Chemická rovnováha

Z WikiSkript

Bioenergetika buňky souvisí také s chemickými reakcemi, které v buňce probíhají. Chemické reakce jsou charakterizovány chemickou rovnováhou.


Chemická rovnováha je takový stav soustavy, v němž se nemění její složení, i když v ní neustále probíhají chemické děje (účinky dějů se ruší). Chemická rovnováha je dynamická rovnováha. Dříve se myslelo, že chemická reakce probíhá ve směru výchozí látky → produkty. Dnes se ví, že reakce může probíhat oběma směry (tj. výchozí látky ↔ produkty).


Navenek se koncentrace látek nemění, i když reakce probíhá oběma směry. Chemická rovnováha je charakterizována konstantní koncentrací výchozích látek i produktů. Výchozí látky i produkty mají určitou hodnotu Kc.


př.: H2 + I2 → 2 HI
2 HI→ H2 + I2

[I2] = [H2]
rovnováha v = v´

v = k ∙ [H2] ∙ [I2 ]
v´= k´ ∙ [HI]2


Kc …………rovnovážná konstanta vyjádřená pomocí koncentrací látek
Kp ………..rovnovážná konstanta vyjádřená pomocí parciálního tlaku
Kc i Kp - mění se pouze při změně teploty


Z číselné hodnoty Kc a Kp lze odvodit:

  •  ve kterém směru bude reakce probíhat
Kc (nebo Kp) > 1 => bude více produktů (reakce bude probíhat ve směru produktů)
Kc</sub (nebo Kp) <1 => bude více výchozích látek (reakce bude probíhat ve směru výchozích látek)
  •  v jakém rozsahu bude reakce probíhat
Kc > 106 => v rovnovážné směsi jsou převážně produkty
Kc < 10-6 => v rovnovážné směsi jsou převážně výchozí látky
  • vliv reakčních podmínek (tlak, teplota, katalyzátory)
ΔG = - 2,30 ∙ R ∙ T ∙ logKc
G - Gibbsova energie

R - molární plynová konstanta (jednotka - J·K-1·mol-1)

T - termodynamická teplota (jednotka - K)

Činitelé ovlivňující chemickou rovnováhu[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Změnou reakčních podmínek dojde k porušení původní rovnováhy. Po čase se ustálí nová rovnováha. Ta je charakterizována novými (jinými) hodnotami koncentrace výchozích látek a produktů.


L. Chateliér: princip akce a reakce[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Porušení chemické rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci), který směřuje ke zrušení účinku tohoto vnějšího zásahu.


  •  změna koncentrace c
CH3COOH + CH3CH2OH → H2O + CH3COOCH2CH3
akce: Pokud zvýšíme koncentraci výchozích látek, bude více produktů. Pokud budeme ze směsi odebírat produkty, získáme více produktů.


  •  změna tlaku
- má smysl pouze u plynů (výchozí látky i produkty musí být plyny)
- musí dojít ke změně látkového množství při reakci
- při zvýšení tlaku dojde k posunu rovnováhy ve směru menšího počtu částic
- při snížení tlaku dojde k posunu rovnováhy ve směru většího počtu částic
3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g)
=> tlak se zvýší (3+1 > 2)
2 H2O (g) → 2 H2 (g) + O2 (g)
=> tlak se sníží (2 < 2+1)


  •  změna teploty
u endotermní reakce – se zvyšující se T se zvyšuje Kc
u exotermní reakce – se zvyšující se T se snižuje Kc
Zvýšením teploty nastane posun rovnováhy ve směru tvorby produktů u endotermní reakce.
Snížením teploty nastane posun rovnovážného složení ve směru tvorby produktů u exotermní reakce.
S (s) + O2 (g) → SO2 (g)
Jedná se o exotermní reakci → snížit teplotu.
N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g)
Jedná se o endotermní reakci → zvýšit teplotu.


  •  vliv katalyzátorů
Katalyzátory nemají vliv na složení rovnovážné směsi, mění pouze čas, za který se ustanoví rovnováha.


Typy reakcí[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Chemická rovnováha se ustanovuje v reakcích protolytických (acidobazických), redoxních, srážecích, komplexotvorných.


Chemická rovnováha ve srážecích reakcích[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Ve srážecích reakcích je heterogenní rovnováha.
Kc – závislá pouze na koncentraci kapalných nebo plynných látek. Ve srážecích reakcích se však nazývá součin rozpustnosti a označuje se Ks.
Čím je Ks menší, tím je látka méně rozpustná (stálejší). Např. BaSO4 má součin rozpustnosti malý, proto se v lékařství využívá k vyšetření trávicího traktu.

Srážecí reakce se používají k důkazům a stanovení některých iontů v analytické chemii a k odstranění látek z reakční směsi (rozpustnost látky se dá výrazně snížit, přidáme-li elektrolyt, který má s málo rozpustnou solí shodný ion).


Chemická rovnováha v komplexních reakcích[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

[Cu(NH3)4]2+ (aq) → Cu2+ (aq) + 4 NH3 (g)
Kc se v komplexních reakcích nazývá disociační konstanta komplexu a označuje se Kk.


Chemická rovnováha v redoxních reakcích[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
V redoxních reakcích se Kc vztahuje jen k látkám, které jsou ve vodném roztoku.


Chemická rovnováha v protolytických reakcích[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

V protolytických reakcích se Kc rozlišuje na KA (disociační konstanta kyseliny) a KB (disociační konstanta báze).
Z hodnot KA (KB) se dá určit síla kyseliny (zásady). Čím je menší hodnota KA (KB) → tím je kyselina (báze) slabší.


silný elektrolyt: KA (KB) > 10-2
středně silný elektrolyt: 10-2 > KA (KB) > 10-4
slabý elektrolyt: KA (KB) < 10-4


Elektrolyt je vodič 1. třídy. Náboj v něm přenáší ionty. Je to látka, která se při rozpouštění disociuje na ionty.

- silný elektrolyt – všechny molekuly se disociují na ionty (NaOH, H2SO4)
- slabý elektrolyt – na ionty se disociuje pouze část molekul, větší část látky je ve formě celých molekul (NH3, CH3COOH)


Použitá literatura[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]