Zakon o očuvanju hemijske ravnoteže

Wikipedia
## Definicija
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

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

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

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

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

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
Autor:Albert Butina, Kemičar

## Izvori
Jump up ↑ Peter Atkins, Loretta Jones. Chemical Principles: The Quest for Insight (2. izd.) .
Jump up ↑ http://goldbook.iupac.org/C01023.html

## Kategorija
 Fizikalna kemija