Definition af reaktionshastighed og kemisk ligevægt

Alle kemisk reaktion har en vis spontanitet over for sig Balance, og for at undersøge det gør vi det gennem tegnet på ∆G, Energi Gibbs free, hvilket indebærer, at vi gennem værdien af ​​denne størrelsesorden kan forudsige, om en reaktion vil forekomme i en bestemt forstand eller ej.

Variationen af ​​Gibbs Free Energy udtrykkes generelt under standardbetingelser som forskellen mellem energierne af produkter og reaktanter også i standardtilstand:

Hvorimod, hvis reaktionen sker under ikke-standardbetingelser, bestemmes forholdet mellem ∆Gº og ∆G af følgende udtryk:

Hvor Q er reaktionskvotienten.

For at forstå implikationen af reaktionshastighed og den kemiske ligevægt skal vi studere tegnet for ∆G:

Hvis ∆G er negativ, betyder det, at reaktionen er spontan (opstår) i direkte forstand.

Hvis ∆G er positiv, betyder det, at reaktionen ikke er spontan (opstår ikke) i direkte forstand.

Hvorimod, hvis ∆G = 0, vil der ikke være nogen ændring, da systemet er i ligevægt, og som allerede nævnt fart Den direkte reaktionshastighed er lig med den indirekte reaktionshastighed. Dette indebærer, at reaktionskvotienten Q er lig med ligevægtskonstanten K, så der er ingen tendens til at favorisere en bestemt retning af reaktionen.

Da Q er defineret som:

For en generisk reaktion:

Mens K har samme form, men med koncentrationerne i ligevægt.

Hvis vi vender tilbage til det tilfælde, hvor ∆G er negativ, betyder det, at reaktionskvotienten Q er mindre end K (konstant af ligevægt), indebærer, at produktkoncentrationerne er lavere, end de burde være, hvis reaktionen var i gang Balance. Derfor bliver det i form af spontanitet spontant i direkte forstand.

Hvorimod, hvis ∆G er positiv, vil der være en overvægt af produkter over dem, der burde eksistere, hvis systemet var i ligevægt, med Q større end K. Derfor er reaktionen spontan i den modsatte retning.

Det skal bemærkes, at den strenge definition af Q og K er givet i form af produkternes og reaktanternes aktiviteter, der definerer aktiviteten i form af koncentration eller tryk som:

Nåh:

Derfra følger, at både Q og K er dimensionsløse og kan hæves både i koncentrationer og partialtryk.

Når koncentrationerne eller partialtrykket af produkter og reaktanter holdes konstant over tid, opstår situationen kemisk ligevægt, for så vidt som en situation med dynamisk ligevægt opnås, fordi hastigheden af ​​direkte og omvendt reaktion med identisk. Det er vigtigt at fremhæve dynamikken i ligevægt, den hastighed, hvormed de dannes og forbruge produkter og reagenser er det samme, det er grunden til, at koncentrationerne eller partialtrykket ikke gør det det varierer.

Hvis tilstanden bevæger sig væk fra ligevægtssituationen, vil visse arter sejre over en anden, og derfra opstår udtrykket, der relaterer den direkte og omvendte reaktionshastighed, Kc:

Antag reaktionen set ovenfor:

Hvor Kd og Ki er reaktionshastighedskonstanterne i henholdsvis fremadgående eller tilbagegående retning.

Igen, hvis Kc> 1, betyder det, at Ki er mindre end Kd, derfor er der en høj grad af omdannelse af produkter til reaktanter. I dette tilfælde forskydes ligevægten mod produkter.

Det omvendte sker, hvis Kc <1, hvilket betyder, at den direkte reaktionshastighed er mindre end den indirekte reaktionshastighed, og der er lille forbrug af reaktanter forskydes ligevægten mod reaktanter. Hvorimod, hvis Kc = 1, er hastighederne ens, og systemet er i ligevægt. Det er vigtigt at definere to spørgsmål: For det første afhænger værdien af ​​denne konstant udelukkende af temperatur og til gengæld varierer alt efter størrelsen, der bruges til at udtrykke koncentrationerne eller trykket af produkter og reaktanter. Endelig lov Kemisk ligevægt justeres til fortyndede opløsninger eller gasser under lavt tryk.

Emner i reaktionshastighed og kemisk ligevægt