Definisjon av kjemisk likevekt

1. Betingelse for stabilitet tilstede i reversible reaksjoner der forover- og reversreaksjonshastighetene alltid forblir de samme.

Katt. grammatisk: substantiv for hankjønn
i stavelser: e-qui-li-brio + quí-mi-co.

Kjemisk balanse

En reaksjon er inne balansere kjemisk når reaksjonshastighet direkte er lik hastighet omvendt reaksjon. Alle kjemisk reaksjon har en viss spontanitet mot likevekt, og for å undersøke det gjør vi det gjennom tegnet til ∆G, Energi Gibbs free, noe som innebærer at vi gjennom verdien av denne størrelsen kan forutsi om en reaksjon vil skje i en bestemt retning eller ikke.

Variasjonen av Gibbs Free Energy uttrykkes generelt i 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 implikasjonene av reaksjonshastigheten og kjemisk likevekt 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, er den direkte reaksjonshastigheten 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 mindre enn hva de burde vært hvis reaksjonen var i gang. 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 det som burde vært hvis systemet var i likevekt, hvor Q er større enn K. Derfor er reaksjonen spontan i motsatt retning.

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

Å vel:

Derfra kommer det frem at både Q og K er dimensjonsløse og kan betraktes i både konsentrasjoner og partialtrykk.

Når konsentrasjonene eller partialtrykket til produkter og reaktanter forblir konstante over tid, oppstår situasjonen kjemisk likevekt, mens en situasjon med dynamisk likevekt oppnås fordi hastigheten på forover- og bakreaksjon med identisk. Det er viktig å fremheve dynamikken i balanse, hastigheten de dannes med og konsumere produkter og reaktanter er den samme, som er grunnen til at konsentrasjoner eller partialtrykk ikke gjør det det varierer.

Hvis tilstanden beveger seg bort fra likevektssituasjonen, vil visse arter dominere over andre og derfra oppstår uttrykket som relaterer hastigheten på direkte og invers reaksjon, Kc:

La oss anta reaksjonen sett ovenfor:

Ved å være Kd og Ki, er reaksjonshastighetskonstantene i henholdsvis forover eller bakover retning.

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

Det motsatte skjer hvis Kc<1, noe som betyr at den direkte reaksjonshastigheten er lavere 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 justerer for fortynnede løsninger eller gasser under lavt trykk.