA+bB \rightleftharpoons cC+dD \nonumber

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

در این معادله، QQ 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){N2O4(g) <=> 2NO2(g)} \nonumber

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

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

واکنش تبدیل دی نیتروژن تتروکسید به نیتروژن دی اکسید
واکنش تبدیل دی نیتروژن تتروکسید به نیتروژن دی اکسید

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 α\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.

ترکیب آب و اسید

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.

بر اساس رای ۰ نفر
آیا این مطلب برای شما مفید بود؟
اگر بازخوردی درباره این مطلب دارید یا پرسشی دارید که بدون پاسخ مانده است، آن را از طریق بخش نظرات مطرح کنید.
منابع:
jackwestinchem.libretextschem.libretexts
نظر شما چیست؟

نشانی ایمیل شما منتشر نخواهد شد. بخش‌های موردنیاز علامت‌گذاری شده‌اند *