Chemická rovnováha v chemických reakcích

ČÁST 2.
TÉMA 4. Chemická rovnováha.
Při průběhu chemické reakce se po nějaké době ustaví rovnovážný stav (chemická rovnováha). Slovo „rovnováha“ znamená stav, ve kterém jsou vyvážené všechny protichůdné vlivy působící na systém. Těleso, které se nachází ve stavu stabilní rovnováhy, vykazuje schopnost vrátit se do tohoto stavu po jakémkoliv rušivém vlivu.

Reakce, které probíhají zleva doprava, se nazývají přímé, z práva doleva – zpětné.
Je třeba zdůraznit, že reakční systém zůstává v dynamické rovnováze pouze do té doby, dokud zůstává izolovaný. Izolovaný systém je takový, který neprovádí žádnou výměnu hmoty ani energie s okolím.
Stav chemické rovnováhy vratných procesů je kvantitativně charakterizován rovnovážnou konstantou. Tak pro vratnou reakci obecného typu
k1 aA + bB ⇌ cC + dD (1.2.1)
k2
se rovnovážná konstanta K, která představuje poměr konstant rychlosti přímé a zpětné reakce, zapíše jako:
(1.2.2)
kde, Kc – konstanta rychlosti reakce závislá na koncentraci reagujících složek; C i nebo [i] – rovnovážná molární koncentrace i-té složky;
a, b, c, d – stechiometrické koeficienty látek.
Na pravé straně rovnice (1.2.2) jsou koncentrace vzájemně působících částic, které se ustavují při rovnováze – rovnovážné koncentrace.
Rovnice (1.2.2) představuje matematické vyjádření zákona působících mas při chemické rovnováze. Pro reakce zahrnující plyny je rovnovážná konstanta vyjádřena prostřednictvím parciálních tlaků, nikoliv jejich rovnovážnými koncentracemi. V tomto případě je rovnovážná konstanta označována symbolem Kp.
P i – rovnovážné parciální tlaky i-té složky.
C i – rovnovážná molární koncentrace složek.
a, b, c, d – stechiometrické koeficienty látek.
Stav chemické rovnováhy za neměnných vnějších podmínek může teoreticky přetrvávat nekonečně dlouho. V reálných podmínkách, tj. při změně teploty, tlaku nebo koncentrace reaktantů, se rovnováha může „posunout“ na jednu nebo druhou stranu procesu.
Změny, které se v systému dějí v důsledku vnějších vlivů, jsou určeny principem pohyblivé rovnováhy – principem Le Chatelier-Brauna. Při působení jakéhokoliv vnějšího faktoru na rovnovážný systém se rovnováha v systému posune tak, aby se minimalizoval účinek tohoto faktoru.

1. Vliv tlaku na rovnováhu chemické reakce (pro reakci probíhající v plynové fázi).
   aA + bB ⇌ cC + dD

• Pokud reakce probíhá se zvýšením počtu složek a + b < c + d, pak zvýšení tlaku posune rovnováhu chemické reakce zprava doleva.

• Pokud reakce probíhá se snížením počtu složek a + b > c + d, při zvýšení tlaku dojde k posunu rovnováhy zleva doprava.

• Pokud je počet složek stejný a + b = c + d, změna tlaku na rovnováhu neovlivní.

2. Vliv inertního plynu. Zavedení inertního plynu má podobný účinek jako snížení tlaku (Ar, N2, vodní pára). Inertní plyn se na reakci nepodílí.

3. Vliv změny koncentrace reagujících látek. Pokud do systému přidáme dodatečné množství látky, rovnováha chemické reakce se posune směrem, kde koncentrace této látky klesá.

4. Vliv teploty na chemickou rovnováhu reakce.
   

   Pokud je do rovnovážného systému dodáno teplo, dojde v systému k změnám, které tento vliv oslabí, tzn. procesy, které pohlcují teplo. Při exotermických reakcích snížení teploty posune rovnováhu zleva doprava, při endotermických reakcích zvýšení teploty posune rovnováhu zprava doleva.
   
   Závislost Kp na teplotě – Van’t Hoffova rovnice.
   ln K1 – ln K2 =
   Příklady řešení úloh:

5. Reakce spojení dusíku a vodíku je vratná a probíhá podle rovnice
   N2 + 3H2 ⇌ 2NH3. Při rovnovážném stavu byly koncentrace účastníků reakce: [N2] = 0,1 mol/l, [H2] = 2,0 mol/l, [NH3] = 0,40 mol/l. Vypočítejte rovnovážnou konstantu a počáteční koncentrace dusíku a vodíku.
   Řešení:
   Pro uvedenou reakci
   Dosadíme rovnovážné koncentrace:
   Podle rovnice reakce z 1 molu dusíku a 3 molů vodíku vzniká 2 moly amoniaku, takže pro vytvoření 0,4 molu amoniaku bylo použito 0,2 molu dusíku a 0,6 molu vodíku. Takže počáteční koncentrace budou [N2] = 0,01 mol/l + 0,2 mol/l = 0,21 mol/l, [H2] = 2,0 mol/l + 0,6 mol/l = 2,6 mol/l.
   Odpověď: Krov = 2; C0 (N2) = 0,21 mol/l a C0 (H2) = 2,6 mol/l.