Definisjon av reaksjonshastighet og kjemisk likevekt

Alle kjemisk reaksjon har en viss spontanitet overfor seg Balansere, og for å undersøke det gjør vi det gjennom tegnet til ∆G, Energi Gibbs free, noe som innebærer at vi gjennom verdien av denne størrelsesorden kan forutsi om en reaksjon vil skje i en viss forstand eller ikke.

Variasjonen av Gibbs Free Energy uttrykkes generelt under standardforhold som forskjellen mellom energiene til produkter og reaktanter også i standardtilstand:

Mens, hvis reaksjonen skjer under ikke-standardiserte forhold, bestemmes forholdet mellom ∆Gº og ∆G av følgende uttrykk:

Hvor Q er reaksjonskvotienten.

For å forstå implikasjonen av reaksjonshastighet og den kjemiske likevekten må vi studere tegnet til ∆G:

Hvis ∆G er negativ, innebærer det at reaksjonen er spontan (oppstår) i direkte forstand.

Hvis ∆G er positiv, innebærer det at reaksjonen ikke er spontan (oppstår ikke) i direkte forstand.

Mens, hvis ∆G = 0, vil det ikke være noen endring, siden systemet er i likevekt, og som allerede nevnt, hastighet Den direkte reaksjonshastigheten er lik den indirekte reaksjonshastigheten. Dette innebærer at reaksjonskvotienten Q er lik likevektskonstanten K, så det er ingen tendens til å favorisere en bestemt retning av reaksjonen.

Siden Q er definert som:

For en generisk reaksjon:

Mens K har samme form, men med konsentrasjonene i likevekt.

Hvis vi går tilbake til tilfellet hvor ∆G er negativ, innebærer dette at reaksjonskvotienten Q er mindre enn K (konstant av likevekt), innebærer at produktkonsentrasjonene er lavere enn de burde vært hvis reaksjonen var inne Balansere. Derfor, når det gjelder spontanitet, blir det spontant i direkte forstand.

Mens, hvis ∆G er positiv, vil det være en overvekt av produkter over de som burde eksistere hvis systemet var i likevekt, med Q større enn K. Derfor er reaksjonen spontan i motsatt retning.

Det skal bemerkes at den strenge definisjonen av Q og K er gitt i form av aktivitetene til produktene og reaktantene, og definerer aktiviteten i form av konsentrasjon eller trykk som:

Å vel:

Derfra følger det at både Q og K er dimensjonsløse og kan heves både i konsentrasjoner og partialtrykk.

Når konsentrasjonene eller partialtrykket til produkter og reaktanter holdes konstant over tid, oppstår situasjonen kjemisk likevekt, i den grad en situasjon med dynamisk likevekt oppnås fordi hastigheten for direkte og invers reaksjon med identisk. Det er viktig å fremheve dynamikken til likevekt, hastigheten som de dannes med og konsumere produkter og reagenser er det samme, det er grunnen til at konsentrasjoner eller partialtrykk ikke gjør det det varierer.

Hvis tilstanden beveger seg bort fra likevektssituasjonen, vil visse arter seire over en annen, og derfra oppstår uttrykket som relaterer den direkte og inverse reaksjonshastigheten, Kc:

Anta reaksjonen sett ovenfor:

Hvor Kd og Ki er reaksjonshastighetskonstantene i henholdsvis forover eller bakover retning.

Igjen, hvis Kc> 1, innebærer det at Ki er mindre enn Kd, derfor er det en høy grad av omdannelse av produkter til reaktanter. I dette tilfellet flyttes likevekten mot produkter.

Det motsatte skjer hvis Kc <1, noe som antyder at den direkte reaksjonshastigheten er mindre enn den indirekte reaksjonshastigheten og det er lite forbruk av reaktanter, forskyves likevekten mot reaktanter. Mens, hvis Kc = 1, er hastighetene like og systemet er i likevekt. Det er viktig å definere to spørsmål: For det første avhenger verdien av denne konstanten utelukkende på temperatur og varierer i sin tur i henhold til størrelsen som brukes til å uttrykke konsentrasjonene eller trykket til produkter og reaktanter. Til slutt, den lov Kjemisk likevekt justeres for å fortynne løsninger eller gasser under lavt trykk.

Emner i reaksjonshastighet og kjemisk likevekt