Chemická rovnovážná konstanta- charakteristika chemické reakce, z jejíž hodnoty lze usuzovat na směr procesu při počátečním poměru koncentrací reaktantů, maximální možný výtěžek reakčního produktu za určitých podmínek.
Chemická rovnovážná konstanta je určena zákonem působení hmoty. Jeho hodnoty jsou vypočteny nebo založeny na experimentálních datech. Chemická rovnovážná konstanta závisí na povaze reaktantů a na teplotě.
Rovnovážná konstanta ~K souvisí s Gibbsovou volnou energií ~\Delta G takto:
~\Delta G=-RT\cdot\ln K.Výše uvedená rovnice umožňuje vypočítat K z hodnoty ΔG° a poté rovnovážné koncentrace (parciální tlaky) činidel.
Z této rovnice je vidět, že rovnovážná konstanta je velmi citlivá na změny teploty (pokud konstantu vyjádříme odtud, pak bude teplota v exponentu). U endotermických dějů odpovídá zvýšení teploty zvýšení rovnovážné konstanty, u exotermických dějů jejímu poklesu. Rovnovážná konstanta nezávisí na tlaku, kromě případů velmi vysokého tlaku (od 100 Pa).
Závislost rovnovážné konstanty na faktorech entalpie a entropie ukazuje na vliv povahy činidel na ni.
Rovnovážnou konstantu můžete vyjádřit pomocí rychlosti reakce. V tomto případě je rovnovážná konstanta definována jako
~K=\frac(k_1)(k_(-1)),kde ~k_1 je rychlostní konstanta přímé reakce, ~k_(-1) je rychlostní konstanta zpětné reakce.
1 . Určete konstantu chemické rovnováhy procesu disociace chloridu fosforečného, postupujte podle rovnice PCl 5<=>PCl 3 + Cl 2,
podle rovnovážných koncentrací K C a parciálních tlaků složek K R. Je známo, že do ustavení rovnováhy při teplotě 500 K zreagovalo 54 % PCl 5 vzhledem k počáteční koncentraci 1 mol/l.
Řešení. Podle zákona hromadného působení pro chemickou rovnováhu
K C = :.
Aplikováním tohoto výrazu na naši rovnici dostaneme
K C \u003d C μ (PCl 3) C μ (Cl 2) / C μ (PCl 5).
Tento výraz zahrnuje rovnovážné koncentrace reaktantu a produktů. Pojďme si je spočítat.
Pokud do doby nastolení rovnováhy zreagovalo 54 % chloridu fosforečného, pak v systému zbývá ještě 46 %, což znamená, že rovnovážná koncentrace PCl 5 bude: C μ (PCl 5) = C 0 (PCl 5 ) 0,46 = 10, 46 = 0,46 (mol/l).
Před začátkem reakce nebyly v reakčním prostoru žádné produkty, proto je jejich koncentrace v rovnovážném stavu určena podílem spotřebovaného činidla (viz reakční rovnice), tzn. C μ (PCl 3) \u003d C μ (Cl 2) \u003d 0,54 mol / l.
Dosadíme nalezené hodnoty do výrazu pro К С a provedeme výpočty:
KC \u003d (0,54) (0,54) / (0,46) \u003d 0,63 (mol / l).
Rovnovážná konstanta ve vztahu k parciálním tlakům plynového systému je určena rovnicí: K R = K C (RT) Δ n, přičemž Δn = Σn prod - Σn reagují Z chemické rovnice je vidět, že Δn = 2 - 1 = 1 mol.
Nalezené a známé hodnoty dosadíme do výrazu pro K P a provedeme výpočty: K P \u003d (0,63) (8,31 500) 1 \u003d 2617 (Pa / l K) \u003d 2,62 (kPa / l K ) .
Odpovědět: Kc = 0,63 mol/l; K P \u003d 2,62 kPa / l K.
2 . Ve stavu systémové rovnováhy
CO2 (g) + H2 (g)<=>CO (g) + H20 (g)
reakční směs měla následující objemové složení: 22 % C02, 41 % H2, 17 % CO a 20 % H20. Určete KP a KC pro tuto rovnováhu při 1900 K a tlaku 98 501 Pa.
Řešení. Z objemových podílů každého plynu ve směsi lze určit jejich parciální tlaky s vědomím, že celkový tlak v jakékoli směsi plynů se rovná součtu parciálních tlaků plynů, které tvoří tuto směs:
P \u003d P (CO 2) + P (H 2) + P (CO) + P (H 2 O).
A pak P (CO 2) \u003d 0,22 P \u003d 0,22 98 501 \u003d 21 670 (Pa);
P (H 2) \u003d 0,41 98 501 \u003d 40 385 (Pa);
Р(СО) = 0,17 98 501 = 16 745 (Pa); P (H20) \u003d 0,2 98 501 \u003d 19 700 (Pa).
Nalezené hodnoty parciálních tlaků plynů zavádíme do rovnice, která stanovuje závislost rovnovážné konstanty na parciálních tlacích složek procesu:
KP \u003d P (CO) P (H 2 O) / P (CO 2) P (H 2);
K P \u003d 16745 19700 / 21670 40385 \u003d 0,38.
Rovnovážná konstanta ve vztahu k rovnovážným koncentracím činidel Kc se vypočítá pomocí rovnice Kc = KR ·(RT) -Δn. Pro náš případ platí Δn = 2 - 2 = 0, tedy faktor (RT) -Δ n = (RT) 0 = 1. a pak K C = K P = 0,38.
Odpovědět: Kc = KP = 0,38.
3 . Rovnováha v homogenní soustavě
4HCl (g) + O2 (g)<=>2H20 (g) + 2Cl2 (g)
stanoveny při následujících koncentracích reaktantů (mol/l): C μ (H 2 O) = 0,14; C u (Cl 2) = 0,14; C u (HCl) = 0,20; Cμ (02) = 0,32. Vypočítejte rovnovážnou konstantu této reakce a určete počáteční koncentrace chlorovodíku a kyslíku.
Řešení. Chemická rovnovážná konstanta pro koncentrace činidel je podle zákona hmotnostního působení určena ve vztahu k našemu případu rovnicí:
KC \u003d [C μ 2 (H 2 O) C μ 2 (Cl 2)] / [C μ 4 (HCl) C μ (O 2)].
Dosazením hodnot rovnovážných koncentrací do něj a provedením výpočtů získáme:
Kc \u003d (0,14) 4 / (0,20) 4 (0,32) \u003d 0,75 (l/mol).
Chemická rovnice reakce ukazuje, v jakých poměrech se látky vzájemně ovlivňují: ze 4 mol HCl a 1 mol O 2 vzniknou 2 mol H 2 O a Cl 2. To znamená, že ΔС μ (HCl) = 2 0,14 = 0,28 mol/l a ΔС μ (О 2) = ½ 0,14 = 0,07 mol/l.
Počáteční koncentrace chlorovodíku a kyslíku se budou rovnat:
C μ 0 (HCl) \u003d C μ (HCl) + AC μ (HCl), C μ 0 (HCl) \u003d (0,20 + 0,28) mol / l \u003d 0,48 mol / l;
C μ 0 (O 2) \u003d C μ (O 2) + AC μ (O 2), C μ 0 (O 2) \u003d (0,32 + 0,07) mol/l \u003d 0,39 mol/l.
Odpovědět: rovnovážná konstanta této reakce K C = 0,75 l / mol; počáteční koncentrace činidel С μ 0 (HCl) = 0,48 mol/l; C μ 0 (O 2) = 0,39 mol/l.
4 . Určete rovnovážnou konstantu reakce
2NO(g) + Cl2(g)<=>2NOCl(g)
při teplotě 298 K podle hodnot standardních entalpií tvorby a entropií jejích účastníků.
Řešení. Závislost rovnovážné konstanty chemické reakce na teplotě se určuje podle Kirchhoffovy rovnice:
ΔH˚ rovno ΔS˚ rovno
ℓnК Р = – – + – .
Vypočteme ΔH˚ rovné a ΔS˚ rovné za standardních podmínek s použitím referenčních údajů z tabulky v příloze č. 1:
ΔH˚ se rovná = 2ΔН 0 (NOCl) - 2ΔН 0 (NO),
ΔS˚ se rovná = 2S 0 (NOCl) - 2S 0 (NO) - S 0 (Cl 2), pak
ΔH˚ se rovná = 2 53,55 kJ / mol - 2 90,37 kJ / mol \u003d - 73,64 kJ / mol \u003d - 73640 J / mol;
ΔS˚ se rovná = 2 263,6 (J / mol K) - 2 210,62 (J / mol K) - 223,0 (J / mol K) \u003d - 117,04 J / mol K.
Nalezené hodnoty dosadíme do Kirchhoffovy rovnice a provedeme výpočty:
ℓnK P \u003d - (- 73640) / 8,31 298 + (-117,04 / 8,31) \u003d 29,74 - 14,08 \u003d 15,66.
Poté K R \u003d e 15,66 \u003d 5,7 10 6.
Odpovědět: rovnovážná konstanta reakce K P = 5,7 10 6 .
5 . Pro reakci H2 (g) + Br2 (g)<=>2HBr(g) při nějaké teplotě je rovnovážná konstanta rovna jedné. Určete složení (v objemových procentech) rovnovážné plynné reakční směsi, pokud výchozí směs obsahovala 3 moly vodíku a 2 moly bromu.
Řešení. Zapišme si vyjádření zákona hromadného působení pro rovnovážný stav systému:
Kp \u003d C 2 μ (HBr) / C μ (H 2) C μ (Br 2) \u003d 1.
Předpokládejme, že v době, kdy je v systému ustavena rovnováha, systém reagoval podle X mol H2 a Br2. Pak se jejich rovnovážné koncentrace budou rovnat: C μ (H 2) = (3 - X) mol, C μ (Br 2) = (2 - X) mol. V souladu s tím v tuto chvíli 2 X mol bromovodíku, tzn. S μ (HBr) = 2 X mol.
Dosazením těchto hodnot rovnovážných koncentrací do výrazu pro rovnovážnou konstantu získáme rovnici s jednou neznámou: (2 X) 2 /(3-X)·(2- X) = 1.
Rozhodování o tom X, dostaneme: 3 X 2 - 5X - 6 = 0;
X 1,2 = (-5±√25+72)/6 = (-5±10)/6. Odtud X= 0,75 mol.
V okamžiku rovnováhy tedy ve směsi bylo přítomno: 2,25 mol H2, 1,25 mol Br2 a 1,50 mol HBr, což odpovídá 45 % vodíku, 25 % bromu a 30 % bromovodíku.
Odpovědět: v rovnováze směs plynů obsahovala 45 % H2, 25 % Br2 a 30 % HBr.
Většina chemických reakcí je vratná, tzn. proudí současně v opačných směrech. V případech, kdy dopředná a zpětná reakce probíhají stejnou rychlostí, nastává chemická rovnováha. Například u reverzibilní homogenní reakce: H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2HI (g) závisí poměr rychlostí přímých a reverzních reakcí podle zákona hmotnostního působení na poměru koncentrací. reaktantů, a to: rychlost přímé reakce: υ 1 = k 1 [Н 2 ]. Rychlost zpětné reakce: υ 2 \u003d k 2 2.
Jestliže H 2 a I 2 jsou výchozí látky, pak je v prvním okamžiku rychlost dopředné reakce určena jejich počátečními koncentracemi a rychlost zpětné reakce je nulová. Jak se H 2 a I 2 spotřebovávají a tvoří se HI, rychlost dopředné reakce se snižuje a rychlost zpětné reakce se zvyšuje. Po určité době se obě rychlosti vyrovnají a v systému se ustaví chemická rovnováha, tzn. počet vytvořených a spotřebovaných molekul HI za jednotku času se stane stejný.
Protože v chemické rovnováze jsou rychlosti přímých a reverzních reakcí rovné V 1 \u003d V 2, pak k 1 \u003d k 2 2.
Protože k 1 a k 2 jsou při dané teplotě konstantní, jejich poměr bude konstantní. Označíme-li to K, dostaneme:
K - se nazývá konstanta chemické rovnováhy a výše uvedená rovnice se nazývá zákon hromadného působení (Guldberg - Vaale).
V obecném případě pro reakci ve tvaru aA+bB+…↔dD+eE+… je rovnovážná konstanta rovna 
. Pro interakci mezi plynnými látkami se často používá výraz, ve kterém jsou reaktanty reprezentovány rovnovážnými parciálními tlaky p. Za zmíněnou reakci 
.
Rovnovážný stav charakterizuje mez, do které za daných podmínek reakce spontánně probíhá (∆G<0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарного потенциала происходить не будет, т.е. ∆G=0.
Poměr mezi rovnovážnými koncentracemi nezávisí na tom, které látky jsou brány jako výchozí látky (například H 2 a I 2 nebo HI), tzn. k rovnováze lze přistupovat z obou stran.
Chemická rovnovážná konstanta závisí na povaze reaktantů a na teplotě; rovnovážná konstanta nezávisí na tlaku (pokud je příliš vysoký) a na koncentraci činidel.
Vliv na rovnovážnou konstantu faktorů teploty, entalpie a entropie. Rovnovážná konstanta souvisí se změnou standardního izobaricko-izotermického potenciálu chemické reakce ∆G o jednoduchou rovnicí ∆G o =-RT ln K.
Ukazuje, že velké záporné hodnoty ∆G o (∆G o<<0) отвечают большие значения К, т.е. в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия. Если же ∆G o характеризуется большими положительными значениями (∆G o >>0), pak v rovnovážné směsi převládají výchozí látky. Tato rovnice nám umožňuje vypočítat K z hodnoty ∆G o a poté z rovnovážných koncentrací (parciálních tlaků) činidel. Pokud vezmeme v úvahu, že ∆G o =∆Н o -Т∆S o , pak po nějaké transformaci dostaneme 
. Z této rovnice je vidět, že rovnovážná konstanta je velmi citlivá na změny teploty. Vliv povahy činidel na rovnovážnou konstantu určuje její závislost na faktorech entalpie a entropie.
Le Chatelierův princip
Za těchto konstantních podmínek je kdykoli udržován stav chemické rovnováhy. Při změně podmínek je rovnovážný stav narušen, protože v tomto případě se rychlosti opačných procesů mění v různé míře. Po nějaké době se však systém opět dostává do stavu rovnováhy, avšak již odpovídajícímu novým změněným podmínkám.
Posun rovnováhy v závislosti na změnách podmínek je obecně určen Le Chatelierovým principem (nebo principem pohyblivé rovnováhy): pokud je rovnovážný systém ovlivňován zvenčí změnou některé z podmínek, které určují rovnovážnou polohu, pak je posunut ve směru procesu, jehož tok oslabuje účinek vyvolaného účinku.
Zvýšení teploty tedy způsobí posun rovnováhy ve směru dějů, jejichž průběh je doprovázen absorpcí tepla, opačným směrem působí pokles teploty. Podobně zvýšení tlaku posouvá rovnováhu ve směru procesu doprovázeného zmenšováním objemu a pokles tlaku působí v opačném směru. Například v rovnovážném systému 3H 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 kJ, zvýšení teploty zvyšuje rozklad H 3 N na vodík a dusík, protože tento proces je endotermický. Nárůst tlaku posouvá rovnováhu směrem k tvorbě H 3 N, protože se zmenšuje objem.
Pokud se do systému v rovnováze přidá určité množství některé z látek účastnících se reakce (nebo naopak ze systému odebere), pak se rychlosti dopředných a zpětných reakcí změní, ale postupně se opět vyrovnají. Jinými slovy, systém se opět dostává do stavu chemické rovnováhy. V tomto novém stavu se budou rovnovážné koncentrace všech látek přítomných v systému lišit od počátečních rovnovážných koncentrací, ale poměr mezi nimi zůstane stejný. V rovnovážném systému je tedy nemožné změnit koncentraci jedné z látek, aniž by došlo ke změně koncentrací všech ostatních.
V souladu s Le Chatelierovým principem zavedení dalšího množství činidla do rovnovážného systému způsobí posun v rovnováze ve směru, ve kterém koncentrace této látky klesá, a tudíž se zvyšuje koncentrace produktů její interakce. .
Studium chemické rovnováhy má velký význam jak pro teoretický výzkum, tak pro řešení praktických problémů. Stanovením rovnovážné polohy pro různé teploty a tlaky lze zvolit nejpříznivější podmínky pro provádění chemického procesu. Při konečné volbě procesních podmínek je zohledněn i jejich vliv na rychlost procesu.
Příklad 1 Výpočet rovnovážné konstanty reakce z rovnovážných koncentrací reaktantů.
Vypočítejte rovnovážnou konstantu reakce A + B 2C, jsou-li rovnovážné koncentrace [A] = 0,3 mol ∙ l -1; [B] = 1,1 mol∙l-1; [C] \u003d 2,1 mol ∙ l -1.
Řešení. Výraz pro rovnovážnou konstantu pro tuto reakci je: . Dosadíme zde rovnovážné koncentrace uvedené v podmínce úlohy: =5,79.
Příklad 2. Výpočet rovnovážných koncentrací reaktantů. Reakce probíhá podle rovnice A + 2B C.
Určete rovnovážné koncentrace reaktantů, jestliže počáteční koncentrace látek A a B jsou 0,5 a 0,7 mol∙l -1 a rovnovážná konstanta reakce K p =50.
Řešení. Na každý mol látek A a B vzniknou 2 moly látky C. Označíme-li pokles koncentrace látek A a B X mol, pak bude nárůst koncentrace látky roven 2X mol. Rovnovážné koncentrace reaktantů budou:
C A \u003d (o,5-x) mol ∙ l -1; C B \u003d (0,7-x) mol ∙ l -1; C C \u003d 2x mol ∙ l -1
x 1 \u003d 0,86; x 2 \u003d 0,44
Podle stavu problému platí hodnota x 2. Rovnovážné koncentrace reaktantů jsou tedy:
C A \u003d 0,5-0,44 \u003d 0,06 mol ∙ l -1; C B \u003d 0,7-0,44 \u003d 0,26 mol ∙ l -1; C C \u003d 0,44 ∙ 2 \u003d 0,88 mol ∙ l -1.
Příklad 3 Určení změny Gibbsovy energie ∆G o reakce hodnotou rovnovážné konstanty Kp. Vypočítejte Gibbsovu energii a určete možnost reakce CO+Cl 2 =COCl 2 při 700 K, je-li rovnovážná konstanta Kp=1,0685∙10 -4. Parciální tlak všech reagujících látek je stejný a rovná se 101325 Pa.
Řešení.∆G 700 =2,303∙RT 
.
Pro tento proces:
Od ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.
Příklad 4. Posun v chemické rovnováze. Jakým směrem se posune rovnováha v systému N 2 + 3H 2 2NH 3 -22 kcal:
a) se zvýšením koncentrace N 2;
b) se zvýšením koncentrace H2;
c) když teplota stoupá;
d) když tlak klesá?
Řešení. Zvýšení koncentrace látek na levé straně reakční rovnice by podle Le Chatelierova pravidla mělo způsobit proces, který má tendenci oslabovat účinek, vést k poklesu koncentrací, tzn. rovnováha se posune doprava (případy a a b).
Reakce syntézy amoniaku je exotermická. Zvýšení teploty způsobí posun v rovnováze doleva – směrem k endotermické reakci, která oslabí dopad (případ c).
Pokles tlaku (případ d) zvýhodní reakci vedoucí ke zvětšení objemu systému, tzn. směrem k tvorbě N2 a H2.
Příklad 5 Kolikrát se změní rychlost dopředných a zpětných reakcí v systému 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r), pokud se objem směsi plynů zmenší třikrát? Jakým směrem se posune rovnováha systému?
Řešení. Označme koncentrace reagujících látek: = A, =b,=S. Podle zákona hromadného působení jsou rychlosti dopředné a zpětné reakce před změnou objemu
v pr \u003d Ka 2 b, v arr \u003d K 1 s 2
Po trojnásobném zmenšení objemu homogenního systému se koncentrace každé z reaktantů zvýší trojnásobně: 3a,[O 2] = 3b; = 3s. Při nových koncentracích rychlosti v "np přímých a reverzních reakcí:
v" np = K(3a)2(3b) = 27 Ka2b; vo6p = K1(3c)2 = 9K1c2.
; 
V důsledku toho se rychlost dopředné reakce zvýšila 27krát a obrácená pouze devětkrát. Rovnováha systému se posunula směrem k tvorbě SO 3 .
Příklad 6 Vypočítejte, kolikrát se zvýší rychlost reakce probíhající v plynné fázi se zvýšením teploty z 30 na 70 °C, je-li teplotní koeficient reakce 2.
Řešení. Závislost rychlosti chemické reakce na teplotě je určena Van't Hoffovým empirickým pravidlem podle vzorce
Proto je reakční rychlost při 70 °C 16krát vyšší než reakční rychlost při 30 °C.
Příklad 7 Rovnovážná konstanta homogenního systému
CO (g) + H 2 O (g) CO 2 (g) + H 2 (g) při 850 °C je 1. Vypočítejte koncentrace všech látek v rovnováze, pokud počáteční koncentrace jsou: [CO] ISC = 3 mol / l, [H20] ISH \u003d 2 mol / l.
Řešení. V rovnováze jsou rychlosti dopředné a zpětné reakce stejné a poměr konstant těchto rychlostí je konstantní a nazývá se rovnovážná konstanta daného systému:
PROTI np= K 1[CO][H20]; PROTI o b p = Na 2 [C02][H2];
Ve stavu problému jsou uvedeny počáteční koncentrace, zatímco ve výrazu K r zahrnuje pouze rovnovážné koncentrace všech látek v systému. Předpokládejme, že v okamžiku rovnováhy koncentrace [СО 2 ] Р = X mol/l. Podle rovnice soustavy bude v tomto případě také počet molů vytvořeného vodíku X mol/l. Stejný počet modliteb (X mol / l) CO a H 2 O se spotřebovávají na tvorbu X moly CO2 a H2. Proto jsou rovnovážné koncentrace všech čtyř látek (mol / l):
[CO 2] P \u003d [H 2] p \u003d X;[CO]P = (3 – x); P = (2-x).
Když známe rovnovážnou konstantu, najdeme hodnotu X, a poté počáteční koncentrace všech látek:
; x 2 \u003d 6-2x-3x + x 2; 5x \u003d 6, l \u003d 1,2 mol / l.
Uvažujme vratnou chemickou reakci obecné formy, ve které jsou všechny látky ve stejném stavu agregace, například kapalina:
aA + bB D cC + d D,
kde A a B jsou výchozí materiály přímé reakce; C a D jsou produkty přímé reakce; a, b, c a d- stechiometrické koeficienty.
V počátečním okamžiku, kdy je koncentrace látek A a B nejvyšší, bude také rychlost přímé reakce nejvyšší a podle zákona hromadného působení je rovna
u pr \u003d k 1 C A a C B in (6.1)
kde k 1 je rychlostní konstanta přímé reakce.
Postupem času koncentrace látek A a B klesá a následně klesá i rychlost přímé reakce.
V počátečním okamžiku je koncentrace látek C a D rovna nule a v důsledku toho je rychlost zpětné reakce rovna nule, v průběhu času se koncentrace látek C a D zvyšuje, a v důsledku toho se rychlost zpětné reakce se také zvýší a bude se rovnat
u arr \u003d k 2 C C s CD d (6.2)
kde k 2 je rychlostní konstanta reverzní reakce.
V okamžiku dosažení rovnováhy nabývají koncentrace hodnoty rovnováhy a rychlosti jsou si navzájem rovné u pr \u003d u arr, proto
k 1 C A a C B c = k 2 C C c C D d (6.3)
Posuňme rychlostní konstanty jedním směrem a koncentrace druhým:
Poměr dvou konstant je konstanta a nazývá se konstanta chemické rovnováhy:
Ukazuje rovnovážná konstanta kolikrát je rychlost dopředné reakce větší nebo menší než rychlost zpětné reakce.
Rovnovážná konstanta je poměr součinu rovnovážných koncentrací reakčních produktů k mocnině jejich stechiometrických koeficientů k součinu rovnovážných koncentrací výchozích materiálů k mocnině jejich stechiometrických koeficientů.
Hodnota rovnovážné konstanty závisí na povaze reagujících látek a teplotě a nezávisí na koncentraci v okamžiku rovnováhy, neboť jejich poměr je vždy konstantní hodnotou, číselně rovnou rovnovážné konstantě. Dojde-li k homogenní reakci mezi látkami v roztoku, pak rovnovážnou konstantu označíme K C a pokud mezi plyny, pak K P.
kde Р С, Р D , Р А a Р В jsou rovnovážné tlaky účastníků reakce.
Pomocí rovnice Clapeyron-Mendělejev, můžete určit vztah mezi K P a K C
Posuňte hlasitost na pravou stranu
p = RT, tj. p = CRT (6,9)
Pro každé činidlo dosadíme rovnici (6.9) do (6.7) a zjednodušíme
kde Dn je změna počtu molů plynných účastníků reakce
Dn = (s + d) - (a + c) (6.11)
Tudíž,
K P \u003d K C (RT) D n (6,12)
Z rovnice (6.12) je vidět, že K P = K C, pokud se počet molů plynných účastníků reakce nemění (Dn = 0) nebo v systému nejsou žádné plyny.
Je třeba poznamenat, že v případě heterogenního procesu se nebere v úvahu koncentrace pevné nebo kapalné fáze v systému.
Například rovnovážná konstanta pro reakci ve formě 2A + 3B \u003d C + 4D za předpokladu, že všechny látky jsou plyny a mají tvar
a pokud je D pevné, pak
Rovnovážná konstanta má velký teoretický i praktický význam. Číselná hodnota rovnovážné konstanty umožňuje posoudit praktickou možnost a hloubku chemické reakce.
Pokud K > 1, potom tato reakce probíhá s významným výtěžkem reakčních produktů; jestliže K > 10 4 , pak je reakce nevratná; pokud K< 1, то такая реакция нетехнологична; если K < 10 -4 , то такая реакция невозможна.
Při znalosti rovnovážné konstanty lze určit složení reakční směsi v okamžiku rovnováhy a vypočítat konstantu výtěžku reakčních produktů. Rovnovážnou konstantu lze určit pomocí experimentálních metod, analýzou kvantitativního složení reakční směsi v okamžiku rovnováhy nebo použitím teoretických výpočtů. Pro mnoho reakcí za standardních podmínek je rovnovážná konstanta tabulkovou hodnotou.
Při vnějším působení na systém se chemická rovnováha posouvá, tj. mění se rovnovážné koncentrace výchozích látek a reakčních produktů. Pokud se v důsledku vnějšího vlivu zvýší rovnovážné koncentrace reakčních produktů, pak hovoří o posunu rovnováhy doprava (ve směru přímé reakce). Pokud vlivem vnějšího vlivu vzrostou rovnovážné koncentrace výchozích látek, pak hovoří o posunu rovnováhy doleva (ve směru zpětné reakce).
Vliv různých faktorů na posun chemické rovnováhy se odráží Le Chatelierův princip (1884): jestliže na systém ve stabilní chemické rovnováze působí zvenčí změna teploty, tlaku nebo koncentrace, pak se chemická rovnováha posouvá ve směru, ve kterém se účinek vyvolaného účinku snižuje.
Je třeba poznamenat, že katalyzátor neposouvá chemickou rovnováhu, ale pouze urychluje její nástup.
Zvažte vliv každého faktoru na posun chemické rovnováhy pro obecnou reakci:
aA + bB = cC + d D±Q.
Vliv změny koncentrace. Podle Le Chatelierova principu vede zvýšení koncentrace jedné ze složek rovnovážné chemické reakce k posunu rovnováhy směrem ke zvýšení reakce, při které dochází k chemickému zpracování této složky. Naopak pokles koncentrace jedné ze složek vede k posunu rovnováhy směrem k tvorbě této složky.
Zvýšení koncentrace látky A nebo B tedy posouvá rovnováhu v dopředném směru; zvýšení koncentrace látky C nebo D posouvá rovnováhu opačným směrem; pokles koncentrace A nebo B posune rovnováhu v opačném směru; pokles koncentrace látky C nebo D posouvá rovnováhu dopředným směrem. (Schechaticky můžete psát: -CA nebo C B ®; -C C nebo CD ¬; ¯ CA nebo C B ¬; ¯ C C nebo CD ®).
Vliv teploty. Obecné pravidlo, které určuje vliv teploty na rovnováhu, má následující formulaci: zvýšení teploty přispívá k posunu rovnováhy směrem k endotermické reakci (- Q); snížení teploty přispívá k posunu rovnováhy směrem k exotermické reakci (+ Q).
Reakce, které probíhají bez tepelných účinků, neposouvají chemickou rovnováhu se změnou teploty. Zvýšení teploty v tomto případě vede pouze k rychlejšímu nastolení rovnováhy, které by bylo v daném systému dosaženo i bez ohřevu, ale za delší dobu.
Při exotermické reakci (+ Q) tedy zvýšení teploty vede k posunu rovnováhy v opačném směru a naopak při endotermické reakci (- Q) vede zvýšení teploty k posunu vpřed. směru a pokles teploty v opačném směru. (Schechaticky můžete psát: na +Q -T ¬; ¯T ®; na -Q -T ®; ¯T ¬).
Vliv tlaku. Jak ukazuje zkušenost, tlak má znatelný vliv na vytěsnění pouze těch rovnovážných reakcí, kterých se účastní plynné látky, a v tomto případě se změna počtu molů plynných účastníků reakce (Dn) nerovná nule. S nárůstem tlaku se rovnováha posouvá směrem k reakci, která je doprovázena tvorbou menšího počtu molů plynných látek, a s poklesem tlaku směrem k tvorbě většího počtu molů plynných látek.
Pokud tedy Dn = 0, pak tlak neovlivňuje posun v chemické rovnováze; pokud Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, pak zvýšení tlaku posune rovnováhu v opačném směru a snížení tlaku - ve směru přímé reakce. (Schematicky lze napsat: při Dn = 0 P neovlivňuje; při Dn 0 -P ¬, ¯P ®). Le Chatelierův princip je aplikovatelný na homogenní i heterogenní systémy a dává kvalitativní charakteristiku rovnovážného posunu.
V roce 1885 byl odvozen francouzský fyzik a chemik Le Chatelier a v roce 1887 německý fyzik Braun doložen zákon chemické rovnováhy a chemická rovnovážná konstanta a byla studována jejich závislost na vlivu různých vnějších faktorů.
Rovnováha je stav, který znamená, že se věci neustále pohybují. Produkty se rozkládají na činidla a činidla se spojují do produktů. Věci se hýbou, ale koncentrace zůstávají stejné. Reakce je napsána dvojitou šipkou místo znaménka rovná se, aby bylo vidět, že je vratná.
Již v minulém století objevili chemici určité vzorce, které poskytují možnost změny směru reakce ve stejné nádobě. Vědět, jak fungují chemické reakce, je neuvěřitelně důležité jak pro laboratorní výzkum, tak pro průmyslovou výrobu. Schopnost ovládat všechny tyto jevy má přitom velký význam. Je lidskou přirozeností zasahovat do mnoha přírodních procesů, zejména vratných, aby je později využily ve svůj prospěch. Ze znalostí chemických reakcí bude užitečnější, pokud ovládáte páky jejich ovládání.
Zákon hromadného působení v chemii používají chemici ke správnému výpočtu rychlostí reakcí. Dává jasnou představu, že žádný nebude dokončen, pokud se odehraje v uzavřeném systému. Molekuly vzniklých látek jsou v neustálém a náhodném pohybu a brzy může dojít k reverzní reakci, při které dojde k obnově molekul výchozího materiálu.
V průmyslu se nejčastěji používají otevřené systémy. Nádoby, přístroje a další nádoby, kde probíhají chemické reakce, zůstávají odemčené. To je nezbytné, aby bylo během těchto procesů možné extrahovat požadovaný produkt a zbavit se zbytečných reakčních produktů. Například uhlí se spaluje v otevřených pecích, cement se vyrábí v otevřených pecích, vysoké pece pracují se stálým přívodem vzduchu a amoniak se syntetizuje kontinuálním odstraňováním samotného amoniaku.
Na základě názvu lze uvést vhodné definice: nevratné reakce jsou takové reakce, které jsou dokončeny, nemění svůj směr a probíhají po dané trajektorii, bez ohledu na poklesy tlaku a kolísání teploty. Jejich charakteristickým znakem je, že některé produkty mohou opustit reakční sféru. Tak je například možné získat plyn (CaCO 3 \u003d CaO + CO 2), sraženina (Cu (NO 3) 2 + H 2 S \u003d CuS + 2HNO 3) nebo další budou také považovány za nevratné, pokud během procesu se uvolňuje velké množství tepelné energie, například: 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + Q.
Téměř všechny reakce, které se vyskytují v přírodě, jsou reverzibilní. Bez ohledu na takové vnější podmínky, jako je tlak a teplota, mohou téměř všechny procesy probíhat současně v různých směrech. Jak říká zákon hromadného působení v chemii, množství absorbovaného tepla se bude rovnat množství uvolněného, což znamená, že pokud jedna reakce byla exotermická, pak druhá (reverzní) bude endotermická.
Reakce jsou "slovesa" chemie - činnosti, které chemici studují. Mnoho reakcí se dokončí a poté se zastaví, což znamená, že reaktanty jsou zcela přeměněny na produkty, bez možnosti návratu do původního stavu. V některých případech je reakce skutečně nevratná, například když se spalování mění jak fyzikální, tak i chemické. Existuje však mnoho dalších okolností, za kterých je nejen možná, ale také kontinuální, protože produkty první reakce se stávají reaktanty v druhý.
Dynamický stav, ve kterém koncentrace reaktantů a produktů zůstávají konstantní, se nazývá rovnováha. Je možné předvídat chování látek pomocí určitých zákonů, které se uplatňují v průmyslových odvětvích usilujících o snížení nákladů na výrobu konkrétních chemikálií. Koncept chemické rovnováhy je také užitečný pro pochopení procesů, které udržují nebo potenciálně ohrožují lidské zdraví. Chemická rovnovážná konstanta je hodnota reakčního faktoru, která závisí na iontové síle a teplotě a je nezávislá na koncentracích reaktantů a produktů v roztoku.
Tato hodnota je bezrozměrná, to znamená, že nemá určitý počet jednotek. Přestože je výpočet obvykle napsán pro dva reaktanty a dva produkty, funguje pro libovolný počet účastníků reakce. Výpočet a interpretace rovnovážné konstanty závisí na tom, zda je chemická reakce spojena s homogenní nebo heterogenní rovnováhou. To znamená, že všechny reagující složky mohou být čisté kapaliny nebo plyny. U reakcí, které dosahují heterogenní rovnováhy, zpravidla není přítomna jedna fáze, ale alespoň dvě. Například kapaliny a plyny nebo a kapaliny.
Pro libovolnou danou teplotu existuje pouze jedna hodnota pro rovnovážnou konstantu, která se mění pouze v případě, že se teplota, při které probíhá reakce, mění jedním nebo druhým směrem. Některé předpovědi o chemické reakci lze provést na základě toho, zda je rovnovážná konstanta velká nebo malá. Pokud je hodnota velmi velká, pak rovnováha upřednostňuje reakci doprava a získá se více produktů, než bylo reaktantů. Reakci v tomto případě lze nazvat „celkovou“ nebo „kvantitativní“.
Pokud je hodnota rovnovážné konstanty malá, pak zvýhodňuje reakci vlevo, kde množství reaktantů bylo větší než počet vzniklých produktů. Pokud tato hodnota směřuje k nule, můžeme předpokládat, že reakce nenastane. Pokud jsou hodnoty rovnovážné konstanty pro přímé a reverzní reakce téměř stejné, pak bude množství reaktantů a produktů také téměř stejné. Tento typ reakce je považován za reverzibilní.
Vezměte dva takové chemické prvky, jako je jód a vodík, které po smíchání dávají novou látku - jodovodík.
Pro v 1 bereme rychlost přímé reakce, pro v 2 - rychlost zpětné reakce, k - rovnovážnou konstantu. Pomocí zákona hromadné akce získáme následující výraz:
v 1 \u003d k 1 * c (H 2) * c (I 2),
v2 = k2*c2 (HI).
Při smíchání molekul jódu (I 2) a vodíku (H 2) začíná jejich interakce. V počáteční fázi je koncentrace těchto prvků maximální, ale na konci reakce bude koncentrace nové sloučeniny, jodovodíku (HI), maximální. V souladu s tím budou také různé reakční rychlosti. Na samém začátku budou maximální. Postupem času nastává okamžik, kdy se tyto hodnoty vyrovnají, a to je stav zvaný chemická rovnováha.
Vyjádření chemické rovnovážné konstanty se zpravidla označuje pomocí hranatých závorek: , , . Protože v rovnováze jsou rychlosti stejné, pak:
k 1 \u003d k 2 2,
tak dostaneme rovnici chemické rovnovážné konstanty:
ki/k2 = 2 / = K.
Je zde následující zákonitost: pokud je určitý účinek na systém, který je v rovnováze (změna podmínek chemické rovnováhy například změnou teploty nebo tlaku), pak se rovnováha posune, aby se částečně vyrovnal účinek změna. Kromě chemie platí tento princip v trochu jiných podobách i pro obory farmakologie a ekonomie.
Rovnovážné vyjádření lze vyjádřit jako koncentraci produktů a reaktantů. Do rovnovážného vzorce jsou zahrnuty pouze chemikálie ve vodné a plynné fázi, protože koncentrace kapalin a pevných látek se nemění. Jaké faktory ovlivňují chemickou rovnováhu? Pokud je v něm obsažena čistá kapalina nebo pevná látka, má se za to, že má K \u003d 1, a proto se přestává brát v úvahu, s výjimkou vysoce koncentrovaných roztoků. Například čistá voda má aktivitu 1.
Dalším příkladem je pevný uhlík, který může vzniknout reakcí dvou molekul oxidu uhelnatého za vzniku oxidu uhličitého a uhlíku. Mezi faktory, které mohou ovlivnit rovnováhu, patří přidání reaktantu nebo produktu (změny koncentrace ovlivňují rovnováhu). Přidání reaktantu může přinést rovnováhu doprava v chemické rovnici, kde se objeví více forem produktu. Přídavek produktu může uvést rovnováhu doleva, jakmile bude k dispozici více reaktantových forem.
Rovnováha nastane, když reakce probíhající v obou směrech má konstantní poměr produktů a reaktantů. Obecně je chemická rovnováha statická, protože kvantitativní poměr produktů a reaktantů je konstantní. Bližší pohled však odhalí, že rovnováha je ve skutečnosti velmi dynamický proces, protože reakce se pohybuje oběma směry stejnou rychlostí.
Dynamická rovnováha je příkladem funkce ustáleného stavu. U systému v ustáleném stavu pokračuje aktuálně pozorované chování do budoucnosti. Jakmile tedy reakce dosáhne rovnováhy, poměr koncentrace produktu ke koncentraci reakční složky zůstane stejný, i když reakce pokračuje.
Pojmy jako chemická rovnováha a chemická rovnovážná konstanta jsou poměrně těžko pochopitelné. Vezměme si příklad ze života. Stalo se vám někdy, že jste uvízli na mostě mezi dvěma městy a všimli jste si, že provoz v opačném směru je plynulý a odměřený, zatímco vy jste beznadějně uvízli v provozu? Tohle není dobré.
Co kdyby se auta měřila a pohybovala se stejnou rychlostí na obě strany? Zůstal by počet aut v obou městech konstantní? Když je rychlost vjezdu a výjezdu do obou měst stejná a počet aut v každém městě je v čase stabilní, znamená to, že celý proces je v dynamické rovnováze.
