Chemická rovnováha

Chemická reakce může probíhat buď za úplného zreagování výchozích látek na produkty (např. hoření zemního plynu), nebo se mohou v reakční soustavě vyskytovat jak výchozí látky, tak produkty (např. při syntéze vodíku a dusíku se molekuly obou plynů vyskytují společně ve směsi s molekulami amoniaku). V prvním případě se jedná o nevratnou reakci a její chemická rovnováha je zcela posunuta ve prospěch produktů. V druhém případě, u vratné reakce, se ustanovuje chemická rovnováha a je možné ovlivňovat její posun související s množstvím a koncentrací jak výchozích látek, tak i produktů.

(nahoru)

1. Rovnovážná konstanta

Chemickou rovnováhu vyjadřujeme pomocí rovnovážné konstanty K. Nacházíme-li se v rovnováze, vzniká stejně množství produktů z výchozích látek, jako se jich zpětně přeměňuje na výchozí látky. Rychlost přímé reakce (mění výchozí látky na produkty) a reakce zpětné (mění produkty na výchozí látky) se musí rovnat. Budeme-li uvažovat obecnou rovnici reakce "aA + bB → cC + dD" je matematické odvození rovnovážné konstanty následující:

a) Při ustavení chemické rovnováhy se rychlost přímé reakce vyrovná s rychlostí reakce zpětné:

v₁ = v₂

b) Podle Guldberg-Waagova zákona platí pro některé reakce, při kterých jsou dílčí řády chemické reakce totožné se stechiometrickými koeficienty, vztah pro závislost rychlosti reakce na koncentraci výchozích látek. Ten dosadíme do rovnice:

k₁•[A]^a•[B]^b = k₂•[C]^c•[D]^d

c) Úpravou tohoto vztahu dostaneme rovnovážnou konstantu K:

Pro zmiňovanou syntézu amoniaku "N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃" je rovnovážná konstanta následující:

Hodnota rovnovážné konstanty je závislá pouze na teplotě.

(nahoru)

2. Faktory ovlivňující posun chemické rovnováhy

Chemickou rovnováhu lze narušit vnějšími vlivy. Změnou tlaku, teploty, koncentrace nebo objemu vychýlíme systém z rovnováhy. Systém na vychýlení zareaguje a ustaví si novou rovnováhu. Tento Le Chatelierův princip popsali nezávisle na sobě německý fyzik Karl Ferdinand Braun a francouzský fyzik Henri Louis Le Chatelier:

Změna tlaku ovlivňuje chemickou rovnováhu pouze u reakcí, ve kterých jsou všechny reaktanty v plynné fázi a počty molů eduktů a produktů jsou rozdílné. Katalyzátory (ani inhibitory) neovlivňují chemickou rovnováhu.

(nahoru)

3. Součin rozpustnosti

Součin rozpustnosti udává, jaké množství látky je možné za daných podmínek rozpustit v daném objemu rozpouštědla:

Ba²⁺ + SO₄^2- ↔ BaSO₄

Rovnovážná konstanta této disociace je: K = [BaSO₄]/[Ba²⁺]•[SO₄^2-] Rozpustnosti látek se udávají buď v g na 100 g rozpouštědla či v mol na 1 dm³ rozpouštědla. Rozpustnost látek je funkcí teploty. Druhý způsob uvádění rozpustnosti je stěžejní pro výpočet součinu rozpustnosti. Rozpustnost síranu barnatého je 10^-5 mol•dm^-3, a tak je jeho součin rozpustnosti následující:

K_s = [Ba²⁺]•[SO₄^2-] = [10^-5]•[10^-5] = 10^-10

Součiny rozpustnosti jednotlivých látek nalezneme v tabulkách.

(nahoru)