Definice reakční rychlosti a chemické rovnováhy

Všechno chemická reakce má vůči němu určitou spontánnost Zůstateka abychom to prozkoumali, uděláme to prostřednictvím znaménka ∆G, Energie Gibbs free, což znamená, že prostřednictvím hodnoty této veličiny můžeme předpovědět, zda k reakci v určitém smyslu dojde nebo ne.

Kolísání Gibbsovy volné energie je vyjádřeno obecně za standardních podmínek jako rozdíl mezi energiemi produktů a reaktantů také ve standardním stavu:

Zatímco pokud k reakci dojde za nestandardních podmínek, vztah mezi ∆Gº a ∆G je určen následujícím výraz:

Kde Q je reakční kvocient.

Abychom pochopili důsledky toho rychlost reakce a chemickou rovnováhu musíme studovat znaménko ∆G:

Pokud je ∆G záporné, znamená to, že reakce je spontánní (probíhá) v přímém smyslu.

Pokud je ∆G kladné, znamená to, že reakce není spontánní (nenastává) v přímém smyslu.

Zatímco pokud ∆G = 0, nedojde k žádné změně, protože systém je v rovnováze, a jak již bylo zmíněno,

Rychlost Rychlost přímé reakce se rovná rychlosti nepřímé reakce. To znamená, že reakční kvocient Q je roven rovnovážné konstantě K, takže neexistuje tendence upřednostňovat určitý směr reakce.

Protože Q je definováno jako:

Pro obecnou reakci:

Zatímco K má stejnou formu, ale s koncentracemi v rovnováze.

Pokud se vrátíme k případu, kdy ∆G je záporné, znamená to, že reakční kvocient Q je menší než K (konstanta rovnováha), znamená, že koncentrace produktu jsou nižší, než by měly být, kdyby reakce probíhala Zůstatek. Proto se z hlediska spontaneity stává spontánním v přímém smyslu.

Zatímco pokud je ∆G kladné, bude existovat převaha produktů nad těmi, které by měly existovat, pokud by systém byl v rovnováze, s Q větším než K. Reakce je tedy spontánní v opačném směru.

Je třeba poznamenat, že přísná definice Q a K je dána z hlediska aktivit produktů a reaktantů, přičemž aktivita je definována z hlediska koncentrace nebo tlaků jako:

Dobře:

Z toho vyplývá, že Q i K jsou bezrozměrné a mohou být zvýšeny jak v koncentracích, tak v parciálních tlacích.

Když jsou koncentrace nebo parciální tlaky produktů a reaktantů udržovány konstantní v průběhu času, situace nastává chemické rovnováhy, pokud je dosaženo situace dynamické rovnováhy, protože rychlost přímé a inverzní reakce s identické. Je důležité vyzdvihnout dynamiku rovnováhy, rychlost, s jakou se tvoří a spotřeba produktů a činidel je stejná, proto koncentrace nebo parciální tlaky ne se liší.

Pokud se podmínka vzdálí od rovnovážné situace, určitý druh převládne nad jiným a odtud vzniká výraz, který dává do souvislosti přímou a inverzní reakční rychlost, Kc:

Předpokládejme výše uvedenou reakci:

Kde Kd a Ki jsou konstanty reakční rychlosti v dopředném nebo zpětném směru.

Opět, pokud Kc > 1, znamená to, že Ki je menší než Kd, proto existuje vysoký stupeň konverze produktů na reaktanty. V tomto případě je rovnováha posunuta směrem k produktům.

Opak nastane, je-li Kc <1, což znamená, že rychlost přímé reakce je nižší než rychlost nepřímé reakce a existuje jen malá spotřeba reaktantů se rovnováha posouvá směrem k reaktantům. Kdežto, je-li Kc = 1, jsou rychlosti stejné a systém je v rovnováze. Je důležité definovat dva problémy: za prvé, hodnota této konstanty závisí výhradně na teplota a dále se mění podle velikosti použité k vyjádření koncentrací nebo tlaků produktů a reaktantů. Konečně, zákon Chemická rovnováha se přizpůsobuje zředěným roztokům nebo plynům pod nízkým tlakem.

Témata v reakční rychlosti a chemické rovnováze