Chemické reakce - chemická rovnováha

Studenti budou umět: - základní terminologii z oblasti chemických reakcí (reaktant, produkt, rovnováha, redukce, oxidace) - naučí se aplikovat Le Chatelierův princip

1. Úvod do chemické rovnováhy

Chemickou reakcí rozumíme proces, při němž dochází k chemické přeměně prostřednictvím změn v uspořádání elektronů zúčastněných atomů, tedy zánikem chemických vazeb a vznikem vazeb nových. Chemická reakce nemá vliv na uspořádání atomového jádra – během chemické reakce nedochází k přeměně jednoho chemického prvku na jiný.

Chemickou reakci zapisujeme chemickou rovnicí, kterou lze obecně zapsat takto:

Poznámka: Někdy se můžeme setkat i se stechiometrickými koeficienty neceločíselnými, zvláště u rovnic s tzv. nestechiometrickými sloučeninami – např. Bi_1,6Pb_0,4Sr₂Ca₂Cu_3,4O_10+x. Ty však nejsou předmětem výuky na středních školách ani v prvním semestru studia na VŠCHT.

Pokud reakce probíhá za jiných než běžných laboratorních podmínek, vyznačují se tyto podmínky nad, případně pod šipkou (z typografických důvodů – např. v tomto kurzu– se někdy tyto údaje uvádí v závorce za reakcí). Pokud neznáme přesný údaj o teplotě nebo tlaku, použijeme písmena „T“ resp. „p“, přítomnost katalyzátoru pak vyznačíme zkratkou „kat.“.

Pokud známe skupenský stav reagujících látek, můžeme ho v zápisu chemické rovnice vyjádřit symbolem „s“ (pevná látka), „l“ (kapalina), „g“ (plyn) nebo „aq“ (vodný roztok), který píšeme do závorek za danou sloučeninou, např.:

Gibbsova energie a schůdnost chemické reakce

Schůdnost chemické reakce je určována dvěma hledisky, termodynamickým a kinetickým. Tato dvě hlediska spolu mohou někdy soupeřit – reakce může být z termodynamického hlediska schůdná (energeticky výhodná), neprobíhá však samovolně z kinetických důvodů. Kinetické hledisko se na středních školách většinou nevyučuje a bude předmětem studia na VŠCHT.

Termodynamické hledisko se opírá o změnu (Δ) Gibbsovy energie:

ΔG = ΔH – TΔS

kde G je Gibbsova energie, H entalpie, T termodynamická teplota a S označuje entropii. Změna entalpie ΔH při chemické reakci je ta část ΔG, kterou můžeme pozorovat např. ve formě změny teploty reakčního systému:

ΔH < 0 … teplo se uvolňuje (systém se zahřeje). Reakce je exotermní.

ΔH > 0 … teplo je nutno dodat (systém se ochladí). Reakce je endotermní.

Entropie vyjadřuje míru neuspořádanosti systému. U samovolných dějů bez ohledu na teplotu se míra neuspořádanosti zvyšuje.

Změna Gibbsovy energie ΔG může být kladná, záporná nebo nulová:

ΔG < 0 … reakce běží samovolně zleva doprava

ΔG = 0 … reakční systém se nachází v rovnováze (viz níže)

ΔG > 0 … reakce neprobíhá zleva doprava, naopak probíhá zpětná reakce.

2. Chemická rovnováha

Povšimněme si šipky v zápisu chemické rovnice. Obvykle se píše šipka jednosměrná (→), což symbolizuje, že reakce probíhá převážně v jednom směru – reaktanty ubývají a přibývá produktů. Všechny reakce však probíhají v obou směrech zároveň. Jak si to představit? Smícháme vstupní látky a ponecháme směs po nějakou dobu reagovat (viz Obrázek 1, kde jsou pro jednoduchost znázorněny koncentrace při přeměně látky A na látku D). Zpočátku probíhá dopředná reakce (zleva doprava) rychleji, takže koncentrace reaktantů klesá a koncentrace produktů roste. Po jisté době (na Obr. 1 označené t) se však rychlosti dopředné a zpětné reakce vyrovnají a koncentrace reaktantů a produktů se přestanou měnit – ustavila se rovnováha. Této rovnováze říkáme dynamická – navenek se sice nic nemění (koncentrace všech složek jsou konstantní), ale v systému probíhá reakce oběma směry zároveň. Tuto skutečnost znázorňujeme v zápise chemické rovnice dvojitou oboustrannou šipkou (D).

Pozn.: Dvojitou šipku (D) nezaměňujte se symbolem rezonance (1 , viz kapitola Chemická vazba).

Obrázek 1: Chemická rovnováha

Rovnovážná konstanta

Přepišme si nyní rovnici (1) do rovnovážného tvaru:

Rovnováhu popisujeme pomocí rovnovážné konstanty K:

Symbol a_i označuje aktivitu příslušné složky i. V čitateli rovnovážné konstanty je součin aktivit produktů, ve jmenovateli pak součin aktivit reaktantů. Každá aktivita je navíc umocněna příslušným stechiometrickým koeficientem.

Aktivita popisuje, jak se reálně chová ion v roztoku (nebo plyn ve směsi plynů). Při nízkých koncentracích je číselně velmi blízká koncentraci, proto se obvykle při výpočtech nahrazuje právě koncentrací c dosaženou během rovnováhy:

Pokud v reakci vystupuje čistá látka v pevném nebo kapalném skupenství, bude podle konvence její aktivita (i koncentrace) rovna 1. Pro plynné látky se obvykle namísto koncentrace používá parciální tlak:

p_i = x_i . p
kde x_i je molární zlomek plynu v plynné směsi a p je celkový tlak.

Číselná hodnota K nám napovídá, jakým směrem je rovnováha posunuta (neboli jak ochotně reakce proběhne jedním nebo druhým směrem). Pokud je hodnota K velmi vysoká, pak je rovnováha posunuta směrem k produktům (jinými slovy, po ustavení rovnováhy reakční směs obsahuje hlavně produkty). A naopak, jestliže je K velmi malé číslo, pak se ustavila rovnováha, v níž reaktanty takřka nereagovaly, a produktů vzniklo jen velmi málo.

3. Le Chatelierův princip

Rovnovážná konstanta K nám popisuje rovnováhu daného chemického systému „reaktanty + produkty“ a při dané teplotě a tlaku bude mít vždy stejnou hodnotu. Co se bude dít, jestliže rovnovážný stav nějakým způsobem narušíme? Le Chatelierův princip říká, že systém se po narušení své rovnováhy bude snažit do rovnovážného stavu zase vrátit, tak aby se obnovila hodnota K.

Pokud tedy například změníme množství některé ze složek systému, začne probíhat chemická reakce v tom směru, který obnoví hodnotu K.

Obecně můžeme říci, že přidáním jednoho z reaktantů posouváme rovnováhu směrem k produktům. Pokud přidáme jeden z produktů, rovnováha se posouvá směrem k reaktantům. Analogické vztahy platí pro snižování koncentrace jedné z přítomných látek. Zatímco zvýšení koncentrace si lze snadno představit (do směsi přidám další chemikálii), snižování koncentrace možná není na první pohled tak zřejmé.

Jednou z možností je změna hodnoty pH reakční směsi přídavkem H₃O⁺ nebo OH^– ve formě kyseliny, respektive hydroxidu. Pokud jsou v reakční směsi přítomny oxoniové ionty a přidáme OH^– (zvýšíme pH), dojde k neutralizaci za vzniku vody a ve směsi dojde k poklesu koncentrace kyseliny.