Définition de la vitesse de réaction et de l'équilibre chimique

Tout réaction chimique a une certaine spontanéité envers lui Équilibre, et pour l'étudier nous le faisons à travers le signe de ∆G, Énergie Gibbs free, ce qui implique que, grâce à la valeur de cette grandeur, nous pouvons prédire si une réaction se produira dans un certain sens ou non.

La variation de l'énergie libre de Gibbs s'exprime, en général, dans des conditions standard comme la différence entre les énergies des produits et des réactifs également à l'état standard :

Considérant que, si la réaction se produit dans des conditions non standard, la relation entre ∆Gº et ∆G est déterminée par ce qui suit expression:

Où Q est le quotient de réaction.

Pour comprendre l'implication de la vitesse de réaction et l'équilibre chimique il faut étudier le signe de ∆G :

Si ∆G est négatif, cela implique que la réaction est spontanée (se produit) au sens direct.

Si ∆G est positif, cela implique que la réaction n'est pas spontanée (ne se produit pas) au sens direct.

Alors que, si ∆G = 0, il n'y aura pas de changement, puisque le système est en équilibre, et comme déjà mentionné, le vitesse La vitesse de réaction directe est égale à la vitesse de réaction indirecte. Cela implique que le quotient de réaction Q est égal à la constante d'équilibre K, il n'y a donc pas de tendance à favoriser une direction spécifique de la réaction.

Puisque Q est défini comme :

Pour une réaction générique :

Tandis que K prend la même forme, mais avec des concentrations à l'équilibre.

Si nous revenons au cas où ∆G est négatif, cela implique que le quotient de réaction Q est inférieur à K (constante de équilibre), implique que les concentrations de produit sont inférieures à ce qu'elles devraient être si la réaction était en Équilibre. Donc, en termes de spontanéité, cela devient spontané au sens direct.

Alors que, si ∆G est positif, il y aura une prépondérance de produits au-dessus de ceux qui devraient exister si le système était en équilibre, avec Q supérieur à K. Par conséquent, la réaction est spontanée dans le sens inverse.

Il convient de noter que la définition stricte de Q et K est donnée en termes d'activités des produits et réactifs, définissant l'activité en termes de concentration ou de pressions comme :

Ou bien:

De là, il s'ensuit que Q et K sont sans dimension et peuvent être augmentés à la fois en concentrations et en pressions partielles.

Lorsque les concentrations ou pressions partielles des produits et réactifs sont maintenues constantes dans le temps, la situation se produit l'équilibre chimique, dans la mesure où une situation d'équilibre dynamique est atteinte car la vitesse de réaction directe et inverse avec identique. Il est important de souligner la dynamique des équilibres, la rapidité avec laquelle ils se forment et consommer des produits et des réactifs est le même, c'est pourquoi les concentrations ou pressions partielles ne cela varie.

Si la condition s'éloigne de la situation d'équilibre, certaines espèces prévaudront sur une autre et de là naît l'expression qui relie la vitesse de réaction directe et inverse, Kc :

Supposons la réaction vue ci-dessus :

Où Kd et Ki sont les constantes de vitesse de réaction respectivement dans le sens direct ou inverse.

Encore une fois, si Kc> 1, cela implique que Ki est inférieur à Kd, par conséquent, il existe un degré élevé de conversion des produits en réactifs. Dans ce cas, l'équilibre est déplacé vers les produits.

L'inverse se produit si Kc <1, ce qui implique que la vitesse de réaction directe est inférieure à la vitesse de réaction indirecte et qu'il y a peu consommation des réactifs, l'équilibre est déplacé vers les réactifs. Alors que, si Kc = 1, les vitesses sont égales et le système est en équilibre. Il est important de définir deux problèmes: d'abord, la valeur de cette constante dépend exclusivement de la Température et, à son tour, varie selon la grandeur utilisée pour exprimer les concentrations ou les pressions des produits et des réactifs. Finalement, le loi L'équilibre chimique s'ajuste aux solutions diluées ou aux gaz sous basse pression.

Sujets dans Taux de réaction et équilibre chimique