Zgodnie z konwencją zapisu równań reakcji chemicznych, wzory i/lub symbole substratów umieszcza się po lewej stronie strzałki reakcji, a wzory i/lub symbole produktów po prawej stronie. Zatem równanie chemiczne reprezentuje opis danej reakcji chemicznej jako proces przebiegający „od lewej do prawej”. Jednak w tak prosty sposób przebiegają tylko reakcje chemiczne nieodwracalnereakcja nieodwracalnareakcje chemiczne nieodwracalne. Przebiegają one do samego końca, tzn. do wyczerpania substratu (jednego lub wszystkich). Wówczas w równaniu reakcji zapisujemy strzałkę w jednym kierunku, ukazującą kierunek przebiegu reakcji.

Zapis równania „od lewej do prawej”, aczkolwiek najpopularniejszy, nie jest obligatoryjny. Nie jest błędem zapisanie równania reakcji „od góry do dołu”, czy „od prawej do lewej”. W niektórych zadaniach z chemii (tzw. chemografach) możesz spotkać się z tego typu zapisem.

Inna sytuacja ma miejsce w przypadku reakcji odwracalnychreakcja odwracalna reakcji odwracalnych. Nie są prowadzone do samego końca, czyli do wyczerpania substratu, lecz w trakcie ich przebiegu równolegle tworzone są produkty. Te z kolei stają się substratami dla reakcji odwrotnej, w której odtwarzane są początkowe substraty. Wówczas w równaniu reakcji stosuje się dwie przeciwnie skierowane strzałki.

W wyniku zmieszania wodoru i azotu, w stosunku molowym 3:1, zaczyna zachodzić reakcja przekształcania cząsteczek ${\text{H}}_2$ i ${\text{N}}_2$ w cząsteczki ${\text{NH}}_3$:

Początkowo przebiega ona bardzo szybko, ponieważ w układzie znajduje się bardzo duża liczba cząsteczek ${\text{H}}_2$ i ${\text{N}}_2$. W miarę ubywania tych cząsteczek (zmieniają się w cząsteczki ${\text{NH}}_3$), szybkość reakcji tworzenia amoniaku spada. Równocześnie w układzie zaczyna zachodzić reakcja rozpadu amoniaku do wodoru i azotu:

Reakcja ta początkowo przebiega bardzo wolno, ponieważ w układzie znajduje się mało cząsteczek amoniaku. Wraz ze wzrostem liczby cząsteczek amoniaku (reakcja ich tworzenia z cząsteczek wodoru i azotu początkowo jest znacznie szybsza niż reakcja ich rozpadu), zaczyna się również zwiększać szybkość ich rozpadu. To wszystko trwa do czasu zrównania szybkości obu procesów. Kiedy szybkość reakcji tworzenia amoniaku i jego rozpadu uzyskują takie same wartości, układ osiąga stan równowagi dynamicznej. Wówczas przestają być widoczne zmiany stężeń poszczególnych reagentów w układzie. Pomimo tego, że reakcje nadal przebiegają w obie strony, szybkość tworzenia i rozpadu każdego z reagentów jest taka sama, a więc makroskopowo nie zauważamy zmiany liczby cząsteczek ${\text{H}}_2$, ${\text{N}}_2$ i ${\text{NH}}_3$ w układzie.

R1eP3p6zZUjgC1

Ilustracja przedstawiająca trzy rysunki a, b oraz c. Na rysunkach znajdują się modele kulkowo‑pręcikowe cząsteczek. a) Rysunek przedstawia cząsteczki substratów, to dziewięć cząsteczek wodoru ${\text{H}}_2$ oraz trzy cząsteczki azotu ${\text{N}}_2$. Cząsteczki wodoru reprezentują dwie małe, czerwone kulki, zaś cząsteczki azotu duże niebieskie połączone ze sobą wiązaniem potrójnym. b) Rysunek przedstawia stan przed osiągnięciem stanu równowagi przez układ, są na nim dwie cząsteczki azotu, sześć cząsteczek wodoru oraz dwie cząsteczki amoniaku zbudowanego z atomu azotu połączonego z trzema atomami wodoru. c) Rysunek pokazuje układ w stanie równowagi, w którym obecne są cztery cząsteczki amoniaku, trzy cząsteczki wodoru i jedna cząsteczka azotu, co opisuje równanie: trzy cząsteczki wodoru ${\text{H}}_2$, dodać cząsteczka azotu ${\text{N}}_2$, strzałka w prawo, strzałka w lewo, za strzałkami dwie cząsteczki amoniaku ${\text{NH}}_3$.

R1CrdIOHx0NZ81

Ilustracja przedstawiająca wykres zależności stężenia wyrażanego w molach na decymetr sześcienny od czasu wyrażonego w minutach. Przedstawione są dwie krzywe, pierwsza mająca początek w punkcie $\left(0; 0\right)$ i reprezentująca stężenie amoniaku w miarę postępu reakcji. Krzywa łagodnie rośnie i wypłaszcza się, przyjmując stałą wartość stężenia. Druga krzywa zaczyna się na osi $Y$ w jej górnej części oraz odpowiada stężeniu wodoru w miarę postępu reakcji. Krzywa łagodnie maleje i wypłaszcza się, przyjmując stałą wartość stężenia poniżej wartości, jaka ustanowiła się dla amoniaku. Krzywe są nałożonym na siebie odbiciem lustrzanym.

RXwevHIXaqeJm1

Ilustracja przedstawiająca wykres zależności szybkości reakcji wyrażanej w molach na decymetr sześcienny razy sekunda od czasu wyrażonego w minutach. Przedstawione są dwie krzywe, pierwsza mająca początek w punkcie $\left(0; 0\right)$ i reprezentująca reakcję trzech cząsteczek wodoru z cząsteczką azotu, strzałka w prawo, za strzałką dwie cząsteczki amoniaku. Krzywa łagodnie rośnie i wypłaszcza się, przyjmując stałą wartość szybkości. Druga krzywa zaczyna się na osi $Y$ w jej górnej części oraz odpowiada szybkości dla następującej reakcji: dwie cząsteczki amoniaku, strzałka w prawo, za strzałką trzy cząsteczki wodoru dodać cząsteczka azotu. Funkcja łagodnie maleje w miarę postępu reakcji i wypłaszcza się w miarę postępu reakcji, osiągając wartość szybkości pierwszej reakcji. Zatem szybkości obu opisanych reakcji w stanie równowagi są sobie równe.

Ustalenie stanu równowagirównowaga chemicznarównowagi reakcji nie oznacza, że reakcja została zahamowana. Procesy tworzenia i rozpadu indywiduów chemicznych ciągle następują, jednak procesy te posiadają takie same szybkości. W przypadku takich reakcji, stężenia reagentów są uzależnione od tego, która z reakcji jest reakcją uprzywilejowanąreakcja uprzywilejowanareakcją uprzywilejowaną. Jeśli jest nią reakcja tworzenia produktów, wówczas po osiągnieciu stanu równowagi stężenia produktów są większe od stężeń substratów. Mówi się wtedy, że położenie stanu równowagi jest przesunięte w stronę produktów. Jeśli natomiast jest to reakcja odtwarzania substratów, to analogicznie równowaga przesunięta jest w stronę substratów.

W zależności od fazy (stanu skupienia), w jakiej znajdują się reagenty w danej reakcji, równowaga chemiczna może być homogeniczna lub heterogeniczna. O równowadze homogenicznej mówi się, gdy reakcja odwracalna przebiega między reagentami w tej samej fazie, np.:

Natomiast o równowadze heterogenicznej wtedy, gdy zostaje ona ustalona dla reagentów występujących w różnych fazach, np.:

Z powyższym zjawiskiem jest związana ważna wielkość – stała równowagi reakcjistała równowagi chemicznejstała równowagi reakcji. Jest ona równa ilorazowi iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów (podniesionych do potęg, zgodnych ze współczynnikami stechiometrycznymi), które zostały zmierzone w stanie równowagi.

Dla powyższej reakcji stała równowagi reakcji $K$, ma postać:

Stała równowagi określa zależności, jakie w każdym układzie muszą utworzyć się pomiędzy stężeniami. W danych warunkach ciśnienia i temperatury, niezależnie od miejsca i czasu prowadzenia reakcji stosunki stężeń azotu, wodoru i amoniaku, muszą przyjąć wartość równą wartości stałej równowagi, wyznaczonej dla danych warunków.

Reakcja syntezy amoniaku przebiega w układzie zamkniętym.

Przyjmijmy, że reakcja została zapoczątkowana i w układzie ustalił się już stan równowagi pomiędzy substratami a produktem. Co się stanie, jeśli w takiej sytuacji do układu dostarczymy dodatkowe cząsteczki substratów? By odpowiedzieć na to pytanie, należy oprzeć się o regułę przekory (Le Chateliera–Brauna)reguła przekory (reguła Le Chateliera i Brauna)przekory (Le Chateliera–Brauna), mówiącą, że jeśli na układ, który znajduje się w stanie równowagi, działa jakiś bodziec powodujący jego wytrącenie ze stanu równowagi, to układ ten będzie dążył do przeciwstawienia się działaniu tego bodźca. Zatem zwiększenie stężenia azotu i/lub wodoru spowoduje, że układ będzie dążył do obniżenia stężenia substratów i osiągnie to poprzez tworzenie nowych cząsteczek produktów. Wprowadzenie dodatkowych cząsteczek substratów spowoduje wybicie układu ze stan równowagi. Aby go odtworzyć, układ musi zacząć prowadzić reakcję przekształcania substratów w produkt ($3 {\text{H}}_2+{\text{N}}_2\rightleftarrows 2 {\text{NH}}_3$) aż do momentu, kiedy ponownie osiągnie stan równowagi.

Ze zmianą temperatury wiąże się zmiana wartości stałej równowagi. W przypadku reakcji endotermicznej, wartość stałej równowagi rośnie wraz ze wzrostem temperatury, a w przypadku reakcji egzotermicznej – maleje.

Synteza amoniaku jest przykładem reakcji egzotermicznej – w czasie reakcji wydziela się ciepło.

Zatem zwiększenie temperatury możemy traktować jako dodanie dodatkowej porcji produktu do układu, który znajdujw się już w stanie równowagi. Zgodnie z regułą przekory, spowoduje to przesunięcie położenia stanu równowagi w lewo oraz spadek wartości stałej równowagi:

Wówczas wydajność tworzenia produktu maleje.

Wpływ ciśnienia można rozpatrywać tylko dla reagentów w fazie gazowej i tylko wtedy, gdy liczba moli substratów jest różna od liczby moli produktów (różnica sumy moli produktów i sumy moli substratów jest różna od zera $\Delta \text{n}\ne 0$). Dla powyższej reakcji $\mathrm{\Delta }\text{n}=-2$ (z $4$ moli substratów otrzymujemy $2$ mole produktów) wzrost ciśnienia będzie powodować przesunięcie położenia stanu równowagi w kierunku syntezy amoniaku – a więc zmniejszenia ilości reagentów gazowych w układzie. Z kolei zmniejszenie ciśnienia będzie powodować efekt przeciwny – przesunięcie równowagi w kierunku tworzenia substratów. W sytuacji, gdy reakcja przebiega bez zmiany objętości, zmiana ciśnienia nie wpływa na stan równowagi.

Słownik

Bibliografia

Encyklopedia PWN

Bielański A., Podstawy Chemii nieorganicznej, t. 1–2, Warszawa 2010.

Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.