Хемијска равнотежа

Хемијска равжнотежа је стање у реакционом систему при којем се концентрације реактаната и продуката не мењају током времена.[1] До равнотеже обично долази када се код повратних хемијских реакција брзине ракција у оба смера изједначе. То не значи да су брзине једнаке нули него да су, ма колике биле, брзине хемијских реакција у оба смера изједначене.[2]

Општи пример би изгледао овако:

На основу закона о дејству маса и чињенице да су, по постизању равнотеже, брзине реакције улево и удесно једнаке може се написати следеће:

Знајући константу равнотеже (Keq) на основу равнотежних концентрација осталих учесника могуће је израчунати непознату равнотежну концентрацију преосталог учесника у реакцији.

Далеко занимљивији и важнији су утицаји промене фактора под којима се реакција одвија (температура, притисак, концентрације...) на равнотежу реакције.[3][1] Претпоставке у вези са овим даје Ле Шатељеов принцип. Он има велике практичне импликације.

Историјски уводУреди

Концепт хемијске равнотеже развијен је 1803. године, након што је Бертолет открио да су неке хемијске реакције реверзибилне.[4] Да би било која реакциона смеша постојала у равнотежи, брзине реакције унапред и уназад (реверзно) морају бити једнаке. У следећој хемијској једначини, стрелице показују оба смера да би означиле равнотежу.[5] A и B су хемијске врсте реактаната, S и T су врсте производа, а α, β, σ, и τ су стехиометријски коефицијенти одговарајућих реактаната и производа:

α A + β B ⇌ σ S + τ T

За равнотежну концентрацију реакције се каже да лежи „крајње десно“ ако се у равнотежи потроше скоро сви реактанти. Супротно томе, за равнотежни положај се каже да је „далеко лево” ако се из реактаната не формира готово никакав производ.

Гулдберг и Ваг (1865), надовезујући се на Бертолетове идеје, предложили су закон дејства масе:

 

где су A, B, S и T активне масе а k+ и k су константе брзине. Пошто су у равнотежи стопе унапред и уназад једнаке:

 

и однос константи брзина је такође константат, што је познато као константа равнотеже.

 

По конвенцији, продукти чине бројилац. Међутим, закон о дејству маса важи само за усклађене једностепене реакције које се одвијају кроз једно прелазно стање и у општем случају није валидан, јер једначине брзине уопште не прате стехиометрију реакције као што су Гулдберг и Ваг предложили (на пример, нуклеофилну алифатичну супституцију по SN1 или реакцију водоника и брома да се формира бромоводоник). Једнакост брзина реакције унапред и уназад је, међутим, неопходан услов за хемијску равнотежу, иако није довољно да се објасни зашто долази до равнотеже.

Упркос неуспеху овог извођења, константа равнотеже за реакцију је заиста константа, независна од активности различитих укључених врста, иако зависи од температуре као што је забележено ван'т Хофовом једначином. Додавање катализатора утиче на реакцију и њену реверзну реакцију на исти начин и нема утицаја на константу равнотеже. Катализатор убрзава обе реакције и тиме повећава брзину којом се постиже равнотежа.[6][7]

Иако су макроскопске равнотежне концентрације константне у времену, реакције се дешавају на молекуларном нивоу. На пример, у случају сирћетне киселине растворене у води и формирања ацетатних и хидронијум јона,

CH3CO2H + H2O ⇌ CH
3
CO
2
+ H3O+

протон може да скочи са једног молекула сирћетне киселине на молекул воде, а затим на анјон ацетата да би формирао други молекул сирћетне киселине и оставио број молекула сирћетне киселине непромењеним. Ово је пример динамичке равнотеже. Равнотежа, као и остатак термодинамике, су статистички феномени, просеци микроскопског понашања.

Ле Шатељеов принцип (1884) предвиђа понашање равнотежног система када дође до промена његових реакционих услова. Ако је динамичка равнотежа поремећена променом услова, положај равнотеже се помера да би делимично поништила промена. На пример, додавање више S споља ће изазвати вишак производа, а систем ће покушати да се супротстави томе повећањем ступња обрнуте реакције и потискивањем тачке равнотеже уназад (иако ће константа равнотеже остати иста).

Ако се минерална киселина дода мешавини сирћетне киселине, повећавајући концентрацију хидронијум јона, количина дисоцијације се мора смањити тако да се реакција помери улево у складу са овим принципом. Ово се такође може закључити из израза константе равнотеже за реакцију:

 

Ако се {H3O+} повећа, {CH3CO2H} се такође повећа и CH
3
CO
2
се мора смањити. H2O је изостављена, јер је растварач и његова концентрација остаје висока и скоро константна.

Квантитативну верзију даје квоцијент реакције.

Џ. В. Гибс је 1873. године предложио да се равнотежа постиже када је Гибсова слободна енергија система на својој минималној вредности (под претпоставком да се реакција одвија на константној температури и притиску). Ово значи да дериват Гибсове енергије у односу на реакциону координату (меру обима реакције која се догодила, у распону од нуле за све реактанте до максимума за све производе) нестаје, сигнализирајући стационарну тачку. Овај дериват се назива Гибсова енергија реакције (или промена енергије) и одговара разлици између хемијских потенцијала реактаната и производа у саставу реакционе смеше.[1] Овај критеријум је неопходан и довољан. Ако смеша није у равнотежи, ослобађање вишка Гибсове енергије (или Хелмхолцове енергије при реакцијама на константној запремини) је „покретачка сила“ да се састав смеше промени док се не постигне равнотежа. Константа равнотеже може се повезати са стандардном Гибсовом променом слободне енергије за реакцију помоћу једначине

 

где је R универзална гасна константа а T температура.

Када су реактанти растворени у медијуму високе јонске јачине, количник коефицијената активности се може узети да је константан. У том случају, количник концентрације, Kc,

 

где је [A] концентрација A итд, независна је од аналитичке концентрације реактаната. Из тог разлога, константе равнотеже за растворе се обично одређују у медијима високе јонске јачине. Kc варира у зависности од јонске снаге, температуре и притиска (или запремине). Исто тако Kp за гасове зависи од парцијалног притиска. Ове константе је лакше измерити и оне се сусрећу у средњошколским курсевима хемије.

ТермодинамикаУреди

При константној температури и притиску, мора се узети у обзир Гибсова слободна енергија, G, док се при константној температури и запремини мора узети у обзир Хелмхолцова слободна енергија, A, за реакцију; и при константној унутрашњој енергији и запремини, мора се узети у обзир ентропија, S, за реакцију.

Случај константне запремине је важан у геохемији и хемији атмосфере где су варијације притиска значајне. Треба имати на уму да, ако су реактанти и производи у стандардном стању (потпуно чисти), онда не би било реверзибилности и равнотеже. Заиста, они би нужно заузимали неповезане запремине простора. Мешање производа и реактаната доприноси великој ентропији (познатој као ентропија мешања) стањима која садрже једнаку мешавину производа и реактаната. Стандардна Гибсова промена енергије, заједно са Гибсовом енергијом мешања, одређују равнотежно стање.[8][9]

У овом чланку се разматра само случај константног притиска. Однос између Гибсове слободне енергије и константе равнотеже може се утврдити разматрањем хемијских потенцијала.[1]

При константној температури и притиску, Гибсова слободна енергија, G, за реакцију зависи само од обима реакције: ξ (грчко слово кси), и може се смањити само према другом закону термодинамике. То значи да извод G са ξ мора бити негативан ако се реакција одвија; у равнотежи је извод једнак нули.

 :     еквилибријум

Да би се испунио термодинамички услов за равнотежу, Гибсова енергија мора бити стационарна, што значи да дериват G у односу на степен реакције: ξ, мора бити нула. Може се показати да је у овом случају збир хемијских потенцијала производа једнак збиру оних који одговарају реактантима. Према томе, збир Гибсових енергија реактаната мора бити једнак збиру Гибсових енергија производа.

 

где је μ у овом случају парцијална моларна Гибсова енергија, хемијски потенцијал. Хемијски потенцијал реагенса A је функција активности {A} тог реагенса.

 

(где је μo
A
стандардни хемијски потенцијал).

Дефиниција Гибсове енергетске једначине је формира интеракцију са фундаменталном термодинамичком релацијом чиме настаје

 .

Уметање dNi = νi dξ у горњу једначину даје стехиометријски коефицијент ( ) и диференцијал који означава реакцију која се дешава једном (). При константном притиску и температури горње једначине се могу написати као

  што је промена Гибсове слободне енергије за реакцију.

Ово резултира са:

 .

Заменом хемијских потенцијала:

 ,

однос постаје:

 
 :

што је стандардна Гибсова промена енергије за реакцију која се може израчунати коришћењем термодинамичких табела. Реакциони количник је дефинисан као:

 

Стога је,

 

У равнотежи:

 

доводи до:

 

и

 

Добијање вредности стандардне Гибсове промене енергије, омогућава израчунавање константе равнотеже.

Термодинамичка равнотежаУреди

Хемијска равнотежа је део термодинамичке равнотеже.

Термодинамичка равнотежа обухвата механичку, термичку и хемијску равнотежу. Механичка равнотежа представља стање система у коме не постоји кретање унутар система. Термичка равнотежа представља стање система у коме је температура константна у свим деловима система, односно не постоји пренос топлоте. Хемијска равнотежа је стање у коме се састав система не мења, односно количине реактаната и продуката остају у константном односу неограничено време, уколико се спољашњи услови не промене.

Услови хемијске равнотежеУреди

Хемијска равнотежа је одређена општим термодинамичким условима за равнотежу система:

  1. максимум ентропије при условима константне унутрашње енергије и температуре
     
  2. минимум унутрашње енергије при условима константне запремине и ентропије
     
  3. минимум енталпије при условима константног притиска и ентропије
     
  4. минимум Хелмхолцове функције при условима константе запремине и температуре
     
  5. минимум Гибсове функције при условима притиска и температуре
     

РеференцеУреди

  1. ^ а б в г Peter Atkins, Loretta Jones. Chemical Principles: The Quest for Insight (2nd изд.). ISBN 0716757010 неважећи ISBN. 
  2. ^ „Gold Book definition”. 
  3. ^ James E. Brady, Fred Senese. Chemistry: Matter and Its Changes (4th изд.). ISBN 978-0-471-21517-2. 
  4. ^ Berthollet, C.L. (1803). Essai de statique chimique [Essay on chemical statics] (на језику: француски). Paris, France: Firmin Didot.  On pp. 404–407, Berthellot mentions that when he accompanied Napoleon on his expedition to Egypt, he (Berthellot) visited Lake Natron and found sodium carbonate along its shores. He realized that this was a product of the reverse of the usual reaction Na2CO3 + CaCl2 → 2NaCl + CaCO3↓ and therefore that the final state of a reaction was a state of equilibrium between two opposing processes. From p. 405: " … la décomposition du muriate de soude continue donc jusqu'à ce qu'il se soit formé assez de muriate de chaux, parce que l'acide muriatique devant se partager entre les deux bases en raison de leur action, il arrive un terme où leurs forces se balancent." ( … the decomposition of the sodium chloride thus continues until enough calcium chloride is formed, because the hydrochloric acid must be shared between the two bases in the ratio of their action [i.e., capacity to react]; it reaches an end [point] at which their forces are balanced.)
  5. ^ The notation ⇌ was proposed in 1884 by the Dutch chemist Jacobus Henricus van 't Hoff. See: van 't Hoff, J.H. (1884). Études de Dynamique Chemique [Studies of chemical dynamics] (на језику: француски). Amsterdam, Netherlands: Frederik Muller & Co. стр. 4—5.  Van 't Hoff called reactions that didn't proceed to completion "limited reactions". From pp. 4–5: "Or M. Pfaundler a relié ces deux phénomênes … s'accomplit en même temps dans deux sens opposés." (Now Mr. Pfaundler has joined these two phenomena in a single concept by considering the observed limit as the result of two opposing reactions, driving the one in the example cited to the formation of sea salt [i.e., NaCl] and nitric acid, [and] the other to hydrochloric acid and sodium nitrate. This consideration, which experiment validates, justifies the expression "chemical equilibrium", which is used to characterize the final state of limited reactions. I would propose to translate this expression by the following symbol:
    HCl + NO3 Na ⇌ NO3 H + Cl Na .
    I thus replace, in this case, the = sign in the chemical equation by the sign ⇌, which in reality doesn't express just equality but shows also the direction of the reaction. This clearly expresses that a chemical action occurs simultaneously in two opposing directions.)
  6. ^ Atkins, Peter W.; Jones, Loretta (2008). Chemical Principles: The Quest for Insight (2nd изд.). ISBN 978-0-7167-9903-0. 
  7. ^ Brady, James E. (2004-02-04). Chemistry: Matter and Its Changes (4th изд.). Fred Senese. ISBN 0-471-21517-1. 
  8. ^ Schultz, Mary Jane (1999). „Why Equilibrium? Understanding Entropy of Mixing”. Journal of Chemical Education. 76 (10): 1391. Bibcode:1999JChEd..76.1391S. doi:10.1021/ed076p1391. 
  9. ^ Clugston, Michael J. (1990). „A mathematical verification of the second law of thermodynamics from the entropy of mixing”. Journal of Chemical Education. 67 (3): 203. Bibcode:1990JChEd..67Q.203C. doi:10.1021/ed067p203. 

ЛитератураУреди

  • Peter Atkins, Loretta Jones. Chemical Principles: The Quest for Insight (2nd изд.). ISBN 0716757010 неважећи ISBN. 
  • James E. Brady, Fred Senese. Chemistry: Matter and Its Changes (4th изд.). ISBN 978-0-471-21517-2. 
  • Van Zeggeren, F.; Storey, S. H. (1970). The Computation of Chemical Equilibria. Cambridge University Press.  Mainly concerned with gas-phase equilibria.
  • Leggett, D. J., ур. (1985). Computational Methods for the Determination of Formation Constants. Plenum Press. 
  • Martell, A. E.; Motekaitis, R. J. (1992). The Determination and Use of Stability Constants. Wiley-VCH. 

Спољашње везеУреди