تعريف معدل التفاعل والتوازن الكيميائي

الجميع تفاعل كيميائي لديه بعض العفوية تجاهه الرصيد، وللتحقق من ذلك نقوم به من خلال علامة ∆G ، طاقة Gibbs free ، مما يعني أنه من خلال قيمة هذا الحجم ، يمكننا التنبؤ بما إذا كان التفاعل سيحدث في اتجاه معين أم لا.

يتم التعبير عن الاختلاف في طاقة جيبس ​​الحرة ، بشكل عام ، في ظل الظروف القياسية مثل الاختلاف بين طاقات المنتجات والمواد المتفاعلة أيضًا في الحالة القياسية:

حيث أنه ، إذا حدث التفاعل في ظل ظروف غير قياسية ، فإن العلاقة بين ∆Gº و G تتحدد من خلال ما يلي التعبير:

حيث Q هو حاصل رد الفعل.

لفهم الآثار المترتبة على سرعة رد الفعل والتوازن الكيميائي يجب أن ندرس علامة ∆G:

إذا كانت ∆G سالبة ، فهذا يعني أن التفاعل تلقائي (يحدث) بالمعنى المباشر.

إذا كانت ∆G موجبة ، فهذا يعني أن التفاعل ليس تلقائيًا (لا يحدث) بالمعنى المباشر.

بينما ، إذا كانت G = 0 ، فلن يكون هناك تغيير ، لأن النظام في حالة توازن ، وكما ذكرنا سابقًا ، سرعة معدل التفاعل المباشر يساوي معدل التفاعل غير المباشر. هذا يعني أن حاصل التفاعل Q يساوي ثابت التوازن K ، لذلك لا يوجد ميل لتفضيل اتجاه معين للتفاعل.

منذ أن تم تعريف Q على أنه:

لرد فعل عام:

بينما يأخذ K نفس الشكل ، ولكن مع تركيزات في حالة توازن.

إذا عدنا إلى الحالة التي تكون فيها ∆G سالبة ، فهذا يعني أن حاصل رد الفعل Q أقل من K (ثابت التوازن) ، يعني أن تركيزات المنتج أقل مما ينبغي أن تكون عليه إذا كان التفاعل الرصيد. لذلك ، من حيث العفوية ، تصبح عفوية بالمعنى المباشر.

بينما ، إذا كانت ∆G موجبة ، فستكون هناك غلبة للمنتجات أعلى من تلك التي يجب أن توجد إذا كان النظام في حالة توازن ، مع Q أكبر من K. لذلك ، يكون التفاعل تلقائيًا في الاتجاه العكسي.

تجدر الإشارة إلى أن التعريف الصارم لـ Q و K يتم تقديمه من حيث أنشطة المنتجات والمواد المتفاعلة ، وتحديد النشاط من حيث التركيز أو الضغوط على النحو التالي:

اوه حسنا:

من هناك يترتب على ذلك أن كلا من Q و K بلا أبعاد ويمكن رفعهما بتركيزات وضغوط جزئية.

عندما تظل التركيزات أو الضغوط الجزئية للمنتجات والمتفاعلات ثابتة بمرور الوقت ، يحدث الموقف التوازن الكيميائي ، بقدر ما يتم الوصول إلى حالة توازن ديناميكي بسبب معدل التفاعل المباشر والعكسي مع مطابق. من المهم إبراز ديناميكية التوازن والسرعة التي تتشكل بها و تستهلك المنتجات والكواشف هي نفسها ، وهذا هو السبب في أن التركيزات أو الضغوط الجزئية لا تفعل ذلك أنه يختلف.

إذا تحركت الحالة بعيدًا عن حالة التوازن ، فستسود أنواع معينة على أخرى ومن هناك ينشأ التعبير الذي يتعلق بسرعة التفاعل المباشر والعكسي ، Kc:

افترض رد الفعل الموضح أعلاه:

حيث Kd و Ki هما ثوابت معدل التفاعل في الاتجاه الأمامي أو العكسي على التوالي.

مرة أخرى ، إذا كان Kc> 1 ، فهذا يعني أن Ki أقل من Kd ، وبالتالي ، هناك درجة عالية من تحويل المنتجات إلى مواد متفاعلة. في هذه الحالة ، يتم تحويل التوازن نحو المنتجات.

يحدث العكس إذا كان Kc <1 ، مما يعني أن معدل التفاعل المباشر أقل من معدل التفاعل غير المباشر وأن هناك القليل استهلاك من المتفاعلات ، يتم تحويل التوازن نحو المتفاعلات. بينما ، إذا كان Kc = 1 ، فإن السرعات متساوية والنظام في حالة توازن. من المهم تحديد مسألتين: أولاً ، تعتمد قيمة هذا الثابت بشكل حصري على درجة الحرارة ويختلف بدوره وفقًا للحجم المستخدم للتعبير عن تركيزات أو ضغوط المنتجات والمواد المتفاعلة. وأخيرا، فإن قانون يتم ضبط التوازن الكيميائي لتخفيف المحاليل أو الغازات تحت ضغط منخفض.

موضوعات في معدل التفاعل والتوازن الكيميائي