Ce este echilibrul chimic?
Majoritatea reacțiilor merg în ambele sensuri deodată. Moleculele reactante se combină în produși, iar moleculele de produs se despart înapoi, iar când cele două viteze se anulează exact, concentrațiile îngheață la valorile lor de echilibru — nu pentru că s-ar fi oprit ceva, ci pentru că fiecare schimbare este anulată la fel de repede cum apare. Acest raport înghețat este surprins într-un singur număr, constanta de echilibru K: produșii la puterea coeficienților lor, în raport cu reactanții la puterea coeficienților lor. Pentru reacția Haber N2 + 3H2 = 2NH3, Kc = [NH3]2/([N2][H2]3). K este un scor de cursă în tracțiune: mult mai mare decât 1 și câștigă produșii, mult mai mic și câștigă reactanții.
Singura regulă de reținut: doar temperatura schimbă K. Concentrația, presiunea și catalizatorii pot deplasa poziția echilibrului — ei nu mută niciodată constanta în sine.
Kc, Kp și puntea dintre ele
Când totul este dizolvat, K folosește concentrațiile (Kc); pentru gaze, merg și presiunile parțiale (Kp). Sunt aceeași constantă în haine diferite, legate prin Kp = Kc(RT)Δn, unde Δn numără moleculele de gaz de pe partea produselor minus cele de pe partea reactanților. Pentru reacția Haber Δn = 2−4 = −2, deci Kp este mult mai mic decât Kc: cu Kc = 4,0 la 500 K, proba calculează Kp = 2,4×10−3. Termodinamica închide bucla din cealaltă parte: ΔG° = −RT ln K, deci ΔG° = −10 kJ/mol se convertește în K ≈ 57 (produsele au avantaj) în panoul Gibbs — un mic avantaj de energie liberă este deja un raport mare.
Tabelele ICE: evidența apropierii
Pentru a prezice unde ajunge o reacție, se așază trei rânduri: Inițial concentrațiile, Chimbarea ca ±coeficienți·x, Echilibrul ca suma lor. Apoi se rezolvă pentru x. Proba ICE pornește N2 + 3H2 de la 1,0 și 3,0 M, fără amoniac, cu Kc = 4,0; rezolvatorul găsește x ≈ 0,65, deci la echilibru coexistă aproximativ 0,35 M N2, 1,06 M H2 și 1,29 M NH3 — iar dacă se introduc înapoi aceste valori se reproduce Kc = 4,0, ceea ce este exact verificarea pe care o afișează panoul. Manualele permit scurtătura „x este mic” când reacționează mai puțin de 5%; în schimb, această pagină împarte în două întreaga ecuație, deci nu este nevoie de o asemenea presupunere.
Q față de K: încotro de aici?
Raportul de reacție Q este formula lui K aplicată concentrațiilor care există acum, înainte de echilibru. Compararea lor dă sensul: Q < K, înainte; Q > K, invers; Q = K, deja acolo. Proba Q este un caz dramatic — cu Kc = 4,0, dar Q = 4×104, amestecul este înecat în produși, iar reacția merge puternic înapoi. Q este modul în care un chimist prezice sensul unui amestec propus înainte de a-l amesteca și modul în care organismul decide, de exemplu, dacă hemoglobina va prelua sau va elibera oxigen.
Le Chatelier: regula perturbațiilor
Dacă se perturbă un echilibru, acesta se deplasează pentru a atenua perturbația. Se adaugă reactant → consumă o parte; se elimină produs → se formează mai mult; se comprimă un amestec de gaze → se deplasează spre partea cu mai puține molecule de gaz; se încălzește → se deplasează în direcția endotermă. Atenție la textul mic ascuns în caseta cheii de mai sus: temperatura este singurul stres care schimbă chiar K (reașează întreaga cursă în tracțiune), în timp ce presiunea și concentrația doar îl repoziționează. Un catalizator nu schimbă nimic din acestea — accelerează în mod egal înainte și înapoi, deci echilibrul se atinge mai repede, dar exact în același loc. Procesul Haber este exemplul industrial: 4 molecule de gaz devin 2, deci presiunea mare împinge spre NH3, în timp ce temperatura face schimb între randament și viteză.
Concepții greșite frecvente
- Echilibrul înseamnă că reacția s-a oprit. Ambele sensuri continuă să funcționeze cu viteză maximă; doar schimbarea netă este zero.
- Adăugarea de reactant ridică K. Deplasează poziția înainte și Q temporar, apoi sistemul revine la aceeași K. Doar temperatura mută K.
- Un catalizator crește randamentul. Schimbă timpul necesar pentru a atinge echilibrul, niciodată poziția lui. Randamentele industriale se modifică prin temperatură, presiune și îndepărtarea continuă a produsului.
- La echilibru, concentrațiile reactanților și ale produșilor sunt egale. Concentrații egale înseamnă K = 1, nimic mai mult. K = 4,0 în exemplul de față: produșii au deja un avantaj de patru ori, dar evident nu sunt egali.
Instrumente înrudite: Acid-bază și pH (Ka și Kb sunt constante de echilibru), Termochimie (de unde provin ΔG și K) și Cinetică (vitezele care stabilesc cât de repede se atinge echilibrul).
