Chemical Equilibrium

 

Chemical Equilibrium

Definition

Chemical equilibrium is a state in a reversible chemical reaction where the rate of the forward reaction equals the rate of the backward reaction, resulting in no net change in the concentration of reactants and products over time.

Key Concepts

1. Dynamic Nature: Even though there is no observable change at equilibrium, both forward and reverse reactions continue to occur at equal rates.

2. Reversible Reactions: Equilibrium can only be established in reversible reactions, denoted by the double arrow ($\rightleftharpoons$) in chemical equations.

3. 
   Equilibrium Constant ($K$):
   
   • Expression: For a general reaction $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$, the equilibrium constant $K$ is expressed as: $$K = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$
   • Types:
     • $K_c$: Equilibrium constant in terms of concentration.
     • $K_p$: Equilibrium constant in terms of partial pressure (used for gaseous reactions).

4. Le Chatelier’s Principle: If a dynamic equilibrium is disturbed by changing the conditions (concentration, pressure, temperature), the position of equilibrium shifts to counteract the change and restore equilibrium.

5. Factors Affecting Equilibrium:

   • Concentration: Increasing the concentration of reactants or products shifts the equilibrium to the opposite side.
   • Pressure: For gaseous reactions, increasing the pressure shifts the equilibrium towards the side with fewer gas molecules.
   • Temperature: Increasing temperature favors the endothermic direction of the reaction.

6. Reaction Quotient ($Q$):

   • $Q$ is calculated using the same formula as $K$, but with the initial concentrations or pressures.
   • Comparison of $Q$ with $K$ determines the direction of the reaction:
     • $Q<\mathrm{K:\; Reaction\; proceeds\; forward.}$
     • $\mathrm{Q\; >\; K<br>}\mathrm{:\; Reaction\; proceeds\; backward.}$
     • $Q=$: System is at equilibrium.

7. Applications:

• Industrial processes like the Haber process for ammonia synthesis.
• Biological systems, such as oxygen transport in blood.

Le Chatelier’s Principle

Definition

Le Chatelier’s Principle states that if a dynamic equilibrium system is subjected to a change in conditions (concentration, pressure, temperature), the system will adjust itself to partially counteract the imposed change and re-establish equilibrium.

Key Concepts

1. Concentration Changes:

   • Increase in Reactants: The equilibrium shifts toward the formation of more products to reduce the added reactants.
   • Increase in Products: The equilibrium shifts toward the formation of more reactants to reduce the added products.
   • Decrease in Reactants: The equilibrium shifts toward the reactants to replace the removed reactants.
   • Decrease in Products: The equilibrium shifts toward the products to replace the removed products.

   Example:

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

   Adding $N_{\mathrm{2or }}$$H_2$ shifts the equilibrium to the right, favoring $NH_3$ production.

2. Pressure Changes (for Gaseous Equilibria):

   • Increasing the pressure shifts the equilibrium toward the side with fewer moles of gas.
   • Decreasing the pressure shifts the equilibrium toward the side with more moles of gas.

   Example:

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

   Increasing pressure shifts the equilibrium to the right (fewer gas moles).

3. Temperature Changes:

   • Exothermic Reactions ($\mathrm{\Delta }H<$): Increasing the temperature shifts the equilibrium toward the reactants (reverse reaction).
   • Endothermic Reactions ($\mathrm{\Delta }H>$): Increasing the temperature shifts the equilibrium toward the products (forward reaction).

   Example:

   $$2SO_2(g) + O_2(g) \rightleftharpoons 2SO_3(g) + \text{Heat}$$
   

   Increasing temperature shifts the equilibrium to the left (endothermic reaction).

4. Addition of a Catalyst:

   • Catalysts speed up both the forward and reverse reactions equally.
   • They do not affect the position of equilibrium but help the system reach equilibrium faster.

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Applications of Le Chatelier’s Principle

1. Industrial Processes:

   • Haber Process: Ammonia production is optimized by high pressure and moderate temperature to maximize yield.
   • Contact Process: Production of sulfuric acid involves controlling temperature and pressure to favor $SO_3$ formation.

2. Biological Systems:

   • Oxygen binding to hemoglobin follows Le Chatelier’s Principle, where increased $O_2$ concentration in the lungs shifts the equilibrium toward oxygenated hemoglobin.

3. Buffer Solutions:

   • Buffers resist pH changes by adjusting the equilibrium between a weak acid and its conjugate base according to Le Chatelier’s Principle.

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Example Problem

Problem: In the equilibrium system:

$$CO(g) + H_2O(g) \rightleftharpoons CO_2(g) + H_2(g)$$

what happens if the concentration of $CO$ is increased?

Solution:

• According to Le Chatelier’s Principle, increasing $CO$ will shift the equilibrium to the right, forming more $C{O}_{\mathrm{2 \; }}$$H_2$.
  
  
  

Chemical Equilibrium with Detailed Examples :-

Example 1: Haber Process

The Haber process synthesizes ammonia ($NH_3$) from nitrogen ($N_2$) and hydrogen ($H_2$).

Reaction:

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

Equilibrium Constant Expression:

$$K_c = \frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}$$

Conditions:

• High pressure favors the formation of ammonia (fewer gas molecules on the right side).
• Moderate temperature is optimal since the reaction is exothermic (high temperature would favor the reverse reaction).
• Use of a catalyst speeds up the attainment of equilibrium without affecting the equilibrium position.

Le Chatelier’s Principle:

• Increasing the concentration of $N_{\mathrm{2\; or }}$$H_2$ shifts the equilibrium towards more $NH_3$ production.
• Increasing pressure shifts the equilibrium to the right, favoring ammonia formation.

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Example 2: The Dissociation of Acetic Acid in Water

Acetic acid ($CH_3COOH$) dissociates partially in water to form acetate ions ($CH_3COO^-$) and hydrogen ions ($H^+$).

Reaction:

$$CH_3COOH(aq) \rightleftharpoons CH_3COO^-(aq) + H^+(aq)$$

Equilibrium Constant Expression:

$$K_a = \frac{[CH_3COO^-][H^+]}{[CH_3COOH]}$$

Example Calculation: If $K_a = 1.8 \times 10^{-5}$ for acetic acid, we can calculate the concentrations of ions in a 0.1 M solution of acetic acid using an ICE table (Initial, Change, Equilibrium).

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Example 3: Chromate-Dichromate Equilibrium

The equilibrium between chromate ions ($CrO_4^{2-}$) and dichromate ions ($Cr_2O_7^{2-}$) depends on the pH of the solution.

Reaction:

$$2CrO_4^{2-}(aq) + 2H^+(aq) \rightleftharpoons Cr_2O_7^{2-}(aq) + H_2O(l)$$

Equilibrium Constant Expression:

$$K = \frac{[Cr_2O_7^{2-}]}{[CrO_4^{2-}]^2[H^+]^2}$$

Le Chatelier’s Principle:

• Adding acid (increasing $H^+$) shifts the equilibrium towards $Cr_2O_7^{2-}$ (orange solution).
• Increasing $OH^-$ (decreasing $H^+$) shifts the equilibrium towards $CrO_4^{2-}$ (yellow solution).

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Example 4: Esters Formation (Esterification)

The reaction between acetic acid and ethanol to form ethyl acetate (an ester) and water is a classic example of equilibrium in organic chemistry.

Reaction:

$$CH_3COOH + C_2H_5OH \rightleftharpoons CH_3COOC_2H_5 + H_2O$$

Equilibrium Constant Expression:

$$K_c=\frac{[C{H}_{3}COO{C}_2{H}_5][H_{2}O]}{[C{H}_{3}COOH][C_2{H}_{5}OH]}$$

Le Chatelier’s Principle:

• Removing water as it forms shifts the equilibrium towards ester formation.
• Adding more acetic acid or ethanol pushes the equilibrium towards the products.

Types of Chemical Equilibrium

Chemical equilibrium can be classified into several types based on the nature of the reactions involved. Here are the main types with detailed explanations:

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1. Homogeneous Equilibrium

In homogeneous equilibrium, all reactants and products are in the same phase (solid, liquid, or gas).

Example 1: Gaseous Equilibrium

$$N_2(g)+3H_2(g)\rightleftharpoons 2N{H}_3(g)$$

• All species are gases.
• Equilibrium constant $K_c$ is expressed in terms of concentrations of the gaseous reactants and products.

Example 2: Liquid Phase Equilibrium

$$C{H}_{3}COOH(l)+C_2{H}_{5}OH(l)\rightleftharpoons C{H}_{3}COO{C}_2{H}_5(l)+H_{2}O(l)$$

• All species are liquids.
• $K_c$ is used for the concentration of reactants and products in the liquid phase.

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2. Heterogeneous Equilibrium

In heterogeneous equilibrium, reactants and products are in different phases.

Example 1: Dissolution of a Solid in Water

$$CaC{O}_3(s)\rightleftharpoons C{a}^{2+}(aq)+C{O}_3^{2-}(aq)$$

• Solid $CaCO_3$ dissolves in water to form ions.
• The equilibrium constant $K_{sp}$ (solubility product) includes only the concentrations of the aqueous ions because the concentration of a pure solid is constant and not included in $K$.

Example 2: Gas-Liquid Equilibrium

$$C{O}_2(g)\rightleftharpoons C{O}_2(aq)$$

• $CO_2$ dissolves in water.
• The equilibrium constant is expressed in terms of the concentration of $CO_2$ in the gas phase and the aqueous phase.

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3. Dynamic Equilibrium

Dynamic equilibrium refers to a situation where the rates of the forward and reverse reactions are equal, resulting in no net change in the concentration of reactants and products.

Example: In the case of water evaporating in a closed container:

$$H_{2}O(l)\rightleftharpoons H_{2}O(g)$$

• Water molecules evaporate and condense at the same rate.

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4. Chemical Equilibrium in Electrochemical Cells

This type involves redox reactions where chemical equilibrium is established between the oxidized and reduced forms.

Example: In a Daniel cell:

$$Zn(s)+C{u}^{2+}(aq)\rightleftharpoons Z{n}^{2+}(aq)+Cu(s)$$

• Zinc and copper are in different phases (solid and aqueous), and the equilibrium constant $K_{eq}$ is related to the cell potential.
  
  
  

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5. Acid-Base Equilibrium

This type involves the equilibrium between acids and bases in aqueous solutions.

Example: The dissociation of acetic acid:

$$C{H}_{3}COOH(aq)\rightleftharpoons C{H}_{3}CO{O}^{-}(aq)+H^{+}(aq)$$

• The equilibrium constant $K_a$measures the strength of the acid.
  
  

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6. Solubility Equilibrium

This involves the equilibrium between a solid and its ions in a saturated solution.

Example: For the salt $AgCl$:

$$AgCl(s)\rightleftharpoons A{g}^{+}(aq)+C{l}^{-}(aq)$$

• The equilibrium constant $K_{sp}$ is known as the solubility product.

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7. Phase Equilibrium

Phase equilibrium involves the equilibrium between different physical states of the same substance.

Example: For water:

$$H_{2}O(s)\rightleftharpoons H_{2}O(l)$$

• The equilibrium between ice and liquid water at $0^{\circ }\mathrm{C.}$

In HINDI :-

रासायनिक संतुलन (Chemical Equilibrium)

परिभाषा

रासायनिक संतुलन एक स्थिति है जिसमें एक प्रतिवर्ती रासायनिक प्रतिक्रिया में, आगे की प्रतिक्रिया की दर और पिछली प्रतिक्रिया की दर बराबर होती है, जिससे प्रतिक्रिया के अभिकारक (reactants) और उत्पादों (products) की सांद्रता में समय के साथ कोई शुद्ध परिवर्तन नहीं होता।

मुख्य अवधारणाएँ

• गतिशील प्रकृति (Dynamic Nature): संतुलन पर कोई दृश्य परिवर्तन नहीं होता, फिर भी आगे और पीछे दोनों प्रतिक्रियाएँ समान दर से जारी रहती हैं।

• प्रतिवर्ती प्रतिक्रियाएँ (Reversible Reactions): संतुलन केवल प्रतिवर्ती प्रतिक्रियाओं में स्थापित किया जा सकता है, जिसे रासायनिक समीकरणों में दोहरी तीर ($\rightleftharpoons$) द्वारा दर्शाया जाता है।

• संतुलन स्थिरांक ($K$):

  • अभिव्यक्ति (Expression): सामान्य प्रतिक्रिया $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$ के लिए, संतुलन स्थिरांक $K$ को इस प्रकार व्यक्त किया जाता है: $$K = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$$
  • प्रकार:
    • $K_c$: सांद्रता के संदर्भ में संतुलन स्थिरांक।
    • $K_p$: आंशिक दबाव के संदर्भ में संतुलन स्थिरांक (गैसीय प्रतिक्रियाओं के लिए उपयोग किया जाता है)।

• ले शैटेलियर का सिद्धांत (Le Chatelier’s Principle): यदि एक गतिशील संतुलन को सांद्रता, दबाव, या तापमान में परिवर्तन करके बाधित किया जाता है, तो संतुलन की स्थिति इस परिवर्तन का विरोध करने और संतुलन को पुनः स्थापित करने के लिए स्थानांतरित हो जाती है।

संतुलन को प्रभावित करने वाले कारक:

• सांद्रता (Concentration): अभिकारकों या उत्पादों की सांद्रता बढ़ाने से संतुलन विपरीत दिशा में स्थानांतरित हो जाता है।
• दबाव (Pressure): गैसीय प्रतिक्रियाओं के लिए, दबाव बढ़ाने से संतुलन उस तरफ स्थानांतरित होता है जहां गैस अणुओं की संख्या कम होती है।
• तापमान (Temperature): तापमान बढ़ाने से प्रतिक्रिया के ऊष्मागतिक दिशा (endothermic direction) को प्राथमिकता मिलती है।

प्रतिक्रिया भागफल ($Q$):

• $Q$ को $K$ के समान सूत्र का उपयोग करके प्रारंभिक सांद्रता या दबाव से गणना की जाती है।
• $Q$ और $K$ की तुलना से प्रतिक्रिया की दिशा निर्धारित होती है:
  • $Q<\mathrm{K:\; प्रतिक्रिया\; आगे\; बढ़ती\; है।}$
  • $Q>$: प्रतिक्रिया पीछे जाती है।
  • $Q=K:\; प्रणाली\; संतुलन\; पर\; है।$

अनुप्रयोग (Applications):

• औद्योगिक प्रक्रियाएँ जैसे अमोनिया संश्लेषण के लिए हैबर प्रक्रिया।
• जैविक प्रणालियाँ, जैसे रक्त में ऑक्सीजन परिवहन।

ले शेटेलियर का सिद्धांत

परिभाषा

ले शेटेलियर का सिद्धांत कहता है कि यदि एक गतिशील संतुलन प्रणाली को परिस्थितियों (सांद्रता, दबाव, तापमान) में परिवर्तन के अधीन किया जाता है, तो प्रणाली स्वयं को आंशिक रूप से आरोपित परिवर्तन का प्रतिकार करने और संतुलन को पुनः स्थापित करने के लिए समायोजित करेगी।

मुख्य अवधारणाएँ

1. सांद्रता परिवर्तन:

   • अभिकारकों की वृद्धि: संतुलन अधिक उत्पादों के निर्माण की ओर स्थानांतरित हो जाता है ताकि जोड़े गए अभिकारकों को कम किया जा सके।
   • उत्पादों की वृद्धि: संतुलन अधिक अभिकारकों के निर्माण की ओर स्थानांतरित हो जाता है ताकि जोड़े गए उत्पादों को कम किया जा सके।
   • अभिकारकों की कमी: संतुलन अभिकारकों की ओर स्थानांतरित हो जाता है ताकि हटाए गए अभिकारकों की पूर्ति की जा सके।
   • उत्पादों की कमी: संतुलन उत्पादों की ओर स्थानांतरित हो जाता है ताकि हटाए गए उत्पादों की पूर्ति की जा सके।

   उदाहरण:

   $$N_2(g)+3H_2(g)\rightleftharpoons 2N{H}_3(g)$$

   $N_2$ या $H_2$जोड़ने से संतुलन दाएँ स्थानांतरित हो जाता है, जिससे $NH_3$ उत्पादन को बढ़ावा मिलता है।

2. दबाव परिवर्तन (गैसीय संतुलन के लिए):

   • दबाव बढ़ाने से संतुलन गैस के कम मोल्स वाली ओर स्थानांतरित हो जाता है।
   • दबाव कम करने से संतुलन गैस के अधिक मोल्स वाली ओर स्थानांतरित हो जाता है।

   उदाहरण:

   $$N_2(g)+3H_2(g)\rightleftharpoons 2N{H}_3(g)$$

   दबाव बढ़ाने से संतुलन दाएँ स्थानांतरित हो जाता है (कम गैस मोल्स)।

3. तापमान परिवर्तन:

   • उष्माक्षेपी प्रतिक्रियाएँ ($\Delta H < 0$): तापमान बढ़ाने से संतुलन अभिकारकों की ओर स्थानांतरित हो जाता है (विपरीत प्रतिक्रिया)।
   • एंडोथर्मिक प्रतिक्रियाएँ ($\mathrm{\Delta }H>$): तापमान बढ़ाने से संतुलन उत्पादों की ओर स्थानांतरित हो जाता है (आगे की प्रतिक्रिया)।

   उदाहरण:

   $$2S{O}_2(g)+O_2(g)\rightleftharpoons 2S{O}_3(g)+\text{Heat}$$

   तापमान बढ़ाने से संतुलन बाईं ओर स्थानांतरित हो जाता है (एंडोथर्मिक प्रतिक्रिया)।

4. उत्प्रेरक का जोड़ना:

   • उत्प्रेरक आगे और पीछे की प्रतिक्रियाओं दोनों को समान रूप से तेज़ करता है।
   • वे संतुलन की स्थिति को प्रभावित नहीं करते हैं, लेकिन प्रणाली को संतुलन तक जल्दी पहुँचने में मदद करते हैं।

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ले शेटेलियर के सिद्धांत के अनुप्रयोग

1. औद्योगिक प्रक्रियाएँ:

   • हैबर प्रक्रिया: अमोनिया उत्पादन को उच्च दबाव और मध्यम तापमान के द्वारा अनुकूलित किया जाता है ताकि उपज को अधिकतम किया जा सके।
   • संपर्क प्रक्रिया: सल्फ्यूरिक एसिड का उत्पादन $SO_3$ निर्माण के पक्ष में तापमान और दबाव को नियंत्रित करने में शामिल होता है।

2. जैविक प्रणालियाँ:

   • ऑक्सीजन का हीमोग्लोबिन से बंधना ले शेटेलियर के सिद्धांत का पालन करता है, जहाँ फेफड़ों में $O_2$ की बढ़ी हुई सांद्रता ऑक्सीजनयुक्त हीमोग्लोबिन की ओर संतुलन को स्थानांतरित करती है।

3. बफर समाधान:

   • बफर pH परिवर्तनों का प्रतिरोध करते हैं और ले शेटेलियर के सिद्धांत के अनुसार एक कमजोर अम्ल और उसके संयुग्म क्षार के बीच संतुलन को समायोजित करते हैं।

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उदाहरण समस्या

समस्या: संतुलन प्रणाली में:

$$CO(g)+H_{2}O(g)\rightleftharpoons C{O}_2(g)+H_2(g)$$

यदि $CO$ सांद्रता बढ़ा दी जाती है, तो क्या होगा?

समाधान:

• ले शेटेलियर के सिद्धांत के अनुसार, $CO$ बढ़ाने से संतुलन दाएँ स्थानांतरित हो जाएगा, जिससे अधिक $CO_2$ और $H_2$ का निर्माण होगा।

रासायनिक संतुलन के विस्तृत उदाहरण

उदाहरण 1: हैबर प्रक्रिया (Haber Process)

हैबर प्रक्रिया अमोनिया ($NH_3$) को नाइट्रोजन ($N_2$) और हाइड्रोजन ($H_2$) से संश्लेषित करती है।

प्रतिक्रिया:

$$N_2(g)+3H_2(g)\rightleftharpoons 2N{H}_3(g)$$

संतुलन स्थिरांक अभिव्यक्ति:

$$K_c=\frac{[N{H}_3{]}^2}{[N_2][H_2{]}^{\mathrm{3}}}$$

स्थिति:

• उच्च दबाव अमोनिया के गठन का पक्ष लेता है (दाएँ तरफ कम गैस अणु हैं)।
• मध्यम तापमान इष्टतम है क्योंकि प्रतिक्रिया ऊष्माक्षेपी है (उच्च तापमान विपरीत प्रतिक्रिया का पक्ष लेगा)।
• एक उत्प्रेरक का उपयोग संतुलन की प्राप्ति को तेज करता है लेकिन संतुलन की स्थिति को प्रभावित नहीं करता।

ले शैटेलियर का सिद्धांत:

• $N_2$या $H_2$ की सांद्रता बढ़ाने से संतुलन अधिक $NH_3$ उत्पादन की ओर स्थानांतरित हो जाता है।
• दबाव बढ़ाने से संतुलन दाएँ स्थानांतरित होता है, अमोनिया के गठन का पक्ष लेते हुए।

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उदाहरण 2: पानी में एसीटिक एसिड का विघटन (Dissociation of Acetic Acid in Water)

एसीटिक एसिड ($CH_3COOH$) पानी में आंशिक रूप से आयनित होकर एसीटेट आयन ($CH_3COO^-$) और हाइड्रोजन आयन ($H^+$) बनाता है।

प्रतिक्रिया:

$$C{H}_{3}COOH(aq)\rightleftharpoons C{H}_{3}CO{O}^{-}(aq)+H^{+}(aq)$$

संतुलन स्थिरांक अभिव्यक्ति:

$$K_a=\frac{[C{H}_{3}CO{O}^{-}][H^{+}]}{[C{H}_{3}COOH]}$$

उदाहरण गणना: यदि $K_a = 1.8 \times 10^{-5}$ है, तो हम एसीटिक एसिड के 0.1 M घोल में आयनों की सांद्रता का गणना ICE तालिका (प्रारंभिक, परिवर्तन, संतुलन) का उपयोग करके कर सकते हैं।

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उदाहरण 3: क्रोमेट-डाइक्रोमेट संतुलन (Chromate-Dichromate Equilibrium)

क्रोमेट आयन ($CrO_4^{2-}$) और डाइक्रोमेट आयन ($Cr_2O_7^{2-}$) के बीच संतुलन घोल के pH पर निर्भर करता है।

प्रतिक्रिया:

$$2Cr{O}_4^{2-}(aq)+2H^{+}(aq)\rightleftharpoons C{r}_2{O}_7^{2-}(aq)+H_{2}O(l)$$

संतुलन स्थिरांक अभिव्यक्ति:

$$K = \frac{[Cr_2O_7^{2-}]}{[CrO_4^{2-}]^2[H^+]^2}$$

ले शैटेलियर का सिद्धांत:

• अम्ल जोड़ने से ($H^+$ बढ़ाना) संतुलन $Cr_2O_7^{2-}$ की ओर स्थानांतरित हो जाता है (नारंगी घोल)।
• $OH^-$बढ़ाने से (कम $H^+$) संतुलन $CrO_4^{2-}$ की ओर स्थानांतरित हो जाता है (पीला घोल)।

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उदाहरण 4: एस्टर का निर्माण (Esterification)

एसीटिक एसिड और इथेनॉल के बीच प्रतिक्रिया से एथाइल एसीटेट (एक एस्टर) और पानी का निर्माण होता है, जो जैविक रसायन विज्ञान में संतुलन का एक क्लासिक उदाहरण है।

प्रतिक्रिया:

$$C{H}_{3}COOH+C_2{H}_{5}OH\rightleftharpoons C{H}_{3}COO{C}_2{H}_5+H_{2}O$$

संतुलन स्थिरांक अभिव्यक्ति:

$$K_c=\frac{[C{H}_{3}COO{C}_2{H}_5][H_{2}O]}{[C{H}_{3}COOH][C_2{H}_{5}OH]}$$

ले शैटेलियर का सिद्धांत:

• पानी को निकालने से संतुलन एस्टर निर्माण की ओर स्थानांतरित हो जाता है।
• अधिक एसीटिक एसिड या इथेनॉल जोड़ने से संतुलन उत्पादों की ओर स्थानांतरित हो जाता है।

रासायनिक संतुलन के प्रकार

रासायनिक संतुलन को इसमें शामिल प्रतिक्रियाओं की प्रकृति के आधार पर कई प्रकारों में वर्गीकृत किया जा सकता है। यहाँ मुख्य प्रकारों के साथ विस्तृत व्याख्या दी गई है:

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1. सजातीय संतुलन (Homogeneous Equilibrium)

सजातीय संतुलन में, सभी अभिकारक और उत्पाद एक ही अवस्था (ठोस, द्रव, या गैस) में होते हैं।

उदाहरण 1: गैसीय संतुलन

$$N_2(g)+3H_2(g)\rightleftharpoons 2N{H}_3(g)$$

• सभी प्रजातियाँ गैसें हैं।
• संतुलन स्थिरांक $K_c$ गैसीय अभिकारकों और उत्पादों की सांद्रता के संदर्भ में व्यक्त किया जाता है।

उदाहरण 2: द्रव अवस्था संतुलन

$$C{H}_{3}COOH(l)+C_2{H}_{5}OH(l)\rightleftharpoons C{H}_{3}COO{C}_2{H}_5(l)+H_{2}O(l)$$

• सभी प्रजातियाँ द्रव हैं।
• $K_c$ का उपयोग द्रव अवस्था में अभिकारकों और उत्पादों की सांद्रता के लिए किया जाता है।

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2. विषमज संतुलन (Heterogeneous Equilibrium)

विषमज संतुलन में, अभिकारक और उत्पाद विभिन्न अवस्थाओं में होते हैं।

उदाहरण 1: पानी में ठोस का घुलना

$$CaC{O}_3(s)\rightleftharpoons C{a}^{2+}(aq)+C{O}_3^{2-}(aq)$$

• ठोस $CaCO_3$ पानी में आयनों के रूप में घुलता है।
• संतुलन स्थिरांक $K_{sp}$ (विलेयता गुणनफल) में केवल जलीय आयनों की सांद्रता शामिल होती है क्योंकि शुद्ध ठोस की सांद्रता स्थिर होती है और $K$ में शामिल नहीं होती।

उदाहरण 2: गैस-द्रव संतुलन

$$C{O}_2(g)\rightleftharpoons C{O}_2(aq)$$

• $CO_2$ पानी में घुलता है।
• संतुलन स्थिरांक गैस अवस्था और जलीय अवस्था में $CO_2$ की सांद्रता के संदर्भ में व्यक्त किया जाता है।

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3. गतिशील संतुलन (Dynamic Equilibrium)

गतिशील संतुलन एक स्थिति को संदर्भित करता है जहां आगे और पीछे की प्रतिक्रियाओं की दर बराबर होती है, जिससे अभिकारकों और उत्पादों की सांद्रता में कोई शुद्ध परिवर्तन नहीं होता।

उदाहरण: बंद कंटेनर में पानी का वाष्पन:

$$H_{2}O(l)\rightleftharpoons H_{2}O(g)$$

• पानी के अणु समान दर से वाष्पित और संघनित होते हैं।

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4. इलेक्ट्रोरासायनिक कोशिकाओं में रासायनिक संतुलन (Chemical Equilibrium in Electrochemical Cells)

इस प्रकार में रेडॉक्स प्रतिक्रियाएँ शामिल होती हैं जहाँ ऑक्सीकरण और अपचयनित रूपों के बीच रासायनिक संतुलन स्थापित होता है।

उदाहरण: डेनियल कोशिका में:

$$Zn(s)+C{u}^{2+}(aq)\rightleftharpoons Z{n}^{2+}(aq)+Cu(s)$$

• जस्ता और तांबा विभिन्न अवस्थाओं (ठोस और जलीय) में होते हैं, और संतुलन स्थिरांक $K_{eq}$ सेल संभावितता से संबंधित होता है।

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5. अम्ल-क्षार संतुलन (Acid-Base Equilibrium)

इस प्रकार में अम्ल और क्षार के बीच जल में संतुलन शामिल होता है।

उदाहरण: एसीटिक एसिड का विघटन:

$$C{H}_{3}COOH(aq)\rightleftharpoons C{H}_{3}CO{O}^{-}(aq)+H^{+}(aq)$$

• संतुलन स्थिरांक $K_a$ अम्ल की शक्ति को मापता है।

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6. विलेयता संतुलन (Solubility Equilibrium)

यह एक संतृप्त घोल में ठोस और उसके आयनों के बीच संतुलन को शामिल करता है।

उदाहरण: नमक $AgCl$ के लिए:

$$AgCl(s)\rightleftharpoons A{g}^{+}(aq)+C{l}^{-}(aq)$$

• संतुलन स्थिरांक $K_{sp}$ को विलेयता गुणनफल के रूप में जाना जाता है।

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7. अवस्था संतुलन (Phase Equilibrium)

अवस्था संतुलन में एक ही पदार्थ की विभिन्न भौतिक अवस्थाओं के बीच संतुलन शामिल होता है।

उदाहरण: पानी के लिए:

$$H_{2}O(s)\rightleftharpoons H_{2}O(l)$$

• $0^\circ C$ पर बर्फ और तरल पानी के बीच संतुलन।