Дефиниција брзине реакције и хемијске равнотеже

Све хемијска реакција има извесну спонтаност према њему Баланс, а да бисмо то истражили радимо то кроз знак ∆Г, Енергија Гибса слободно, што имплицира да кроз вредност ове величине можемо предвидети да ли ће до реакције доћи у одређеном смислу или не.

Варијација Гибсове слободне енергије се изражава, генерално, под стандардним условима као разлика између енергија производа и реактаната такође у стандардном стању:

Док, ако се реакција одвија под нестандардним условима, однос између ∆Гº и ∆Г је одређен следећим израз:

Где је К коефицијент реакције.

Да бисмо разумели импликацију брзина реакције и хемијску равнотежу морамо проучавати знак ∆Г:

Ако је ∆Г негативан, то имплицира да је реакција спонтана (настаје) у директном смислу.

Ако је ∆Г позитиван, то значи да реакција није спонтана (не дешава се) у директном смислу.

Док, ако је ∆Г = 0, неће бити промене, пошто је систем у равнотежи, а као што је већ поменуто,

брзина Брзина директне реакције је једнака брзини индиректне реакције. Ово имплицира да је реакциони количник К једнак константи равнотеже К, тако да не постоји тенденција фаворизовања одређеног правца реакције.

Пошто је К дефинисан као:

За генеричку реакцију:

Док К има исти облик, али са концентрацијама у равнотежи.

Ако се вратимо на случај када је ∆Г негативан, то имплицира да је реакциони количник К мањи од К (константа од равнотежа), подразумева да су концентрације производа ниже него што би требало да буду да је реакција била у Баланс. Дакле, у смислу спонтаности, оно постаје спонтано у директном смислу.

Док, ако је ∆Г позитиван, постојаће превласт производа изнад оних који би требало да постоје да је систем у равнотежи, са К већим од К. Дакле, реакција је спонтана у обрнутом смеру.

Треба напоменути да је стриктна дефиниција К и К дата у смислу активности производа и реактаната, дефинишући активност у смислу концентрације или притисака као:

О добро:

Одатле следи да су и К и К бездимензионални и да се могу повећати иу концентрацијама и у парцијалним притисцима.

Када се концентрације или парцијални притисци производа и реактаната одржавају константним током времена, долази до ситуације хемијску равнотежу, уколико се постигне ситуација динамичке равнотеже јер је брзина директне и инверзне реакције са идентичне. Важно је истаћи динамику равнотеже, брзину којом се оне формирају и потрошња производа и реагенса је иста, зато концентрације или парцијални притисци не варира.

Ако се услов удаљи од равнотежне ситуације, одређена врста ће превладати над другом и одатле произилази израз који повезује директну и инверзну брзину реакције, Кц:

Претпоставимо да је реакција приказана горе:

Где су Кд и Ки константе брзине реакције у правцу унапред или уназад.

Опет, ако је Кц> 1, то имплицира да је Ки мањи од Кд, дакле, постоји висок степен конверзије производа у реактанте. У овом случају, равнотежа се помера ка производима.

Обрнуто се дешава ако је Кц <1, што значи да је брзина директне реакције мања од брзине индиректне реакције и да је мало потрошња реактаната, равнотежа се помера ка реактантима. Док, ако је Кц = 1, брзине су једнаке и систем је у равнотежи. Важно је дефинисати два питања: прво, вредност ове константе зависи искључиво од температура и, заузврат, варира у зависности од величине која се користи за изражавање концентрација или притисака производа и реактаната. Коначно, закон Хемијска равнотежа се прилагођава разблажењу раствора или гасова под ниским притиском.

Теме из Брзине реакције и хемијске равнотеже