Kemijsko ravnovesje

Ravnovesje je dinamično

Pri splošni reakciji aA + bB ⇌ cC + dD lahko sprva prevladuje reakcija naprej, z nastajanjem produktov pa se poveča možnost povratne reakcije. V ravnovesju sta hitrosti enaki, ne nujno koncentracije.

Stalna sestava ne pomeni enakih količin reaktantov in produktov. Položaj ravnovesja določa termodinamika sistema in lahko močno daje prednost eni strani.

K opisuje ravnovesno stanje

Za preprost koncentracijski zapis je K_c = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b), natančna termodinamika pa uporablja brezdimenzijske aktivnosti. Čiste trdne snovi in tekočine imajo v standardnem približku aktivnost blizu 1.

Vrednost K za določeno reakcijo je odvisna od temperature. Sprememba začetnih količin ne spremeni K; spremeni pot in končno sestavo, ki mora izpolniti ravnovesni pogoj.

Q pove smer potrebne spremembe

Reakcijski količnik Q ima isto algebrajsko obliko kot K, vendar ga izračunamo iz trenutne sestave. Če je Q < K, neto reakcija teče proti produktom; če je Q > K, proti reaktantom.

Pri Q = K je sistem v ravnovesju pri danih pogojih. Primerjava Q in K je natančnejša od ugibanja smeri zgolj iz tega, da je neke snovi „veliko“.

Le Chatelierjevo načelo je bližnjica

Dodatek reaktanta, odvzem produkta ali sprememba tlaka lahko premakne Q glede na K. Sistem nato spremeni sestavo, dokler znova ne doseže Q = K. To je količinska osnova Le Chatelierjevega načela.

Pri plinskih reakcijah sprememba prostornine vpliva takrat, ko spremeni aktivnosti in število molov plina na obeh straneh. Dodatek inertnega plina pri stalni prostornini zato ne povzroči nujno preprostega premika.

Temperatura spremeni K, katalizator ne

Sprememba temperature spremeni termodinamiko in s tem K. Pri endotermni reakciji zvišanje temperature navadno spodbuja produkte, pri eksotermni pa tipično nasprotno.

Katalizator zniža kinetično oviro v obeh smereh. Pospeši doseganje ravnovesja, vendar pri isti temperaturi ne spremeni K niti končne ravnovesne sestave.

Koncentracija je pogosto le približek aktivnosti

V razredčenih šolskih raztopinah aktivnost pogosto nadomestimo s koncentracijo glede na standardno stanje. V koncentriranih raztopinah in elektrolitih interakcije med delci povzročijo odstopanja, zato za natančen opis K potrebujemo koeficiente aktivnosti.

Ta razlika pojasni, zakaj je termodinamična konstanta ravnovesja brezdimenzijska, čeprav so preprosti šolski izrazi videti kot potence koncentracij z enotami. Koncentracijski model je uporaben znotraj svojih predpostavk, ne zunaj njih.

Rešeni primeri