Дефиниция на скоростта на реакцията и химичното равновесие

всичко химическа реакция има известна спонтанност към него Баланс, и за да го изследваме, го правим чрез знака на ∆G, Енергия Gibbs free, което предполага, че чрез стойността на тази величина можем да предвидим дали реакцията ще се случи в определена посока или не.

Вариацията на свободната енергия на Гибс се изразява като цяло при стандартни условия като разлика между енергиите на продуктите и реагентите също в стандартно състояние:

Като има предвид, че ако реакцията протича при нестандартни условия, връзката между ∆Gº и ∆G се определя от следното изразяване:

Където Q е коефициентът на реакцията.

За да разберете значението на скорост на реакция и химическото равновесие трябва да изследваме знака на ∆G:

Ако ∆G е отрицателно, това означава, че реакцията е спонтанна (възниква) в пряк смисъл.

Ако ∆G е положително, това означава, че реакцията не е спонтанна (не се случва) в пряк смисъл.

Докато, ако ∆G = 0, няма да има промяна, тъй като системата е в равновесие и както вече беше споменато, скорост Скоростта на директната реакция е равна на скоростта на непряката реакция. Това означава, че коефициентът на реакцията Q е равен на равновесната константа K, така че няма тенденция да се предпочита конкретна посока на реакцията.

Тъй като Q се дефинира като:

За обща реакция:

Докато К приема същата форма, но с концентрациите в равновесие.

Ако се върнем към случая, когато ∆G е отрицателен, това означава, че коефициентът на реакцията Q е по-малък от K (константа на равновесие), означава, че концентрациите на продукта са по-ниски, отколкото би трябвало да бъдат, ако реакцията е била в Баланс. Следователно, по отношение на спонтанността, тя става спонтанна в пряк смисъл.

Докато, ако ∆G е положително, ще има превес на продукти над тези, които би трябвало да съществуват, ако системата беше в равновесие, с Q по-голям от K. Следователно реакцията е спонтанна в обратна посока.

Трябва да се отбележи, че стриктното определение на Q и K е дадено по отношение на активностите на продуктите и реагентите, дефинирайки активността по отношение на концентрацията или наляганията като:

О, добре:

От там следва, че и Q, и K са безразмерни и могат да се повишават както в концентрации, така и в парциални налягания.

Когато концентрациите или парциалните налягания на продуктите и реагентите се поддържат постоянни във времето, ситуацията възниква химическо равновесие, доколкото се постига ситуация на динамично равновесие, тъй като скоростта на директна и обратна реакция с идентични. Важно е да се подчертае динамиката на равновесието, скоростта, с която се формират и консумират продукти и реагенти е едно и също, ето защо концентрациите или парциалните налягания не варира.

Ако условието се отдалечи от равновесната ситуация, определени видове ще преобладават над друг и оттам възниква изразът, който свързва скоростта на директна и обратна реакция, Kc:

Да предположим реакцията, видяна по-горе:

Където Kd и Ki са константите на скоростта на реакцията съответно в права или обратна посока.

Отново, ако Kc> 1, това означава, че Ki е по-малко от Kd, следователно има висока степен на превръщане на продуктите в реагенти. В този случай равновесието се измества към продуктите.

Обратното се случва, ако Kc <1, което означава, че скоростта на директната реакция е по-малка от скоростта на непряката реакция и има малко потребление на реагентите, равновесието се измества към реагенти. Докато, ако Kc = 1, скоростите са равни и системата е в равновесие. Важно е да се дефинират два въпроса: първо, стойността на тази константа зависи изключително от температура и от своя страна варира в зависимост от величината, използвана за изразяване на концентрациите или наляганията на продуктите и реагентите. И накрая, на закон Химическото равновесие се настройва за разреждане на разтвори или газове при ниско налягане.

Теми по скорост на реакция и химическо равновесие