Χημική ισορροπία
Στη χημική ισορροπία η προς τα εμπρός και η αντίστροφη αντίδραση συνεχίζονται, αλλά έχουν ίσους ρυθμούς. Έτσι οι μακροσκοπικές συγκεντρώσεις παραμένουν σταθερές χωρίς να έχει «σταματήσει» η χημεία. Η θέση ισορροπίας ποσοτικοποιείται με τη σταθερά K σε συγκεκριμένη θερμοκρασία.
Οπτικό μοντέλο
Διαδραστικό μοντέλο
Δυναμική ισορροπία
Σε κλειστό σύστημα μια αντιστρεπτή αντίδραση μπορεί να φτάσει σε κατάσταση όπου ο ρυθμός κατανάλωσης προϊόντων από την αντίστροφη αντίδραση ισούται με τον ρυθμό σχηματισμού τους από την προς τα εμπρός. Τα μόρια συνεχίζουν να αντιδρούν και προς τις δύο κατευθύνσεις.
Ίσοι ρυθμοί δεν σημαίνουν ίσες συγκεντρώσεις. Η ισορροπία μπορεί να βρίσκεται πολύ προς τα προϊόντα ή πολύ προς τα αντιδρώντα. Αυτό εξαρτάται από τη θερμοδυναμική και εκφράζεται από την τιμή της K, όχι από την απαίτηση «50–50».
Σταθερά ισορροπίας K
Για aA + bB ⇌ cC + dD, μια απλή έκφραση συγκεντρώσεων είναι K_c = [C]^c[D]^d / ([A]^a[B]^b), όταν το μοντέλο δραστηριοτήτων προσεγγίζεται από συγκεντρώσεις. Καθαρά στερεά και καθαρά υγρά δεν εμφανίζονται ρητά επειδή η δραστηριότητά τους λαμβάνεται ως σταθερή.
Μεγάλη K σημαίνει ότι η ισορροπία ευνοεί προϊόντα, μικρή K αντιδρώντα. Η K αλλάζει όταν αλλάξει η θερμοκρασία. Η αλλαγή αρχικών συγκεντρώσεων ή πίεσης μπορεί να μετακινήσει τη σύνθεση ισορροπίας, αλλά δεν αλλάζει την ίδια K όσο η θερμοκρασία παραμένει σταθερή.
Πηλίκο αντίδρασης Q και κατεύθυνση
Το Q έχει την ίδια μορφή με την K αλλά υπολογίζεται από τις τρέχουσες τιμές. Αν Q < K, το σύστημα πρέπει να σχηματίσει περισσότερα προϊόντα για να φτάσει στην ισορροπία. Αν Q > K, ευνοείται η αντίστροφη κατεύθυνση. Αν Q = K, το σύστημα βρίσκεται ήδη σε ισορροπία.
Η σύγκριση Q και K είναι πιο ακριβής από μια μηχανική χρήση του κανόνα Le Chatelier, επειδή δηλώνει ποια κατεύθυνση μειώνει την απόκλιση από τη συνθήκη ισορροπίας. Για πραγματικά διαλύματα και αέρια υψηλής πίεσης χρησιμοποιούνται δραστηριότητες αντί απλών συγκεντρώσεων.
Διαταραχές, πίεση και θερμοκρασία
Αν προστεθεί αντιδρών, το Q συνήθως αλλάζει αμέσως και το σύστημα εξελίσσεται ώσπου Q = K ξανά. Σε αέρια ισορροπία, μεταβολή όγκου έχει επίδραση όταν αλλάζει διαφορετικά το γινόμενο των μερικών πιέσεων ανάλογα με τον αριθμό των mol αερίου σε κάθε πλευρά.
Η θερμοκρασία είναι ιδιαίτερη επειδή αλλάζει την K. Για εξώθερμη προς τα εμπρός αντίδραση, αύξηση T τείνει να μειώσει την προτίμηση προς προϊόντα· για ενδόθερμη μπορεί να την αυξήσει. Η ποσοτική περιγραφή δίνεται από τη σχέση van ’t Hoff.
Καταλύτες και κινητική έναντι θερμοδυναμικής
Καταλύτης μειώνει το ενεργειακό εμπόδιο και για τις δύο κατευθύνσεις. Το σύστημα φτάνει γρηγορότερα στην ισορροπία, αλλά η K και η τελική θερμοδυναμική σύνθεση δεν αλλάζουν. Αυτό διαχωρίζει την κινητική ερώτηση «πόσο γρήγορα;» από τη θερμοδυναμική «πού βρίσκεται η ισορροπία;».
Σε βιομηχανικές διεργασίες η καλύτερη πρακτική συνδυάζει αυτά τα δύο. Η θερμοκρασία ή πίεση μπορεί να βελτιώνει την ισορροπιακή απόδοση αλλά να επιβραδύνει την ταχύτητα ή να αυξάνει το κόστος. Ο καταλύτης επιτρέπει χρήσιμο ρυθμό χωρίς να μετακινεί την K.
Ασκήσεις
Άσκηση 1
Για μια αντίδραση Q = 0,20 και K = 5,0. Ποια κατεύθυνση ευνοείται;
Λύση: Q < K, άρα η καθαρή εξέλιξη είναι προς τα προϊόντα μέχρι να αυξηθεί το Q στην τιμή K.
Άσκηση 2
Αλλάζει η K αν προσθέσουμε περισσότερο αντιδρών σε σταθερή θερμοκρασία;
Λύση: Όχι. Αλλάζει το Q και η σύνθεση εξελίσσεται προς νέα ισορροπία, αλλά η K στην ίδια θερμοκρασία παραμένει ίδια.
Άσκηση 3
Τι κάνει ένας καταλύτης στη θέση ισορροπίας;
Λύση: Δεν αλλάζει τη θέση ή την K. Επιταχύνει και τις δύο κατευθύνσεις και μειώνει τον χρόνο που απαιτείται για να επιτευχθεί ισορροπία.