Chemická rovnováha

Vratné reakce a dynamická rovnováha

V termochemii jsme reakce psali s jednou šipkou, jako by proběhly do konce. Většina reakcí to ale neudělá — zastaví se „v půli cesty“ a dál se navenek nic neděje. Tahle kapitola vysvětlí, proč to vypadá jako klid, a proč to klid není.

Nevratné versus vratné reakce

Když zapálíte methan, shoří na CO₂ a vodu a zpátky se nic neposkládá. Když ale zahřejete v zatavené ampuli vodík s jodem, vznikne jodovodík — jenže jen z části. Zbytek vodíku a jodu tam zůstane, a i když budete čekat týden, složení se nezmění. To je rozdíl mezi reakcí nevratnou a vratnou (zvratnou).

Podmínka: uzavřený systém

Rovnováha se ustaví jen v uzavřeném systému — takovém, z něhož neuniká látka (energii vyměňovat smí; ta má být naopak vyrovnaná, aby byla stálá teplota). Když z pece na pálení vápna odchází CO₂ komínem, reakce CaCO₃ ⇌ CaO + CO₂ nikdy nedosáhne rovnováhy a běží do konce — a přesně to vápenka chce. V zatavené ampuli by se naopak zastavila, jakmile by tlak CO₂ dosáhl rovnovážné hodnoty.

Co se děje s rychlostmi: v₁ klesá, v₂ roste

Vraťte se k modelu v úvodu stránky. Na začátku máme jen vodík a jod. Přímá reakce běží rychlostí v₁, která je zpočátku největší (koncentrace výchozích látek jsou nejvyšší) a postupně klesá, jak výchozích látek ubývá. Zpětná reakce nemůže běžet vůbec, protože ještě není žádný jodovodík; jak ho přibývá, její rychlost v₂ roste. Křivky se k sobě blíží, až se protnou. Od té chvíle se za každou sekundu rozpadne přesně tolik molekul HI, kolik jich vznikne.

v rovnováze:  v₁ = v₂   (přímá i zpětná reakce běží stejnou rychlostí, ne nulovou)

Dynamická rovnováha

Tohle je věta, na kterou se ptá každý zkoušející, a klíčové slovo je dynamická. Rovnováha není zamrzlá soustava, ve které reakce „skončila“. Je to soustava, kde reakce běží plnou rychlostí oběma směry.

Jak se dokáže, že reakce v rovnováze opravdu běží

Důkaz je elegantní a objevuje se v přijímačkových otázkách. Do rovnovážné směsi H₂ + I₂ ⇌ 2 HI přidáme trochu jodu obsahujícího radioaktivní izotop ¹³¹I. Složení směsi se nezmění (jen jsme nepatrně přidali jod), ale po chvíli najdeme radioaktivitu i v molekulách HI. Jediná možnost, jak se tam značený jod dostal, je, že přímá reakce dál běžela — a protože se koncentrace nezměnily, musela stejně rychle běžet i zpětná.

K rovnováze se dá dojít z obou stran

Druhý charakteristický znak: nezáleží na tom, jestli začnete z výchozích látek, nebo z produktů. Při 448 °C dostanete ze směsi 1,00 mol·dm⁻³ H₂ + 1,00 mol·dm⁻³ I₂ totéž rovnovážné složení jako z 2,00 mol·dm⁻³ čistého HI — v obou případech obsahuje směs stejné atomy ve stejném počtu, a rovnováha „neví“, odkud přišla. Zkuste si to v úvodním modelu přepínačem start z produktů.

Poslední sloupec je nápověda pro celý zbytek materiálu: ať začnete odkudkoli, jeden určitý podíl koncentrací vyjde vždy stejně. Tomu podílu budeme říkat rovnovážná konstanta.

Značení: hranaté závorky jsou rovnovážné koncentrace

Rovnovážná konstanta z termodynamiky

V termochemii jsme skončili větou „ΔG = 0 znamená rovnováhu“. Teď z ní vytěžíme číslo: ukážeme, že Gibbsova energie závisí na složení směsi, a že z tabulkové hodnoty ΔG° se dá spočítat, kde přesně se reakce zastaví.

ΔG závisí na složení: reakční kvocient Q

Tabulková hodnota ΔG° platí pro jednu jedinou situaci — všechny látky ve standardním stavu (koncentrace 1 mol·dm⁻³, tlak 100 kPa). V reálné směsi jsou koncentrace jiné a mění se v průběhu reakce. Termodynamika to zohledňuje jedním členem navíc:

ΔG = ΔG° + RT · ln Q

kde ΔG (bez kolečka) je hnací síla reakce právě teď, při aktuálním složení, v J·mol⁻¹; ΔG° je standardní reakční Gibbsova energie z tabulek (pozor na kJ → J); R = 8,314 J·K⁻¹·mol⁻¹; T je teplota v kelvinech a Q je reakční kvocient.

Logaritmus dává členu RT·ln Q správné chování: když je produktů málo (Q → 0), je ln Q hluboce záporný a reakce má obrovskou chuť běžet doprava, ať je ΔG° jakékoli. Když je produktů hodně (Q → ∞), je to naopak. Žádná reakce proto neběží úplně do konce — někde uprostřed se hnací síla vynuluje.

V rovnováze ΔG = 0: vztah mezi K a ΔG°

Rovnováha je stav, kdy reakce nemá hnací sílu ani jedním směrem: ΔG = 0. Hodnota kvocientu Q v tom okamžiku je něco zvláštního — nezávisí na tom, odkud jsme vyšli, jen na teplotě. Říkáme jí rovnovážná konstanta K. Dosadíme:

0 = ΔG° + RT · ln K   ⟹   ΔG° = −RT · ln K   ⟺   K = e^−ΔG°/RT

Tenhle vztah je most mezi dvěma tématy vaší osnovy. Z termochemie znáte ΔG° = ΔH° − TΔS°; z něj teď vyčtete K. Záporná ΔG° znamená K > 1 (rovnováha „vpravo“), kladná ΔG° znamená K < 1 (rovnováha „vlevo“), nula znamená K = 1.

Orientační čísla, která stojí za zapamatování

Při 298 K je RT = 8,314 · 298,15 = 2479 J·mol⁻¹ ≈ 2,48 kJ·mol⁻¹ a RT·ln 10 = 5,71 kJ·mol⁻¹. Každých 5,7 kJ·mol⁻¹ tedy posune K o jeden řád:

Q proti K: kompas směru reakce

Odečtením obou rovnic dostanete nejužitečnější vzorec kapitoly:

ΔG = RT · ln (Q / K)

Proč se reakce zastaví uprostřed: graf G podle rozsahu reakce

Představte si, že sledujete Gibbsovu energii celé směsi v závislosti na tom, kolik reakce už proběhlo. Tomu „kolik“ se říká rozsah reakce ξ (ksí): 0 = jen výchozí látky, 1 = jen produkty. Kdyby G byla jen přímka mezi G(reaktanty) a G(produkty), spadla by soustava vždy do jednoho z krajů — reakce by běžely buď úplně, nebo vůbec.

Jenže směs má oproti čistým látkám navíc entropii míšení, a ta křivku G(ξ) prohne dolů. Vznikne minimum uvnitř intervalu — a to je rovnováha. Sklon křivky v daném bodě je přesně ΔG = ΔG° + RT ln Q: vlevo od minima je záporný (reakce jde doprava), vpravo kladný (jde doleva), v minimu nulový. ΔG° rozhoduje jen o tom, kde minimum leží: čím zápornější, tím blíž k produktům.

Rovnovážná konstanta z kinetiky: Guldbergův–Waageův zákon

K téže konstantě K se dá dojít úplně jinou cestou — ne z Gibbsovy energie, ale z rychlostí. Je to cesta, kterou K historicky vznikla, a je to cesta, která vysvětlí, proč katalyzátor rovnováhu neposune.

Připomenutí z kinetiky: rychlostní rovnice elementární reakce

Pro elementární reakci — takovou, která probíhá v jediném kroku přesně tak, jak je napsaná — platí, že rychlost je úměrná součinu koncentrací srážejících se částic, každé umocněné na stechiometrický koeficient:

a A + b B → produkty   ⟹   v = k · c(A)^a · c(B)^b

k je rychlostní konstanta — závisí na teplotě (Arrheniova rovnice) a na katalyzátoru, ale ne na koncentracích. Její jednotka závisí na řádu reakce: pro první řád s⁻¹, pro druhý dm³·mol⁻¹·s⁻¹. Tohle je jediné, co z kinetiky potřebujeme.

Odvození: v rovnováze v₁ = v₂

Vezměme vratnou elementární reakci a A + b B ⇌ c C + d D. Přímá reakce má rychlostní konstantu k₁, zpětná k₋₁ (čte se „k mínus jedna“; někdy se píše k₂). Napíšeme obě rychlosti a položíme je rovné — to je definice rovnováhy z kapitoly 0:

v₁ = k₁ · [A]^a · [B]^b     v₂ = k₋₁ · [C]^c · [D]^d

v₁ = v₂  ⟹  k₁ · [A]^a[B]^b = k₋₁ · [C]^c[D]^d

Konstanty dáme na jednu stranu, koncentrace na druhou:

K_c = k₁ / k₋₁ = [C]^c[D]^d / ([A]^a[B]^b)

Vlevo je podíl dvou konstant — tedy konstanta. Vpravo je podíl rovnovážných koncentrací. Dostali jsme stejný výraz jako z termodynamiky, tentokrát ale víme, co v něm konstanta fyzikálně je: poměr rychlostních konstant přímé a zpětné reakce.

Guldberg a Waage, 1864

Cato Guldberg (matematik) a Peter Waage (chemik), švagři z Kristianie — dnešního Osla — zákon publikovali v roce 1864 norsky, takže si ho Evropa všimla až po francouzském vydání v roce 1867 a německém v roce 1879. „Působící hmota“ (aktivní hmota) v názvu je starší slovo pro koncentraci: uvědomili si, že hnací síla reakce není dána množstvím látky, ale její koncentrací, tedy hmotou v jednotce objemu. Odvození přes rychlosti, které jsme právě udělali, je jejich — a desítky let předběhlo termodynamické zdůvodnění.

Co plyne z K = k₁/k₋₁

A dvě zásadní věci, které ze vzorce vyčtete během sekundy:

Katalyzátor rovnováhu neposune. Katalyzátor snižuje aktivační energii — ale snižuje ji oběma směrům o stejnou hodnotu, protože přímá i zpětná reakce jdou přes tentýž aktivovaný komplex. Zvýší tedy k₁ i k₋₁ stejným násobkem a jejich podíl K zůstane stejný. Rovnováha se ustaví rychleji, ale ve stejném složení.

Teplota rovnováhu posune. Zahřátí zvýší obě rychlostní konstanty, ale ne stejně — podle Arrheniovy rovnice roste víc ta, která má větší aktivační energii. A rozdíl aktivačních energií přímé a zpětné reakce je přesně ΔH: E_a(přímá) − E_a(zpětná) = ΔH. U endotermické reakce má přímá reakce větší bariéru, zahřátí ji urychlí víc a K roste. U exotermické je to naopak. To je kinetické jádro van 't Hoffovy rovnice z kapitoly 5.

Zápis rovnovážné konstanty pro libovolnou reakci

Napsat správně výraz pro K je řemeslo, které se u zkoušky zkouší skoro jistě. Má čtyři pravidla a dvě výjimky — a přesně na těch výjimkách (pevné látky, rozpouštědlo) se nejvíc chybuje.

Obecný tvar K_c

Příklad, který si zapamatujte jako vzor: pro N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) je

K_c = [NH₃]² / ([N₂] · [H₂]³)

Relativní (bezrozměrné) koncentrace

Přísně vzato se do výrazu nedosazují koncentrace, ale relativní koncentrace [A]/c°, kde c° = 1 mol·dm⁻³ je standardní koncentrace. Číselně se nic nemění — dělíte jedničkou — ale K je díky tomu bezrozměrná, a jen bezrozměrné číslo smí stát v logaritmu ve vztahu ΔG° = −RT ln K. Starší učebnice uvádějí K_c i s jednotkou (mol·dm⁻³)^Δn; obě konvence dávají totéž číslo, pokud dosazujete v mol·dm⁻³.

K_p pro plynné soustavy

U plynů je pohodlnější měřit parciální tlaky než koncentrace. Výraz má úplně stejný tvar, jen místo relativních koncentrací stojí relativní parciální tlaky p_i/p°, kde p° = 100 kPa (1 bar; starší tabulky 101,325 kPa):

K_p = (p_C/p°)^c · (p_D/p°)^d  /  (p_A/p°)^a · (p_B/p°)^b

Obě konstanty spolu souvisí přes stavovou rovnici ideálního plynu p_i = c_iRT:

K_p = K_c · (c°RT/p°)^Δn    Δn = Σν(plynné produkty) − Σν(plynné reaktanty)

Faktor c°RT/p° je bezrozměrný a při 298 K má hodnotu 1000 mol·m⁻³ · 8,314 J·K⁻¹·mol⁻¹ · 298,15 K / 10⁵ Pa = 24,79. V praktičtější podobě: K_p = K_c·(RT)^Δn s R = 0,08314 dm³·bar·K⁻¹·mol⁻¹. Když je Δn = 0, je K_p = K_c — například u H₂ + I₂ ⇌ 2 HI nebo u shift reakce.

Heterogenní rovnováhy: co se do výrazu nepíše

Heterogenní rovnováha je taková, kde jsou látky ve více fázích — pevná látka a plyn, sraženina a roztok. Platí pravidlo:

K závisí na tom, jak rovnici napíšete

Rovnovážná konstanta je vázaná na konkrétní zápis rovnice — stejně jako reakční enthalpie v termochemii. Tři operace, tři pravidla:

Důvod je stejný jako u Hessova zákona: obrácení rovnice obrátí znaménko ΔG°, vynásobení ji vynásobí, sečtení sečte. A protože K = e^−ΔG°/RT, mění se sčítání v exponentu na násobení konstant.

Jedna rodina konstant

Hodnoty rovnovážné konstanty a stupeň konverze

Rovnovážná konstanta je číslo od nuly do nekonečna. Tahle kapitola vás naučí ho číst — kdy znamená „proběhne prakticky celé“, kdy „skoro nic“ — a přepočítat ho na to, co chemika ve skutečnosti zajímá: kolik procent výchozí látky zreaguje.

Řádové čtení K

Hranice 10³ a 10⁻³ jsou orientační a závisí na stechiometrii. Pro A ⇌ B znamená K = 1000 přeměnu 99,9 %, ale pro 2 A ⇌ B při c₀ = 0,01 mol·dm⁻³ jen 80 %. Proto se vždy vyplatí přepočet na stupeň konverze.

Stupeň konverze (stupeň přeměny) α

Pro nejjednodušší případ A ⇌ B je vztah mezi K a α okamžitý: K = [B]/[A] = α/(1 − α), tedy

α = K / (1 + K)    (jen pro A ⇌ B; nezávisí na c₀)

Výtěžek versus stupeň přeměny

Dva pojmy, které se pletou. Rovnovážný výtěžek je podíl produktu, který v rovnováze skutečně vznikl, vůči množství, jaké by vzniklo, kdyby reakce proběhla úplně — počítá se vždy z látky, která je v nedostatku (limitující). Stupeň přeměny se vztahuje ke konkrétní výchozí látce. Když jsou výchozí látky ve stechiometrickém poměru, obě čísla splývají. Když je jedna v nadbytku, rozejdou se:

Nadbytek levnější složky je nejstarší trik chemické výroby: K zůstává 4, ale rovnováha se „vytlačí“ směrem k produktu, protože k dosažení téhož podílu musí zreagovat větší část té vzácnější látky. Totéž dělá odvádění vody. Obojí je Le Chatelier, kapitola 6.

Vliv počáteční koncentrace u reakcí se změnou počtu částic

U A ⇌ B na c₀ nezáleží. Jakmile se ale počet částic mění, záleží — a to je oblíbená přijímačková past:

Konkrétně chlorid fosforečný při 250 °C (K_c = 0,042): z c₀ = 1,0 mol·dm⁻³ disociuje 18 %, z 0,10 mol·dm⁻³ už 47 % a z 0,010 mol·dm⁻³ celých 83 %. Stejné K, úplně jiný stupeň disociace. Přesně tohle je také důvod, proč slabá kyselina při ředění disociuje víc, i když se roztok stává méně kyselým.

Univerzální nástroj: ICE tabulka

Když potřebujete z K a počátečního složení spočítat rovnovážné, použijte tabulku se třemi řádky — anglicky Initial, Change, Equilibrium, česky počáteční · změna · rovnovážná:

Postup: (1) vyplníte první řádek ze zadání, (2) do druhého napíšete změnu jako násobky jedné neznámé x podle koeficientů — reaktanty mínus, produkty plus, (3) sečtete, (4) dosadíte třetí řádek do výrazu pro K, (5) vyřešíte rovnici (často kvadratickou) a (6) vyberete kořen, který dává smysl: žádná koncentrace nesmí vyjít záporná. Nakonec zkontrolujete dosazením, že vyjde K.

Vliv teploty a tlaku na hodnotu rovnovážné konstanty

Rovnovážná konstanta má v názvu slovo „konstanta“, ale konstantní je jen při stálé teplotě. Tahle kapitola odpoví na dvě otázky, které se v testech pletou dohromady: co mění K (jen teplota) a co mění složení rovnovážné směsi, aniž by změnilo K (tlak, koncentrace).

Teplota — jediný faktor, který mění K

Důvod je v kapitole 1: K = e^−ΔG°/RT a ΔG° = ΔH° − TΔS°. Dosadíme jedno do druhého:

ln K = −ΔG°/RT = −ΔH°/(RT) + ΔS°/R

Vpravo je teplota jen v prvním členu, a ten má před sebou reakční enthalpii. Znaménko ΔH° tedy rozhoduje, kterým směrem K s teplotou půjde. Vynesete-li ln K proti 1/T, dostanete přímku se směrnicí −ΔH°/R — z jejího sklonu se dá reakční enthalpie změřit bez kalorimetru.

Van 't Hoffova rovnice

Napíšeme vztah pro ln K při dvou teplotách a odečteme — člen ΔS°/R se vykrátí (za předpokladu, že ΔH° a ΔS° na teplotě nezávisí):

ln (K₂/K₁) = −(ΔH°/R) · (1/T₂ − 1/T₁)

kde K₁ je konstanta při teplotě T₁, K₂ při T₂ (obě v kelvinech), ΔH° standardní reakční enthalpie v J·mol⁻¹ a R = 8,314 J·K⁻¹·mol⁻¹. Rovnice se používá třemi směry: dopočítat K při jiné teplotě, dopočítat ΔH° ze dvou K, nebo najít teplotu, při níž má K požadovanou hodnotu.

Jacobus van 't Hoff ji publikoval v roce 1884 v knize Études de dynamique chimique — v témže roce, kdy Le Chatelier formuloval svůj princip. Za práce o rovnováze a osmotickém tlaku dostal v roce 1901 vůbec první Nobelovu cenu za chemii.

Haberův kompromis — kde termodynamika prohrává s kinetikou

Syntéza amoniaku je exotermická (ΔH° = −92,2 kJ·mol⁻¹), takže K s teplotou strmě padá:

Nízká teplota by dala vysoký výtěžek, ale reaktor by stál. Vysoká teplota reakci rozběhne, ale rovnováha uteče k dusíku a vodíku. Průmysl volí střed — 400 až 500 °C — a ztrátu na výtěžku dohání tlakem (Δn = −2), odváděním amoniaku zkapalněním a recyklací nezreagovaných plynů. Tohle je nejčastější slohová otázka celého tématu; odpovídejte vždy oběma slovy: termodynamika chce nízkou teplotu, kinetika vysokou.

Tlak: K_p se nemění, složení ano

Tlak rovnovážnou konstantu nemění — K_p závisí jen na teplotě. Co se změní, jsou parciální tlaky, a tím reakční kvocient. Stlačíme-li směs na dvojnásobek, zdvojnásobí se každý parciální tlak; v Q se to projeví faktorem 2^Δn. Když Δn ≠ 0, přestane platit Q = K a soustava musí zareagovat:

Pro syntézu amoniaku je to vidět v číslech — rovnovážný podíl NH₃ ve stechiometrické směsi (model ideálního plynu, orientační hodnoty):

Čtěte tabulku po řádcích i po sloupcích: v řádku roste podíl NH₃ s tlakem (K_p stejné, složení jiné), ve sloupci klesá s teplotou (K_p jiné). Proč se nejede při 1000 atm? Kompresory a tlakové nádoby by stály víc, než by přinesl vyšší výtěžek — i ekonomika je součást kompromisu.

Inertní plyn a katalyzátor

Princip akce a reakce — Le Chatelierův princip

Všechno, co jsme zatím odvodili přes Q a K, shrnul Henri Le Chatelier v roce 1884 do jedné věty, kterou umí každý chemik zpaměti. Tahle kapitola ji vysloví, zdůvodní, ukáže na čtyřech typech zásahů a nakonec předvede, jak na ní stojí chemický průmysl i vaše dýchání.

Znění principu

Henri Louis Le Chatelier (1850–1936), francouzský chemik a metalurg, princip formuloval v roce 1884 při studiu rovnováh v metalurgii; nezávisle k němu roku 1887 dospěl fyzik Karl Ferdinand Braun, proto se někdy říká Le Chatelierův–Braunův princip. Název „princip akce a reakce“ odkazuje na analogii s třetím Newtonovým zákonem: na každou akci (zásah) odpovídá soustava reakcí (posunem), která akci zmírňuje — nikdy ji však úplně nezruší.

Proč to funguje: za vším je Q proti K

Princip není samostatný přírodní zákon, je to heuristika — rychlé pravidlo, které vyplývá z kapitoly 1. Každý zásah do rovnováhy buď vychýlí reakční kvocient Q od K (koncentrace, tlak), nebo změní samotné K (teplota). Soustava pak reaguje jediným možným způsobem: běží tím směrem, kterým se Q vrátí ke K. Když si u každého zásahu položíte otázku „co to udělalo s Q, a co s K?“, nikdy se nespletete — ani v chytácích, na které samotná poučka nestačí (inertní plyn při stálém tlaku).

Zásah 1 — změna koncentrace

Přidání výchozí látky zvětší jmenovatel Q: Q < K, reakce běží doprava, přidanou látku zčásti spotřebuje. Odebrání produktu zmenší čitatel: opět Q < K, opět doprava, produkt se dorábí. Naopak přidání produktu nebo odebrání reaktantu posouvá doleva. K se přitom nemění — jen se soustava vrací na tutéž hodnotu podílu z jiného složení.

V roztocích má totéž jméno vliv společného iontu: k roztoku slabé kyseliny přidáte její sůl (produkt disociace) → disociace se potlačí, pH stoupne. Přesně tak funguje pufr.

Zásah 2 — změna tlaku (objemu)

Týká se jen plynů a jen tehdy, když se počet molekul plynu během reakce mění (Δn(g) ≠ 0). Zvýšení tlaku (stlačení) posune rovnováhu na stranu s menším počtem molekul plynu, snížení tlaku na stranu s větším. Při Δn = 0 se neděje nic. K_p se nemění nikdy.

Zásah 3 — změna teploty

Jediný zásah, který mění K. Zvýšení teploty posouvá rovnováhu ve směru endotermické reakce (teplo se spotřebuje), snížení ve směru exotermické. Pro exotermickou reakci doprava tedy platí: zahřátí → doleva, K klesá; ochlazení → doprava, K roste. Rozdíl proti koncentraci a tlaku je zásadní: tam se soustava vrací ke stejnému K, tady míří k novému K.

Zásah 4 — katalyzátor: nic, jen rychleji

Katalyzátor nemění ani Q, ani K. Zrychluje přímou i zpětnou reakci stejným násobkem (kapitola 2), takže rovnováha se ustaví dřív, ale ve stejném složení. V průmyslu je přesto nepostradatelný: umožňuje pracovat při nižší teplotě, kde je K výhodnější, a přitom dostatečně rychle. Katalyzátor tedy rovnováhu neposouvá, ale zpřístupňuje výhodnější rovnováhu.

Souhrn: co zásah udělá

Aplikace v průmyslu

Každá velká syntéza je kompromis mezi K (chce nízkou teplotu u exotermických reakcí), rychlostí (chce vysokou teplotu a katalyzátor) a penězi (tlak stojí energii). Tabulka pod modely shrnuje osm klasických procesů; společný vzorec je vždy stejný: tlak podle Δn, teplota jako kompromis, nadbytek levné složky, odvádění produktu, recyklace zbytku.

Aplikace v těle: hemoglobin a pufry

Přenos kyslíku. Hb + 4 O₂ ⇌ Hb(O₂)₄. V plicích je parciální tlak kyslíku vysoký (≈ 13 kPa) — rovnováha je vpravo, hemoglobin se nasytí. Ve tkáních je p(O₂) nízký (≈ 5 kPa), reaktant ubyl, rovnováha se posune doleva a kyslík se uvolní. Vyšší koncentrace CO₂ a nižší pH v pracujícím svalu uvolňování ještě podporují (Bohrův efekt). Oxid uhelnatý se váže asi 200× pevněji a rovnováhu „ukradne“ — proto je jedovatý; léčba čistým kyslíkem je Le Chatelier: obrovský nadbytek O₂ vytlačí CO zpět.

Hydrogenuhličitanový pufr. CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻. Přibude-li v krvi kyselina (H⁺), rovnováha se posune doleva, H⁺ se spotřebuje a vzniklý CO₂ vydýcháte. Při hyperventilaci naopak CO₂ ubývá, rovnováha jde doleva, H⁺ klesá a pH roste (respirační alkalóza — brnění prstů). Poměr [HCO₃⁻]/[CO₂] ≈ 20 drží pH krve na 7,40 podle Hendersonovy–Hasselbalchovy rovnice pH = pK_a + log([HCO₃⁻]/[CO₂]) = 6,1 + log 20 = 7,40. Obecně pufr je rovnovážná směs slabé kyseliny a její soli, která přídavek H⁺ nebo OH⁻ „zmírní“ posunem rovnováhy — Le Chatelier v každé buňce.

Závěrečný test

24 otázek přes celou chemickou rovnováhu — definice, zápis konstant, Q proti K, výpočty z ICE tabulky, van 't Hoff, Le Chatelier i chytáky s inertním plynem a katalyzátorem. Odpovězte na všechny a klikněte na Vyhodnotit test; u každé otázky se pak rozbalí vysvětlení. Otázky si můžete nechat zamíchat.

Kam pokračovat dál

Následující blok vaší osnovy je rovnovážná elektrochemie — elektrodové potenciály, Nernstova rovnice, galvanický článek a jeho napětí. Navazuje přesně tam, kde tato kapitola končí: rovnováha se přenese z baňky na rozhraní kovu a roztoku, kde se místo koncentrací ustavuje rovnováha nábojů. Uvidíte tam znovu všechny tři nástroje, které tu máte hotové — ΔG° = −RT ln K se změní na ΔG° = −zFE°, reakční kvocient Q se objeví v Nernstově rovnici E = E° − (RT/zF) ln Q a Le Chatelierův princip vysvětlí, proč zředění roztoku posune napětí článku. Kdo rozumí téhle kapitole, má elektrochemii z poloviny hotovou.