úvod
V lekcii Chemická rovnováha sme videli, že pri vratných reakciách sa ustáli rovnováha a dá sa posúvať zmenou podmienok. Teraz ju budeme počítať.
teória
Rovnovážna konštanta
Pre reakciu a A + b B ⇌ c C + d D platí v rovnováhe pri danej teplote
Kc = [C]^c · [D]^d : ([A]^a · [B]^b)
Koncentrácie v rovnováhe sa umocňujú na koeficienty z rovnice. Čisté tuhé látky a čistá voda ako rozpúšťadlo sa do výrazu nepíšu. Hodnota Kc nezávisí od začiatočných koncentrácií, mení sa len s teplotou.
- K ≫ 1: v rovnováhe prevládajú produkty, reakcia prebehne takmer celá.
- K ≪ 1: prevládajú reaktanty, reakcia takmer neprebehne.
- K okolo 1: v rovnováhe je podstatné množstvo oboch.
teória
Reakčný kvocient
Rovnaký výraz pre koncentrácie v ľubovoľnom okamihu sa volá reakčný kvocient Q. Porovnaním s K zistíme, kam sa sústava pohne:
| Reakcia pôjde | |
|---|---|
| Q < K | doprava, k produktom |
| Q > K | doľava, k reaktantom |
| Q = K | nikam, je v rovnováhe |
teória
Tabuľka rovnováhy
Rovnovážne koncentrácie sa prehľadne počítajú v tabuľke s tromi riadkami: začiatok, zmena a rovnováha. Zmenu vyjadríme cez rozsah reakcie x a koeficienty: pri H₂ + I₂ ⇌ 2 HI ubudne x mol/l vodíka aj jódu a pribudne 2x mol/l jodovodíka.
vyskúšaj si
Tabuľka rovnováhy
H₂ + I₂ ⇌ 2 HI pri 430 °C, Kc = 54,3. Nastav začiatočné koncentrácie, nechaj sústavu ustáliť a z rovnovážnych koncentrácií vypočítaj Kc.
0 / 0Na začiatku Q = 0. Q < K: reakcia pôjde doprava, k produktom.
Čo platí v chemickej rovnováhe?
0 / 0Zapamätaj si: v rovnováhe prebiehajú priama aj spätná reakcia rovnako rýchlo a koncentrácie sa nemenia. Rovnovážna konštanta K hovorí, či v rovnováhe prevládajú produkty (K veľká), alebo reaktanty (K malá). Pri výrobe amoniaku pomáha vysoký tlak, nízka teplota dáva viac produktu, ale reakcia je pomalá, preto sa volí kompromis.
Výpočet rovnováhy dopredu
Keď poznáme K a začiatočné koncentrácie, rovnovážne vypočítame. Do Kc dosadíme koncentrácie vyjadrené cez x a rovnicu vyriešime.
Príklad. H₂ + I₂ ⇌ 2 HI, Kc = 54,3 pri 430 °C, začiatok [H₂] = [I₂] = 0,500 mol/l, HI žiadny.
- rovnováha: [H₂] = [I₂] = 0,500 − x, [HI] = 2x
- 54,3 = (2x)² : (0,500 − x)²
- odmocnina: 7,37 = 2x : (0,500 − x), teda x = 0,393 mol/l
- [H₂] = [I₂] = 0,107 mol/l, [HI] = 0,786 mol/l
K a Gibbsova energia
Štandardná Gibbsova energia a rovnovážna konštanta spolu súvisia:
ΔG° = −R · T · ln K
ΔG° = −20 kJ/mol dáva pri 25 °C K ≈ 3 200, ΔG° = +20 kJ/mol K ≈ 0,0003. Už rozdiel niekoľkých desiatok kJ/mol rozhoduje medzi reakciou, ktorá prebehne takmer celá, a reakciou, ktorá takmer neprebehne.
Haber-Boschov kompromis
N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ je exotermická, ΔH = −92 kJ. Podľa Le Chatelierovho princípu by bola najlepšia nízka teplota a vysoký tlak. Pri 200 °C a 200 baroch by bolo v rovnováhe vyše 85 % amoniaku. Lenže pri nízkej teplote sa rovnováha ustaľuje nesmierne pomaly, aj so železným katalyzátorom. Továrne preto pracujú okolo 450 °C a 200 barov: výťažok v jednom prechode je len asi 15 až 25 %, ale ustáli sa rýchlo. Amoniak sa vykondenzuje a nezreagovaný dusík a vodík sa vracajú do reaktora.
rozšírenie Chlieb zo vzduchu
Fritz Haber v roku 1909 vyrobil amoniak zo vzdušného dusíka a Carl Bosch jeho postup do štyroch rokov zväčšil na priemyselnú výrobu. Z amoniaku sa vyrábajú dusíkaté hnojivá a odhaduje sa, že bez nich by sa Zem neuživila ani polovica dnešných ľudí. Ten istý postup však Nemecku počas prvej svetovej vojny umožnil vyrábať výbušniny. Haber aj Bosch dostali Nobelovu cenu.
teória
Časté chyby
- „V rovnováhe je reaktantov a produktov rovnako.“ V rovnováhe sú rovnaké rýchlosti, nie koncentrácie.
- „Koncentrácie v Kc sa neumocňujú.“ Umocňujú sa na koeficienty z rovnice.
- „Kc sa zmení, keď pridáme reaktant.“ Zmení sa Q a rovnováha sa posunie, Kc ostane rovnaká. Mení ju len teplota.
- „Do Kc sa dosadzujú začiatočné koncentrácie.“ Dosadzujú sa rovnovážne.
Rovnováha medzi tuhou látkou a jej roztokom má vlastnú konštantu. Tej sa venuje lekcia Súčin rozpustnosti.