Zakon o očuvanju kemijske ravnoteže
Ovaj članak zahtijeva sređivanje kako bi ispunio Wikipedijine standarde kvaliteta. Pomozite u njegovom poboljšanju tako što ćete ga urediti. |
Ovom članku ili dijelu članka nedostaju interne poveznice. Pogledajte kako uređivati članak i dodavati poveznice, kliknite na link uredi i dodajte ih, nakon čega možete ukloniti ovaj šablon. |
Definicija[uredi | uredi kod]
Zakon o očuvanju kemijske ravnoteže
"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 | uredi kod]
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 | uredi kod]
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 | uredi kod]
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 | uredi kod]
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 | uredi kod]
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 | uredi kod]
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 | uredi kod]
Fizikalna kemija