Kalkulačka chemickej rovnováhy

Väčšina reakcií beží obidvoma smermi naraz. Molekuly východiskových látok sa spájajú na produkty a molekuly produktov sa rozpadajú späť, a keď sa obe rýchlosti presne vyrušia, koncentrácie zamrznú na svojich rovnovážnych hodnotách — nie preto, že by sa čokoľvek zastavilo, ale preto, že každá zmena sa odvoláva rovnako rýchlo, ako nastane. Tento zamrznutý pomer zachytáva jedno číslo, rovnovážna konštanta K: produkty umocnené na svoje koeficienty, delené reaktantmi umocnenými na svoje. Pre Haberovu reakciu N₂ + 3H₂ = 2NH₃ je K_c = [NH₃]²/([N₂][H₂]³). K je skóre pretláčania: výrazne väčšie než 1 a vyhrávajú produkty, výrazne menšie a vyhrávajú reaktanty.

Keď je všetko rozpustené, K používa koncentrácie (K_c); pre plyny fungujú aj parciálne tlaky (K_p). Je to tá istá konštanta v inom oblečení, spojená vzťahom K_p = K_c(RT)^Δn, kde Δn počíta plynové molekuly na strane produktov mínus na strane reaktantov. Pre Haberovu reakciu je Δn = 2−4 = −2, takže K_p je oveľa menšie než K_c: pri K_c = 4,0 pri 500 K vzorka vypočíta K_p = 2,4×10⁻³. Termodynamika uzatvára slučku z druhej strany: ΔG° = −RT ln K, takže ΔG° = −10 kJ/mol sa v paneli Gibbs prevedie na K ≈ 57 (zvýhodnené produkty) — malá výhoda voľnej energie je už veľký pomer.

Na predpoveď, kam reakcia dospeje, sa usporiadajú tri riadky: Inicializačné koncentrácie, Chyba ako ±koeficienty·x, Ekvilibrium ako ich súčet. Potom sa x vyrieši. Vzorka ICE začína N₂ + 3H₂ s 1,0 a 3,0 M bez amoniaku a K_c = 4,0; riešiteľ nájde x ≈ 0,65, takže v rovnováhe spolu existuje zhruba 0,35 M N₂, 1,06 M H₂ a 1,29 M NH₃ — a ich dosadením späť sa reprodukuje K_c = 4,0, čo je presne overenie, ktoré panel vypíše. Učebnice dovoľujú skratku „x je malé“, keď zreaguje menej než 5 %; táto stránka namiesto toho rozpolí celú rovnicu, takže taký predpoklad nie je potrebný.

Reakčný kvocient Q je vzorec K aplikovaný na koncentrácie, ktoré existujú práve teraz, pred rovnováhou. Ich porovnanie dá smer: Q < K, dopredu; Q > K, dozadu; Q = K, už tam sme. Vzorka Q je dramatický prípad — pri K_c = 4,0, ale Q = 4×10⁴ sa zmes topí v produktoch a reakcia beží silne dozadu. Q je spôsob, akým chemik predpovedá smer navrhnutej zmesi pred jej zmiešaním, a spôsob, akým telo rozhoduje napríklad o tom, či hemoglobín naviaže alebo uvoľní kyslík.

Keď sa rovnováha naruší, posunie sa tak, aby narušenie zmiernila. Pridá sa reaktant → spotrebuje časť; odstráni sa produkt → vznikne viac; stlačí sa plynová zmes → posunie sa smerom k strane s menším počtom plynových molekúl; zahreje sa → posunie sa endotermným smerom. Pozornosť si zaslúži drobný text skrytý v kľúčovom boxe vyššie: teplota je jediný stres, ktorý mení samotné K (prepočíta celé pretláčanie), kým tlak a koncentrácia ju len presúvajú. Katalyzátor nemení ani jedno — rovnako urýchli priamy aj spätný smer, takže rovnováha nastane rýchlejšie, ale presne na tom istom mieste. Haberov proces je priemyselný príklad: 4 plynové molekuly sa zmenia na 2, takže vysoký tlak tlačí k NH₃, zatiaľ čo teplota obchoduje výťažok za rýchlosť.

• Rovnováha znamená, že reakcia sa zastavila. Oba smery bežia ďalej plnou rýchlosťou; nulová je len čistá zmena.
• Pridanie reaktantu zvyšuje K. Posúva polohu dopredu a dočasne aj Q, potom sa sústava vráti k rovnakému K. Iba teplota mení K.
• Katalyzátor zvyšuje výťažok. Mení čas, za ktorý sa dosiahne rovnováha, nikdy nie jej polohu. Priemyselné výťažky sa menia teplotou, tlakom a nepretržitým odvádzaním produktu.
• V rovnováhe sú koncentrácie reaktantov a produktov rovnaké. Rovnaké koncentrácie znamenajú K = 1, nič viac. K = 4,0 vo vzorke: produkty sú už štvornásobne zvýhodnené, no zjavne nie sú rovnaké.

Súvisiace nástroje: Kyselina–zásada a pH (Ka a Kb sú rovnovážne konštanty), Termochémia (odkiaľ pochádzajú ΔG a K) a Kinetika (rýchlosti, ktoré určujú, ako rýchlo sa rovnováha dosiahne).