Chemická rovnováha

Z WikiSkript

Valná většina chemických reakcí neprobíhá do úplné přeměny reaktantů v produkty, ale probíhá i zpětně. Pro všechny ovšem platí, že se po určité době ustaví rovnováha, přičemž v rovnovážném stavu jsou koncentrace jednotlivých látek nezávislé na čase, tj. jsou konstatní. Chemická rovnováha je tedy takový stav soustavy, v němž se nemění její složení, i když v ní neustále probíhají chemické děje (účinky dějů se ruší, probíhají stejnými rychlostmi v obou směrech).

Původní předpoklad byl vystavěn na mylné hypotéze, že chemická reakce probíhá ve směru výchozí látky → produkty. Dnes je prokázáno, že reakce může probíhat oběma směry (tj. výchozí látky ↔ produkty).

Teoretické předpoklady[upravit | editovat zdroj]

V první řadě platí zákon zachování chemické rovnováhy, tedy že hodnota rovnovážné konstanty určitého systému je vždy konstatní. Chemická rovnováha se rovněž nazývá dynamická, protože produkty stále vznikají přímou reakcí, ale zároveň jsou stejnou rychlostí spotřebovávány zpětnou reakcí.

Pánové Gulberg a Waage na historické fotografii.

Odvození rovnovážné konstanty[upravit | editovat zdroj]

Vyjádření chemické rovnováhy lze docílit pomocí tzv. rovnovážné konstanty K, přičemž vztah pro rovnovážnou konstantu je nezávislý na reakčním mechanismu.

Podle Gulberg-Waagova zákona je rychlost chemické reakce přímo úměrná součinu koncentrace reagujících látek při konkrétní teplotě.

[math]\displaystyle{ H_{2} + I_{2} → 2 HI }[/math]
[math]\displaystyle{ 2 HI → H_{2} + I_{2} }[/math]

Prvním krokem pro ustanovení chemické rovnováhy je vyrovnání rychlosti přímé a zpětné reakce, tj.:

[math]\displaystyle{ [I_{2}] = [H_{2}] }[/math]
rovnováha [math]\displaystyle{ v = v´ }[/math]

[math]\displaystyle{ v = k ∙ [H_{2}] ∙ [I_{2}] }[/math]
[math]\displaystyle{ v´= k´ ∙ [HI]^{2} }[/math]

Dále podle Gulberg-Waagova zákona pro některé reakce (kde jsou dílčí řády chemické reakce totožné se stechiometrickými koeficienty) vztah pro závislost rychlosti reakce na koncentraci reaktantů:

[math]\displaystyle{ k_{1} ∙ [A]^{a} ∙ [B]^{b} = k_{2} ∙ [C]^{c} ∙ [D]^{d} }[/math]

[math]\displaystyle{ K = \frac{k_{1}}{k_{2}} = \frac{\left[C\right]^{c} \left[D\right]^{d}} {\left[A\right]^{a} \left[B\right]^{b}} }[/math]


[math]\displaystyle{ K_{c} }[/math] − rovnovážná konstanta vyjádřená pomocí koncentrací látek
[math]\displaystyle{ K_{p} }[/math] − rovnovážná konstanta vyjádřená pomocí parciálního tlaku
[math]\displaystyle{ K_{c} }[/math] i [math]\displaystyle{ K_{p} }[/math] − mění se pouze při změně teploty

Graf změny Gibbsovy energie při rovnovážné reakci.

Z číselné hodnoty [math]\displaystyle{ K_{c} }[/math] a [math]\displaystyle{ K_{p} }[/math] lze odvodit:

  •  ve kterém směru bude reakce probíhat:
[math]\displaystyle{ K_{c} }[/math] (nebo [math]\displaystyle{ K_{p} }[/math]) [math]\displaystyle{ \gt 1 }[/math] = bude více produktů (reakce bude probíhat ve směru produktů)
[math]\displaystyle{ K_{c} }[/math] (nebo [math]\displaystyle{ K_{p} }[/math]) [math]\displaystyle{ \lt 1 }[/math] = bude více výchozích látek (reakce bude probíhat ve směru výchozích látek)


  •  v jakém rozsahu bude reakce probíhat:
[math]\displaystyle{ K_{c} \gt 10^{6} }[/math] = v rovnovážné směsi jsou převážně produkty
[math]\displaystyle{ K_{c} \gt 10^{-6} }[/math] = v rovnovážné směsi jsou převážně výchozí látky


  • vliv reakčních podmínek (tlak, teplota, katalyzátory):
Pomocí Gibbsovy energie (G) lze určit uskutečnitelnost děje, jedná se o veličinu určující rovnováženou konstantu:
[math]\displaystyle{ ΔG \lt 0 }[/math] = reakce běží samovolně zleva doprava
[math]\displaystyle{ ΔG = 0 }[/math] = reakční systém je v rovnováze
[math]\displaystyle{ ΔG \gt 0 }[/math] = probíhá zpětná reakce


Změna Gibbsovy energie se počítá pouze pro chemicky čisté látky.
Grafické znázornění chemické rovnováhy

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.


Le Chatelierův 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[upravit | editovat zdroj]

CH3COOH + CH3CH2OH → H2O + CH3COOCH2CH3

Pokud zvýšíme koncentraci výchozích látek, přibude koncentrace produktů. V opačném případě, tedy pokud budeme ze směsi odebírat produkty, získáme více produktů.

Změna tlaku[upravit | editovat zdroj]

Změna tlaku vlivňuje chemickou rovnováhu pouze u reakcí, ve které jsou veškeré reaktanty v plynné fázi a počty molů výchozích látek a produktů jsou rozdílné − musí tedy dojít ze změně látkového množství v průběhu reakce.

Při splnění této podmínky dochází při zvýšení tlaku k posunu rovnováhy ve směru menšího počtu molů částic. Naopak při snížení tlaku dojde k posunu rovnováhy ve směru většího počtu molů částic

[math]\displaystyle{ 3 H_{2} (g) + N_{2} (g) → 2 NH_{3} (g) }[/math]

= tlak se zvýší ([math]\displaystyle{ 3+1 \gt 2 }[/math])

[math]\displaystyle{ 2 H_{2}O (g) → 2 H_{2} (g) + O_{2} (g) }[/math]

= tlak se sníží ([math]\displaystyle{ 2 \lt 2+1 }[/math])


Změna teploty[upravit | editovat zdroj]

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[upravit | editovat zdroj]

Katalyzátory nemají vliv na složení rovnovážné směsi, mění pouze čas, za který se ustanoví rovnováha. Ilustrativním příkladem jest například notoricky známá Haber-Boschova syntéza amoniaku.

Shrnutí[upravit | editovat zdroj]

Akce Reakce
přidání reaktantů zvýšení koncentrace produktů
přidání produktů zvýšení koncentrace reaktantů
snížení tlaku zvýšení kocentrace ve směru většího počtu molů látek
zvýšení tlaku zvýšení koncentrace ve směru menšího počtu molů látek
snížení teploy zvýšení koncentrace látek ve směru exotermické reakce
zvýšení teploty zvýšení koncentrace látek ve směru endotermické reakce

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: [math]\displaystyle{ K_{A} (K_{B}) \gt 10^{2} }[/math]
  • středně silný elektrolyt: [math]\displaystyle{ 10^{-2} \gt K_{A} (K_{B}) \gt 10^{-4} }[/math]
  • slabý elektrolyt: [math]\displaystyle{ K_{A} (K_{B}) \lt 10^{-4} }[/math]


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)

Odkazy[upravit | editovat zdroj]

Související články[upravit | editovat zdroj]

Použitá literatura[upravit | editovat zdroj]