Zakon o očuvanju kemijske ravnoteže

Definicija uredi

"Zakon o stalnom očuvanju kemijske ravnoteže proporcionalan je povratnoj kemijskoj reakciji i brzini kemijske reakcije u oba smjera izjednače. To ne znači da su brzine kemijske reakcije proporcionalne nuli nego da su, ma koliko bile, brzina kemijske reakcije u oba smjera izjednačene. " Opči prijmer bi izgledao ovako:

• m(A) + n(B) <—> p(C) + q(D).[1]

Općenito uredi

Na osnovu zakona o djelovanju mase i činjenice da su, po postizanju ravnoteže, brzine reakcije u lijevo i u desno jednake može se napisati sljedeće:

• Keq = kAB/kDC = [C]p [D]q/[A]m [B]n

Znajući konstantu ravnoteže (Keq) na osnovu ranotežnih koncentracija ostalih sudionika moguće je izračunati nepoznatu ravnotežnu koncentraciju preostalog sudionika u reakciji.[2]

Le Chatelierovo načelo uredi

Daleko važniji su utjecaju faktora pod kojima se reakcija odvija (temperatura, tlak, koncentracija...) na ravnotežu reakcije, što znaći da ti faktori remete kemijsu reakciju. Pretpostavke u vezi s ovim daje "Le Chatelierov princip", koji ima velike praktične implikacije.

U kemiji, Le Chatelierovo načelo koristi kako bi se predvidjelo i upravljalo nekom povratnom kemijskom reakcijom, često kako bi se sinteza tvari u kemijskim industrijama ekonomski isplatila. Prilikom kemijske reakcije, moguće je upravljati koncentracijom produkata i reaktanata, tlakom i temperaturom.

Utjecaj koncentracije na kemijsku ravnotežu uredi

Povećavajući koncentraciju reaktanata- ravnoteža će se pomaknuti u smjeru produkta, i obrnuto. Ovo možemo prikazati na temelju reakcije sinteze metanola iz vodika i ugljikova (IV) oksida: • CO + 2H2 <-> CH3OH Ako povećamo koncentraciju CO u sustavu, sustav će naše djelovanje nastojati poništiti. To će napraviti tako što će se sintetizirati više metanola, dok se ponovo ne uspostavi kemijska ravnoteža.

Promjena temperature uredi

Kada imamo endotermnu ili egzotermnu povratnu reakciju (kada se troši ili oslobađa energija), za očekivati je da će ona biti suprotna u suprotnom smjeru. Kada povećamo temperaturu sustava, ravnoteža se pomiče u onom smjeru u kojem se toplina troši, ili obrnuto.

Na primjer, otapanje neke soli u vodi troši toplinu. Kako je otapanje soli u vodi ravnotežna kemijska reakcija, sol će se bolje otopiti u vrućoj, nego u hladnoj vodi.

Povećanje tlaka uredi

Povećavanjem tlaka u reakciji s plinovima pomaknut će ravnotežu u onom smjeru koji dovodi do smanjenja broja molekula, i obrnuto. Promjena tlaka nema utjecaj na reakciju u kojoj je množina produkata jednaka množini reaktanata što moženo prikazati Haber-Bochovim procesom dobivanja amonijaka.

Na temperaturi od - t = 500 °C, i tlaku od - p = 20MPa, te željezom - Fe kao katalizator

• N2 + 3 H2 <-> 2 NH3 • (Δ H ° = -91,8 kJ) => (Δ H ° = -45,8 kJ · mol -1)

4 mola <-> 2 mola

Povećanje tlaka u ovom slučaju pomaknuti ravnotežu prema amonijaku. Reakcija je katalizirana. S obzirom da je prinos amonijaka na tako visokoj temperaturi (500 stepeni) 10 - 15%, amonijak se pomoću katalizatora prevodi u tečno stanje i time se remeti kemijska ravnoteža u reaktoru. Sistem shodno Le Chatelierov principu odgovara favoriziranje reakcije stvaranja amonijaka (direktna reakcija) pa se povećava prinos amonijaka.

Autor uredi

Autor:Albert Butina, Kemičar

== Izvori==Insert non-formatted text here Jump up ↑ Peter Atkins, Loretta Jones. Chemical Principles: The Quest for Insight (2. izd.) ISBN 0716757010 Uneseni ISBN nije važeći.. Jump up ↑ http://goldbook.iupac.org/C01023.html

Kategorija uredi

Fizikalna kemija