Chemická rovnováha Rovnovážný stav:
Rovnovážný stav soustavy je stav, kdy v soustavě za daných podmínek neprobíhá žádný samovolný děj. Nezmění-li se vnější podmínky, soustava zůstane v rovnováze libovolně dlouhou dobu.
Chemická rovnováha:
Chemická rovnováha je stav soustavy, v němž se navenek nemění její složení. Uvnitř soustavy však probíhají neustále chemické děje, ale jejich účinky se navzájem ruší. Rovnováha se nazývá dynamická rovnováha.
Vysvětlení:
H2 + I2 → 2 HI 2 HI → H2 + I2
Srazí-li se molekula vodíku s molekulou jodu, vznikne aktivovaný komplex a ten se rozpadne na 2 molekuly jodovodíku. Molekuly jodovodíku se také mohou srazit a opět vznikne aktivovaný komplex, který se rozpadne na molekuly vodíku a jodu. Děj se neustále opakuje , ale po určitém čase se navenek nebude měnit koncentrace vodíku ani jodu ani jodovodíku, přestože uvnitř soustavy budou reakce probíhat neustále. Proto se tento stav nazývá dynamická rovnováha.
Že se opravdu tak děje, dokázali vědci tak, že do soustavy dali určité množství lehkého vodíku a radioaktivního. Pokusem sledovali, jak se neustále mění množství jodovodíku s lehkým vodíkem a radioaktivním vodíkem.
Guldbergův – Waagův zákon
Chemická rovnováha se ustaluje v soustavě, kde probíhá zvratná reakce.
Guldbergův – Waagův zákon: Součin rovnovážných koncentrací produktů umocněných na příslušné stechiometrické koeficienty dělený součinem rovnovážných koncentrací výchozích látek umocněných na příslušné stechiometrické koeficienty je konstantní a nazývá se rovnovážná konstanta KC.
Obecně:
a A + b B → c C + d D
Rovnovážná konstanta lze odvodit přímo ze zápisu chemické rovnice. KC nezávisí na způsobu průběhu reakce, ale na počátečním a konečném stavu děje.
Předvídání složení rovnovážné směsi
Výsledky pokusů ukazují, že žádná reakce neproběhne úplně ve směru produktů. V některých dějích převažují v rovnovážné směsi produkty, jinde výchozí látky. U řady reakcí je výtěžek nepříznivě ovlivněn rovnovážnou konstantou.
O průběhu reakce (na složení rovnovážné směsi) můžeme usuzovat
-
Z hodnoty rovnovážné konstanty KC lze odhadnout směr probíhající reakce.
Je-li KC 104 reakce probíhá samovolně, ve směru produktů
KC 10-4 reakce samovolně neprobíhá, v soustavě jsou pouze výchozí látky
KC v soustavě jsou jak produkty, tak i výchozí látky, poměr je dán rovnovážnou konstantou
-
Z hodnoty Gibbsovy energie ΔG lze odhadnout směr probíhající reakce.
Gibbsova energie je definovaná vztahem
ΔG = - R T ln K, kde R = plynová konstanta
T = teplota
ln = logaritmická funkce
K = rovnovážná konstanta
Je-li ΔG 0 reakce samovolně neprobíhá
ΔG 0 reakce probíhá samovolně
ΔG v soustavě jsou jak produkty, tak i výchozí látky
Význam snahy ovlivnit chemickou rovnováhu -
snaha zvýšit výtěžek reakce
-
potlačit nežádoucí doprovodné děje reakce
Princip akce a reakce – Le Chatelierův princip (1884)
Porušíme-li rovnováhu vnějším zásahem (akcí), vyvolává to děj (reakci) opačný, který směřuje ke zrušení tohoto vnějšího zásahu.
Rovnovážné složení soustavy
lze ovlivnit změnou 1) koncentrace
2) objemu, tlaku
3) teplotou
1) Vliv změny koncentrace
Obecně: a A + b B → c C + d D
Rovnovážná konstanta :
Rovnovážná konstanta je pro určitý děj za daných podmínek stejná (konstantní). Chceme-li získat co nejvíce produktů
-
můžeme zvýšit množství výchozích látek – není příliš efektivní
-
budeme odebírat produkty a tím nutíme systém zpracovávat více výchozích látek – je efektivní
2) Vliv změny objemu, tlaku
Změnou objemu (opačně změnou tlaku) systému můžeme ovlivnit pouze ty reakce, kdy reaktanty jsou plyny a při reakci dochází ke změně počtu molů.
Platí: Zvýší-li se tlak (zmenší se objem), reakce běží ve směru menšího počtu molů.
Sníží-li se tlak (zvýší se objem), reakce běží ve směru vyššího počtu molů.
Např. 2 NO2 (g) → N2O4 (g)
Průběh této reakce můžeme ovlivnit. Oba reaktanty jsou plyny a při reakci dochází ke změně počtu molů - 2 moly výchozích látek se přeměňují na 1 mol produktů.
Tedy zvýšíme-li tlak bude vznikat méně molů látky, více produktů = N2O2
Tedy snížíme-li tlak, bude vznikat více molů látky, více výchozích látek = NO2.
2 HI (g)→ H2(g) + I2(g)
Průběh této reakce ovlivnit nemůžeme. Podmínka, že reaktanty jsou plyny je splněna, ale při chemickém ději nedochází ke změně počtu molů.
Další příklady: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g)
N2 (g) + O2 (g)→ 2 NO2 (g)
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 g)
N2 (g)+ 3 H2 (g)→ 2 NH3(g)
-
Vliv změny teploty
Zvýšením teploty se podporují endotermické děje.
Snížením teploty se podporují exotermické děje.
Např.: S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ΔH = -296,5 kJ/mol
Děj je exotermický, průběh děje podpoříme snížením teploty.
6 C (g) + 3 H2 (g) → C6H6 (l) ΔH = 49 kJ/mol
Děj je endotermický, průběh děje podpoříme zvýšením teploty.
Poznámka: Použitím katalyzátoru urychlíme dosažení rovnováhy, ale hodnotu rovnovážné konstanty neovlivníme, ani rovnovážné koncentrace reaktantů.
Entropie - ΔS
Entropie udává míru neuspořádanosti systému. Příroda se snaží přejít do stavu o největší neuspořádanosti. Míra neuspořádanosti je stavová veličina, která nelze změřit, ale lze spočítat.
Vztah mezi enhalpií, entropií a Gibbsovou energií se vyjadřuje:
ΔG = ΔH – T ΔS kde ΔG = Gibbsova energie
ΔH = změna enhalpie
T = teplota
ΔS = entropie
Je-li ΔS 0 děj bude probíhat samovolně
ΔS 0 děj nebude probíhat
| 