2023 Autor: Jake Johnson | [email protected]. Zadnja izmjena: 2023-05-24 23:12
Dinamika reakcija između supstanci ne može se razumjeti bez koncepta kemijske ravnoteže. Nije bitno da li u smislu prijenosa elektrona (ravnoteža oksidacije i redukcije), razmjene električnih naboja (jonska ravnoteža) ili procesa druge prirode, situacija kemijske ravnoteže određuje stabilnost kojoj teži svaka reakcija.
Hemijska ravnoteža je fenomen koji se javlja kada su, pod definisanim uslovima temperature i pritiska, brzine reverzibilne hemijske reakcije jednake u oba smera. U tom trenutku, koncentracije svih supstanci prisutnih u sistemu ostaju konstantne, uprkos nastavljanju procesa reakcije, zbog čega se ta činjenica naziva i dinamičkom ravnotežom.
Evolucija hemijske reakcije. Interakcija dve ili više supstanci izaziva razvoj hemijske reakcije kada, pod povoljnim uslovima, atomi ili molekuli ovih supstanci predstavljaju adekvatnu količinu energije, koja se naziva energija aktivacije.
Potonje je povezano sa veličinom povećanja unutrašnje energije povezane sa česticama koje su odgovorne za nastanak reakcije.
Dakle, kontakt molekula hlora, Cl2, sa molekulom vodonika, H2, rezultira stvaranjem dve molekularne jedinice hlorovodonične kiseline, HCl, premareakcija.
Kao u svakoj reverzibilnoj reakciji, to jest, dešava se i u smislu stvaranja proizvoda i u stvaranju reaktanata iz proizvoda, u ovom procesu koncentracije reaktanata progresivno opadaju, sve dok se ne postigne ravnotežna situacija, u kojem su brzine reakcija u oba smjera jednake.
U tom trenutku, reaktivni sistem se sastoji od mešavine hlorovodonične kiseline, hlora i vodonika. Proučavanje uslova hemijske ravnoteže zasniva se na fundamentalno dinamičkim kriterijumima, kada se ovi uslovi dostignu, reakcije se odvijaju u oba smera, istovremeno i bez prekida.
ZAKON MASOVNE AKCIJE
Zakon masovne akcije. Jedan od osnovnih principa iz kojih je razvijen koncept hemijske ravnoteže je takozvani zakon o delovanju mase, koji su objavili norveški hemičari Cato Maximiliam Guldberg i Peter Waage 1866. godine.
Matematički izraz za zakon akcije mase je dat sa:
Gdje su molarne koncentracije svake supstance predstavljene u uglastim zagradama, a Kc je takozvana konstanta ravnoteže. Ovaj zakon se može protumačiti u smislu brzine reakcije (v) kroz sljedeće izraze:
Gdje su k1 i k2 konstante brzine koje se odnose na reakcije formiranja i raspadanja proizvoda, respektivno. U tim terminima, konstanta ravnoteže Kcje ekvivalentno omjeru konstanti brzine (Kc=k1/k2).
U matematičkom izrazu konstante ravnoteže, molarne koncentracije produkta reakcije su u brojniku, dok su one koje se odnose na reaktante u nazivniku.
Slijedom toga, kada ova konstanta ima visoku vrijednost, postojaće jaka tendencija formiranja proizvoda, zbog čega se kaže da je ravnoteža pomjerena udesno. Suprotno tome, kada je vrijednost Kc niska, reakcija se dešava, po mogućnosti, u lijevom smjeru, to jest, razlaganje proizvoda, ili formiranje reaktanata.
Zakoni ravnotežnog transfera. Prenos ravnotežnih uslova je vođen sa dva osnovna principa, koja su objavili Holanđanin Jacobus Henricus van»t Hoff i Francuz Henry-Louis Le Chatelier.
Van»t Hoffov zakon daje zanimljive zaključke o ponašanju hemijske ravnoteže u fazi promjene temperature. Ako je reakcija egzotermna (oslobađanje topline), povećanje temperature dovodi do smanjenja konstante ravnoteže. Ravnoteža se tada prenosi u smjeru reaktanata, odnosno u smjeru suprotne reakcije, koja je endotermna (koja apsorbira toplinu), povećanje temperature dovodi do prijenosa ravnoteže u smjeru produkata, jer konstanta ravnoteže raste.
To ponašanje je poseban slučaj opšteg principa, Le Chatelierovog: „u sistemu uhemijska ravnoteža, modifikacija bilo koje intenzivne koordinate, čija vrednost ne zavisi od količine supstance, izaziva promenu ravnoteže koja teži da poništi takvu modifikaciju”. Drugim riječima, u kemijskoj reakciji, povećanje temperature dovođenjem topline pomiče ravnotežu u smjeru u kojem dolazi do apsorpcije topline. Na isti način, ako dođe do povećanja pritiska, reaktivni sistem se modifikuje, favorizujući člana reakcije koji zauzima manji volumen.
Analizirajući reakciju sinteze i razgradnje molekula vode, ako se temperatura smanji, reakcija teži da se suprotstavi ovom hlađenju, tada se ravnoteža pomjera udesno, što uzrokuje oslobađanje topline.
S druge strane, povećanje temperature uzrokuje pomicanje ravnoteže ulijevo, u smislu razlaganja vode i apsorpcije toplote.
Diferencijacija hemijskih ravnoteža. Opšti zakoni ravnoteže važe i za reakcione procese između kiselina i baza, kao i za oksidaciono-redukcione procese, u kojima je reakcija posledica gubitka ili dobijanja elektrona, respektivno.
Druga grupa hemijskih reakcija koje su vođene zakonima ravnoteže su one precipitacije, kroz koje dolazi do stvaranja čvrstih supstanci iz rastvora. Reakcije koje uključuju koordinaciona jedinjenja, supstance sastavljene od integrisanih molekula, takođe se povinuju zakonima ravnoteže.centralnim atomom, obično prelaznim metalom, koji formira izolovanu grupu hemijskih jedinjenja sa različitim svojstvima.
Konačno, koncept hemijske ravnoteže je primenljiv na reakcije formiranja i razgradnje jonskih jedinjenja i modifikaciju agregacionog stanja supstance, kojoj je dat i naziv fazne promene.
