Definicija kemijske ravnoteže

1. Stanje stabilnosti prisutno u reverzibilnim reakcijama gdje brzina reakcije naprijed i nazad uvijek ostaje ista.

Mačka. gramatički: imenica muškog roda
u slogovima: e-qui-li-brio + quí-mi-co.

Kemijska ravnoteža

Stiže reakcija ravnoteža kemijski kada je brzina reakcije izravno je jednako ubrzati obrnuta reakcija. svi kemijska reakcija ima određenu spontanost prema ravnoteži, a da bismo je istražili, to radimo kroz znak ∆G, energija Gibbsova slobodna, što implicira da preko vrijednosti ove veličine možemo predvidjeti hoće li se reakcija dogoditi u određenom smjeru ili ne.

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

Dok, ako se reakcija odvija pod nestandardnim uvjetima, odnos između ∆Gº i ∆G određen je sljedećim izraz:

gdje je Q reakcijski kvocijent.

Da bismo razumjeli implikacije brzine reakcije i kemijske ravnoteže, moramo proučiti predznak ∆G:

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

Ako je ∆G pozitivan, to implicira 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, 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 gdje je ∆G negativan, to implicira da je reakcijski kvocijent Q manji od K (konstanta ravnoteža), implicira da su koncentracije proizvoda manje nego što bi trebale biti da je reakcija u tijeku. ravnoteža. Dakle, u smislu spontanosti, ona postaje spontana u izravnom smislu.

Dok, ako je ∆G pozitivan, bit će prevladavanje proizvoda iznad onoga što bi trebalo biti da je sustav u ravnoteži, pri čemu je Q veći 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:

o dobro:

Iz toga proizlazi da su i Q i K bezdimenzionalni i mogu se razmatrati iu koncentracijama i u parcijalnim tlakovima.

Kada koncentracije ili parcijalni tlakovi produkata i reaktanata ostanu konstantni tijekom vremena, dolazi do situacije kemijske ravnoteže, dok je situacija dinamičke ravnoteže postignuta jer brzina naprijed i obratne reakcije s identičan. Važno je istaknuti dinamičnost ravnoteže, brzinu kojom se formiraju i potrošnja proizvoda i reaktanata je ista, zbog čega koncentracije ili parcijalni tlakovi nisu varira.

Ako se uvjet odmakne od ravnotežne situacije, određene vrste će prevladati nad drugima i odatle proizlazi izraz koji povezuje brzinu izravne i inverzne reakcije, Kc:

Pretpostavimo gore prikazanu reakciju:

Budući da su Kd i Ki, brzina reakcije je konstantna u smjeru naprijed ili nazad.

Opet, ako je Kc>1, to implicira da je Ki manji od Kd, tako da postoji visok stupanj konverzije proizvoda u reaktante. U ovom slučaju, ravnoteža je pomaknuta prema proizvodima.

Obrnuto se događa ako je Kc<1, što znači da je brzina izravne reakcije niža od brzine neizravne reakcije i da je malo potrošnja reaktanata, ravnoteža je pomaknuta 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 pritisaka proizvoda i reaktanata.

Na kraju, zakon Kemijska ravnoteža prilagođava se za razrijeđene otopine ili plinove pod niskim tlakom.