Chemická rovnováha

Chemická reakce může probíhat buď za úplného zreagování výchozích látek na produkty (např. hoření zemního plynu), nebo se mohou v reakční soustavě vyskytovat jak výchozí látky, tak produkty (např. při syntéze vodíku a dusíku se molekuly obou plynů vyskytují společně ve směsi s molekulami amoniaku). V prvním případě se jedná o nevratnou reakci a její chemická rovnováha je zcela posunuta ve prospěch produktů. V druhém případě, u vratné reakce, se ustanovuje chemická rovnováha a je možné ovlivňovat její posun související s množstvím a koncentrací jak výchozích látek, tak i produktů.


1. Rovnovážná konstanta

Chemickou rovnováhu vyjadřujeme pomocí rovnovážné konstanty K. Nacházíme-li se v rovnováze, vzniká stejně množství produktů z výchozích látek, jako se jich zpětně přeměňuje na výchozí látky. Rychlost přímé reakce (mění výchozí látky na produkty) a reakce zpětné (mění produkty na výchozí látky) se musí rovnat. Budeme-li uvažovat obecnou rovnici reakce "aA + bBcC + dD" je matematické odvození rovnovážné konstanty následující:

a) Při ustavení chemické rovnováhy se rychlost přímé reakce vyrovná s rychlostí reakce zpětné:

v1 = v2

b) Podle Guldberg-Waagova zákona platí pro některé reakce, při kterých jsou dílčí řády chemické reakce totožné se stechiometrickými koeficienty, vztah pro závislost rychlosti reakce na koncentraci výchozích látek. Ten dosadíme do rovnice:

k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d

c) Úpravou tohoto vztahu dostaneme rovnovážnou konstantu K:

K = k1/k2 = [C]c[D]d / [A]a[B]b

Pro zmiňovanou syntézu amoniaku "N2 + 3 H22 NH3" je rovnovážná konstanta následující:

K = k1/k2 = [NH3]2 / [N2][H2]3

Hodnota rovnovážné konstanty je závislá na teplotě.


2. Faktory ovlivňující posun chemické rovnováhy

Chemickou rovnováhu lze narušit vnějšími vlivy. Změnou tlaku, teploty, koncentrace nebo objemu vychýlíme systém z rovnováhy. Systém na vychýlení zareaguje a ustaví si novou rovnováhu. Tento Le Chatelierův princip popsali nezávisle na sobě německý fyzik Karl Ferdinand Braun a francouzský fyzik Henri Louis Le Chatelier:

Přidání eduktu => Zvýšení koncentrace produktů

Přidání produktu => Zvýšení koncentrace eduktů

Odebrání eduktu => Zvýšení koncentrace eduktů

Odebrání produktu => Zvýšení koncentrace produktů

Zvýšení tlaku => Zvýšení koncentrace ve směru menšího počtu molů látek

Snížení tlaku => Zvýšení koncentrace ve směru většího počtu molů látek

Zvýšení teploty => Zvýšení koncentrace látek ve směru endotermické reakce

Snížení teploty => Zvýšení koncentrace látek ve směru exotermické reakce

Změna tlaku ovlivňuje chemickou rovnováhu pouze u reakcí, ve kterých jsou všechny reaktanty v plynné fázi a počty molů eduktů a produktů jsou rozdílné. Katalyzátory (ani inhibitory) neovlivňují chemickou rovnováhu.


3. Součin rozpustnosti

Součin rozpustnosti udává, jaké množství látky je možné za daných podmínek rozpustit v daném objemu rozpouštědla:

Ba2+ + SO42-BaSO4

Rovnovážná konstanta této disociace je: K = [BaSO4]/[Ba2+][SO42-] Rozpustnosti látek se udávají buď v g na 100 g rozpouštědla či v mol na 1 dm3 rozpouštědla. Rozpustnost látek je funkcí teploty. Druhý způsob uvádění rozpustnosti je stěžejní pro výpočet součinu rozpustnosti. Rozpustnost síranu barnatého je 10-5 mol•dm-3, a tak je jeho součin rozpustnosti následující:

Ks = [Ba2+][SO42-] = [10-5][10-5] = 10-10

Součiny rozpustnosti jednotlivých látek nalezneme v tabulkách.