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 + bB → cC + 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 H2 → 2 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.