Коэффициент реакции

В химической термодинамике коэффициент реакции ( Qr ₎ просто Q или представляет собой безразмерную величину, которая позволяет измерить относительные количества продуктов и реагентов, присутствующих в реакционной смеси для реакции с четко определенной общей стехиометрией в определенный момент времени. Математически это определяется как отношение активностей ( или молярных концентраций ) видов продукта к активностям реагентов, участвующих в химической реакции, с учетом стехиометрических коэффициентов реакции в качестве показателей концентраций. В равновесии коэффициент реакции постоянен во времени и равен константе равновесия .

Общую химическую реакцию, в которой α - моль реагента A и β -моль реагента B реагируют с образованием ρ молей продукта R и σ молей продукта S, можно записать как

${\ce {\it {\alpha \,{\rm {A{}+{\it {\beta \,{\rm {B{}<=>{\it {\rho \,{\rm {R{}+{\it {\sigma \,{\rm {S{}}}}}}}}}}}}}}}}}}$.

Реакция записывается как равновесие, хотя во многих случаях может показаться, что все реагенты на одной стороне перешли на другую сторону. Когда получают любую исходную смесь A, B, R и S и позволяют протекать реакции (как в прямом, так и в обратном направлении), коэффициент реакции Q _r как функция времени t определяется как

$Q_{\text{r}}(t)={\frac {\{\mathrm {R} \}_{t}^{\rho }\{\mathrm {S} \}_{t}^{\sigma }}{\{\mathrm {A} \}_{t}^{\alpha }\{\mathrm {B} \}_{t}^{\beta }}},$

где {X} _t обозначает мгновенную активность вида X в момент времени t . Компактное общее определение:

$Q_{\text{r}}(t)=\prod _{j}[a_{j}(t)]^{\nu _{j}},$

где П _j обозначает продукт по всем j -индексированным переменным, a _j ( t ) — активность вида j в момент времени t , а ν _j — стехиометрическое число (стехиометрический коэффициент, умноженный на +1 для продуктов и на –1 для запуска материалы).

Связь с K (константой равновесия)

По мере того как реакция протекает с течением времени, активность видов и, следовательно, коэффициент реакции изменяются таким образом, что уменьшается свободная энергия химической системы. Направление изменения определяется свободной энергией реакции Гиббса соотношением

$\Delta _{\mathrm {r} }G=RT\ln(Q_{\mathrm {r} }/K)$,

где K — константа, не зависящая от исходного состава, известная как константа равновесия . Реакция протекает в прямом направлении (в сторону больших значений Q _r ), когда Δ _r G < 0, или в обратном направлении (в сторону меньших значений Q _r ), когда Δ _r G > 0. В конце концов, по мере достижения реакционной смесью химического равновесия , активности компонентов (и, следовательно, коэффициент реакции) приближаются к постоянным значениям. Константа равновесия определяется как асимптотическое значение, к которому приближается коэффициент реакции:

$Q_{\mathrm {r} }\to K$ и $\Delta _{\mathrm {r} }G\to 0\quad (t\to \infty )$.

Временные рамки этого процесса зависят от констант скорости прямой и обратной реакций. В принципе, к равновесию приближаются асимптотически при t → ∞; на практике равновесие считается достигнутым в практическом смысле, когда концентрации уравновешивающих веществ больше не изменяются заметно в зависимости от используемых аналитических инструментов и методов.

Если реакционная смесь инициализируется со всеми компонентами, имеющими активность, равную единице, то есть в их стандартных состояниях , то

$Q_{\mathrm {r} }=1$ и $\Delta _{\mathrm {r} }G=\Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }=-RT\ln K\quad (t=0)$.

Эта величина ΔrG _° называется стандартной свободной энергией реакции Гиббса .

Все реакции, независимо от того, насколько они благоприятны, являются равновесными процессами, хотя на практике, если после определенного момента с помощью определенного аналитического метода не обнаруживается исходное вещество, говорят, что реакция идет к завершению.

В биохимии

В биохимии коэффициент реакции часто называют отношением масс-действующих веществ с символом $\Gamma$.

Пример

октана С ₈ Н ₁₈₊ Горение ²⁵ / ₂ O ₂ → 8CO ₂ + 9H ₂ O имеет Δ _r G° ~ – 240 ккал/моль, что соответствует константе равновесия 10 ¹⁷⁵ , число настолько велико, что не имеет практического значения, поскольку существует всего ~5 × 10 ²⁴ молекул в килограмме октана.

Значение и приложения

Коэффициент реакции играет решающую роль в понимании направления и степени продвижения химической реакции к равновесию:

1. Условие равновесия : при равновесии коэффициент реакции (Q) равен константе равновесия (K) реакции. Это условие обозначается как Q = K, что указывает на равенство скоростей прямой и обратной реакций.
2. Прогнозирование направления реакции : если Q < K, реакция будет идти в прямом направлении до установления равновесия. Если Q > K, реакция будет идти в обратном направлении до достижения равновесия.
3. Степень реакции : разница между Q и K дает информацию о том, насколько реакция далека от равновесия. Большая разница указывает на большую движущую силу, заставляющую реакцию двигаться к равновесию.
4. Кинетика реакции : коэффициент реакции можно использовать для изучения кинетики обратимых реакций и определения законов скорости, поскольку он связан с концентрациями реагентов и продуктов в любой момент времени.
5. Определение константы равновесия : Измеряя концентрации реагентов и продуктов в равновесии, константу равновесия (K) можно рассчитать из коэффициента реакции (Q = K в равновесии).

Коэффициент реакции — мощное понятие в химической кинетике и термодинамике, позволяющее прогнозировать направление реакции, степень ее развития и определять константы равновесия. Он находит применение в различных областях, включая химическую инженерию, биохимию и химию окружающей среды, где понимание поведения обратимых реакций имеет решающее значение.

Внешние ссылки

Учебные пособия по коэффициенту реакции

• учебник я Больше не доступен с ноября 2023 г.
• учебник II
• учебник III