В химии динамическое равновесие существует, когда происходит обратимая реакция . Вещества переходят между реагентами и продуктами с одинаковой скоростью , что означает отсутствие чистого изменения. Реагенты и продукты образуются с такой скоростью, что концентрация ни того, ни другого не меняется. Это частный пример системы в устойчивом состоянии .
В физике , касающейся термодинамики , закрытая система находится в термодинамическом равновесии , когда реакции происходят с такими скоростями, что состав смеси не меняется со временем. Реакции действительно происходят, иногда бурно, но в такой степени, что изменения в составе не могут быть замечены. Константы равновесия могут быть выражены через константы скорости для обратимых реакций.
В новой бутылке газировки концентрация углекислого газа в жидкой фазе имеет определенное значение. Если вылить половину жидкости и закрыть бутылку, углекислый газ будет покидать жидкую фазу с постоянно уменьшающейся скоростью, а парциальное давление углекислого газа в газовой фазе будет увеличиваться до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие. В этот момент из-за теплового движения молекула CO 2 может покинуть жидкую фазу, но в течение очень короткого времени другая молекула CO 2 перейдет из газа в жидкость, и наоборот. В равновесии скорость перехода CO 2 из газа в жидкую фазу равна скорости из жидкости в газ. В этом случае равновесная концентрация CO 2 в жидкости определяется законом Генри , который гласит, что растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна парциальному давлению этого газа над жидкостью. [1] Это соотношение записывается как
где K — константа, зависящая от температуры, P — парциальное давление, а c — концентрация растворенного газа в жидкости. Таким образом, парциальное давление CO 2 в газе увеличивается до тех пор, пока не будет соблюдаться закон Генри. Концентрация углекислого газа в жидкости уменьшается, и напиток теряет часть своей шипучести.
Закон Генри может быть получен путем установления химических потенциалов углекислого газа в двух фазах равными друг другу. Равенство химических потенциалов определяет химическое равновесие . Другие константы для динамического равновесия, включающие фазовые переходы, включают коэффициент распределения и произведение растворимости . Закон Рауля определяет равновесное давление пара идеального раствора
Динамическое равновесие может существовать и в однофазной системе. Простой пример — кислотно-щелочное равновесие, такое как диссоциация уксусной кислоты в водном растворе.
В состоянии равновесия коэффициент концентрации , K , константа диссоциации кислоты , постоянна (при соблюдении некоторых условий)
В этом случае прямая реакция включает в себя освобождение некоторых протонов из молекул уксусной кислоты, а обратная реакция включает в себя образование молекул уксусной кислоты, когда ион ацетата принимает протон. Равновесие достигается, когда сумма химических потенциалов видов в левой части выражения равновесия равна сумме химических потенциалов видов в правой части. В то же время скорости прямой и обратной реакции равны друг другу. Равновесия, включающие образование химических комплексов, также являются динамическими равновесиями, а концентрации регулируются константами устойчивости комплексов .
Динамические равновесия могут возникать и в газовой фазе, например, при димеризации диоксида азота .
В газовой фазе квадратные скобки указывают парциальное давление. Альтернативно, парциальное давление вещества может быть записано как P(substance). [2]
В простой реакции, такой как изомеризация :
необходимо рассмотреть две реакции: прямую реакцию, в которой вещество A превращается в вещество B, и обратную реакцию, в которой вещество B превращается в вещество A. Если обе реакции являются элементарными реакциями , то скорость реакции определяется по формуле [3]
где k f — константа скорости прямой реакции, а k b — константа скорости обратной реакции, а квадратные скобки, […] , обозначают концентрацию . Если в начале, в момент времени t = 0 , присутствует только A с концентрацией [A] 0 , сумма двух концентраций, [A] t и [B] t , в момент времени t будет равна [A] 0 .
Решение этого дифференциального уравнения:
и показано справа. По мере того, как время стремится к бесконечности, концентрации [A] t и [B] t стремятся к постоянным значениям. Пусть t стремится к бесконечности, то есть t → ∞ , в выражении выше:
На практике изменения концентрации не будут измеряться после Поскольку концентрации не меняются после этого, они, по определению , являются равновесными концентрациями. Теперь константа равновесия для реакции определяется как
Отсюда следует, что константа равновесия численно равна частному констант скорости.
В общем случае может быть более одной прямой реакции и более одной обратной реакции. Аткинс утверждает [3] , что для общей реакции общая константа равновесия связана с константами скорости элементарных реакций соотношением
Аткинс, П. В.; де Паула, Дж. (2006). Физическая химия (8-е изд.). Oxford University Press. ISBN 0-19-870072-5.
![{\displaystyle K_{c}=\mathrm {\frac {[CH_{3}CO_{2}^{-}][H^{+}]}{[CH_{3}CO_{2}H]}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d49d8d7ac315ab55173bef33931a289f7471d638)
![{\displaystyle K_{p}=\mathrm {\frac {[N_{2}O_{4}]}{[NO_{2}]^{2}}} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/80decc2ee0b634b53f773302e89bfcfbdf5d6fcc)
![{\displaystyle {\frac {d[{\ce {A}}]}{dt}}=-k_{f}[{\ce {A}}]_{t}+k_{b}[{\ce {B}}]_{t}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4bff2996ff339ff3ed1a244e039ea874c072fcb4)
![{\displaystyle {\frac {d[{\ce {A}}]}{dt}}=-k_{f}[{\ce {A}}]_{t}+k_{b}\left([{\ce {A}}]_{0}-[{\ce {A}}]_{t}\right)}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bbb07d218d8dab0d0542a3120fd78ff98a5d9fa9)
![{\displaystyle [{\ce {A}}]_{t}={\frac {k_{b}+k_{f}e^{-\left(k_{f}+k_{b}\right)t}}{k_{f}+k_{b}}}[{\ce {A}}]_{0}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/994095c501495976b789c9816da5041dbeb352d8)
![{\displaystyle [{\ce {A}}]_{\infty }={\frac {k_{b}}{k_{f}+k_{b}}}[{\ce {A}}]_{ 0}\qquad [{\ce {B}}]_{\infty }={\frac {k_{f}}{k_{f}+k_{b}}}[{\ce {A}}]_ {0}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/632fcab1b5d587adf83918ded47d0548e23095d8)
![{\displaystyle K={\frac {[{\ce {B}}]_{\text{eq}}}{[{\ce {A}}]_{\text{eq}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f4f259f792880ea88299ddc1c2b785a936ca1f57)
![{\displaystyle K={\frac {{\frac {k_{f}}{k_{f}+k_{b}}}[{\ce {A}}]_{0}}{{\frac {k_{b}}{k_{f}+k_{b}}}[{\ce {A}}]_{0}}}={\frac {k_{f}}{k_{b}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1010aeb64c17ef7957bcabf66204846d9e26426a)
