Chemická rovnováha

Chemická rovnováha je stav, kdy je koncentrace reaktantů i produktů chemické reakce konstantní v čase. Tato situace nastane, pokud se reakční rychlost zpětné reakce vyrovná rychlosti reakce přímé. Tento proces se označuje jako dynamická rovnováha. Základním kvantitativním zákonem chemické rovnováhy je zákon působících hmot, který objevili v letech 1864–1877 norští chemici Cato Guldberg a Peter Waage. Na jejich počest bývá též nazýván Guldbergův–Waageův zákon.

Chemická rovnováha v kapalné a plynné fázi editovat

Uvažuje se reakce v roztoku nebo plynné fázi:

m A + n B ⇌ p C + q D

Rychlost přeměny produktů je dána vztahem k_AB[A]^m[B]ⁿ, rychlost zpětné reakce lze vyjádřit jako k_CD[C]^p[D]^q, kde k_AB a k_CD jsou příslušné rychlostní konstanty a [X] je koncentrace (nebo přesněji aktivita) látky X. Aby nastala rovnováha, musí být rychlosti stejné, vztah pro rovnovážnou konstantu této reakce bude:

K_{eq}\equiv {\frac {k_{AB}}{k_{CD}}}={\frac {\left[C\right]^{p}\left[D\right]^{q}}{\left[A\right]^{m}\left[B\right]^{n}}}

Chemická rovnováha a termodynamika editovat

Ačkoliv bývá pojem chemické rovnováhy často zaváděn s pomocí představ chemické kinetiky, lze zákon působících hmot teoreticky obecněji zdůvodnit pomocí samotných principů termodynamiky, případně statistické fyziky. Závislost mezi změnou Gibbsovy energie a rovnovážnou konstantou je dána vztahem:

\Delta G^{\circ }=-RT\ln K_{eq}

kde ΔG° je změna standardní Gibbsovy energie, T je absolutní teplota a R je molární plynová konstanta. Rovnici lze také zapsat v exponenciálním tvaru:

K_{eq}=e^{-{\frac {\Delta G^{\circ }}{RT}}}

Rovnovážná konstanta je obecně závislá na teplotě a také dalších termodynamických veličinách, které ovlivňují změnu Gibbsovy energie (například tlak, napětí, proud a elektromagnetické pole).

Související články editovat

Externí odkazy editovat

Obrázky, zvuky či videa k tématu chemická rovnováha na Wikimedia Commons