În chimie , o constantă de echilibru caracterizează starea de echilibru a unui sistem chimic. Prin urmare, este asociat cu o stare a sistemului care nu poate evolua spontan . Valoarea constantei de echilibru depinde numai de reacția chimică luată în considerare și de temperatură . Constantele de echilibru sunt de obicei administrate la 25 ° C .
Claude-Louis Berthollet a fost primul, în 1803 , care a înțeles că nu toate reacțiile chimice sunt complete. În testul său chimic static , el a scris prima formulă care permite definirea a priori a cantităților prezente la echilibru. Observând țărmurile unui „lac de natron ” în timpul unei expediții în Egipt cu Napoleon Bonaparte și Gaspard Monge, a ajuns la această concluzie, originală pentru acea vreme. Marginile lacului sărat erau acoperite cu carbonat de sodiu . El a stabilit că cei doi reactanți ( clorură de sodiu - sare - și carbonat de calciu ) reacționează, de asemenea, cu produsele de reacție .
Având în vedere următoarea ecuație chimică:
sau:
Constanta de echilibru este definită de relația:
sau:
Constanta de echilibru K este deci o mărime fără unitate.
Activitatea chimică a unei specii este influența cantității unei specii asupra energiei libere a sistemului. Este definit schematic ca „ concentrația activă” a speciei în soluție. Ea este :
Standardul Entalpia liber : o reacție chimică realizată la constantă temperatură ( T ) și presiunea ( P ), este legat de constanta de echilibru prin relația:
unde R este constanta ideală a gazului și T este temperatura absolută (în Kelvins ).
De unde :
Prin urmare, constanta de echilibru este o mărime termodinamică (caracterizează echilibrul sistemului) și nu are niciun efect asupra cineticii (viteza de reacție) a acestui sistem.
Pentru reacție:
notând pentru a desemna produsele, constanta de echilibru se scrie:
sau:
Pentru calcularea constantei de echilibru , valorile activităților diferitelor specii implicate sunt luate în considerare la atingerea echilibrului reacției. Dacă schimbăm activitatea chimică a uneia dintre speciile implicate (prin schimbarea concentrației unei specii în soluție sau a presiunii parțiale a unui gaz), atunci echilibrul este deplasat (dacă reacția a fost într-o stare de echilibru, din această cauză modificarea nu mai este în echilibru).
Un factor de echilibru este o variabilă de stare care, atunci când este modificată, schimbă echilibrul reacției.
Variabile de stareO variabilă de stare caracterizează starea de echilibru a sistemului, de exemplu:
Iată o listă neexhaustivă a principalilor factori de echilibrare:
Coeficientul de reacție face posibilă caracterizarea stării de progres a unei reacții și, astfel, prezicerea evoluției acesteia. Este valoarea luată de expresia constantei de echilibru atunci când sistemul de reacție este în afara echilibrului.
Formula generală ; de fapt, formula este aproape identică cu cea a constantei de echilibru, dar aici activitățile sunt luate în momentul în care reacția nu este finalizată și nu la echilibru.utilizarePentru a prezice direcția de evoluție a sistemului, comparăm constanta de echilibru și coeficientul de reacție al reacției studiate; sistemul trebuind să evolueze către Q R = K ( T ):
Într-adevăr, datorită legii moderației am reușit să tragem aceste concluzii.
Principalele constante de echilibru sunt prezentate în tabelul următor:
Constanta de echilibru | Simbol | Tipul soldului |
---|---|---|
Produs ionic al apei | K e | Disocierea apei |
Produs de solubilitate | K s | Echilibru heterogen între o substanță slab solubilă și ionii săi într-o soluție saturată |
Constanta de disociere ( constanta de aciditate si constanta de basicitate ) | K a și K b | Disocierea unui acid slab sau a unei baze slabe |
Constanta de complexare | ß n | Formarea unui ion complex |
Distribuiți sau distribuiți constant | K D | Echilibrul de distribuție între solvenți nemiscibili |
Apoi definim constanta de aciditate:
unde C 0 este 1 mol L −1 . K A este deci fără unitate. Indicele f înseamnă „final”, adică la echilibru (se evită utilizarea notației ec pe care neofiții uneori o asociază greșit cu „echivalența”).Cu cât constanta de aciditate este mai mare, cu atât mai mult acid se disociază în apă, deci acidul este mai puternic.
Pentru comoditate, p K a este adesea folosit în loc de K a , definit ca :; p K a intabulate adesea la 25 ° C .
Astfel, coborati p K A ( a nu se confunda cu constanta de aciditate), mai puternic acid, și , prin urmare , mai mult se dizolvă în apă.
Avem atunci: și la fel .
În timpul reacției în apă a unui acid (A 1 H) și a unei baze (A 2 - ), este posibil să se determine din constanta acidității starea reacției: foarte puțin avansat, echilibru ([A 1 - ] = [ A 2 - ]), total.
Formula generală utilizareCantitatea K s măsoară solubilizarea sărurilor într-un solvent dat. Dacă în solventul dat sarea AB se descompune conform ecuației
,produsului solubilității K s este definit prin:
(valori la saturație , adică la echilibrul dintre sare precipitată și sare dizolvată).Cu cat mai mare K s , mai solubil sare studiat în solvent.