Echilibrul și starea de echilibru sunt doi termeni utilizați în chimia fizică în ceea ce privește reacțiile chimice care au loc într-un sistem. De obicei, într-o reacție chimică, reactanții sunt transformați în produse. În unele reacții, reactanții sunt complet transformați în produse, dar în alte reacții, reactanții sunt parțial transformați în produse. Ambii termeni descriu o etapă a unei reacții chimice particulare în care concentrațiile componentelor din amestecul de reacție rămân constante. Dar echilibrul unei reacții este diferit de starea de echilibru din mai multe motive. Principala diferență între echilibru și starea de echilibru este aceea echilibrul este o stare în care rata reacției directe este egală cu rata reacției înapoi, în timp ce starea de echilibru este stadiul unei reacții chimice care are o concentrație constantă a unui intermediar.
1. Ce este echilibrul
- Definiție, principiu, factori care afectează echilibrul
2. Ce este starea de echilibru
- Definiție, principiu, factori care afectează starea de echilibru
3. Care este diferența dintre echilibru și starea de echilibru
- Compararea diferențelor cheie
Termeni cheie: echilibru, constant de echilibru, principiul Le Châtelier, produse, reactivi, rata de reacție, starea de echilibru
Echilibrul este o stare în care rata reacției directe este egală cu rata reacției înapoi. Deși unele reacții chimice ajung la finalizare, alte reacții nu au loc complet. De exemplu, acizii slabi și bazele slabe în soluții apoase disociază parțial în ioni. Apoi, putem observa că în această soluție există ioni și molecule. Astfel, se poate spune că există un echilibru între molecule și ioni (ex: acid și baza lui conjugată). Acest lucru se întâmplă deoarece viteza de disociere a acidului sau bazei este egală cu viteza de formare a acidului sau a bazei din ionii săi.
Atunci când un amestec de reacție este în echilibru, nu există o schimbare netă a concentrațiilor de reactanți și produse. Să considerăm un exemplu pentru a înțelege acest concept.
Figura 1: Echilibrul dintre acidul acetic și baza lui conjugată
Imaginea de mai sus prezintă un echilibru între acidul acetic și baza conjugată a acestuia. Aici, reacția în față este disocierea moleculei de acid acetic, în timp ce reacția înapoi este formarea moleculelor de acid acetic. Pentru a înțelege comportamentul unui sistem de echilibru, putem folosi principiul lui Le Châtelier.
In conformitate cu Principiul lui Le Châtelier, când echilibrul unui sistem este perturbat, tinde să obțină din nou o stare de echilibru prin schimbarea unora dintre condițiile sale. Cu alte cuvinte, sistemul tinde să se reajusteze dacă echilibrul este perturbat.
De exemplu, în echilibrul de mai sus, dacă adăugăm mai mult acid acetic la soluție, atunci cantitatea de acid acetic este crescută în acel sistem. Apoi, pentru a obține echilibrul, unele molecule de acid acetic se vor disocia, formând baza conjugată și sistemul va obține din nou echilibrul. Cu alte cuvinte, reacția față va avea loc pentru a reajusta sistemul.
Pentru sistemele cu un echilibru, putem defini un constantă de echilibru. Această constantă depinde de schimbările de temperatură ale acelui sistem. La o temperatură constantă, constanta de echilibru are întotdeauna o valoare fixă pentru un anumit amestec de reacție.
Starea staționară a unei reacții chimice este etapa care are o concentrație constantă a unui intermediar. Dacă se produce o anumită reacție chimică prin mai multe etape (etape elementare), viteza reacției va fi determinată de etapa determinantă a ratei. Este cel mai lent pas printre altele. Apoi, rata de reacție este dată în ceea ce privește această etapă cea mai lentă. Dar când etapele de reacție nu sunt recunoscute, cea mai lentă treaptă nu poate fi recunoscută pentru a determina viteza reacției. În astfel de situații, putem considera produsul intermediar care are o concentrație constantă pentru o perioadă scurtă de timp.
Etapele elementare ale reacției formează molecule intermediare. Intermediarii sunt molecule care nu sunt nici reactanți, nici produse, ci molecule formate în timpul progresiei unei reacții chimice. Atunci când cea mai lentă treaptă nu este recunoscută, putem folosi concentrația intermediarului pentru calcularea ratei reacției. Acest intermediar cu durată scurtă de viață se formează în starea de echilibru a reacției.
Echilibru: Echilibrul este o stare în care rata reacției directe este egală cu rata reacției înapoi.
Stare echilibrată: Starea staționară a unei reacții chimice este etapa care are o concentrație constantă a unui intermediar.
Echilibru: Într-un echilibru, concentrațiile de reactanți și produse sunt constante.
Stare echilibrată: În starea de echilibru, numai concentrația produsului intermediar este constantă.
Echilibru: În echilibru, concentrația reactanților și a produselor este constantă.
Stare echilibrată: În starea de echilibru, concentrația reactanților și a produselor se schimbă.
Echilibru: Echilibrele au reacții directe și înapoi.
Stare echilibrată: Starea staționară este utilă atunci când pasul determinant al ratei nu poate fi recunoscut.
Echilibrul termenilor și starea de echilibru sunt utile în prezicerea ratei unei reacții chimice. Deși aplicațiile acestor termeni sunt diferiți, atât echilibrul cât și starea de echilibru explică comportamentul unui amestec de reacție. Principala diferență între echilibru și starea de echilibru este că echilibrul este o stare în care rata reacției directe este egală cu rata reacției înapoi, în timp ce starea de echilibru este stadiul unei reacții chimice care are o concentrație constantă a unui intermediar.
1. "Apropierea la starea de echilibru". LibreTexts Chemistry, Libretexts, 20 Apr. 2016, disponibil aici. Accesat la 2 octombrie 2017.
2. "Principiile echilibrului chimic". LibreTexts Chemistry, Libretexts, 21 iulie 2016, disponibil aici. Accesat la 2 octombrie 2017.
1. "Acetic-acid-disociere-2D" de Ben Mills - Activitate proprie (Public Domain) prin Wikimedia Wikimedia