Echilibrul reacțiilor chimice

Figura 13.1 Transportul dioxidului de carbon în organism implică mai multe reacții chimice reversibile, inclusiv hidroliza și ionizarea acidului (printre altele).

Imaginați-vă o plajă populată de oameni care fac plajă și înotători. Când ce cei care stau la soare se încălzesc prea tare, intră în apă pentru a înota și a se răcori. Pe măsură ce înotătorii obosesc, se întorc pe plajă pentru a se odihni. Dacă rata cu care înotătorii intră în apă ar fi egală cu rata cu care înotătorii se întorc pe nisip, atunci numărul (deși nu identitățile) de cei care fac plajă și de înotători ar rămâne constant. Acest scenariu ilustrează un fenomen dinamic cunoscut sub numele de echilibru, în care procesele opuse au loc în rate egale. Procesele chimice și fizice sunt supuse acestui fenomen; aceste procese sunt la echilibru atunci când vitezele de reacție directă și inversă sunt egale. Sistemele de echilibru sunt de natură omniprezentă; diferitele reacții care implică dioxid de carbon dizolvat în sânge sunt exemple (vezi Figura 13.1). Acest capitol oferă o introducere detaliată a aspectelor esențiale ale echilibrelor chimice.

Convenția pentru scrierea ecuațiilor chimice implică plasarea formulelor reactanților în partea stângă a unei săgeți de reacție și a formulelor produsului în partea dreaptă. Prin această convenție și prin definițiile „reactant” și „produs”, o ecuație chimică reprezintă reacția în cauză ca fiind de la stânga la dreapta. Cu toate acestea, reacțiile reversibile pot avea loc atât în direcția înainte (de la stânga la dreapta) cât și în sens invers (de la dreapta la stânga). Când vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale, concentrațiile reactantului și ale speciilor de produs rămân constante în timp, iar sistemul este la echilibru. Concentrațiile relative ale reactanților și produșilor din sistemele de echilibru variază foarte mult; unele sisteme conțin în mare parte produse la echilibru, unele conțin în mare parte reactanți, iar unele conțin cantități apreciabile din ambele.

Figura 13.2 ilustrează concepte fundamentale de echilibru folosind descompunerea reversibilă a tetroxidului de dinazot incolor pentru a produce dioxid de azot brun, o reacție elementară descrisă de ecuația:

N₂O₄(g) ↔ 2NO₂(g)

Rețineți că o săgeată dublă specială este folosită pentru a sublinia natura reversibilă a reacției.

Figura 13.2 (a) Un tub etanș care conține N₂O₄ incolor se întunecă pe măsură ce se descompune pentru a produce NO₂ maro. (b) Modificări ale concentrației în timp pe măsură ce reacția de descompunere atinge echilibrul. (c) La echilibru, vitezele de reacție directă și inversă sunt egale.

Pentru acest proces elementar, legile vitezei pentru reacțiile directe și inverse pot fi derivate direct din stoichiometria reacției:

rata_f = k_f[N₂O₄]

rata_r = k_r[NO₂]²

Când începe reacția (t = 0), concentrația reactantului N₂O₄ este finită și cea a produsului NO₂ este zero, astfel încât reacția directă se desfășoară la o viteză finită, în timp ce viteza reacției inverse este zero. Pe măsură ce trece timpul, N₂O₄ este consumat și concentrația sa scade, în timp ce NO₂ este produs și concentrația sa crește (Figura 13.2b). Concentrația descrescătoare a reactantului încetinește viteza de reacție directă, iar concentrația în creștere a produsului accelerează viteza de reacție inversă (Figura 13.2c). Acest proces continuă până când vitezele de reacție directă și inversă devin egale, moment în care reacția a atins echilibrul, așa cum se caracterizează prin concentrații constante ale reactanților și produșilor săi (zonele umbrite din Figura 13.2b și Figura 13.2c). Este important să subliniem că echilibrele chimice sunt dinamice; o reacție la echilibru nu s-a „oprit”, ci se desfășoară în direcțiile înainte și înapoi în același ritm. Această natură dinamică este esențială pentru înțelegerea comportamentului de echilibru, așa cum este discutat în acest capitol și în capitolele următoare ale textului.

Figura 13.3 Un act de jonglerie între două persoane ilustrează aspectul dinamic al echilibrelor chimice. Fiecare persoană aruncă și prinde bâte în același ritm și fiecare deține un număr (aproximativ) constant de bâte.

Modificările fizice, cum ar fi tranzițiile de fază, sunt, de asemenea, reversibile și pot stabili echilibre. Acest concept a fost introdus într-un alt capitol al acestui text prin discutarea presiunii de vapori a unei faze condensate (lichid sau solid). Ca un exemplu, luați în considerare vaporizarea bromului:

Br₂(l) ↔ Br₂(g)

Când bromul lichid este adăugat într-un recipient altfel gol și recipientul este sigilat, procesul de avans descris mai sus (vaporizare) va începe și va continua la o rată aproximativ constantă atâta timp cât suprafața expusă a lichidului și temperatura acestuia rămân constante. Pe măsură ce se produc cantități tot mai mari de brom gazos, viteza procesului invers (condensarea) va crește până când este egală cu rata de vaporizare și se stabilește echilibrul. O fotografie care arată acest echilibru de tranziție de fază este prezentată în Figura 13.4.

Figura 13.4 Un tub etanș care conține un amestec de echilibru de brom lichid și gazos. (credit: http://images-of-elements.com/bromine.php)