Ορισμός Ρυθμού Αντίδρασης και Χημικής Ισορροπίας

Ολα χημική αντίδραση έχει έναν ορισμένο αυθορμητισμό απέναντί ​​του Ισορροπία, και για να το διερευνήσουμε το κάνουμε μέσω του πρόσημου του ΔG, Ενέργεια Gibbs free, που σημαίνει ότι, μέσω της τιμής αυτού του μεγέθους, μπορούμε να προβλέψουμε εάν μια αντίδραση θα συμβεί με μια συγκεκριμένη έννοια ή όχι.

Η διακύμανση της ελεύθερης ενέργειας Gibbs εκφράζεται, γενικά, υπό τυπικές συνθήκες ως η διαφορά μεταξύ των ενεργειών των προϊόντων και των αντιδρώντων επίσης σε τυπική κατάσταση:

Ενώ, εάν η αντίδραση λαμβάνει χώρα υπό μη τυπικές συνθήκες, η σχέση μεταξύ ΔGº και ΔG προσδιορίζεται από τα ακόλουθα έκφραση:

Όπου Q είναι το πηλίκο της αντίδρασης.

Για να κατανοήσουμε την επίπτωση του ταχύτητα αντίδρασης και τη χημική ισορροπία πρέπει να μελετήσουμε το πρόσημο του ΔG:

Εάν το ΔG είναι αρνητικό, σημαίνει ότι η αντίδραση είναι αυθόρμητη (συμβαίνει) με την άμεση έννοια.

Εάν το ΔG είναι θετικό, σημαίνει ότι η αντίδραση δεν είναι αυθόρμητη (δεν συμβαίνει) με την άμεση έννοια.

Ενώ, αν ΔG = 0, δεν θα υπάρξει αλλαγή, αφού το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία, και όπως ήδη αναφέρθηκε, το Ταχύτητα Η ταχύτητα άμεσης αντίδρασης είναι ίση με την έμμεση ταχύτητα αντίδρασης. Αυτό σημαίνει ότι το πηλίκο της αντίδρασης Q είναι ίσο με τη σταθερά ισορροπίας K, επομένως δεν υπάρχει τάση να ευνοείται μια συγκεκριμένη κατεύθυνση της αντίδρασης.

Επειδή το Q ορίζεται ως:

Για μια γενική αντίδραση:

Ενώ το Κ παίρνει την ίδια μορφή, αλλά με τις συγκεντρώσεις σε ισορροπία.

Εάν επιστρέψουμε στην περίπτωση όπου το ΔG είναι αρνητικό, αυτό σημαίνει ότι το πηλίκο της αντίδρασης Q είναι μικρότερο από το K (σταθερά του ισορροπία), υποδηλώνει ότι οι συγκεντρώσεις του προϊόντος είναι χαμηλότερες από ό, τι θα έπρεπε αν η αντίδραση ήταν εντός Ισορροπία. Ως εκ τούτου, ως προς τον αυθορμητισμό, γίνεται αυθόρμητο με την άμεση έννοια.

Ενώ, εάν το ΔG είναι θετικό, θα υπάρχει υπεροχή προϊόντων πάνω από αυτά που θα έπρεπε να υπάρχουν εάν το σύστημα ήταν σε ισορροπία, με Q μεγαλύτερο από K. Επομένως, η αντίδραση είναι αυθόρμητη προς την αντίστροφη κατεύθυνση.

Θα πρέπει να σημειωθεί ότι ο αυστηρός ορισμός των Q και K δίνεται ως προς τις δραστηριότητες των προϊόντων και των αντιδρώντων, ορίζοντας τη δραστηριότητα ως προς τη συγκέντρωση ή τις πιέσεις ως:

Ω καλά:

Από εκεί προκύπτει ότι τόσο το Q όσο και το K είναι αδιάστατα και μπορούν να αυξηθούν τόσο σε συγκεντρώσεις όσο και σε μερικές πιέσεις.

Όταν οι συγκεντρώσεις ή οι μερικές πιέσεις των προϊόντων και των αντιδρώντων διατηρούνται σταθερές με την πάροδο του χρόνου, η κατάσταση εμφανίζεται χημική ισορροπία, στο βαθμό που επιτυγχάνεται κατάσταση δυναμικής ισορροπίας επειδή ο ρυθμός άμεσης και αντίστροφης αντίδρασης με πανομοιότυπο. Είναι σημαντικό να τονιστεί η δυναμική της ισορροπίας, η ταχύτητα με την οποία σχηματίζονται και καταναλώνουν τα προϊόντα και τα αντιδραστήρια είναι το ίδιο, γι 'αυτό οι συγκεντρώσεις ή μερικές πιέσεις δεν ποικίλλει.

Εάν η συνθήκη απομακρυνθεί από την κατάσταση ισορροπίας, ορισμένα είδη θα επικρατήσουν έναντι ενός άλλου και από εκεί προκύπτει η έκφραση που σχετίζεται με την άμεση και την αντίστροφη ταχύτητα αντίδρασης, Kc:

Ας υποθέσουμε την αντίδραση που φαίνεται παραπάνω:

Όπου Kd και Ki είναι οι σταθερές του ρυθμού αντίδρασης στην προς τα εμπρός ή αντίστροφη κατεύθυνση αντίστοιχα.

Και πάλι, εάν Kc> 1, σημαίνει ότι το Ki είναι μικρότερο από Kd, επομένως, υπάρχει υψηλός βαθμός μετατροπής των προϊόντων σε αντιδρώντα. Σε αυτή την περίπτωση, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα.

Το αντίστροφο συμβαίνει εάν Kc <1, πράγμα που σημαίνει ότι ο ρυθμός άμεσης αντίδρασης είναι μικρότερος από τον ρυθμό έμμεσης αντίδρασης και υπάρχει μικρός κατανάλωση των αντιδρώντων, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αντιδρώντα. Ενώ, αν Kc = 1, οι ταχύτητες είναι ίσες και το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία. Είναι σημαντικό να ορίσουμε δύο ζητήματα: πρώτον, η τιμή αυτής της σταθεράς εξαρτάται αποκλειστικά από το θερμοκρασία και, με τη σειρά του, ποικίλλει ανάλογα με το μέγεθος που χρησιμοποιείται για την έκφραση των συγκεντρώσεων ή πιέσεων των προϊόντων και των αντιδρώντων. Τέλος, το νόμος Η χημική ισορροπία προσαρμόζεται σε αραιά διαλύματα ή αέρια υπό χαμηλή πίεση.

Θέματα Ρυθμός Αντίδρασης και Χημική Ισορροπία