Definícia reakčnej rýchlosti a chemickej rovnováhy

Všetky chemická reakcia má voči nemu určitú spontánnosť Zostatoka aby sme to preskúmali, urobíme to cez znamienko ∆G, energie Gibbs free, čo znamená, že prostredníctvom hodnoty tejto veličiny môžeme predpovedať, či k reakcii v určitom zmysle dôjde alebo nie.

Variácia Gibbsovej voľnej energie je vyjadrená vo všeobecnosti za štandardných podmienok ako rozdiel medzi energiami produktov a reaktantov aj v štandardnom stave:

Zatiaľ čo ak k reakcii dôjde za neštandardných podmienok, vzťah medzi ∆Gº a ∆G je určený nasledujúcim výraz:

Kde Q je reakčný kvocient.

Aby sme pochopili dôsledky toho rýchlosť reakcie a chemickú rovnováhu musíme študovať znamienko ∆G:

Ak je ∆G záporné, znamená to, že reakcia je spontánna (vyskytuje sa) v priamom zmysle.

Ak je ∆G kladné, znamená to, že reakcia nie je spontánna (nenastáva) v priamom zmysle.

Zatiaľ čo, ak ∆G = 0, nedôjde k žiadnej zmene, pretože systém je v rovnováhe a ako už bolo uvedené,

rýchlosť Rýchlosť priamej reakcie sa rovná rýchlosti nepriamej reakcie. To znamená, že reakčný kvocient Q sa rovná rovnovážnej konštante K, takže neexistuje tendencia uprednostňovať špecifický smer reakcie.

Pretože Q je definované ako:

Pre všeobecnú reakciu:

Zatiaľ čo K má rovnakú formu, ale s koncentráciami v rovnováhe.

Ak sa vrátime k prípadu, kde ∆G je záporné, znamená to, že reakčný kvocient Q je menší ako K (konšt. rovnováha), znamená, že koncentrácie produktu sú nižšie, ako by mali byť, ak by reakcia prebiehala Zostatok. Preto sa z hľadiska spontánnosti stáva spontánnym v priamom zmysle.

Zatiaľ čo, ak je ∆G kladné, bude existovať prevaha produktov nad tými, ktoré by mali existovať, ak by bol systém v rovnováhe, s Q väčším ako K. Preto je reakcia spontánna v opačnom smere.

Je potrebné poznamenať, že presná definícia Q a K je daná z hľadiska aktivít produktov a reaktantov, pričom aktivitu definuje z hľadiska koncentrácie alebo tlakov ako:

no dobre:

Z toho vyplýva, že Q aj K sú bezrozmerné a môžu sa zvyšovať v koncentráciách aj parciálnych tlakoch.

Keď sa koncentrácie alebo parciálne tlaky produktov a reaktantov udržiavajú v priebehu času konštantné, nastáva situácia chemická rovnováha, pokiaľ sa dosiahne situácia dynamickej rovnováhy, pretože rýchlosť priamej a inverznej reakcie s identické. Je dôležité vyzdvihnúť dynamiku rovnováhy, rýchlosť, s akou sa tvoria a spotreba produktov a činidiel je rovnaká, preto koncentrácie alebo parciálne tlaky nie To sa líši.

Ak sa podmienka vzďaľuje od rovnovážnej situácie, určitý druh prevládne nad iným a odtiaľ vzniká výraz, ktorý dáva do súvisu rýchlosť priamej a inverznej reakcie Kc:

Predpokladajme, že reakcia uvedená vyššie:

Kde Kd a Ki sú konštanty reakčnej rýchlosti v smere dopredu alebo dozadu.

Opäť, ak Kc > 1, znamená to, že Ki je menšie ako Kd, preto existuje vysoký stupeň konverzie produktov na reaktanty. V tomto prípade sa rovnováha posúva smerom k produktom.

Opak nastane, ak Kc <1, čo znamená, že rýchlosť priamej reakcie je nižšia ako rýchlosť nepriamej reakcie a je len malá spotreba reaktantov sa rovnováha posúva smerom k reaktantom. Zatiaľ čo ak Kc = 1, rýchlosti sú rovnaké a systém je v rovnováhe. Je dôležité definovať dva problémy: po prvé, hodnota tejto konštanty závisí výlučne od teplota a následne sa mení podľa veľkosti použitej na vyjadrenie koncentrácií alebo tlakov produktov a reaktantov. Nakoniec, zákona Chemická rovnováha sa prispôsobuje riedeným roztokom alebo plynom pod nízkym tlakom.

Témy v reakčnej rýchlosti a chemickej rovnováhe