Kimyasal Denge Nedir? Tersinir Tepkimeler Neden Dengeye Ulaşır?

Kimyasal denge (İng: "chemical equilibrium"), tersinir bir tepkimede ileri ve geri tepkime hızlarının birbirine eşitlendiği, girenler ile ürünlerin derişimlerinin zamanla sabit kaldığı dinamik durumdur.⁠^[1] Bir kimyasal tepkime denklemi yazılırken başlangıç maddeleri olan girenler okun sol tarafına, oluşan ürünler ise sağ tarafına yerleştirilmektedir. Ancak doğadaki ve laboratuvardaki pek çok dönüşüm sadece soldan sağa doğru ilerleyip girenlerin tamamen tükenmesiyle sonuçlanmamaktadır. Aslında ürün molekülleri oluşmaya başladığı andan itibaren yeniden başlangıç maddelerine dönüşebilmektedir. Böylece sistem her iki yönde aynı hızla işleyen kararlı bir denge durumuna yerleşmektedir.

Gündelik yaşamda ağzı kapalı bir şişedeki suyun neden tamamen buharlaşmadığı ya da endüstriyel bir reaktördeki gazların neden tamamen ürüne dönüşmediği sorusu doğrudan bu mekanizmayla açıklanmaktadır. Kapalı bir kapta sıvısıyla temas halinde bulunan buharın oluşturduğu denge buhar basıncı (İng: "equilibrium vapor pressure") da buharlaşma ve yoğuşma hızlarının eşitlenmesiyle kurulan fiziksel dengeye dayanmaktadır. Bu yazıda tersinir tepkimeler, denge sabiti, Le Chatelier ilkesi ve denge buhar basıncı sırasıyla ele alınmaktadır.

Tersinir Tepkimelerde Dinamik Denge

Kimi tepkimeler tek bir yönde tamamlanırken, tersinir tepkime (İng: "reversible reaction") olarak adlandırılan dönüşümler hem ileri yönde (soldan sağa) hem de geri yönde (sağdan sola) ilerleyebilmektedir. Bu nedenle kimyacılar bir tepkimenin her iki yönde eşzamanlı gerçekleşebildiğini vurgulamak amacıyla denklemde özel bir çift yönlü ok işareti kullanmaktadır.

Tersinir bir sürecin dengeye yaklaşması, azot oksitleri arasındaki renk değişimi üzerinden doğrudan gözlemlenebilmektedir. Örneğin renksiz bir gaz olan diazot tetraoksit (N₂O₄) kapalı bir cam tüpe konulduğunda, zamanla parçalanarak kahverengi bir gaz olan azot dioksite (NO₂) dönüşmektedir:

Bu denklemde çift yönlü ok, renksiz N₂O₄ gazının kahverengi NO₂ gazına ayrışırken aynı anda NO₂ moleküllerinin de yeniden birleşerek N₂O₄ oluşturduğunu göstermektedir. Kapalı tüp başlangıçta tamamen renksizdir. Rengi giderek koyulaşmakta ve belirli bir kahverengi tonuna ulaştığında sabitlenmektedir. Tepkimenin dengeye ulaştığı böylece gözle görülebilmektedir.

Yapay zeka ile üretilmiş görsel (Evrim Ağacı)

Başlangıçta kapalı tüpte sadece N₂O₄ gazının bulunduğu bir deney düzeni düşünülsün. Ortamda henüz hiç NO₂ ürünü yoktur. Giren maddelerin derişimi belirli bir sonlu değerdeyken ürün derişimi sıfır olduğu için, ileri tepkime belirli bir hızla başlamakta, geri tepkimenin başlangıç hızı ise tam olarak sıfır olmaktadır. Zaman ilerledikçe N₂O₄ molekülleri tüketildiği için giren derişimi adım adım düşmektedir. Buna karşılık tüp içinde NO₂ üretildiği için ürün derişimi sürekli yükselmektedir.

Dönüşüm tek basamaklı süreç (İng: "elementary process") olarak modellenebilmektedir. Bu durumda ileri ve geri tepkimelerin hız yasaları doğrudan tepkime stokiyometrisinden çıkarılabilmektedir. İleri yöndeki bozunma hızı () ile geri yöndeki birleşme hızı (), kendilerine ait hız sabitleri ( ve ) ve köşeli parantezle gösterilen molar derişimler cinsinden şu denklemlerle yazılmaktadır:

Burada ileri tepkimenin hız sabitini, ise geri tepkimenin hız sabitini temsil etmektedir. İkinci denklemdeki 2 üssü, NO₂'nin stokiyometrik katsayısından gelmektedir.

Tüp içinde N₂O₄ derişiminin zamanla azalması, bu hız yasası uyarınca ileri tepkime hızını kademeli biçimde yavaşlatmaktadır. Aynı sırada NO₂ derişiminin artması ise geri tepkime hızını giderek yükseltmektedir. Sonunda iki hız birbirine tam olarak eşitlenmektedir:

İki hız eşitlenmiştir. Dolayısıyla bu andan itibaren birim zamanda ne kadar N₂O₄ parçalanıyorsa, tam olarak aynı miktarda N₂O₄ yeniden sentezlenmektedir. Böylece tüpteki N₂O₄ ve NO₂ derişimleri zamanla değişmez hale gelmekte ve tüpün kahverengi tonu sabitlenmektedir.

Birim zamandaki ileri ve geri dönüşüm hızlarının eşitliğine dayanan bu duruma dinamik denge (İng: "dynamic equilibrium") adı verilmektedir. Dinamik dengeye ulaşmış bir tepkime kesinlikle durmamıştır. Tepkime her iki yönde aynı hızla sürmektedir.

Evrim Ağacı

Dengeye ulaşan bir sistemin bileşimi tepkimeden tepkimeye büyük farklılıklar göstermektedir. Kimi sistemler denge anında çoğunlukla ürünlerden oluşmakta, kimi sistemler çoğunlukla girenleri barındırmakta, kimileri ise her iki gruptan kayda değer miktarda madde içermektedir. Bu noktada sıklıkla düşülen önemli bir kavram yanılgısını düzeltmek gerekmektedir. Kimyasal dengede girenlerin ve ürünlerin derişimlerinin birbirine eşit olduğu düşüncesi tamamen hatalıdır.⁠^[9] Oysa dengede birbirine eşit olan büyüklükler maddelerin derişimleri değil, ileri ve geri tepkimelerin hızlarıdır. Derişimler ise sadece zamanla sabit kalmaktadır.

Kütle Etkisi Yasasıyla Denge Sabiti

Dengedeki bir tepkimede giren ve ürün derişimlerinin rastgele değerler almadığı, aralarında matematiksel bir düzenlilik bulunduğu kütle etkisi yasasıyla ifade edilmiştir. Guldberg ve Waage, kimyasal ilgi üzerine yürüttükleri ve yaklaşık 300 nicel incelemeyi kapsayan çalışmalarının sonucunda 1864 yılında kütle etkisi yasası (İng: "law of mass action") kavramını ilk kez bilim dünyasına sunmuşlardır.⁠^[10]

Kütle etkisi yasasına göre belirli bir sıcaklıkta dengede bulunan bir sistemin ürün ve giren derişimleri arasındaki karakteristik oran sabittir. Bu değişmez sayısal değere denge sabiti (İng: "equilibrium constant") adı verilmekte ve harfiyle gösterilmektedir.⁠^[2] Dolayısıyla sıcaklık sabit kaldığı sürece, kaba girenlerle mi yoksa ürünle mi başlandığı değerini değiştirmemektedir.

Bu kuralın işleyişi SO₂ gazının yükseltgenmesi örneğinde görülmektedir. Flowers ve arkadaşlarının (2019) anlattığı deneylerden birinde sadece girenlerle, bir diğerinde sadece ürünle başlanmıştır. İki deney de aynı denge sabiti değerini vermiştir.

Denge sabitinin sayısal büyüklüğü, tepkimenin dengeye ulaştığı andaki karışım bileşimi hakkında doğrudan bilgi vermektedir. Çok büyük bir değerine sahip olan bir tepkime, başlangıçtaki girenlerin büyük bölümü ürüne dönüştükten sonra dengeye ulaşmaktadır. Buna karşılık çok küçük bir değeri, girenlerin henüz çok küçük bir bölümü ürüne dönüşmüşken sistemin dengeye vardığını göstermektedir. Ancak değerinin büyüklüğü, sistemin dengeye ne kadar hızlı ya da yavaş ulaşacağı hakkında hiçbir bilgi vermemektedir.

Tepkime Bölümünden Denge İfadesine

Tersinir bir tepkimenin herhangi bir andaki durumunu değerlendirmek için tepkime bölümü (İng: "reaction quotient") adı verilen ve ile gösterilen matematiksel ifade kullanılmaktadır. Bu ifade, sistemin dengede olup olmadığını ve dengeye ulaşmak için hangi yöne ilerleyeceğini belirlemeyi sağlamaktadır. Genel bir tersinir tepkime şu şekilde yazılmaktadır:

Burada ve girenleri, ve ürünleri, küçük harfler (, , , ) ise denklemdeki stokiyometrik katsayıları temsil etmektedir. Maddelerin miktarları molar derişim cinsinden ifade edildiğinde, molar derişimlere dayalı tepkime bölümü () şu denklemle tanımlanmaktadır:

Bu ifadede alt indisi hesaplamada molar derişimlerin (mol/L) kullanıldığını belirtmektedir. Ürünlerin derişimleri kesrin payına, girenlerin derişimleri ise paydasına yerleştirilmektedir. Ayrıca her derişim teriminin üzerine tepkime denklemindeki stokiyometrik katsayısı üs olarak yazılmaktadır. Sistem dinamik dengeye ulaştığında ise ifadesinin aldığı sabit değer doğrudan olmaktadır.

Gaz fazında gerçekleşen tepkimelerde maddelerin miktarları molar derişim yerine kısmi basınçlarla da ölçülebilmektedir. Bu durumda kısmi basınçlara dayalı tepkime bölümü () aynı üs kuralıyla şu şekilde yazılmaktadır:

Burada , , ve her bir gazın herhangi bir andaki kısmi basıncıdır. Gaz karışımı dengeye ulaştığında ifadesi sabitlenerek basınçlara dayalı denge sabiti olan değerine eşitlenmektedir.

Bir tepkime karışımının herhangi bir andaki değeri hesaplanıp aynı sıcaklıktaki değeriyle karşılaştırıldığında, tepkimenin dengeye varmak için hangi yönde net değişim göstereceği kesin olarak anlaşılmaktadır. Bu bağlamda karışımdaki giren ve ürün oranına göre üç farklı durum ortaya çıkmaktadır.

ise paydadaki girenlerin oranı denge durumuna kıyasla fazladır. Bu durumda karışım dengeye ulaşmak için net ileri yönde, yani ürünler yönünde tepkimeye girmektedir. olduğunda ileri ve geri hızlar birbirine eşit, sistem de tam olarak dengededir. Öte yandan ise paydaki ürünlerin oranı denge değerini aşmıştır. Böyle bir karışım, denge kurulana kadar net geri yönde, yani girenler yönünde ilerlemektedir.

Evrim Ağacı

Denge ifadeleri yazılırken maddelerin bulundukları fiziksel fazlar belirleyici bir rol oynamaktadır. Tüm girenlerin, ürünlerin ve varsa katalizörün aynı fiziksel fazda bulunduğu sistemlere homojen denge (İng: "homogeneous equilibrium") adı verilmektedir. Azot ve hidrojen gazlarından amonyak elde edilen gaz fazı tepkimesi tipik bir homojen dengedir:

Bu tepkimede bütün türler gaz fazında yer aldığı için hepsi denge ifadesine dahil edilmektedir. Amonyak sentezinin derişimlere dayalı denge sabiti ise şu biçimi almaktadır:

Burada kesrin payında amonyak derişiminin karesi yer alırken, paydasında azot derişimi ile hidrojen derişiminin küpü çarpılmaktadır.

Buna karşılık girenlerin ve ürünlerin iki veya daha fazla farklı fazda bulunduğu sistemler heterojen denge (İng: "heterogeneous equilibrium") olarak tanımlanmaktadır. Temel modelde saf katıların ve saf sıvıların göreli derişimleri 1 kabul edilmekte ve denge ifadesine dahil edilmemektedir. Bu nedenle tepkime bölümü ve denge sabiti ifadelerinde sadece gaz fazındaki türler ile çözeltideki çözünmüş türlerin derişim veya basınç terimleri yer almaktadır. Kalsiyum oksit katısının karbondioksit gazıyla birleşerek kalsiyum karbonat katısı oluşturduğu heterojen tepkime şu şekildedir:

Bu dönüşümde CaO ve CaCO₃ saf katı fazında bulunduğu için denge bağıntısına yazılmamaktadır. Geriye gaz fazındaki karbondioksit kaldığından, bu tepkimenin ve ifadeleri sadece CO₂ üzerinden şu şekilde kurulmaktadır:

Böylece bu denge ifadelerinde sadece CO₂ gazının derişimi ya da kısmi basıncı yer almaktadır.

Gaz fazındaki tepkimeler için ile değerleri birbirinden bağımsız değildir ve ideal gaz denklemi üzerinden birbirine dönüştürülebilmektedir. Bu iki sabit arasındaki matematiksel ilişki şu bağıntıyla verilmektedir:

Bu denklemde ideal gaz sabitini, mutlak sıcaklığı, ise gaz fazındaki ürünlerin stokiyometrik mol katsayıları toplamından gaz fazındaki girenlerin mol katsayıları toplamının çıkarılmasıyla bulunan farkı göstermektedir:

Ancak bu dönüşüm bağıntısı temel olarak tüm giren ve ürünlerin gaz fazında bulunduğu tepkimeler için türetilmiştir. Dolayısıyla bu bağıntı heterojen dengelere uygulanırken dikkatli olunmalıdır.⁠^[11]

Bir kimyasal denklemin yazılış biçimi değiştirildiğinde denge sabiti de belirli matematiksel kurallara göre değişmektedir. Örneğin tepkime denklemi ters çevrilip ileri ve geri yönler yer değiştirdiğinde, yeni denge sabiti öncekinin çarpmaya göre tersine eşit olmaktadır (). Denklemdeki bütün stokiyometrik katsayılar bir sayısıyla çarpıldığında ise yeni denge sabiti eski sabitin kuvveti olmaktadır (). Ayrıca birden çok tepkime denklemi taraf tarafa toplandığında, net tepkimenin denge sabiti tekil tepkimelerin sabitlerinin çarpımına eşit olmaktadır ().

Evrim Ağacı

Gibbs Serbest Enerjisiyle Denge Koşulu

İleri ve geri hızların eşitlenmesi dengenin kinetik mekanizmasını açıklamaktadır. Bir tepkime neden tek bir uçta durmak yerine belirli bir denge bileşimine yönelmektedir? Yanıt termodinamikten gelmektedir. On dokuzuncu yüzyılın sonlarında Amerikalı matematikçi Josiah Willard Gibbs, bir sürecin kendiliğinden ilerleme eğilimini sadece sistemin kendi özellikleriyle tanımlayan yeni bir termodinamik büyüklük geliştirmiştir. Sabit sıcaklık ve basınç altında gerçekleşen bir süreçte Gibbs serbest enerjisi (İng: "Gibbs free energy") değişimi (), sistemin entalpi değişimi (), mutlak sıcaklığı () ve entropi değişimi () ile şu denklem üzerinden ilişkilendirilmektedir:

Bu bağıntıdaki değerinin işareti, kimyasal tepkimenin hangi yönde bir termodinamik itici güce sahip olduğunu doğrudan belirlemektedir. Negatif bir değeri tepkimenin ileri yönde ilerlemesi için bir itici güç bulunduğunu gösterirken, pozitif bir değeri geri yönde bir itici güç bulunduğunu ifade etmektedir. Dolayısıyla bu koşullarda tersinir bir tepkimenin dengeye yönelmesinin temel termodinamik nedeni, sistemin toplam Gibbs serbest enerjisinin en küçük (minimum) değere ulaşmasıdır.

Herhangi bir andaki serbest enerji değişimi (), tüm türlerin standart koşullar altında bulunduğu standart serbest enerji değişimi () ve anlık tepkime bölümü () ile şu denklemle birbirine bağlanmaktadır:⁠^[7]

Sistem serbest enerjisinin minimum noktasına, yani kimyasal dengeye ulaştığında artık hiçbir yönde net bir itici güç kalmamaktadır. Bu durumda ve olmakta, böylece ile arasındaki temel termodinamik eşitlik ortaya çıkmaktadır:

Bu denklem üstel biçimde yeniden düzenlendiğinde denge sabiti doğrudan standart serbest enerji değişiminden hesaplanabilmektedir:

Burada dikkat edilmesi gereken kritik bir ayrım vardır. Dengedeki bir sistemde anlık serbest enerji değişimi olan her zaman sıfıra eşittir. Fakat değerinin sıfır olması zorunlu değildir. Bu değerin negatif veya pozitif oluşu, üzerinden denge sabitinin 1'den büyük mü yoksa küçük mü olacağını tayin etmektedir.

Öte yandan bu denklemdeki büyüklüğünün titiz tanımı, günlük hesaplamalarda kullanılan derişim veya kısmi basınç oranlarından önemli bir farkla ayrılmaktadır. Bu tanımda termodinamik denge sabiti (İng: "thermodynamic equilibrium constant") olan , dengedeki türlerin etkinlik (İng: "activity") değerlerinin uygun çarpım oranıdır ve tamamen boyutsuz (birimsiz) bir sayıdır.⁠^[12] Belirli bir tepkime için bu boyutsuz termodinamik değeri sadece sıcaklığa () ve seçilen standart hallere bağlıdır. Standart haller sabit tutulduğu sürece ne sistemin basıncı ne de başlangıç bileşimi termodinamik değerini etkileyebilmektedir. Üstelik bağıntısının doğru sonuç vermesi, ancak hem hem de büyüklüklerinin aynı standart haller temel alınarak hesaplanması koşuluna bağlıdır.

Oysa kısmi basınçların doğrudan çarpım oranıyla tanımlanan ile boyutsuz termodinamik aynı kavram değildir. Doğrudan kısmi basınçlardan hesaplanan , sadece tepkimedeki gazların net stokiyometrik katsayı değişimi () sıfıra eşit olduğunda boyutsuz olmaktadır. Ayrıca bu değeri sabit sıcaklıkta bile değişebilmektedir. Bu tanımdaki termodinamik denge sabiti değildir.

Denge Hesaplamalarında Sayısal Yöntemler

Kimyasal denge bağıntıları, deneysel olarak ölçülen derişim verilerinden bir tepkimenin denge sabitini bulmaya ya da bilinen bir denge sabitinden tepkimenin hangi yöne ilerleyeceğini sayısal olarak kanıtlamaya olanak tanımaktadır. Özellikle bir tepkimenin denge sabiti hesaplanırken kaba başlangıçta konulan derişimler değil, sistem dengeye ulaştıktan sonra ölçülen denge derişimleri veya denge basınçları kullanılmaktadır. Başlangıç derişimleri ise sadece ilk andaki tepkime bölümünü () hesaplamak için değerlendirilmektedir.

Bu ilkelerin uygulanışı, önce 25 °C sıcaklıkta gerçekleşen NO₂ ile N₂O₄ arasındaki tersinir dönüşüm üzerinden incelenmektedir. Deneyin başlangıcında tepkime bölümünün nasıl sıfır çıktığı ve denge kurulduğunda denge sabitinin nasıl hesaplandığı aşağıdaki çözümlü örnekte adım adım gösterilmektedir.

Çözümlü örnek 1: 25 °C sıcaklıkta 1,0 L hacimli kapalı bir kaba 0,10 mol NO₂ gazı konulduğunda ve dengede 0,016 M NO₂ ile 0,042 M N₂O₄ ölçüldüğünde tepkimesinin başlangıçtaki değeri ve dengedeki değeri kaçtır?**

Verilenler: 25 °C sıcaklıkta hacimli kapta başlangıçta NO₂ ve N₂O₄ bulunmakta, denge anında ise ve ölçülmektedir.⁠^[2]

İstenen: Başlangıç anındaki tepkime bölümü () ve denge anındaki derişimlere dayalı denge sabiti ().

1. adım: Tepkime bölümü molar derişimlerle hesaplandığı için başlangıçtaki NO₂ mol sayısı kap hacmine bölünerek başlangıç molar derişimi bulunmaktadır:

2. adım: Başlangıçta kapta hiç ürün () bulunmadığı için başlangıç derişimleri ifadesinde yerine konularak başlangıç tepkime bölümü hesaplanmaktadır:

3. adım: Sistem dengeye ulaştığında ölçülen ve denge derişimleri aynı ifadede yerine yazılarak değeri elde edilmektedir:

Sonuç: Tepkimenin başlangıç anındaki tepkime bölümü , denge sabiti ise iki anlamlı basamakla 1,6 × 10² olarak bulunmaktadır.

Evrim Ağacı

İlk örnekte başlangıçta ürün bulunmadığı için tepkimenin ileri yönde ilerleyeceği açıktır. Ancak reaktöre başlangıçta hem girenlerin hem de ürünlerin birlikte konulduğu durumlarda, tepkimenin hangi yöne ilerleyeceği başlangıç derişimlerinden hesaplanıp bilinen değeriyle karşılaştırılarak bulunmaktadır.

Çözümlü örnek 2: 800 °C sıcaklıkt değeri 0,640 olan tepkimesinde, başlangıç derişimleri , , ve olan bir karışım dengeye ulaşmak için hangi yönde ilerler?**

Verilenler: 800 °C sıcaklıkta değeri ile başlangıç derişimleri , , ve .

İstenen: Başlangıçtaki değeri ve karışımın dengeye ulaşmak için ilerleyeceği net tepkime yönü.

1. adım: Ürünlerin başlangıç derişimleri paya, girenlerin başlangıç derişimleri paydaya yazılarak karışımın başlangıçtaki tepkime bölümü () hesaplanmaktadır:

2. adım: Bulunan başlangıç tepkime bölümü, tepkimenin 800 °C sıcaklıktaki denge sabitiyle karşılaştırılmaktadır:

Sonuç: Hesaplanan değeri (), denge sabiti değerinden () küçük olduğu için tepkime dengeye ulaşmak üzere ileri yönde (sağa, ürünler yönüne) ilerlemektedir.

Değişim Tablosuyla Denge Derişimi Hesabı

Çoğu kimyasal problemde denge derişimleri hazır olarak verilmemektedir. Bunun yerine başlangıç derişimleri ve denge sabiti bilinirken sistemin dengeye ulaştığında hangi bileşime sahip olacağı sorulmaktadır. Bu tür hesaplamalarda ICE tablosu (İng: "ICE table") yaklaşımı kullanılmaktadır. Bu tablo, başlangıçta bulunan derişimleri, tepkime ilerlerken meydana gelen stokiyometrik değişimleri ve sistem dengeye ulaştığında oluşan nihai derişimleri tek bir çatı altında toplamaktadır.

Değişim adımında maddelerin derişimlerindeki artış ve azalışlar birbirinden bağımsız değildir, çünkü her bir türün derişim değişimi tepkime denklemindeki stokiyometrik katsayılarla doğru orantılıdır. Amonyağın azot ve hidrojen gazlarına ayrıştığı tersinir tepkime bu yöntemi açıkça göstermektedir:

Bu süreçte azot gazının derişimindeki değişim olarak tanımlanırsa, denklemdeki 1 mole karşılık 3 mol oranı nedeniyle hidrojen gazının derişimindeki artış bunun üç katı olmaktadır. Aynı anda 2 mol amonyak harcandığı için amonyak derişimindeki değişim eksi işaretle iki kat olarak yazılmaktadır:

Girenler harcandığı için değişimleri negatif, ürünler oluştuğu için değişimleri pozitif işaret almaktadır.

Başlangıç derişimlerinden denge derişimlerini bulmak için izlenen standart yöntem dört aşamadan oluşmaktadır. Öncelikle başlangıç derişimlerinden hesaplanmakta ve tepkimenin dengeye ulaşmak için sağa mı yoksa sola mı ilerleyeceği tespit edilmektedir. Ardından ICE düzeni kurulmaktadır. Bu düzende başlangıç derişimleri, bilinmeyen cinsinden stokiyometrik değişimler ve bu ikisinin toplamından oluşan denge derişimi ifadeleri yan yana yazılmaktadır. Üçüncü aşamada denge derişimi ifadeleri denge sabiti denkleminde yerine konularak çözülmekte ve her türün sayısal denge derişimi bulunmaktadır. Son olarak bulunan derişimler bağıntısına yeniden yazılmakta ve verilen denge sabitini sağlayıp sağlamadıkları kontrol edilmektedir.

Bu dört aşamalı yöntemin ikinci dereceden bir denklem çözümüyle nasıl uygulandığı, fosfor pentaklorür (PCl₅) gazının fosfor triklorür (PCl₃) ve klor (Cl₂) gazlarına ayrışması üzerinden gösterilmektedir. Örnekte 1. adım yönü ve değişimleri, 2. adım ICE düzenini, 3. ile 5. arasındaki adımlar denge derişimlerinin çözümünü, 6. adım ise kontrolü kapsamaktadır.

Çözümlü örnek 3: Belirli bir sıcaklıkt bozunma tepkimesinin denge sabiti olduğuna göre, başlangıçta sadece 1,00 M PCl₅ içeren bir karışımdaki PCl₅, PCl₃ ve Cl₂ gazlarının denge derişimleri kaçtır?**

Verilenler: tepkimesi için değeri ile başlangıç derişimleri , ve .⁠^[4]

İstenen: Denge anındaki , ve molar derişimleri.

1. adım: Başlangıçta kapta sadece giren madde (PCl₅) bulunduğu için olmakta, tepkime sağa ilerlediğinden de derişim değişimleri girende eksi, ürünlerde artı işaretle yazılmaktadır:

2. adım: Başlangıç derişimleri ile değişim miktarları toplanarak her bir gazın denge derişimi cinsinden ifade edilmektedir:

3. adım: Denge derişimi ifadeleri denkleminde yerine konularak ikinci dereceden cebirsel denklem kurulmaktadır:

4. adım: İkinci dereceden denklemin kök bulma formülü uygulanarak için olası iki matematiksel kök hesaplanmaktadır:

5. adım: Negatif derişim fiziksel olarak anlamsız olduğu için sadece pozitif kök () kabul edilmekte ve denge derişimleri bulunmaktadır:

6. adım: Bulunan denge derişimleri ifadesinde yerine konularak hesabın doğruluğu kontrol edilmektedir:

Sonuç: Denge anındaki derişimler , ve olarak elde edilmektedir. Sağlama adımında bulunan değeri ise verilen sabitiyle yuvarlama sınırları içinde uyum göstermektedir.

Hesaplamalardaki Yaklaşımlarla Yaygın Yanılgılar

Küçük değişim yaklaşımında, başlangıç derişiminden çıkarılan değişiminin ihmal edilebilecek kadar küçük olduğu varsayılmaktadır. Bulunan değerinin bu varsayımı haklı çıkarıp çıkarmadığı kontrol edilmelidir. Eğer değeri ihmal edilemeyecek kadar büyükse, yaklaşık sonuç geçersiz sayılmakta ve hesaplama hiçbir sadeleştirme yapılmadan tam denklem üzerinden tekrarlanmaktadır.⁠^[4]

Denge bağıntısı kurulurken sıkça yapılan bir diğer hata ise suyun (H₂O) yer aldığı her tepkimede suyu denge ifadesinden otomatik olarak çıkarmaktır. Flowers ve arkadaşlarının (2019) esterleşme örneğinde su bir çözünen (İng: "solute") olarak bulunmaktadır. Bu nedenle suyu bu denge ifadesinden çıkarmak doğru değildir.

Ayrıca Royal Society of Chemistry (RSC) yayını Education in Chemistry'de, yaygın hesap hataları arasında derişim yerine mol sayısını kullanmak ve üslerden birini unutmak da sayılmaktadır.⁠^[9] Bunlardan birincisi, denge sabiti ifadesine molar derişim (mol/L) yerine doğrudan kap içindeki mol sayısını yazmaktır. İkincisi ise denge bağıntısını yazarken veya sayısal değerleri yerine koyarken stokiyometrik katsayılardan gelen üslerden birini unutmaktır.

Evrim Ağacı

Le Chatelier İlkesiyle Denge Kaymaları

Dengedeki bir kimyasal sistem sabit koşullarda bırakıldığında iki hız birbirine eşit kalmaya devam etmektedir. Ancak sisteme bu hızları birbirinden farklı biçimde etkileyen bir koşul değişikliği (bir zorlama) uygulandığında, hızların eşitliği derhal bozulmaktadır. Bu durumda sistem artık dengede değildir. Hızlar yeniden eşitlenene kadar belirli bir yönde net tepkime gerçekleşmektedir.

Dengedeki sistemlerin dış etkilere verdiği bu genel yanıtı Henri Louis Le Chatelier, 1884 yılında Comptes Rendus dergisinin 99. cildinde yayımladığı çalışmasında formüle etmiştir.⁠^[15] Le Chatelier ilkesi (İng: "Le Chatelier's principle") olarak bilinen bu kurala göre, dengedeki bir sistem bir zorlamaya maruz kaldığında, bu zorlamaya yanıt olarak belirli bir yöne kaymakta ve yeniden denge kurmaktadır. Buradaki "kayma" ifadesi geçici bir durumu anlatmaktadır. İleri veya geri tepkimeden biri, hız eşitliği tekrar sağlanana dek diğerinden daha hızlı gerçekleşmektedir.

Bilinmeyen yazar, CC BY-SA 4.0

Gaz Karışımlarında Derişimle Hacim Etkisi

Dengedeki bir karışımda bulunan maddelerden birinin derişimi değiştirildiğinde, tepkime bölümü anında değişerek denge sabiti 'den farklı bir değer almaktadır. Örneğin hidrojen, iyot ve hidrojen iyodür gazları arasındaki homojen denge üzerinde derişim değişikliklerinin etkisi net biçimde izlenebilmektedir. Sisteme dışarıdan girenlerden biri eklendiğinde ( kesrinin paydası büyüdüğünde) veya ortamdan ürün uzaklaştırıldığında (kesrin payı küçüldüğünde) durumu oluşmaktadır. Denge bu durumda sağa (ürünler yönüne) kaymaktadır. Ürün olan HI gazının ortamdan çekilmesi de geri tepkime hızını düşürmekte ve aynı kaymaya yol açmaktadır. Bunun aksine sistemden giren uzaklaştırmak veya kaba dışarıdan ürün eklemek durumunu yaratarak dengeyi sola (girenler yönüne) kaydırmaktadır.

Sabit sıcaklıkta yapılan bir derişim değişikliğinden sonra sistem yeniden dengeye ulaştığında dikkat edilmesi gereken kritik bir nokta vardır. Yeni kurulan dengede karışımın bileşimi önceki dengeden farklıdır. Fakat sıcaklık değişmediği için denge sabiti önceki değerini aynen korumaktadır. Üstelik dengenin kayması, eklenen maddenin etkisini tamamen sıfırlayıp eski derişimleri aynen geri getirmemektedir. Örneğin dengedeki H₂, I₂ ve HI karışımına dışarıdan bir miktar H₂ eklendiğinde, sağa kayan tepkime bir miktar I₂ tüketmekte ve yeni HI üretmektedir. Sistem yeniden dengeye vardığında ortamda eski dengeye kıyasla daha yüksek derişimde H₂ ve HI bulunurken, I₂ derişimi eski denge değerinin altına inmiş olmaktadır.

Gaz fazındaki dengelerde kap hacminin değiştirilmesi de aslında bir derişim ve kısmi basınç değişikliğidir. İdeal gaz denklemine göre bir gazın molar derişimi (), mol sayısının () hacme () oranıdır ve sabit sıcaklıkta kısmi basıncıyla () doğru orantılıdır:

Bu bağıntı uyarınca sabit sıcaklıkta bir gaz karışımının hacmi küçültüldüğünde tüm gazların kısmi basınçları ve molar derişimleri aynı oranda artmaktadır. Ancak tepkime denkleminin iki tarafındaki toplam gaz mol sayıları farklıysa, bu hacim değişimi pay ve paydayı farklı üslerle etkileyerek dengeyi kaydırmaktadır. Azot dioksitin azot monoksit ve oksijene ayrıştığı gaz dengesi bu etkiye uygun bir örnek oluşturmaktadır:

Girenler tarafında toplam 2 mol gaz, ürünler tarafında ise toplam 3 mol gaz (2 mol NO ve 1 mol O₂) bulunmaktadır. Sabit sıcaklıkta sistemin hacmi küçültüldüğünde (basınç artırıldığında), geri tepkime 3 mol gaz yerine 2 mol gaz ürettiği için denge sola kaymaktadır. Öte yandan hacim büyütüldüğünde denge, daha çok gaz molü içeren ürünler tarafına (sağa) kaymaktadır. Giren ve ürün taraflarının toplam gaz mol sayıları eşitse, hacim değişikliği pay ve paydayı aynı oranda değiştirdiği için dengeyi hiçbir yöne kaydırmamaktadır.

Gaz dengelerine tepkimeye girmeyen bir inert gaz (İng: "inert gas") eklendiğinde ne olmaktadır? Sonuç kabın hacim koşuluna bağlıdır. Sabit hacim ve sabit sıcaklıktaki bir ideal gaz karışımına inert gaz eklemek dengeyi kaydırmamaktadır.⁠^[13] Buna karşılık inert gaz sabit basınçta eklenirse, tepkimeye giren ve çıkan gazların kısmi basınçları azalmaktadır.⁠^[13]

Sıcaklık Değişimiyle Katalizörün Rolü

Sabit sıcaklıkta yapılan derişim ve hacim değişimleri denge bileşimini değiştirmekte, fakat değerini değiştirmemektedir. Oysa bir denge sistemi sıcaklık değişikliğine yanıt olarak kaydığında, yeniden kurulan denge sadece farklı bir bağıl bileşime sahip olmakla kalmamakta, aynı zamanda farklı bir denge sabiti () değeri sergilemektedir. Dolayısıyla sıcaklık, bir tepkimenin ve değerlerini doğrudan değiştiren temel etkendir.

Evrim Ağacı

Sıcaklık değişiminin dengeyi hangi yöne kaydıracağı, tepkimenin ısı alışverişi yönüne (entalpi değişimine) bağlıdır. İleri yönü ısı alan, yani endotermik (İng: "endothermic") bir tepkimede ısı, denklemin sol tarafında yer alan bir giren bileşen gibi düşünülebilmektedir. Örneğin N₂O₄ gazının NO₂ gazına ayrışması endotermik bir süreçtir ve standart entalpi değişimi şu şekildedir:⁠^[3]

Bu endotermik sistemde sıcaklığı artırmak, ortama giren bir bileşen eklemeye benzemektedir. Bu nedenle denge sağa kaymakta, değeri büyümekte ve NO₂ miktarı arttığı için tüpün kahverengi rengi koyulaşmaktadır. Sıcaklığı düşürmek ise dengeyi sola kaydırarak karışımın rengini açmaktadır.

Buna karşılık ileri yönü ısı veren, yani ekzotermik (İng: "exothermic") süreçlerde ısı tepkimenin bir ürünü gibi ele alınmaktadır. Dolayısıyla ekzotermik tepkimeler endotermik süreçlerdekine tam ters bir sıcaklık bağımlılığı göstermektedir. Sıcaklık artırıldığında denge sola kayarken değeri küçülmekte, sıcaklık düşürüldüğünde ise denge sağa kayarken değeri büyümektedir.

Tepkime ortamına bir katalizör (İng: "catalyst") eklenmesi ise sıcaklık ve derişim etkilerinden tamamen farklı bir sonuç doğurmaktadır. Katalizör, tepkimenin katalizörsüz sürece kıyasla daha düşük enerjili bir geçiş durumuna, dolayısıyla daha düşük bir etkinleşme enerjisi (İng: "activation energy") engeline sahip başka bir mekanizma üzerinden ilerlemesini sağlamaktadır. Katalizör hem ileri hem de geri tepkimeyi hızlandırmaktadır. Sistem dengeye daha çabuk ulaşmakta, fakat denge sabiti değişmemektedir.

Faz Geçişlerinde Denge Buhar Basıncı

Tersinirlik ve dinamik denge ilkeleri sadece kimyasal bağların kırılıp oluştuğu tepkimelerle sınırlı değildir. Hal değişimleri gibi fiziksel değişimler de tersinir olabilmekte ve denge kurabilmektedir. Örneğin uçucu bir sıvı olan bromun (Br₂) kapalı bir cam kap içindeki sıvı ve gaz fazları arasında gerçekleşen tersinir faz geçişi şu denklemle gösterilmektedir:⁠^[1]

Kapalı bir kaba sıvı brom konulduğunda, brom molekülleri sıvı fazdan ayrılarak üst boşluğa geçmekte, yani buharlaşmaktadır. Kap kapalı olduğu için oluşan gaz molekülleri ortamdan dışarı kaçamamaktadır.

Üst boşlukta biriken gaz molekülleri rastgele hareket ederken sıvı yüzeyiyle çarpışmakta ve sıvı tarafından yeniden yakalanarak gaz fazından sıvı faza geri dönmektedir. Gaz fazından sıvı faza gerçekleşen bu geçişe yoğuşma (İng: "condensation") adı verilmektedir. Sıvı ilk kez kaba konulduğunda üst boşlukta henüz buhar yoktur. Yoğuşma hızı bu yüzden sıfırdır. Ancak buharlaşma sürdükçe gaz fazındaki brom miktarı artmakta ve buna bağlı olarak geri süreç olan yoğuşmanın hızı kademeli biçimde yükselmektedir.

Sonunda yoğuşma hızı buharlaşma hızına tam olarak eşitlenmekte ve iki faz arasında fiziksel bir dinamik denge kurulmaktadır. Bu andan itibaren ne kaptaki sıvının miktarı ne de üst boşluktaki buharın miktarı değişmektedir. Belirli bir sıcaklıkta kapalı bir kap içinde kendi sıvısıyla dengede bulunan buharın uyguladığı bu sabit basınca sıvının denge buhar basıncı (veya kısaca buhar basıncı) denmektedir.⁠^[5] Bu basınç değeri, yoğunlaşmış fazla dengede bulunan buharın yarattığı basınç artışını ölçen bir manometre (İng: "manometer") yardımıyla kapalı kapta doğrudan belirlenebilmektedir.

Kapalı Kapta Buharlaşmayla Kaynama Noktası

Kapalı bir kapta kurulan sıvı ve buhar dengesi, ağzı açık bir kapta hiçbir zaman gerçekleşememektedir, çünkü buharın sürekli uzaklaşabildiği açık bir kapta, sıvı yüzeyinden ayrılan buhar molekülleri kabın üst kısmında birikmek yerine gaz fazı boyunca çevreye dağılmaktadır. Dolayısıyla yoğuşma hızı buharlaşma hızını yakalayamamakta ve sıvıyla buhar arasında kapalı kaptaki denge asla kurulamamaktadır. Sonuç olarak bu koşullar altında açık kaptaki sıvı, tamamen tükenip görünmez olana kadar buharlaşmayı sürdürmektedir.⁠^[14]

Evrim Ağacı

Farklı sıvıların buharlaşma eğilimleri ve oluşturdukları denge buhar basınçları birbirinden oldukça farklıdır. Görece yüksek denge buhar basıncına sahip olan ve kolayca buharlaşan sıvılara uçucu (İng: "volatile") sıvılar (örneğin dietil eter) adı verilmektedir. Buna karşılık buhar basıncı düşük olan ve daha yavaş buharlaşan sıvılar uçucu olmayan (İng: "nonvolatile") sıvılar (örneğin gliserin) olarak adlandırılmaktadır.

Bir sıvının sıcaklığı artırıldıkça denge buhar basıncı da yükselmekte ve belirli bir sıcaklıkta dış ortamın basıncına ulaşmaktadır. Denge buhar basıncının, çevresindeki gaz ortamın sıvı üzerine uyguladığı dış basınca eşit olduğu sıcaklığa sıvının kaynama noktası (İng: "boiling point") denmektedir. Çevre basıncı tam olarak () olduğunda ölçülen kaynama sıcaklığı ise sıvının normal kaynama noktası (İng: "normal boiling point") olarak tanımlanmaktadır.

Kaynama noktası dış basınca doğrudan bağlıdır. Bu nedenle çevre basıncı düştüğünde sıvılar daha düşük sıcaklıklarda kaynamaktadır. Leadville örneğinde çevre basıncı, normal değer olan yerine yaklaşık olarak verilmektedir. Suyun sıcaklığa bağlı buhar basıncı verileri incelendiğinde, suyun denge buhar basıncının yaklaşık 90 °C sıcaklıkta değerine ulaştığı görülmektedir.⁠^[5] Dolayısıyla dış basıncın olduğu bu ortamda su 100 °C'ye ulaşmayı beklemeden yaklaşık 90 °C sıcaklıkta kaynamaktadır.

Denge Buhar Basıncı Neye Bağlıdır?

Kapalı bir kaptaki saf bir sıvının denge buhar basıncını hangi etkenlerin değiştirdiği incelendiğinde, temel belirleyicilerin sıvının kimyasal türü (moleküller arası çekim kuvvetleri) ve sıcaklık olduğu, ayrıca sıvıda çözünmüş maddelerin bu basıncı düşürdüğü görülmektedir. Bir sıvıyı oluşturan moleküllerin kimyasal kimliği, moleküller arasında hangi türde ve ne şiddette çekim kuvvetlerinin kurulabileceğini tayin etmektedir. Çekim kuvvetleri güçlü olduğunda moleküllerin sıvıdan kopup buharlaşması zorlaşmakta, sıvı yüzeyiyle çarpışan gaz moleküllerinin ise yeniden yakalanması kolaylaşmaktadır. Bu nedenle denge buhar basıncı görece düşük kalmaktadır.

Moleküller arası çekim farkının denge buhar basıncına etkisi, aynı sıcaklıkta (25 °C) bulunan dört farklı sıvının ölçülen buhar basınçları karşılaştırıldığında açıkça ortaya çıkmaktadır.⁠^[8] Örneğin dietil eterin 25 °C'deki denge buhar basıncı değerindedir. Aynı sıcaklıkta sıvı bromun denge buhar basıncı olarak ölçülmektedir. Etil alkolde bu değer düzeyine inmektedir. Su ise 25 °C'de büyüklüğünde bir denge buhar basıncı göstermektedir.

Denge buhar basıncını doğrudan değiştiren ikinci temel etken sıcaklıktır. Bir sıvının sıcaklığı yükseldiğinde, sıvıyı oluşturan moleküllerin ortalama kinetik enerjisi artmaktadır. Bu nedenle sıcaklık arttıkça sıvının denge buhar basıncı da yükselmektedir.

Buna karşılık üç değişkenin denge buhar basıncı üzerinde etkisi yoktur. Sabit sıcaklıkta kapalı kap içinde buharla dengede en azından çok küçük bir miktar sıvı bulunduğu sürece, sıvının toplam miktarı denge buhar basıncını değiştirmemektedir.⁠^[14] Benzer şekilde buharla temas halinde bulunan sıvının yüzey alanı ve kabın büyüklüğü de bu basıncı etkilememektedir. Yüzeyin genişliği ve kabın hacmi, dengeye ulaşmak için gereken süreyi değiştirebilmektedir. Oysa saf bir sıvının denge buhar basıncı sıvının türüne ve sıcaklığa bağlıdır.

Saf bir sıvının içine başka bir madde çözündüğünde ise denge buhar basıncı çözeltinin bileşimine bağlı hale gelmektedir. Uçucu bir sıvıda uçucu olmayan bir madde çözündüğünde, sıvının denge buhar basıncı düşmektedir. Raoult yasası (İng: "Raoult's law") uyarınca, ideal bir çözeltideki herhangi bir bileşeninin uyguladığı kısmi buhar basıncı (), saf sıvısının aynı sıcaklıktaki buhar basıncı () ile çözeltideki mol kesrinin () çarpımına eşittir:⁠^[6]

Eğer çözeltide birden fazla uçucu bileşen bulunuyorsa, Dalton kısmi basınçlar yasası gereğince çözeltinin toplam buhar basıncı tüm uçucu bileşenlerin kısmi basınçlarının toplamına eşit olmaktadır. Çözünen madde uçucu değilse çözelti üzerindeki buhar basıncı sadece uçucu çözücüden kaynaklanmaktadır. Bu ilişkinin sayısal olarak nasıl hesaplandığı aşağıdaki çözümlü örnekte gösterilmektedir.

Çözümlü örnek 4: 40 °C sıcaklıkta 92,1 g gliserin) ve 184,4 g etanol () içeren ideal bir çözeltinin denge buhar basıncı, saf etanolün 40 °C sıcaklıktaki buhar basıncı 0,178 atm olduğuna göre kaç atm'dir?**

Verilenler: 40 °C sıcaklıkta uçucu olmayan gliserin (molar kütlesi ), uçucu çözücü olan etanol (molar kütlesi ) ve saf etanolün bu sıcaklıktaki buhar basıncı .⁠^[6]

İstenen: İdeal çözeltinin 40 °C sıcaklıktaki denge buhar basıncı ().

1. adım: Mol kesrini hesaplamak için önce gliserinin kütlesi kendi molar kütlesine bölünerek mol sayısına çevrilmektedir:

2. adım: Aynı yöntemle çözücü olan etanolün kütlesi kendi molar kütlesine bölünerek etanolün mol sayısı bulunmaktadır:

3. adım: Çözücünün mol kesrini () bulmak için önce iki maddenin toplam mol sayısı hesaplanmakta, ardından etanolün mol sayısı bu toplama bölünmektedir:

4. adım: Gliserin bu sıcaklıkta esasen uçucu olmadığı için Raoult yasası sadece etanol üzerinden uygulanarak çözeltinin buhar basıncı elde edilmektedir:

Sonuç: Uçucu olmayan gliserinin çözünmesiyle etanolün mol kesri 'e düşmüş ve çözeltinin 40 °C sıcaklıktaki denge buhar basıncı değerinden değerine inmiştir.

Evrim Ağacı

Endüstriyel Süreçlerde Kimyasal Denge Uygulamaları

Denge ilkeleri endüstride de kullanılmaktadır. Bunun bir örneği olan Haber ve Bosch amonyak üretim sürecinde azot ve hidrojen gazlarından amonyak sentezi şu ekzotermik denge tepkimesine dayanmaktadır:⁠^[3]

Bu tepkimede 4 mol gaz girerken 2 mol gaz oluşmaktadır. Endüstriyel reaktörlerde dengeyi sağa kaydırmak için girenlere yaklaşık 150 ila 250 atm arasında yüksek basınçlar uygulanmaktadır. Ayrıca işlem sırasında oluşan amonyak (NH₃) denge karışımından sürekli toplanarak uzaklaştırılmaktadır. Amonyak derişiminin bu yolla düşürülmesi de dengeyi aynı yöne itmektedir.

Amonyak sentezinde çalışma sıcaklığının seçimi ise denge verimi ile tepkime hızını birlikte ilgilendirmektedir. Tepkime ekzotermik () olduğu için Le Chatelier ilkesine göre düşük sıcaklıklar dengeyi ürünler yönüne kaydırmakta ve yüksek denge verimini desteklemektedir. Ne var ki düşük sıcaklıklarda tepkime hızı endüstriyel üretim için verimsiz ölçüde yavaştır. Yüksek denge sabiti tek başına hızlı üretim sağlamamaktadır. Bu nedenle süreçte bir katalizör kullanılmaktadır. Katalizör tepkimeyi hızlandırarak bu darboğazı aşmakta, reaktörler ise 400 ila 500 °C gibi görece orta sıcaklıklarda çalıştırılmaktadır. Böylece katalizör ve bu sıcaklık aralığı sayesinde makul tepkime hızlarına ulaşılmaktadır.

Evrim Ağacı

Denge ilkelerinin günlük yaşamdaki bir diğer somut uygulaması gazlı içeceklerin şişelenmesinde ve tüketiminde görülmektedir. Bu içeceklerin üretiminde ve saklanmasında gaz fazındaki karbondioksitin sıvıda çözünmesi, suyla tepkimeye girerek karbonik asit (H₂CO₃) oluşturması ve bu asidin kısmen iyonlaşması olmak üzere birbirine bağlı üç ayrı denge bir arada işlemektedir:

Şişeleme işlemi sırasında içecek yüksek basınçlı karbondioksit gazına maruz bırakılmaktadır. Böylece bu yüksek CO₂ basıncı birinci dengeyi sağa kaydırarak sıvı içinde arzu edilen yüksek çözünmüş CO₂ derişiminin oluşmasını sağlamaktadır.

Ancak kapalı şişe veya kutu açıldığı anda, sıvının üzerindeki üst boşluk (İng: "headspace") bölgesinde sıkışmış bulunan basınçlı CO₂ gazı karakteristik bir tıslama sesiyle dışarı kaçmaktadır. Dolayısıyla üst boşluktaki CO₂ kısmi basıncının aniden düşmesi, çözünme dengesini sola kaydırmaktadır. Bunun sonucunda sıvıdaki çözünmüş CO₂ derişimi azalmaktadır.

Sonuç

Kimyasal denge, tersinir bir dönüşümün iki yönünde de aynı hızla işlediği, sistemin toplam Gibbs serbest enerjisinin ise minimum değere ulaştığı dinamik bir kararlılık durumudur.⁠^[7] Ancak bu kararlılık, tepkimenin moleküler düzeyde durduğunu ya da girenlerle ürünlerin eşit derişimlerde buluştuğunu kesinlikle göstermemektedir. Aksine denge, iki yönde aynı hızla süren dinamik bir durumdur. Denge sabiti, sıcaklığa ve standart hallere bağlıdır.⁠^[12]

Kapalı kaptaki bir sıvının sabit bir denge buhar basıncına ulaşması da amonyak sentezi de ileri ve geri hızların eşitlendiği dinamik dengelere örnektir. Amonyak sentezinde basınç, sıcaklık ve ürünün ortamdan çekilmesi dengeyi, katalizör ise tepkimenin hızını etkilemektedir.