Unterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand - Unterschied Zwischen

Unterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand

Hauptunterschied - Gleichgewicht gegenüber dem stationären Zustand

Gleichgewicht und stationärer Zustand sind zwei Begriffe, die in der physikalischen Chemie für chemische Reaktionen verwendet werden, die in einem System ablaufen. In einer chemischen Reaktion werden die Reaktanten normalerweise zu Produkten. In einigen Reaktionen werden die Reaktanten vollständig in Produkte umgewandelt, in anderen Reaktionen werden die Reaktanten jedoch teilweise in Produkte umgewandelt. Diese beiden Begriffe beschreiben eine Stufe einer bestimmten chemischen Reaktion, bei der die Konzentrationen der Komponenten im Reaktionsgemisch konstant bleiben. Das Gleichgewicht einer Reaktion unterscheidet sich jedoch aus mehreren Gründen vom stationären Zustand. Der Hauptunterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand ist der Gleichgewicht ist ein Zustand, in dem die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückwärtsreaktion ist, während der stationäre Zustand das Stadium einer chemischen Reaktion ist, die eine konstante Konzentration eines Zwischenprodukts aufweist.

Wichtige Bereiche

1. Was ist Gleichgewicht?
      - Definition, Prinzip, Faktoren, die das Gleichgewicht beeinflussen
2. Was ist der stationäre Zustand?
      - Definition, Prinzip, Faktoren, die den stationären Zustand beeinflussen
3. Was ist der Unterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand?
      - Vergleich der wichtigsten Unterschiede

Schlüsselbegriffe: Gleichgewicht, Gleichgewichtskonstante, Prinzip von Le Châtelier, Produkte, Reaktanten, Reaktionsgeschwindigkeit, stationärer Zustand


Was ist Gleichgewicht?

Gleichgewicht ist ein Zustand, in dem die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückwärtsreaktion ist. Obwohl einige chemische Reaktionen abgeschlossen sind, treten andere Reaktionen nicht vollständig auf. Zum Beispiel dissoziieren schwache Säuren und schwache Basen in wässrigen Lösungen teilweise in Ionen. Dann können wir beobachten, dass sich Ionen und Moleküle in dieser Lösung befinden. Man kann also sagen, dass es ein Gleichgewicht zwischen Molekülen und Ionen gibt (zB: Säure und ihre konjugierte Base). Dies geschieht, weil die Dissoziationsrate der Säure oder Base gleich der Rate der Bildung von Säure oder Base aus ihren Ionen ist.

Wenn sich ein Reaktionsgemisch im Gleichgewicht befindet, ändert sich die Konzentration der Reaktanten und Produkte nicht. Betrachten wir ein Beispiel, um dieses Konzept zu verstehen.


Abbildung 1: Das Gleichgewicht zwischen Essigsäure und ihrer konjugierten Base

Das obige Bild zeigt das Gleichgewicht zwischen Essigsäure und ihrer konjugierten Base. Hier ist die Vorwärtsreaktion die Dissoziation des Essigsäuremoleküls, während die Rückwärtsreaktion die Bildung von Essigsäuremolekülen ist. Um das Verhalten eines Gleichgewichtssystems zu verstehen, können wir das Prinzip von Le Châtelier anwenden.

Laut Das Prinzip von Le ChâtelierWenn das Gleichgewicht eines Systems gestört ist, neigt es dazu, wieder einen Gleichgewichtszustand zu erreichen, indem einige seiner Bedingungen geändert werden. Mit anderen Worten, das System neigt dazu, sich neu einzustellen, wenn das Gleichgewicht gestört ist.

Wenn wir beispielsweise im obigen Gleichgewicht mehr Essigsäure zu der Lösung hinzufügen, erhöht sich die Essigsäuremenge in diesem System. Um das Gleichgewicht zu erreichen, dissoziieren dann einige Essigsäuremoleküle, bilden die konjugierte Base und das System erhält wieder das Gleichgewicht. Mit anderen Worten, die Vorwärtsreaktion findet statt, um das System neu einzustellen.

Für Systeme mit einem Gleichgewicht können wir eine Gleichgewichtskonstante. Diese Konstante hängt von den Temperaturänderungen dieses Systems ab. Bei konstanter Temperatur hat die Gleichgewichtskonstante für ein bestimmtes Reaktionsgemisch immer einen festen Wert.

Was ist der stationäre Zustand?

Der stationäre Zustand einer chemischen Reaktion ist die Stufe, in der die Konzentration eines Zwischenprodukts konstant ist. Wenn eine bestimmte chemische Reaktion über mehrere Stufen (Elementarstufen) abläuft, wird die Reaktionsgeschwindigkeit durch die geschwindigkeitsbestimmende Stufe bestimmt. Es ist unter anderem der langsamste Schritt. Dann wird die Reaktionsgeschwindigkeit bezüglich dieses langsamsten Schritts angegeben. Wenn die Reaktionsschritte nicht erkennbar sind, kann der langsamste Schritt nicht erkannt werden, um die Reaktionsgeschwindigkeit zu bestimmen. In solchen Situationen können wir das Zwischenprodukt betrachten, das für kurze Zeit eine konstante Konzentration hat.


Elementarstufen der Reaktion bilden Zwischenmoleküle. Zwischenprodukte sind Moleküle, die weder Reaktanten noch Produkte sind, sondern Moleküle, die während des Fortschreitens einer chemischen Reaktion gebildet werden. Wenn der langsamste Schritt nicht erkennbar ist, können wir die Konzentration des Zwischenprodukts zur Berechnung der Reaktionsgeschwindigkeit verwenden. Dieses kurzlebige Intermediat wird im stationären Zustand der Reaktion gebildet.

Unterschied zwischen Gleichgewicht und stationärem Zustand

Definition

Gleichgewicht: Gleichgewicht ist ein Zustand, in dem die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückwärtsreaktion ist.

Gleichgewichtszustand: Der stationäre Zustand einer chemischen Reaktion ist die Stufe, in der die Konzentration eines Zwischenprodukts konstant ist.

Konzentrationen

Gleichgewicht: Im Gleichgewicht sind die Konzentrationen der Reaktanten und Produkte konstant.

Gleichgewichtszustand: Im eingeschwungenen Zustand ist nur die Konzentration des Zwischenprodukts konstant.

Reaktanten und Produkte

Gleichgewicht: Im Gleichgewicht sind die Konzentrationen der Reaktanten und Produkte konstant.

Gleichgewichtszustand: Im stationären Zustand verändern sich die Konzentrationen der Reaktanten und Produkte.

Reaktionstyp

Gleichgewicht: Gleichgewichte haben sowohl Vorwärts- als auch Rückwärtsreaktionen.

Gleichgewichtszustand: Der stationäre Zustand ist nützlich, wenn der Ratebestimmungsschritt nicht erkennbar ist.

Fazit

Die Begriffe Gleichgewicht und stationärer Zustand sind nützlich, um die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion vorherzusagen. Obwohl die Anwendungen dieser Ausdrücke unterschiedlich sind, erklären sowohl das Gleichgewicht als auch der stationäre Zustand das Verhalten eines Reaktionsgemisches. Der Hauptunterschied zwischen dem Gleichgewicht und dem stationären Zustand besteht darin, dass das Gleichgewicht ein Zustand ist, in dem die Geschwindigkeit der Vorwärtsreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückwärtsreaktion ist, während der stationäre Zustand die Stufe einer chemischen Reaktion ist, die eine konstante Konzentration eines Zwischenprodukts aufweist.

Verweise:

1. „Annäherung an den stationären Zustand“. Chemie LibreTexts, Libretexts, 20. April 2016,