Přeskočit na obsah

Chemická rovnováha

Z Infopedia
Rozbalit box

Obsah boxu

Šablona:Infobox - fyzikální jev

Chemická rovnováha je stav v reakční soustavě, při kterém již nedochází k žádným viditelným změnám v koncentracích reaktantů a produktů. Nejedná se však o stav statický, kdy by se reakce zastavily, ale o stav dynamický. To znamená, že přímá reakce (přeměna reaktantů na produkty) a zpětná reakce (přeměna produktů zpět na reaktanty) probíhají stále, ale stejnou rychlostí. Výsledkem je, že celkové složení směsi zůstává v čase konstantní.

Koncept chemické rovnováhy je fundamentální pro pochopení a řízení chemických reakcí, zejména v oblastech jako je průmyslová chemie, biochemie a analytická chemie. Umožňuje předpovídat, do jaké míry reakce proběhne a jak lze její výtěžek ovlivnit změnou vnějších podmínek, jako jsou teplota, tlak nebo koncentrace látek.

📜 Historie a vývoj konceptu

Myšlenka, že chemické reakce nemusí probíhat pouze jedním směrem až do úplného vyčerpání výchozích látek, se objevovala postupně.

  • **Claude Louis Berthollet (1803):** Francouzský chemik si při expedici s Napoleonem do Egypta všiml, že na březích slaných jezer se tvoří uhličitan sodný (soda). To bylo v rozporu s tehdejší představou, že silnější kyselina uhličitá by měla vytěsnit slabší kyselinu chlorovodíkovou ze soli. Berthollet správně usoudil, že vysoká koncentrace soli v jezeře "obrátila" směr běžné laboratorní reakce. Tím položil základy myšlenky vratnosti reakcí a vlivu koncentrace.
  • **Cato Guldberg a Peter Waage (1864):** Dva norští vědci formulovali Zákon o působení aktivních hmot (někdy nazývaný Guldberg-Waagův zákon). Tento zákon matematicky popisuje stav chemické rovnováhy. Zjistili, že rychlost reakce je úměrná součinu koncentrací reagujících látek. Z rovnosti rychlostí přímé a zpětné reakce pak odvodili vztah pro rovnovážnou konstantu, která je pro danou reakci za dané teploty konstantní.
  • **Henry Louis Le Châtelier (1884):** Francouzský chemik formuloval princip, který nese jeho jméno. Le Châtelierův princip kvalitativně popisuje, jak systém v rovnováze reaguje na vnější změnu (změnu teploty, tlaku nebo koncentrace). Princip říká, že systém se snaží tuto změnu potlačit a ustavit novou rovnováhu. Tento princip se stal klíčovým nástrojem pro řízení chemických procesů v průmyslu.

⚙️ Principy chemické rovnováhy

Chemická rovnováha je popsána několika klíčovými koncepty, které umožňují její kvantitativní i kvalitativní popis.

💨 Dynamická povaha rovnováhy

Je klíčové pochopit, že v rovnovážném stavu se reakce nezastaví. Molekuly reaktantů se neustále srážejí a přeměňují na produkty, zatímco molekuly produktů se současně rozkládají zpět na reaktanty. Protože oba procesy probíhají stejnou rychlostí, makroskopicky (při pohledu na celou soustavu) nepozorujeme žádnou změnu. Lze si to představit jako dva lidi přelévající vodu mezi dvěma nádobami – pokud oba přelévají stejnou rychlostí, hladiny v obou nádobách zůstanou konstantní, i když voda neustále proudí.

⚖️ Rovnovážná konstanta (K)

Pro obecnou vratnou reakci:

aA + bB ⇌ cC + dD

kde A, B jsou reaktanty a C, D jsou produkty, a malá písmena (a, b, c, d) jsou jejich stechiometrické koeficienty, je rovnovážná konstanta (Kc) definována vztahem:

Kc = ([C]c [D]d) / ([A]a [B]b)

Hranaté závorky [ ] označují rovnovážné molární koncentrace jednotlivých látek.

Hodnota rovnovážné konstanty je pro danou reakci závislá pouze na teplotě a udává, v jaké míře reakce proběhla, než dosáhla rovnováhy:

  • K >> 1: V rovnováze výrazně převažují produkty. Reakce probíhá téměř úplně.
  • K << 1: V rovnováze výrazně převažují reaktanty. Reakce probíhá jen ve velmi malé míře.
  • K ≈ 1: V rovnováze jsou reaktanty a produkty zastoupeny v podobném množství.

Pro reakce plynů se často používá rovnovážná konstanta Kp, která je vyjádřena pomocí parciálních tlaků plynů místo koncentrací.

➡️ Reakční kvocient (Q)

Reakční kvocient Q má stejný matematický tvar jako rovnovážná konstanta, ale dosazují se do něj aktuální (nerovnovážné) koncentrace látek v jakémkoli okamžiku reakce. Porovnáním Q a K můžeme předpovědět, jakým směrem se bude reakce ubírat, aby dosáhla rovnováhy:

  • Q < K: Poměr produktů ku reaktantům je menší než v rovnováze. Reakce bude probíhat zleva doprava (směrem k produktům), aby se Q zvýšilo.
  • Q > K: Poměr produktů ku reaktantům je větší než v rovnováze. Reakce bude probíhat zprava doleva (směrem k reaktantům), aby se Q snížilo.
  • Q = K: Systém je v rovnováze.

🔧 Ovlivňování chemické rovnováhy (Le Châtelierův princip)

Le Châtelierův princip je mocným nástrojem pro předpovídání, jak se změní poloha rovnováhy při změně vnějších podmínek. Princip zní: "Porušení chemické rovnováhy vnějším zásahem (akcí) vyvolá děj (reakci), který směřuje ke zrušení účinku tohoto vnějšího zásahu."

Vliv koncentrace

  • **Přidání reaktantu:** Systém se snaží přidanou látku spotřebovat. Rovnováha se posune ve prospěch produktů (doprava).
  • **Přidání produktu:** Systém se snaží přidaný produkt spotřebovat. Rovnováha se posune ve prospěch reaktantů (doleva).
  • **Odebrání reaktantu:** Systém se snaží chybějící látku doplnit. Rovnováha se posune ve prospěch reaktantů (doleva).
  • **Odebrání produktu:** Systém se snaží odebraný produkt doplnit. Rovnováha se posune ve prospěch produktů (doprava). Toho se hojně využívá v průmyslu k dosažení vyšších výtěžků.

Vliv tlaku a objemu (u plynných reakcí)

Změna tlaku ovlivňuje rovnováhu pouze u reakcí, kde se mění celkový počet molů plynných látek.

  • **Zvýšení tlaku (zmenšení objemu):** Systém se snaží tlak snížit. Rovnováha se posune na stranu, kde je menší počet molů plynných částic.
  • **Snížení tlaku (zvětšení objemu):** Systém se snaží tlak zvýšit. Rovnováha se posune na stranu, kde je větší počet molů plynných částic.
  • Pokud je počet molů plynných reaktantů a produktů stejný, změna tlaku rovnováhu neovlivní.

Vliv teploty

Změna teploty jako jediný faktor mění hodnotu samotné rovnovážné konstanty K.

  • **Zvýšení teploty:** Systém se snaží teplo spotřebovat. Rovnováha se posune ve směru endotermické reakce (reakce, která teplo spotřebovává, ΔH > 0).
  • **Snížení teploty:** Systém se snaží teplo uvolnit. Rovnováha se posune ve směru exotermické reakce (reakce, která teplo uvolňuje, ΔH < 0).

Vliv katalyzátoru

Katalyzátor je látka, která zvyšuje rychlost chemické reakce. Důležité je, že urychluje stejně rychlost přímé i zpětné reakce.

  • Katalyzátor nemá žádný vliv na polohu chemické rovnováhy a nemění hodnotu rovnovážné konstanty K.
  • Jeho úlohou je pouze urychlit dosažení rovnovážného stavu.

🏭 Průmyslové aplikace

Pochopení a ovládání chemické rovnováhy je klíčové pro efektivitu mnoha průmyslových procesů. 

   : N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) (ΔH < 0, exotermická reakce)
   Reakce je exotermická, takže pro posun rovnováhy doprava (k amoniaku) je výhodná nízká teplota. Při nízké teplotě je však reakce příliš pomalá. Proto se volí kompromisní teplota (kolem 400–450 °C) a používá se katalyzátor (na bázi železa). Reakce probíhá na straně s menším počtem molů plynů (1+3 → 2), takže se pro zvýšení výtěžku používá velmi vysoký tlak (15–25 MPa).
  • Kontaktní metoda výroby kyseliny sírové:
   Klíčovým krokem je oxidace oxidu siřičitého na oxid sírový:
   : 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) (ΔH < 0, exotermická reakce)
   Opět se jedná o exotermickou reakci probíhající za snížení počtu molů plynů. Pro maximalizaci výtěžku se používá přebytek kyslíku, střední teplota a katalyzátor (oxid vanadičný, V2O5).

💡 Pro laiky

Představte si velkou párty ve dvou propojených místnostech. Lidé neustále přecházejí z jedné místnosti do druhé.

  • **Dynamická rovnováha:** Po chvíli se ustálí stav, kdy z první místnosti do druhé přejde za minutu například pět lidí, a zároveň pět lidí přejde z druhé místnosti do první. Počet lidí v každé místnosti se už nemění, i když se lidé stále pohybují. To je chemická rovnováha – reakce "tam" a "zpět" probíhají stejně rychle.
  • **Le Châtelierův princip (vliv koncentrace):** Co se stane, když do první místnosti náhle přijde skupina deseti nových hostů (přidáme reaktant)? Místnost se přeplní a více lidí začne přecházet do druhé, méně plné místnosti, dokud se situace opět neustálí v nové rovnováze. Systém se snažil "zbavit" přidaných lidí.
  • **Le Châtelierův princip (vliv tlaku):** Představte si, že v jedné místnosti lidé tančí (zabírají hodně místa, jako více molů plynu) a ve druhé sedí u stolů (zabírají málo místa, jako méně molů plynu). Pokud stěny obou místností začneme smršťovat (zvýšíme tlak), lidé se přirozeně přesunou do místnosti, kde se sedí, protože tam zaberou méně prostoru. Systém se posunul na stranu s "menším objemem".


Šablona:Aktualizováno

Citováno z „https://infopedia.cz/index.php?title=Chemická_rovnováha&oldid=17789“