Chemická rovnováha

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání

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 tzv. zákon akce hmoty, 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 | editovat zdroj]

Uvažujme reakci v roztoku nebo plynné fázi:

m A + n B ↔ p C + q D

Rychlost přeměny produktů je dána vztahem kAB[A]m[B]n, rychlost zpětné reakce můžeme vyjádřit jako kCD[C]p[D]q, kde kAB a kCD 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 | editovat zdroj]

Ačkoliv bývá pojem chemické rovnováhy často zaváděn s pomocí představ chemické kinetiky, lze zákon akce hmoty teoreticky obecněji zdůvodnit pomocí samotných principů termodynamiky, popř. 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 (tlak, napětí, proud, elektromagnetické pole, atd).

Související články[editovat | editovat zdroj]