Vidi fonton por Kemia ekvilibro

En kemia procezo, '''kemia [[ekvilibro]]''' estas stato kie la [[kemia aktiveco]] aŭ [[koncentriteco]] de ĉiu reakcianto kaj produkto ne ŝanĝiĝas laŭ tempo. Kutime, tio estas la situacio kiu rezultas kiam la antaŭena [[kemia reakcio]] kaj la inversa reakcio progresas samrapide. La [[reakcia rapido]] de la antaŭena kaj inversa reakcioj ĝenerale ne estas nulaj sed egalas, do la koncentriteco de ĉiu reakcianto aŭ produkto ne varias. Tiu procezo nomiĝas ''dinamika ekvilibro''<ref>Atkins & Jones, 2001</ref> <ref>[[Gold Book]] definition [http://goldbook.iupac.org/C01023.html Link]</ref>.

== Enkonduko ==
[[Dosiero:Burette.svg|eta|dekstra|100px|[[Bureto]], aparato por fari ekzemple acid-bazan [[titrado]]n, estas grava parto de ekvilibra kemio.]]

En [[kemia reakcio]], kiam reakciantoj miksiĝas en reakciujo (kaj varmigataj se necese), la tuta kvanto da reakciantoj ne konvertiĝas al produktoj. Post ioma tempo (kiu povas esti malpli ol mikrosekundo, aŭ pli longa ol la aĝo de la universo) alvenos tempo kiam fiksita kvanto da reakciantoj ekzistos kune kun fiksita kvanto da produktoj, ambaŭ ne plu ŝanĝiĝantaj. Tion oni nomas kemia ekvilibro.

Oni evoluigis la nocion de kemia ekvilibro post kiam [[Claude Louis Berthollet|Berthollet]] (1803) trovis ke iuj kemiaj reakcioj estas inversigeblaj. Por iu reakcio, ekzemple

:<math> \alpha A + \beta B \rightleftharpoons \sigma S + \tau T</math>

esti en ekvilibro, la [[reakcia rapido|rapidoj]] de la antaŭena kaj inversa reakcioj devas egali. En ĉi tiu [[kemia ekvacio]] kun sagoj montrantaj ambaŭdirekten por indiki ekvilibron, A kaj B estas reakciantoj, S kaj T estas produktoj, kaj [[Alpha (letter)|α]], [[Beta (letter)|β]], [[sigma|σ]], kaj [[tau|τ]] estas la [[stekiometrio|stekiometriaj koeficientoj]] de la respektivaj reakciantoj kaj produktoj. Oni diras ke la ekvilibra pozicio de reakcio staras tre dekstre se, je ekvilibro, preskaŭ ĉiomaj reakciantoj eluziĝis, kaj tre maldekstre se nur eta kvanto de produkto formiĝis el la reakciantoj.

[[Cato Maximilian Guldberg|Guldberg ]] kaj [[Peter Waage|Waage]] (1865), evoluigante la ideojn de Berthollet, proponis la ''leĝon pri masefiko'':

<!-- Troviĝas cimo en la analizilo. Kiam mi metis la tekston "rapido de antaŭena reakcio" en la ekvacio,
la analizilo malsukcesis analizi la tekston. Mi supozas ke la ŭ ŝokis ĝin!
-->
:<math>\mbox{rapido de reakcio} = k_+ {A}^\alpha{B}^\beta \,\!</math>

:<math>\mbox{rapido de inversa reakcio} = k_{-} {S}^\sigma{T}^\tau \,\!</math>

kie A, B, S kaj T estas aktivaj masoj kaj k<sub>+</sub> kaj k<sub>−</sub> estas [[reakcia rapido|rapidokonstantoj]]. Ĉar la antaŭena kaj inversa rapidoj egalas:

:<math> k_+ \left\{ A \right\}^\alpha \left\{B \right\}^\beta  = k_{-} \left\{S \right\}^\sigma\left\{T \right\}^\tau \,</math>

kaj la rilatumo de la rapidokonstantoj ankaŭ estas konstanto, nun konata kiel ''ekvilibra konstanto''.
:<math>K=\frac{k_+}{k_-}=\frac{\{S\}^\sigma \{T\}^\tau } {\{A\}^\alpha \{B\}^\beta}</math>

Laŭ kutimo, la produktoj formas la numeratoron.
Tamen, la [[leĝo pri masa agado]] validas nur por forta unupaŝa reakcio kiu progresas tra unuopa transira stato kaj '''ne ĝenerale validas''' ĉar rapidoekvacioj ĝenerale ne sekvas la [[stekiometrio]]n de la reakcio kiel proponis Guldberg kaj Waage (vidu, ekzemple, [[nukleofila alifata anstataŭigo]] per SN1 aŭ reakcio de [[hidrogeno]] kaj [[bromo]] for formi [[hidrogena bromido|hidrogenan bromidon]]. La egaleco de antaŭena kaj inversa reakcioj, tamen, estas necesa kaj sufiĉa kondiĉo por kemia ekvilibro, kvankam ĝi ne estas sufiĉa por klarigi kial ekvilibro okazas.

Malgraŭ la malsukceso de tiu derivado, la ekvilibra konstanto por reakcio ja estas konstanto, sendepende de la aktivecoj de la diversaj specioj enplektitaj, kvankam ĝi dependas de temperaturo, kiel montras la [[ekvacio de van't Hoff]].
Aldoni [[katalizilo]]n influos kaj la antaŭenan reakcion kaj la inversan reakcion same sed ne influos la ekvilibran konstanton. La katalizilo plirapidigos ambaŭ reakciojn, tiel pliigante la rapidon laŭ kiu ekvilibro atingiĝos.<ref>''Chemistry: Matter and Its Changes'' James E. Brady , Fred Senese 4th Ed. ISBN 0471215171</ref> <ref>''Chemical Principles: The Quest for Insight'' Peter Atkins, Loretta Jones 2nd Ed. ISBN 0716757010 </ref>

Kvankam la makroskopaj ekvilibraj koncentritecoj estas konstantaj laŭ tempo, reakcioj ja okazas je la molekula nivelo. Ekzemple, en la kazo de [[etan-acido]] solvita en akvo kaj formante [[etilata]]jn kaj [[hidronia]]jn jonojn,

:CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H + H<sub>2</sub>O {{unicode|⇌}} CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>

protono eble saltetos de molekulo de etan-acido al akva molekulo kaj tiam al etilata jono por formi alian molekulon de etan-acido kaj lasante la nombron de etan-acidaj molekuloj senŝanĝa. Jen ekzemplo de dinamika ekvilibro. Ekvilibroj, kiel la restaĵo de termodinamiko, estas statistika fenomeno, averaĝoj de mikroskopa konduto.

La [[Principo de le Chatelier]] (1884) de [[Henry Louis Le Châtelier]] estas utila principo kiu donas kvalitan ideon pri la reago de ekvilibra sistemo al ŝanĝoj pri reakciaj kondiĉoj. ''Se oni perturbigas dinamikan ekvilibron ŝanĝante la kondiĉojn, la pozicio de la ekvilibro moviĝas por kontraŭi la ŝanĝon''. Ekzemple, aldoni plian S el ekstere kaŭzas eksceson da produktoj, kaj la sistemo provas kontraŭi tion, pliigante la inversan reakcion kaj puŝante la ekvilibron malantaŭen (kvankam la ekvilibra konstanto restos sama).

Se oni aldonas [[neorganika acido|neorganikan acidon]] al la miksaĵo de etan-acido, pliigante la koncentritecon de hidronia jono, la kvanto de disocio devas malpliiĝi ĉar la reakcio emas maldekstren laŭ ĉi tiu principo. Oni ankaŭ povas dedukti tion per la ekvilibra konstanta esprimo por la reakcio:
:<math>K=\frac{\{CH_3CO_2^-\}\{H_3O^+\}} {\{CH_3CO_2H\}\{H_2O \}}</math>
se {H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>} pliiĝas {CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H} devas pliiĝi kaj {CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub><sup>−</sup>} devas malpliiĝi.

Kvantan version donas la [[reakcia kvociento]].

[[J.W. Gibbs]] proponis en 1873 ke ekvilibro okazas kiam la [[libera energio de Gibbs]] de la sistemo estas je ĝia minimuma valoro (supozante ke la reakcio okazas je konstanta premo). Tio signifas ke la derivaĵo de la energio de Gibbs laŭ reakcia koordinato (mezuro de la kvanto de reakcio okazinta, povas esti nulo por ĉiuj reakciantoj ĝis maksimumo por ĉiuj produktoj) malaperas, montrante senmovan punkton. Tiu derivaĵo nomiĝas, pro diversaj teknikaj kialoj, la ŝanĝo de energio de Gibbs.<ref>Physical Chemistry by Atkins, De Paula</ref>
Tiu kriterio estas kaj necesa kaj sufiĉa. Se miksaĵo ne estas ekvilibra, liberigo de energio de Gibbs (aŭ [[energio de Helmholtz]] ĉe reakcioj je konstanta premo) estas la pelforto por ŝanĝi la konsiston de la miksaĵo ĝis ekvilibro atingiĝas. La ekvilibra konstanto rilatas al la kutima ŝanĝo de [[libera energio de Gibbs]] por la reakcio laŭ la ekvacio

:<math>
\Delta G^\ominus = -RT \ln K_{eq}
</math>

kie ''R'' estas la [[universala gaskonstanto]] kaj ''T'' estas la [[temperaturo]].

Kiam la reakciantoj estas solvitaj en medio kun alta [[jona forto]] oni povas supozi ke la kvociento de aktivecaj koeficientoj estas konstanta. Tiukaze la '''koncentriteca kvociento''', K<sub>c</sub>,
:<math>K_c=\frac{[S]^\sigma [T]^\tau } {[A]^\alpha [B]^\beta}</math>
kie [A] estas la koncentriteco de A, ktp., estas sendependa de la analiza koncentriteco de la reakciantoj. Tial oni kutime mezuras ekvilibrajn konstantojn por solvaĵoj en medioj kun alta jona forto. K<sub>c</sub>, varias laŭ jona forto, temperaturo kaj premo (aŭ volumeno). Simile K<sub>p</sub> por gasoj dependas de [[parta premo]].

{{Referencoj}}
{{Projektoj}}

[[Kategorio:Fizika kemio]]
[[Kategorio:Ekvilibra kemio]]
[[Kategorio:Kemia analizo]]