Chemická rovnováha

Chemická rovnováha je stát ve kterém chemická reakce pokračuje ve stejném poměru jako jeho reakce zpáteční rychlosti. Když tato podmínka je potkána, tam je žádná změna v proporcích různých zahrnutých separací a reakce přestane k pokroku. Běžný příklad daný je Haber-Bosch proces, ve kterém vodík a dusík se spojí tvořit čpavek. Rovnováha je podávána, když rychlost výroby čpavku se rovná jeho rychlosti rozkladu. Le Chatelier princip popisuje kvalitativní předpovědi, které mohou být dělány o chemické rovnováze.

Bez vynaložené energie chemické reakce vždy pokračují k rovnováze. Pro reakci

rovnováha nastane když

kde K je konstanta volala rovnovážná konstanta. Levá strana rovnice je nazývána masovým akčním výrazem a je označovaná Q pro druhový stát (ne nutně v rovnováze). Pro jeden-reakce kroku, toto může snadno být odvozeno právě rozvažováním kinetics zahrnul. Unlike ohodnotí rovnice, ačkoli, to ještě drží pro multi-reakce kroku od výrazů pro každý krok jen násobí spolu. Toto, mimochodem, také dá nám vztah mezi rovnováhou a teplotou:

kde a Delta; E je rozdíl v energii na krtka mezi reactants a produkty, e je základ přirozeného logaritmu, a R je molárová plynová konstanta. Konstanta je hlavně ovlivňována entropií změna, ale to je málo komplikovanější - zatímco energie je hrubě konstantní proti koncentraci, entropie se mění logarithmically tak my musíme poslat záda ke zvláštnímu státu. Vztah dělá většina smyslu v podmínkách volného energetického rozdílu a delty; F * = a Delta; E - T a Delta; S *, který reprezentuje práci úhrnu, která může být dělána systémem, zatímco to se vyvíjí. U rovnováhy a delty; F = 0, který dává nás

Velmi často my zvažujeme standardní stát, kde Q = 1 ve vhodných jednotkách, který může pak být zanedbaný. Si všimnout toho všichni toto platí o reakci u stálé teploty jen. Pro reakci u stálého tlaku (který je vlastně poněkud typičtější) vy byste používali Gibbs uvolní energii a deltu; G * = a Delta; H - T a Delta; S *, kde a Delta; H je změna v enthalpy.