Shrnutí na Chemické rovnováhy a jejich principy

## Úvod Chemická rovnováha je stav soustavy, ve kterém se nemění její složení, přestože v ní neustále probíhají chemické děje. Jedná se o **dynamickou rovnováhu**, při níž se účinky protisměrných dějů navzájem ruší. Rovnováhu charakterizuje nulová změna Gibbsovy energie: $$\Delta G_{p,T} = 0$$ > Definice: Chemická rovnováha je stav, kdy rychlosti protisměrných reakcí jsou stejné a složení soustavy se nemění. ## Zápis a obecné vlastnosti rovnováhy ### Zápis reakce v rovnováze Reakci v rovnováze zapisujeme obecně jako: $$\ce{\nu_A A + \nu_B B <=> \nu_M M + \nu_N N}$$ Rovnováha je vlastně soustava dvou současných reakcí probíhajících v opačných směrech. ### Rychlosti a rovnovážná konstanta (Guldberg–Waage) Z kinetického modelu pro ustavenou dynamickou rovnováhu platí rovnost rychlostí: $$v_1 = v_2$$ Pro elementární formu rychlostí dostaneme poměr konstant rychlosti: $$k_1 [A]^{|\nu_A|} [B]^{|\nu_B|} = k_2 [M]^{|\nu_M|} [N]^{|\nu_N|}$$ Od toho vyplývá definice rovnovážné konstanty $K$: $$K = \frac{[M]^{|\nu_M|} [N]^{|\nu_N|}}{[A]^{|\nu_A|} [B]^{|\nu_B|}} = \frac{k_1}{k_2}$$ > Definice: Rovnovážná konstanta $K$ je poměr součinů koncentrací produktů a reaktantů umocněných na jejich stechiometrické koeficienty. Interpretace velikosti $K$: - Pokud $K > 10^{4}$, reakce proběhla prakticky jednosměrně směrem k produktům. - Pokud $K < 10^{-4}$, v rovnováze jsou téměř jen výchozí látky. - Pro $10^{-4} < K < 10^{4}$ určí rovnovážné složení stupeň konverze. ### Stupeň konverze Stupeň konverze (přeměny) $\alpha$ pro tzv. klíčovou složku se definuje jako: $$\alpha = -\frac{\Delta n_A}{(n_A)_0} = \frac{(n_A)_0 - (n_A)_r}{(n_A)_0}$$ ## Princip akce a reakce (Le Chatelier) > Princip: Porušení rovnováhy vnějším zásahem vyvolá děj směřující ke zrušení účinku tohoto zásahu. Pomocí tohoto pravidla lze ovlivnit rovnovážné složení změnou koncentrace, teploty nebo tlaku. ### Vliv koncentrace - Přídavek výchozí látky posune rovnováhu směrem k produktům. - Odebírání produktů posune rovnováhu rovněž směrem k produktům. ### Vliv teploty Změnou teploty se mění $K$ podle toho, zda je reakce endotermní nebo exotermní: - Endotermická reakce ($\Delta_r H > 0$): s rostoucí teplotou $K$ roste, rovnováha se posouvá k produktům. - Exotermická reakce ($\Delta_r H < 0$): s rostoucí teplotou $K$ klesá, rovnováha se posouvá k reaktantům. Závislost $K$ na teplotě dává van't Hoffova rovnice: $$\ln \frac{K_2}{K_1} = -\frac{\Delta_r H^{\circ}}{R}\left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)$$ ### Vliv tlaku Tlak ovlivňuje rovnováhu pouze u plynné fáze, pokud se liší počet molekul vlevo a vpravo: - Např. $$\ce{N2(g) + 3 H2(g) <=> 2 NH3(g)}$$ má 4 molekuly vlevo a 2 molekuly vpravo; zvýšení tlaku posune rovnováhu k produktům. - Pokud se počet molekul nezmění, změna tlaku rovnováhu neovlivní, např. $$\ce{CO + NO2 <=> CO2 + NO}$$ (2 molekuly → 2 molekuly). ### Vliv inertních příměsí Přídavek nereaktivní plynu sníží parciální tlaky plynných složek a působí obdobně jako snížení celkového tlaku. ### Vliv katalyzátoru Katalyzátory neupravují hodnotu $K$, ale urychlují dosažení rovnováhy. ## Rovnováhy v roztocích elektrolytů (iontové rovnováhy) Elektrolyty při rozpouštění disociují na ionty. Dělíme je na: - **Silné elektrolyty**: prakticky úplná disociace (např. \ce{NaCl}). - **Slabé elektrolyty**: jen částečná disociace (např. \ce{CH3COOH}). > Definice: Protolýza je přenos protonu mezi kyselinou a zásadou. ### Protolytické rovnováhy Příklad disociace kyseliny octové ve vodě: $$\ce{CH3COOH + H2O <=> H3O+ + CH3COO-}$$ Příklad disociace amoniaku: $$\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}$$ ## Autoprotolýza vody a pH Reakce autoprotolýzy vody: $$\ce{H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}$$ Definice iontového součinu vody $K_w$: $$K_w = [H3O+][OH-]$$ Pro $25\,^{\circ}\mathrm{C}$ platí $K_w = 1\cdot 10^{-14}$. Zavádíme pH a pOH: $$\mathrm{pH} = -\log [H3O+]$$ $$\mathrm{pOH} = -\log [OH-]$$ Z toho plyne: $$\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14$$ Kategorie roztoků podle pH: - neutrální: pH = 7 - kyselé