Dynamická podstata chemické rovnováhy

Prezentace na téma: "Dynamická podstata chemické rovnováhy"— Transkript prezentace:

1 Dynamická podstata chemické rovnováhy
Ve směsi reaktantů a produktů probíhá chemická reakce dokud není dosaženo rovnovážného stavu. Chemická rovnováha má dynamický charakter protože produkty stále vznikají přímou reakcí ale zároveň jsou stejnou rychlostí spotřebovávány zpětnou reakcí. Př.: CO + 3H2  CH4 + H2O

2 Rovnovážný stav konstanta
Pouze část reaktantů je přeměněna na produkty (rozsah reakce je vždy menší než 100%). Šipky v zápisu chemické reakce kvalitativně naznačují rozsah reakce: Jednoduchá šipka naznačuje dominantní směr reakce: H2(g) + O2(g)  H2O(g) Obousměrná šipka naznačuje vyrovnanější poměr reaktantů a produktů v rovnováze: N2O4 (g)  2NO2(g). Rovnováha se ustaví vždy, nezávisle na tom jaké bylo původní složení reakční směsi: konstanta

3 Rovnovážná konstanta elementárních reakcí
Chemická rovnováha nastane když se vyrovnají rychlosti přímé a zpětné reakce: Rf = Rr. Př.: rozklad N2O4: N2O4 (g)  2NO2(g) kf[N2O4] = kr[NO2]2 nebo kde Kc je rovnovážná konstanta. Rovnovážná konstanta pro obecnou reakci má tvar: aA + bB + cC  mM + nN + oO ....

4 Rovnovážná konstanta neelementárních reakcí
Platí stejný vztah pro rovnovážnou konstantu i když je reakční mechanismus složitější? Př.: Jaký je rovnovážný vztah pro rozklad ozónu podle reakce Kinetické rovnice pro 1. a 2. reakci: Eliminujeme O a vyjádříme Kc: Závěr: vztah pro rovnovážnou konstantu je nezávislý na reakčním mechanismu

5 Rovnovážná konstanta přímé a zpětné reakce
Rovnovážná konstanta zpětné reakce: aA + bB  cC + dD cC + dD  aA + bB Př.: Určete rovnovážnou konstantu reakce: ½N2(g) + 3/2 H2(g)  NH3(g) znáte-li N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) Kc = 1.7x102 Př.: Určete rovnovážnou konstantu pro vznik HI(g) jsou-li rovnovážné koncentrace H2, I2 a HI M, M a M. H2(g) + I2(g)  2HI(g) Kc = ? ½ H2(g) + ½ I2(g)  HI(g) Kc = ?

6 Rovnovážné konstanty Kc a Kp
Konstanta Kc se používá pro reakce s tekutinami, Kp obvykle pro reakce ve kterých vystupují plyny. KP má stejný formát jako Kc, místo koncentrací ovšem vystupují parciální tlaky (pA = xA·p kde xA je molární zlomek složky A, pA její parciální tlak, p celkový tlak). Př.: Napište rovnovážnou konstantu KP reakce: N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) KP = ? Př.: Určete rovnovážnou konstantu KP syntézy amoniaku při 500K, jsou-li rovnovážné parciální tlaky PNH3 = 0.15 atm, PN2 = 1.2 atm a PH2 = 0.81 atm. U rovnovážné konstanty nebývá zvykem uvádět jednotky, ale je nutné vědět zda jde o Kc nebo Kp, jaká jednotka byla použita pro koncentraci/tlak a jaký je zápis příslušné chemické reakce.

7 Rovnováhy v heterogenních systémech
Složení reagujících čistých složek (tuhých látek nebo kapalných fází) se při reakci nemění a ve vztahu pro rovnovážnou konstantu nevystupuje. Př.: Napište rovnovážnou konstantu pro reakci: CaCO3(s) + C(gr)  CaO(s) + 2CO(g). Př.: Napište rovnovážnou konstantu pro disociaci kyseliny octové ve vodném roztoku: CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO(aq) + H3O+(aq)

8 Rovnováhy v heterogenních systémech
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) PCO 2 = Kp PCO 2 nezávisí na množství CaCO3 ani CaO

9 Aplikace rovnovážné konstanty: rozsah reakce
Rozsah reakce, tj. odhad zda budou v rovnovážné směsi převládat reaktanty nebo produkty, plyne z velikosti rovnovážné konstanty: vysoké K (např. 1010)  převažují produkty. nízké K (např. 1010)  převažují reaktanty. Je-li hodnota K kolem 1, v rovnováze jsou ve srovnatelném množství přítomné reaktanty i produkty. Př.: Odhadněte jaké složky budou převládat v rovnováze u následujících reakcí:

10 Aplikace rovnovážné konstanty: směr reakce
Pokud známe počáteční koncentrace reagujících látek, můžeme spočítat reakční kvocient: pro obecnou reakci aA + bB  cC + dD kde t je čas ve kterém byly koncentrace určeny, nemusí se tedy jednat o rovnováhu! Srovnáním Qc s Kc lze zjistit spontánní směr reakce. Pokud jsou v systému pouze reaktanty, Qc = 0. Pokud jsou v systému pouze produkty, Qc  . Je-li Qc < Kc, budou vznikat produkty. Je-li Qc > Kc, budou vznikat reaktanty. Je-li Qc = Kc, reakce neprobíhá. Př.: Určete směr reakce: H2(g) + I2(g)  2HI(g) pokud počáteční koncentrace jsou [H2]o = [I2]o = [HI]o = M při Kc = 46.

11 Reakční kvocient Je-li
Qc > Kc reakce bude probíhat zprava doleva (přibývají reaktanty) Qc = Kc systém je v rovnováze (reakce navenek neprobíhá) Qc < Kc reakce bude probíhat zleva doprava (přibývají produkty)

12 Aplikace rovnovážné konstanty: výpočet rovnovážného složení
Ze znalosti počátečního složení, stechiometrie a Kc je možné vypočítat rovnovážné složení reakční směsi. Obecný postup: Vyjádřit rovnovážné složení všech složek s použitím počátečního složení a bilanční neznámé x, která vyjadřuje změnu koncentrace. Zapsat rovnovážnou konstantu s využitím takto definovaných rovnovážných koncentrací. Řešit rovnici pro proměnnou x. Dosadit x do bilančních rovnic a vypočítat jednotlivé rovnovážné koncentrace.

13 Výpočet rovnovážného složení: příklad
Př.: Pro reakci: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g), Kc = M při 340oC. Najděte rovnovážné složení reakční směsi jsou-li počáteční koncentrace všech složek (reaktantu i produktů) M. Řešení: Nejprve vypočítáme Qc abychom zjistili kterým směrem bude reakce probíhat: Qc = < Kc  reakce směřuje k produktům. Bilanční tabulka: Vztahy pro rovnovážné koncentrace dosadíme do rovnice pro rovnovážnou konstantu: Upravíme na kvadratickou rovnici ve tvaru ax2 + bx + c = 0, určíme koeficienty a, b, c a řešíme: Vypočtené x dosadíme do bilančních vztahů.

14 Faktory ovlivňující rovnovážný stav
Změna v systému, který je v rovnováze, může způsobit změnu v rovnovážném stavu (složení). Le Châtelierův princip (princip pohyblivé rovnováhy): Začne-li působit na systém v rovnováze nějaký vnější vliv, bude se systém snažit o snížení účinku tohoto vnějšího zásahu. Podmínky které ovlivňují rovnováhu: Koncentrace reaktantů nebo produktů. Přidáním nebo odebráním jednoho nebo více reaktantů nebo produktů z/do rovnovážné směsi. Změnou tlaku rovnovážné směsi ve které jsou alespoň některé složky plynné. Změna teploty.

15 Faktory ovlivňující rovnovážný stav: koncentrace
Přidáním některé z látek se rovnováha posune tak aby se snížil přebytek této látky (odebráním naopak). Přidání jednoho nebo více reaktantů nebo odebrání jednoho nebo více produktů tedy vede k posunu rovnováhy doprava. Př.: Tabulka udává v 1. řádku rovnovážné složení směsi při syntéze NH3(g). Po odebrání poloviny NH3(g) spočítáme Qc a srovnáme s Kc: Qc < Kc  reakce bude probíhat doprava tak aby vzniklo další NH3(g). Př.: Použijeme tutéž rovnovážnou směs a 10x zvýšíme koncentraci N2. Výsledný efekt bude podobný - Qc bude nižší než Kc a bude vznikat dodatečný produkt.

16 Faktory ovlivňující rovnovážný stav: tlak
Týká se pouze reakcí ve kterých vystupují plyny a látkové množství plynů se při reakci mění. Zvýšení tlaku (tj. zmenšení objemu) posune rovnováhu ve směru menšího látkového množství plynů. Důsledek stavové rovnice: tlak a objem jsou navzájem nepřímo úměrné (p = nRT/V). Př.: Zjistěte jaký vliv na rovnováhu v uvedené reakci bude mít dvojnásobné zvýšení tlaku. Vf = ½ VI, Qc < Kc, rovnováha se posune doprava (počet molů plynů se při reakci snižuje ze 4 u reaktantů na 2 u produktů). Tuhé látky a kapaliny v reakcích nejsou ovlivněny tlakem. Př.: Určete kterým směrem se posune rovnováha uvedené reakce pokud dojde k dvojnásobnému zvýšení tlaku: C(s) + CO2(g)  2CO(g)

17 2CO2(g)  2CO(g) + O2(g) Hr = 566 kJ
Faktory ovlivňující rovnovážný stav: teplota Změna teploty (T) vede ke změně hodnoty rovnovážné konstanty (Kc). Charakter změny Kc s teplotou závisí na hodnotě reakční entalpie (Hr). Zvýšení teploty vede k dodatečnému průběhu endotermické reakce; Snížení teploty vede k dodatečnému průběhu exotermické reakce. Jak ovlivní snížení teploty množství CO vzniklého následující reakcí: 2CO2(g)  2CO(g) + O2(g) Hr = 566 kJ Vliv katalyzátoru Katalyzátor nemá žádný vliv na polohu chemické rovnováhy, pouze urychluje dosažení rovnováhy. Kc závisí na Hr, ne na Ea.

18 Okysličování krve ve vyšších nadmořských výškách
O2 (g) O2 (aq) Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq) Kc = [HbO2] [Hb][O2] Při nižším tlaku se rovnováha 1. reakce posune vlevo, sníží se [O2] a tudíž i [HbO2]

19 Haberův proces N2 (g) + 3H2 (g) NH3 (g) DH0 = kJ/mol (při 25 °C)