Какая связь между константой равновесия, коэффициентом реакции и энергией Гиббса?

Ученый наблюдал за реакцией и в определенный момент обнаружил, что концентрация реагента равна концентрации продукта, а через некоторое время и наблюдаемый цвет реагента меняется, ученый обнаружил, что концентрация продуктов больше, чем концентрация реагентов, например, можно наблюдать следующую реакцию N ₂ O ₄ ⇢ 2NO _{2 .} Здесь сначала реакция была в бесцветной форме, а через некоторое время, когда наблюдают, реакция приобрела красновато-коричневый цвет и хочет знать, что на самом деле происходит. происходит, и чтобы знать это, ученые изобрели новую концепцию, называемую константой равновесия, и вот некоторые термины, которые нам нужно знать о константе равновесия. Скорость реакции – это скорость, с которой протекает химическая реакция.

Равновесие

Это состояние обратимой химической реакции, при котором нет чистого изменения количества реагента и продукта. При равновесии скорость прямой реакции = скорость обратной реакции. Равновесие вне равновесия распознается по постоянству определенных измеримых свойств, таких как интенсивность цвета, плотность, концентрация и давление. Равновесие по своей природе динамическое, но не статичное.

Константа равновесия

Это отношение между произведением концентрации продуктов, возведенных в их степени, и произведением концентрации реагентов, возведенных в их степени в состоянии равновесия.

Вывод константы равновесия

Согласно закону действующих масс скорость любой химической реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению молярной концентрации реагирующих веществ на число молей в их продуктах. [Примечание: Закон действующих масс применим только к реакциям, находящимся в химическом равновесии. Для физических изменений закон действующих масс неприменим]. Предположим, что реакция такова: aA + bB ⇢ cC + dD. Теперь давайте применим закон действующих масс к прямой реакции r _f пропорциональна [A] ^a [B] ^b (здесь f указывает на скорость прямой реакции).

r _f = k _f [A] ^a [B] ^b

(Здесь k _f — константа скорости реакции продвижения). Теперь применим закон действующих масс к обратной реакции, r _b пропорционально [C] ^c [D] ^d

(Здесь b указывает скорость обратной реакции)

r _b = k _b [C] ^c [D] ^d

(Здесь k _b — константа скорости обратной реакции)

В состоянии равновесия: скорость прямой реакции = скорость обратной реакции.

k _f [A] ^a [B] ^b = k _b [C] ^c [D] ^d

Итак, k _f /k _b = [C] ^c [D] ^d / [A] ^a [B] ^b

[Примечание: k _f /k _b = k _c ], а k _c — константа равновесия в терминах концентрации.

k _c = (Произведение концентрации продукта в степенях)/(Произведение концентрации реагента в степенях).

Иллюстрация: Найдите константу равновесия для следующей реакции 2X ⇢ Y + Z

Answer: k_c = (product of concentration of product raised to powers)/(product of concentration of reactent raised to powers)             K_c = (Concentration of Y)(Concentration of Z)/(Concentration of X)²                                                                                                            

Иллюстрация: Если порядок реакции X, то A ⇢ B + C. Найдите скорость реакции.

Answer: Rate = K[A]^x

Коэффициент реакции (Q)

Полезно предсказать направление реакции в данный момент времени в начале реакции значение Q равно 0, а с течением времени значение Q увеличивается. K рассчитывается с использованием равновесных концентраций, тогда как Q рассчитывается с использованием концентраций, которые могут быть или не быть равновесными.

Связь между K и Q

• Случай 1: если Q = K _c , то эта реакция находится в равновесии.
• Случай 2: Если Q больше, чем Kc, то эта реакция протекает в обратном направлении.
• Случай 3: если Q меньше Kc, то реакция идет в прямом направлении.

Пример: ЕСЛИ K _c для реакции составляет 2 × 10 ^-3 в данный момент времени и если реакция протекает как 2X ⇢ Y + Z и если концентрации x, y, z = 2 × 10 ^-3 . Теперь найдите, в каком направлении протекает реакция.

Answer: Q = [Concentration of Y][Concentration of z]/[Concentration of x]² = (2 × 10^-3 × 2 × 10^-3)/(2 × 10^-3) = 1.                                As Q is more than K_c so the reaction proceeds in backward direction                            

Энтропия

Представляет собой недоступность тепловой энергии системы для преобразования в механическую работу, часто интерпретируемую как степень неупорядоченности или хаотичности системы.

Свободная энергия Гибба

Это та часть энергии, которую можно использовать для расчета максимального обратимого потенциала, который может быть реализован термодинамической системой при постоянной температуре и постоянном давлении, полная энергия = свободная энергия Гибба + случайная энергия.

∆H = ∆G + T∆S

Итак, ∆G = ∆H – T∆S

Пример. Рассмотрим следующее уравнение:

4Fe + 3O ₂ ⇢ 2Fe ₂ 0 ₃ , если ∆S = -550 Дж/К и ∆H = -1650 кДж при 298k. Найдите ∧G для реакции

Answer: ∆G = ∆H – T∆S = -1650 – 298 × 550/1000 = -1486KJ  

1. Если ∆G = 0, то говорят, что реакция находится в равновесии.
2. Если ∆G меньше 0, то говорят, что реакция идет самопроизвольно.
3. Если ∆G больше 0, то говорят, что реакция несамопроизвольная.

Связь между константой равновесия и стандартным изменением свободной энергии

∆G = ∆G° + 2,303 RTlog ₁₀ Ом

Здесь ∆G — свободная энергия Гибба в стандартном состоянии, тогда как ∆G° — свободная энергия Гибба в нестандартном состоянии, и мы знаем, что в равновесии ∆G = 0 и Q = K

Таким образом, в равновесии: ∆G° = -2,303 RTlog ₁₀ K.

Примечание:

1. Если ∆G° меньше 0, то реакция называется самопроизвольной
2. Если ∆G° больше 0, то говорят, что реакция несамопроизвольная.

Иллюстрация: Если K = 10 ² для реакции X ⇢ Y + Z, которая находится в равновесии при 300k, найдите ∆G° для реакции.

Answer: ∆G° = -2.303 RTlog₁₀K = -2.303 × 8 × 300 × 2 × log10 = 11054.4

• Если k больше 1 (если произведение концентрации продуктов в степенях больше произведения концентрации реагентов в степени), то ∆G° будет меньше 0, то реакция называется самопроизвольной.
• Если k меньше 1 (если произведение концентрации продуктов, возведенных в степень, меньше произведения концентрации реагентов, возведенной в степень), то ∆G° будет больше 0, то реакция называется несамопроизвольной. реакция.

Примеры проблем

Вопрос 1: Если ∆G° для реакции составляет -4,606 ккал в равновесии, то найдите константу равновесия для следующей реакции X ⇢ Y + Z при 227 ^° C.

Решение:

∆G° = -2.303 RTlog₁₀K 

-4.606 = -2.303RTlog₁₀K                                                                                              

K = 10²

Вопрос 2: Если в реакции отношение реакции Q больше, чем K в газовой фазе, то что происходит с реакцией?

Отвечать:

If Q = K_c then that reaction is at equilibrium. If Q is less than K_c then that reaction takes place in forward direction. If Q is greater than K_c it implies that concentration of products is more than concentration of reactents then the reaction takes place in backward direction till attains equilibrium.   

Вопрос 3. Какое условие является неверным для химической реакции, достигшей динамического равновесия при определенной температуре?

Отвечать:

At equilibrium reaction never halts by the time of equilibrium only some part of reaction would be completed whereas at equilibrium, there will equal rate of forward reaction and reverse reaction, concentration of reactents and products is constant    

Вопрос 4: В реакции A + 2B ⇢ 2C, если 2 моля A, 3,0 моля B и 2,0 моля C помещены в 2-литровую колбу, а равновесное количество молей C составляет 0,5 моль. Константа равновесия (Кс) реакции равна?

Решение:

 A + 2B ⇢ 2C                                                                           

Initial moles, 2, 3, 2                                                                              

At equilibrium, (2 – x) (3 – 2x) 2 – 2x                                                                       

Given: Number of moles of C = 0.5                                                                          

So, 2 – 2x = 0.5      

This implies, x = 0.75                                          

Equilibrium moles: A = (2 – 0.75) = 1.25 mol                                                                     

B = (3 – 2 × 0.75) = 1.5 mol                                                                                      

C = 0.5mol                                                                                                  

Equilibrium Concentration: [A] = 1.25/2M; [B] = 1.5/2 M; [C] = 0.5/2 M                      

K = [(0.5/2)² /((1.5/2)²× (1.25/2)) = 0.148                                                                                                                            

Вопрос 5: K₁ и K₂ являются константами равновесия для реакций (i) и (ii).

(i) N₂(г) + O ₂ (г) = 2NO(г)

(ii) NO(г) = N₂(г) + 1/20 ₂ (г)

Отвечать:

N₂ + O₂ = 2NO K₁                                                                                             

NO = 1/2N₂ + 1/20₂ K₂                                                                                

The reaction is halved and reversed K₂ = √1/K₁  

Вопрос 6: Изменение свободной энергии системы при постоянной температуре и давлении будет: ∆G _{системы} = ∆H _{системы} – T∆S _{системы.} При постоянной температуре и давлении, если реакция имеет положительные значения ∧H и ∧S. Из этого можно сделать вывод, что реакция.

Отвечать:

∆Gsystem = ∆Hsystem – T∆Ssystem                                                           

As both ∆H and ∆S are positive, and if T∆S is greater than ∆Hsystem then only ∆G will be negative And if ∆G will be negative then the reaction will be spontaneous and this to occur T∆S must be high and for this to be high T must be high.      

Вопрос 7: Для равновесной реакции, если значение стандартной свободной энергии Гибба. ∆Gº равно нулю, то значение константы равновесия K будет равно?

Решение:

∆G° = -2.303 RTlog₁₀K                                                                                              

0 = log₁₀K                                                                                                             

K is equal to  1