Дефиниција хемијске равнотеже

1. Услов стабилности присутан у реверзибилним реакцијама где брзина напред и реверзне реакције увек остаје иста.

Цат. граматички: именица мушког рода
у слоговима: е-куи-ли-брио + куи-ми-цо.

Хемијска равнотежа

Реакција је у току баланс хемијски када се брзина реакције директно је једнако брзина обрнута реакција. Све хемијска реакција има извесну спонтаност ка равнотежи, а да бисмо је истражили радимо то кроз знак ∆Г, Енергија Гиббс фрее, што имплицира да кроз вредност ове величине можемо предвидети да ли ће се реакција десити у одређеном правцу или не.

Варијација Гибсове слободне енергије се генерално изражава у 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 одређује се следећим израз:

где је К количник реакције.

Да бисмо разумели импликације брзине реакције и хемијске равнотеже, морамо проучити 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 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 мање од оних које би требале да буду да је реакција у току. баланс. Дакле, у смислу спонтаности, оно постаје спонтано у директном смислу.

Док, ако је ∆Г позитиван, постојаће превласт производа изнад онога што би требало да буде да је систем у равнотежи, при чему је К већи 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 произилази да су и К и К бездимензионални и да се могу разматрати иу концентрацијама и парцијалним притисцима.

Када концентрације или парцијални притисци производа и реактаната остану константни током времена, долази до ситуације хемијску равнотежу, док се ситуација динамичке равнотеже постиже јер је брзина напредне и реверзне реакције са идентичне. Важно је истаћи динамику равнотеже, брзину којом се формирају и потрошња производа и реактаната је иста, због чега концентрације или парцијални притисци нису варира.

Ако се услов удаљи од равнотежне ситуације, одређене врсте ће доминирати над другима и одатле произилази израз који повезује брзину директне и инверзне реакције, Кц:

Претпоставимо горе приказану реакцију:

Будући да су Кд и Ки, константе брзине реакције су у правцу напред или назад.

Опет, ако је Кц>1, то имплицира да је Ки мањи од Кд, тако да 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 нижа 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.

На крају, закон Хемијска равнотежа се прилагођава за разблажене растворе или гасове под ниским притиском.