Definition av reaktionshastighet och kemisk jämvikt

Allt kemisk reaktion har en viss spontanitet mot sig Balans, och för att undersöka det gör vi det genom tecknet ∆G, Energi Gibbs free, vilket innebär att vi genom värdet av denna storleksordning kan förutsäga om en reaktion kommer att inträffa i en viss mening eller inte.

Variationen av Gibbs Free Energy uttrycks i allmänhet under standardförhållanden som skillnaden mellan energierna hos produkter och reaktanter även i standardtillstånd:

Om reaktionen sker under icke-standardiserade förhållanden, bestäms förhållandet mellan ∆Gº och ∆G av följande uttryck:

Där Q är reaktionskvoten.

För att förstå innebörden av reaktionshastighet och den kemiska jämvikten måste vi studera tecknet för ∆G:

Om ∆G är negativ, innebär det att reaktionen är spontan (uppstår) i direkt mening.

Om ∆G är positivt, innebär det att reaktionen inte är spontan (inte inträffar) i direkt mening.

Om ∆G = 0 kommer det inte att ske någon förändring, eftersom systemet är i jämvikt, och som redan nämnts fart Den direkta reaktionshastigheten är lika med den indirekta reaktionshastigheten. Detta innebär att reaktionskvoten Q är lika med jämviktskonstanten K, så det finns ingen tendens att gynna en specifik reaktionsriktning.

Eftersom Q definieras som:

För en generisk reaktion:

Medan K har samma form, men med koncentrationerna i jämvikt.

Om vi ​​återgår till fallet där ∆G är negativ, innebär detta att reaktionskvoten Q är mindre än K (konstant av jämvikt), innebär att produktkoncentrationerna är lägre än de borde vara om reaktionen var inne Balans. Därför, i termer av spontanitet, blir det spontant i direkt bemärkelse.

Om ∆G är positivt kommer det att finnas en övervikt av produkter över de som skulle finnas om systemet var i jämvikt, med Q större än K. Därför är reaktionen spontan i motsatt riktning.

Det bör noteras att den strikta definitionen av Q och K ges i termer av aktiviteterna för produkterna och reaktanterna, vilket definierar aktiviteten i termer av koncentration eller tryck som:

Nåväl:

Därifrån följer att både Q och K är dimensionslösa och kan höjas både i koncentrationer och partialtryck.

När koncentrationerna eller partialtrycken av produkter och reaktanter hålls konstanta över tid uppstår situationen kemisk jämvikt, i den mån en situation med dynamisk jämvikt uppnås eftersom hastigheten för direkt och omvänd reaktion med identisk. Det är viktigt att belysa dynamiken i jämvikt, hastigheten med vilken de bildas och konsumera produkter och reagenser är densamma, det är därför koncentrationerna eller partialtrycken inte gör det det varierar.

Om tillståndet rör sig bort från jämviktssituationen kommer vissa arter att råda över en annan och därifrån uppstår uttrycket som relaterar den direkta och omvända reaktionshastigheten, Kc:

Antag att reaktionen ovan:

Där Kd och Ki är reaktionshastighetskonstanterna i riktning framåt respektive bakåt.

Återigen, om Kc> 1, innebär det att Ki är mindre än Kd, därför finns det en hög grad av omvandling av produkter till reaktanter. I detta fall förskjuts jämvikten mot produkter.

Det omvända inträffar om Kc <1, vilket innebär att den direkta reaktionshastigheten är mindre än den indirekta reaktionshastigheten och det är lite konsumtion av reaktanter förskjuts jämvikten mot reaktanter. Medan, om Kc = 1, är hastigheterna lika och systemet är i jämvikt. Det är viktigt att definiera två frågor: för det första beror värdet av denna konstant uteslutande på temperatur och, i sin tur, varierar beroende på storleken som används för att uttrycka koncentrationerna eller trycket av produkter och reaktanter. Slutligen, den lag Kemisk jämvikt anpassas till utspädda lösningar eller gaser under lågt tryck.

Ämnen i reaktionshastighet och kemisk jämvikt