Differenza tra equilibrio e stato stazionario

Differenza principale - Equilibrio contro stato stazionario

Equilibrio e stato stazionario sono due termini usati nella chimica fisica per quanto riguarda le reazioni chimiche che avvengono in un sistema. Di solito, in una reazione chimica, i reagenti vengono trasformati in prodotti. In alcune reazioni, i reagenti sono completamente convertiti in prodotti, ma in altre reazioni, i reagenti sono parzialmente convertiti in prodotti. Entrambi questi termini descrivono uno stadio di una particolare reazione chimica in cui le concentrazioni dei componenti nella miscela di reazione rimangono costanti. Ma l'equilibrio di una reazione è diverso dallo stato stazionario per diverse ragioni. La principale differenza tra equilibrio e stato stazionario è quella l'equilibrio è uno stato in cui la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione all'indietro mentre lo stato stazionario è lo stadio di una reazione chimica che ha una concentrazione costante di una.

Aree chiave coperte

1. Cos'è l'equilibrio
      - Definizione, principio, fattori che influiscono sull'equilibrio
2. Cos'è lo stato stazionario
      - Definizione, principio, fattori che influenzano lo stato stazionario
3. Qual è la differenza tra equilibrio e stato stazionario
      - Confronto tra le principali differenze

Termini chiave: Equilibrio, Costante di equilibrio, Principio di Le Châtelier, Prodotti, reagenti, tasso di reazione, stato stazionario

Cos'è l'equilibrio

L'equilibrio è uno stato in cui la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione all'indietro. Sebbene alcune reazioni chimiche raggiungano il completamento, alcune altre reazioni non si verificano completamente. Ad esempio, acidi deboli e basi deboli in soluzioni acquose si dissociano parzialmente in ioni. Quindi, possiamo osservare che ci sono ioni e molecole in quella soluzione. Quindi, si può dire che esiste un equilibrio tra molecole e ioni (es: acido e sua base coniugata). Questo accade perché la velocità della dissociazione dell'acido o della base è uguale alla velocità della formazione di acido o base dai suoi ioni.

Quando una miscela di reazione è in equilibrio, non vi è variazione netta nelle concentrazioni di reagenti e prodotti. Prendiamo in considerazione un esempio per comprendere questo concetto.

Figura 1: L'equilibrio tra acido acetico e sua base coniugata

L'immagine sopra mostra l'equilibrio tra l'acido acetico e la sua base coniugata. Qui, la reazione diretta è la dissociazione della molecola di acido acetico mentre la reazione all'indietro è la formazione di molecole di acido acetico. Per comprendere il comportamento di un sistema di equilibrio, possiamo usare il principio di Le Châtelier.

Secondo il Principio di Le Châtelier, quando l'equilibrio di un sistema è disturbato, tende a ottenere nuovamente uno stato di equilibrio cambiando alcune delle sue condizioni. In altre parole, il sistema tende a riadattarsi da solo se l'equilibrio è disturbato.

Ad esempio, nell'equilibrio di cui sopra, se aggiungiamo più acido acetico alla soluzione, la quantità di acido acetico viene aumentata in quel sistema. Quindi, per ottenere l'equilibrio, alcune molecole di acido acetico si dissociano formando la base coniugata e il sistema otterrà di nuovo l'equilibrio. In altre parole, la reazione diretta avverrà per riadattare il sistema.

Per i sistemi con un equilibrio, possiamo definire un equilibrio costante. Questa costante dipende dalle variazioni di temperatura di quel sistema. A una temperatura costante, la costante di equilibrio ha sempre un valore fisso per una determinata miscela di reazione.

Cos'è lo stato stazionario

Lo stato stazionario di una reazione chimica è lo stadio che ha una concentrazione costante di un intermedio. Se una certa reazione chimica avviene attraverso diversi passaggi (fasi elementari), la velocità della reazione sarà determinata dal gradino che determina la velocità. È il passo più lento tra gli altri. Quindi viene data la velocità della reazione rispetto a questo passo più lento. Ma quando le fasi di reazione non sono riconoscibili, il passo più lento non può essere riconosciuto per determinare la velocità della reazione. In tali situazioni, possiamo considerare il prodotto intermedio che ha una concentrazione costante per un breve periodo. 

I passaggi elementari della reazione formano molecole intermedie. Gli intermedi sono molecole che non sono né reagenti né prodotti ma sono molecole formate durante la progressione di una reazione chimica. Quando il passo più lento non è riconoscibile, possiamo usare la concentrazione dell'intermedio per il calcolo della velocità della reazione. Questo intermedio di breve durata si forma nello stato stazionario della reazione.

Differenza tra equilibrio e stato stazionario

Definizione

Equilibrio: L'equilibrio è uno stato in cui la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione all'indietro.

Stato stazionario: Lo stato stazionario di una reazione chimica è lo stadio che ha una concentrazione costante di un intermedio.

concentrazioni

Equilibrio:  In un equilibrio, le concentrazioni di reagenti e prodotti sono costanti.

Stato stazionario: Nello stato stazionario, solo la concentrazione del prodotto intermedio è costante.

Reagenti e prodotti

Equilibrio:  In equilibrio, la concentrazione di reagenti e prodotti è costante.

Stato stazionario: Allo stato stazionario, la concentrazione di reagenti e prodotti sta cambiando.

Tipo di reazione

Equilibrio:  Gli equilibri hanno sia reazioni in avanti che indietro.

Stato stazionario:  Lo stato stazionario è utile quando la fase di determinazione della velocità non è riconoscibile.

Conclusione

I termini "equilibrio" e "stato stazionario" sono utili per predire la velocità di una reazione chimica. Sebbene le applicazioni di questi termini siano diverse, sia l'equilibrio che lo stato stazionario spiegano il comportamento di una miscela di reazione. La principale differenza tra l'equilibrio e lo stato stazionario è che l'equilibrio è uno stato in cui la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione all'indietro mentre lo stato stazionario è lo stadio di una reazione chimica che ha una concentrazione costante di una.

Riferimenti:

1. "Approssimazione dello stato stazionario". Chemistry LibreTexts, Libretexts, 20 aprile 2016, disponibile qui. Accesso 2 ottobre 2017.
2. "Principi di equilibrio chimico". Chemistry LibreTexts, Libretexts, 21 luglio 2016, disponibile qui. Accesso 2 ottobre 2017.

Cortesia dell'immagine:

1. "Acetic-acid-dissociation-2D" di Ben Mills - Opera propria (dominio pubblico) via Commons Wikimedia