שיווי משקל כימי

שיווי משקל כימי או שיווי משקל דינמי (באנגלית: Chemical equilibrium) הוא השלב בתגובה הכימית שבו הרכב תערובת התגובה לא משתנה עוד. זהו מצב דינמי, כלומר, אין העדפה אנרגטית להתקדמות התגובה לכל כיוון ועל כן אין שינוי במצב המגיבים לאורך זמן. המדע העומד בבסיס תורת שיווי המשקל הכימי הוא מאבני היסוד החשובים ביותר בתכנון של תגובות כימיות במעבדה ובתעשייה, וממוקדי העיסוק המרכזיים של מהנדסי כימיה וכימאים. בשיווי משקל הומוגני (homogeneous equilibrium), כל המגיבים וכל התוצרים נמצאים בפאזה אחת. לדוגמה, ניתן לציין את התגובה: H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ↽ − − ⇀ 2 HCl ( g ) {\displaystyle {\ce {H_2(g)+Cl_2(g) <=> 2HCl(g)}}} בה כל החומרים המעורבים נמצאים בצורה גזית. לעומת זאת התגובה: HBr ( aq ) + KNO 3 ( aq ) ↽ − − ⇀ KBr ( aq ) + HNO 3 ( aq ) {\displaystyle {\ce {HBr(aq) + KNO_3(aq) <=> KBr (aq) + HNO_3(aq)}}} בה חומצה הידרוברומית מהולה מגיבה עם תמיסת אשלגן חנקתי, לקבלת תמיסה מימית של אשלגן ברומי וחומצה חנקתית. מהווה דוגמה לשיווי משקל הומוגני בפאזה הנוזלית. בשיווי משקל הטרוגני (heterogeneous equilibrium), המגיבים והתוצרים נמצאים ביותר מפאזה אחת. לדוגמה, התגובה בין שבבי אבץ מתכתי עם קיטור (אדי מים) ליצירת אבץ חמצני (מוצק) ומימן גזי, כולל שתי פאזות, מוצק וגז: Zn ( s ) + H 2 O ( g ) ↽ − − ⇀ ZnO ( s ) + H 2 ( g ) {\displaystyle {\ce {Zn(s) + H_2O(g) <=> ZnO(s) + H_2(g)}}} באופן כללי, תגובות כימיות יגיעו לשיווי משקל מהיר יותר בפאזה הגזית או הנוזלית, שכן במצבי צבירה אלו אין מגבלה משמעותית על הקינטיקה של התגובה. עבור התגובה הכללית בין המגיבים A ו-B לקבלת התוצרים C ו-D: a A + b B → c C + d D {\displaystyle aA+bB\to cC+dD} אם התגובה נמצאת בשיווי משקל, אזי נשתמש בחץ כפול ( ↽ − − ⇀ {\displaystyle {\ce {<=>}}} ), המצביע על כך ששתי התגובות (הקדמית – ליצירת התוצרים, וההפוכה – ליצירת המגיבים) מתרחשות בקצב זהה. האותיות a, b, c, d הם המקדמים הסטוכיומטרים של התגובה. קבוע שיווי המשקל הוא ערך מספרי המבטא את יחס מכפלת ריכוזי התוצרים במכפלת ריכוזי המגיבים בשיווי משקל. קבוע שיווי המשקל מבטא את הרכב המערכת הכימית במצב זה. עבור התגובה הכללית בין המגיבים A ו-B לקבלת התוצרים C ו-D, הנמצאת בשיווי משקל: a A + b B ⇋ c C + d D {\displaystyle aA+bB\leftrightharpoons cC+dD} ישנן 2 הגדרות שימושיות לקבוע שיווי משקל (המסומן באות K), המובאות בטבלה הבאה: דגשים: ערכו של קבוע שיווי המשקל משתנה מתגובה לתגובה, והוא תלוי בטמפרטורה. קבוע שיווי המשקל אינו מלמד על מהירות התגובה אלא רק על הרכב המערכת בשיווי משקל. חומרים שהם נוזלים או מוצקים טהורים, אינם נכנסים לחישוב ערכי קבוע שיווי המשקל. _________________________________________________________ לדוגמה, עבור התגובה לייצור האמוניה (תהליך הבר-בוש): 3 H 2 ( g ) + N 2 ( g ) ↽ − − ⇀ 2 NH 3 ( g ) {\displaystyle {\ce {3H_2(g) + N_2(g) <=> 2NH_3(g)}}} קבוע שיווי המשקל K p {\displaystyle K_{p}} יבוטא באופן הבא: K p = ( P N H 3 ) 2 ( P H 2 ) 3 ( P N 2 ) 1 {\displaystyle K_{p}={\frac {(P_{NH_{3}})^{2}}{(P_{H_{2}})^{3}(P_{N_{2}})^{1}}}} _________________________________________________________ לדוגמה, עבור התגובה להכנת סידן חמצני (סיד חי) מסידן פחמתי: CaCO 3 ( s ) ↽ − − ⇀ CaO ( s ) + CO 2 ( g ) {\displaystyle {\ce {CaCO_3(s) <=> CaO(s) + CO_2(g)}}} קבוע שיווי המשקל K p {\displaystyle K_{p}} יבוטא באופן הבא: K p = P C O 2 {\displaystyle K_{p}=P_{CO_{2}}} , ואין מחשיבים את CaCO 3 {\displaystyle {\ce {CaCO_3}}} ואת CaO {\displaystyle {\ce {CaO}}} כי הם מוצקים טהורים. ערך גבוה של K מציין כי, המונה גדול יחסית למכנה בביטוי של K. פירוש הדבר כי, בשיווי משקל ריכוזי התוצרים גדולים בהשוואה לאלה של המגיבים, ולכן התגובה ההפיכה הנ"ל נוטה יותר לכיוון ימינה, כלומר - לכיוון יצירת התוצרים (C ו-D) על חשבון המגיבים (A ו-B). מצד שני, כאשר K קטן, הדבר מורה על יחס קטן בין התוצרים למגיבים, שמשמעותו - יותר מגיבים על חשבון התוצרים. ניתן לחשב את ערך קבוע שיווי המשקל, של תגובה המתרחשת בתהליך איזוכורי (נפח קבוע) עבור כל טמפרטורה, על פי משוואת ואן 'ט הוף: ln ⁡ K 2 K 1 = − Δ H 0 R ⋅ ( 1 T 2 − 1 T 1 ) {\displaystyle \ln {\frac {K_{2}}{K_{1}}}={\frac {-\Delta H^{0}}{R}}\cdot ({\frac {1}{T_{2}}}-{\frac {1}{T_{1}}})} כש- Δ H 0 {\displaystyle \Delta H^{0}} הוא שינוי האנתלפיה התקני בתגובה ו- R {\displaystyle R} הוא קבוע הגזים. הקשר בין האנרגיה החופשית של התגובה ( Δ G r {\displaystyle \Delta G_{r}} ) להרכב תערובת התגובה בכל שלב של התגובה, נתון על ידי המשוואה הבאה: Δ G r = Δ G r 0 + R T ln ⁡ Q {\displaystyle \Delta G_{r}=\Delta G_{r}^{0}+RT\ln Q} כש-Q הוא מנת התגובה: Q = [ C ] c [ D ] d [ A ] a [ B ] b {\displaystyle Q={\frac {[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}}} אלא שהוא לא מבטא בהכרח מצב של שיווי משקל, אלא רק מבטא את הרכב המערכת בנקודה מסוימת בזמן. מכאן שבמידה וידוע שהמערכת נמצאת בשיווי משקל אזי: Q = K {\displaystyle Q=K} , Δ G r = 0 {\displaystyle \Delta G_{r}=0} ומכאן: 0 = Δ G r 0 + R T ln ⁡ K {\displaystyle 0=\Delta G_{r}^{0}+RT\ln K} ולכן: Δ G r 0 = − R T ln ⁡ K {\displaystyle \Delta G_{r}^{0}=-RT\ln K} האופן בו מערכת כימית מתנהגת בתגובה ליציאה משיווי משקל נוסח על ידי הכימאי הצרפתי אנרי לה שטלייה, ומכונה על שמו: עקרון לה שטלייה. הגדרה רשמית: "כאשר מפעילים עקה (סטרס) על מערכת המצויה בשיווי משקל דינמי, שיווי המשקל נוטה להשתנות בדרך הממזערת את השפעת העקה" — אנרי לה שטלייה כלומר, המערכת תשאף למזער את השפעתן של עקות המופעלות עליה על ידי ביצוע שינויים פנימיים שמטרתן לחזור לשיווי משקל. מרבית התגובות הכימיות אינן הולכות עד תום, ובדרך כלל, מסתיימות בהגעה אל שיווי משקל בו המערכת מכילה הן תוצרים והן מגיבים, אולם, בתעשייה יש צורך בתכנון תגובות עם ניצולת גבוהה, כלומר אחוז המרה גבוה של תוצרים ביחס למגיבים. על כן, החשיבות של תכנון תהליכים ותגובות להן העדפה לתגובה "קדימה" היא קריטית. הידע הנצבר בתחום שיווי המשקל הכימי הודות לאנרי לה שטלייה והעיקרון שניסח (בנוסף לתרומתם של כימאים נוספים) משמשים כבסיס המדעי בתכנון ופיתוח של תגובות כימיות. נתבונן לדוגמה בתגובה לייצור אמוניה (תהליך הבר-בוש), ובאופן בו מיושמים עקרונות השיווי המשקל הכימי להגדלת אחוז ההמרה לקבלת אמוניה מחומרי הגלם מימן וחנקן: 3 H 2 ( g ) + N 2 ( g ) ↽ − − ⇀ 2 NH 3 ( g ) Δ H = − 92   k J / m o l {\displaystyle {\ce {3H_2(g) + N_2(g) <=> 2NH_3(g)}}\qquad \Delta H=-92\ \mathrm {kJ/mol} } לחץ - הגברת הלחץ במכל התגובה תביא ליצירת אמוניה - מכיוון שעל ידי כך המערכת תצליח להקטין את העקה (הלחץ): מארבעה מולים של מימן וחנקן נוצרים שני מולים של אמוניה. טמפרטורה - התגובה ליצירת האמוניה היא אקסותרמית (כלומר, פולטת חום) ולכן, קירור מכל התגובה יגרום להעדפת התוצרים - כלומר, יצירה של אמוניה. אולם, יש לשים לב, שקירור יתר, יעלה את משך הזמן להתהוות אמוניה, וזאת מכיוון שקירור מאט את מספר ההתנגשויות ולכן את הסיכוי להתהוות תוצרים. לכן בתעשייה מתחשבים בבעיה זאת ומשלבים חום גבוה יחסית עם לחץ גבוה וכדומה. שינוי בריכוז החומרים - לאחר שהמערכת הגיעה לשיווי משקל ניתן להוציא את האמוניה מהמכל. ניתן לעשות זאת על ידי קירור, תוך ניצול הבדלים בנקודת הרתיחה של החומרים המשתתפים בתהליך. האמוניה תהיה נוזלית בעוד שהמימן והחנקן יישארו גזים. כעת לפי עקרון לה-שטליה המערכת תשאף להגדיל את ריכוז התוצר מאחר שהפחתנו אותו. משמע: תיווצר לנו עוד אמוניה. פיטר אטקינס ולורטה ג'ונס, כימיה כללית: כרך א', פרק 9 - שיווי משקל כימי, האוניברסיטה הפתוחה, 2010 מדיה וקבצים בנושא שיווי משקל כימי בוויקישיתוף ארז גרטי, שיווי משקל כימי, במדור "מאגר המדע" באתר של מכון דוידסון לחינוך מדעי, 28 ביוני 2011 שיווי משקל כימי, באתר אנציקלופדיה בריטניקה (באנגלית) שווי משקל כימי, דף שער בספרייה הלאומית