Definice chemické rovnováhy

1. Stav stability přítomný u reverzibilních reakcí, kde dopředná a zpětná reakční rychlost zůstává vždy stejná.

Kočka. gramatický: podstatné jméno mužského rodu
ve slabikách: e-qui-li-brio + quí-mi-co.

Chemická bilance

Přichází reakce Zůstatek chemický, když rychlost reakce přímý se rovná Rychlost obrácená reakce. Všechno chemická reakce má určitou spontaneitu směrem k rovnováze a abychom ji prozkoumali, děláme to prostřednictvím znaménka ∆G, Energie Gibbs free, což znamená, že prostřednictvím hodnoty této veličiny můžeme předpovědět, zda dojde k reakci v určitém směru či nikoliv.

Kolísání Gibbsovy volné energie je vyjádřeno obecně ve standardních podmínkách 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 rychlosti reakce a chemické rovnováhy, 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, je-li ∆G=0, nedojde k žádné změně, protože systém je v rovnováze, a jak již bylo zmíněno, rychlost přímé reakce je rovna 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 jaké 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 tím, co by mělo být, kdyby systém byl v rovnováze, přičemž Q je větší 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:

Odtud vyplývá, že Q i K jsou bezrozměrné a lze je uvažovat jak v koncentracích, tak v parciálních tlacích.

Když koncentrace nebo parciální tlaky produktů a reaktantů zůstávají v průběhu času konstantní, nastává situace chemická rovnováha, zatímco situace dynamické rovnováhy je dosažena, protože rychlost dopředné a zpětné reakce s identické. Je důležité vyzdvihnout dynamiku rovnováhy, rychlost, s jakou se tvoří a spotřeba produktů a reaktantů je stejná, proto se koncentrace nebo parciální tlaky nemění se liší.

Pokud se podmínka vzdálí od rovnovážné situace, určité druhy budou převládat nad ostatními a odtud vzniká výraz, který dává do souvislosti rychlost přímé a inverzní reakce, Kc:

Předpokládejme výše uvedenou reakci:

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

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

Opak nastane, pokud Kc<1, což znamená, že rychlost přímé reakce je nižší než rychlost nepřímé reakce a je málo 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 upravuje pro zředěné roztoky nebo plyny pod nízkým tlakem.