Definicija brzine reakcije i kemijske ravnoteže

svi kemijska reakcija ima određenu spontanost prema njemu Ravnoteža, a da bismo to istražili radimo to kroz znak ∆G, Energija Gibbsa slobodno, što implicira da kroz vrijednost ove veličine možemo predvidjeti hoće li se reakcija dogoditi u određenom smjeru ili ne.

Varijacija Gibbsove slobodne energije izražava se, općenito, pod standardnim uvjetima kao razlika između energija proizvoda i reaktanata također u standardnom stanju:

Dok, ako se reakcija odvija u nestandardnim uvjetima, odnos između ∆Gº i ∆G određuje se sljedećim izraz:

Gdje je Q kvocijent reakcije.

Da bismo razumjeli implikaciju brzina reakcije i kemijsku ravnotežu moramo proučavati predznak ∆G:

Ako je ∆G negativan, to implicira da je reakcija spontana (događa) u izravnom smislu.

Ako je ∆G pozitivan, to znači da reakcija nije spontana (ne događa se) u izravnom smislu.

Dok, ako je ∆G = 0, neće biti promjene, budući da je sustav u ravnoteži, a kao što je već spomenuto, ubrzati Brzina izravne reakcije jednaka je brzini neizravne reakcije. To implicira da je reakcijski kvocijent Q jednak konstanti ravnoteže K, tako da ne postoji tendencija favoriziranja određenog smjera reakcije.

Budući da je Q definiran kao:

Za generičku reakciju:

Dok K ima isti oblik, ali s koncentracijama u ravnoteži.

Ako se vratimo na slučaj kada je ∆G negativan, to implicira da je reakcijski kvocijent Q manji od K (konstanta od ravnoteža), implicira da su koncentracije proizvoda niže nego što bi trebale biti da je reakcija bila u Ravnoteža. Stoga, u smislu spontanosti, ono postaje spontano u izravnom smislu.

Dok, ako je ∆G pozitivan, postojat će prevlast proizvoda iznad onih koji bi trebali postojati da je sustav u ravnoteži, s Q većim od K. Stoga je reakcija spontana u obrnutom smjeru.

Treba napomenuti da je stroga definicija Q i K dana u smislu aktivnosti proizvoda i reaktanata, definirajući aktivnost u smislu koncentracije ili tlaka kao:

dobro:

Odatle slijedi da su i Q i K bezdimenzionalni i da se mogu povećati iu koncentracijama i parcijalnim tlakovima.

Kada se koncentracije ili parcijalni tlakovi proizvoda i reaktanata održavaju konstantnim tijekom vremena, dolazi do situacije kemijska ravnoteža, ukoliko je postignuta situacija dinamičke ravnoteže jer je brzina izravne i inverzne reakcije s identičan. Važno je istaknuti dinamiku ravnoteže, brzinu kojom se one formiraju i potrošnja proizvoda i reagensa je ista, zato koncentracije ili parcijalni tlakovi ne varira.

Ako se uvjet odmakne od ravnotežne situacije, određena vrsta će prevladati nad drugom i odatle proizlazi izraz koji povezuje izravnu i inverznu brzinu reakcije, Kc:

Pretpostavimo gore viđenu reakciju:

Gdje su Kd i Ki konstante brzine reakcije u naprijed ili obrnutom smjeru.

Opet, ako je Kc> 1, to implicira da je Ki manji od Kd, dakle, postoji visok stupanj pretvorbe proizvoda u reaktante. U ovom slučaju, ravnoteža se pomiče prema proizvodima.

Obrnuto se događa ako je Kc <1, što znači da je brzina izravne reakcije manja od brzine neizravne reakcije i da je malo potrošnja reaktanata, ravnoteža se pomiče prema reaktantima. Dok, ako je Kc = 1, brzine su jednake i sustav je u ravnoteži. Važno je definirati dva pitanja: prvo, vrijednost ove konstante ovisi isključivo o temperatura i, zauzvrat, varira prema veličini koja se koristi za izražavanje koncentracija ili tlakova proizvoda i reaktanata. Konačno, zakon Kemijska ravnoteža prilagođava se razrjeđivanju otopina ili plinova pod niskim tlakom.

Teme iz Brzine reakcije i kemijske ravnoteže