Reakcijas ātruma un ķīmiskā līdzsvara definīcija

Visi ķīmiskā reakcija ir zināma spontanitāte pret viņu Līdzsvars, un, lai to izpētītu, mēs to darām, izmantojot zīmi ∆G, Enerģija Gibbs free, kas nozīmē, ka, izmantojot šī lieluma vērtību, mēs varam paredzēt, vai reakcija notiks noteiktā nozīmē vai nē.

Gibsa brīvās enerģijas izmaiņas standarta apstākļos parasti tiek izteiktas kā produktu un reaģentu enerģijas atšķirības arī standarta stāvoklī:

Tā kā, ja reakcija notiek nestandarta apstākļos, attiecību starp ∆Gº un ∆G nosaka šādi izteiksme:

Kur Q ir reakcijas koeficients.

Lai saprastu, ko nozīmē reakcijas ātrums un ķīmiskais līdzsvars ir jāizpēta ∆G zīme:

Ja ∆G ir negatīvs, tas nozīmē, ka reakcija ir spontāna (notiek) tiešā nozīmē.

Ja ∆G ir pozitīvs, tas nozīmē, ka reakcija nav spontāna (nenotiek) tiešā nozīmē.

Tā kā, ja ∆G = 0, izmaiņas nebūs, jo sistēma ir līdzsvarā un, kā jau minēts,

ātrumu Tiešās reakcijas ātrums ir vienāds ar netiešās reakcijas ātrumu. Tas nozīmē, ka reakcijas koeficients Q ir vienāds ar līdzsvara konstanti K, tāpēc nav tendence dot priekšroku konkrētam reakcijas virzienam.

Tā kā Q ir definēts kā:

Vispārējai reakcijai:

Kamēr K ir tāda pati forma, bet ar koncentrāciju līdzsvarā.

Ja mēs atgriežamies pie gadījuma, kad ∆G ir negatīvs, tas nozīmē, ka reakcijas koeficients Q ir mazāks par K (konstante no līdzsvars), nozīmē, ka produkta koncentrācija ir zemāka, nekā tai vajadzētu būt, ja notiek reakcija Līdzsvars. Tāpēc spontanitātes ziņā tas kļūst spontāns tiešā nozīmē.

Tā kā, ja ∆G ir pozitīvs, pārsvarā būs produkti, kas pārsniedz tos, kuriem vajadzētu pastāvēt, ja sistēma būtu līdzsvarā, un Q būs lielāks par K. Tāpēc reakcija ir spontāna pretējā virzienā.

Jāņem vērā, ka stingra Q un K definīcija ir dota attiecībā uz produktu un reaģentu aktivitātēm, definējot aktivitāti koncentrācijas vai spiediena izteiksmē kā:

Nu labi:

No tā izriet, ka gan Q, gan K ir bezizmēra un tos var paaugstināt gan koncentrācijās, gan daļējā spiedienā.

Ja produktu un reaģentu koncentrācija vai daļējais spiediens tiek uzturēts nemainīgs laika gaitā, rodas situācija ķīmiskais līdzsvars, ciktāl tiek sasniegta dinamiska līdzsvara situācija, jo notiek tiešas un apgrieztas reakcijas ātrums ar identisks. Ir svarīgi izcelt līdzsvara dinamismu, ātrumu, ar kādu tie veidojas un patērē produktus un reaģentus ir vienādi, tāpēc koncentrācijas vai daļējais spiediens nav tas atšķiras.

Ja nosacījums attālinās no līdzsvara situācijas, noteiktas sugas ņems virsroku pār citām, un no turienes rodas izteiksme, kas attiecas uz tiešās un apgrieztās reakcijas ātrumu Kc:

Pieņemsim, ka reakcija ir redzama iepriekš:

Kur Kd un Ki ir reakcijas ātruma konstantes attiecīgi virzienā uz priekšu vai atpakaļ.

Atkal, ja Kc> 1, tas nozīmē, ka Ki ir mazāks par Kd, tāpēc ir augsta produktu pārvēršanās pakāpe reaģentos. Šajā gadījumā līdzsvars tiek novirzīts uz produktiem.

Pretēji notiek, ja Kc <1, kas nozīmē, ka tiešās reakcijas ātrums ir mazāks par netiešās reakcijas ātrumu un ir mazs patēriņu reaģentu līdzsvars tiek novirzīts uz reaģentiem. Savukārt, ja Kc = 1, ātrumi ir vienādi un sistēma ir līdzsvarā. Ir svarīgi definēt divus jautājumus: pirmkārt, šīs konstantes vērtība ir atkarīga tikai no temperatūra un, savukārt, mainās atkarībā no lieluma, ko izmanto, lai izteiktu produktu un reaģentu koncentrāciju vai spiedienu. Visbeidzot, likumu Ķīmiskais līdzsvars pielāgojas atšķaidītiem šķīdumiem vai gāzēm zemā spiedienā.

Reakcijas ātruma un ķīmiskā līdzsvara tēmas