Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Rovnovážné stavy. Rovnonážné stavy systém je v rovnovážném stavu, pakliže v soustavě neprobíhá žádný samovolný děj –nedojde-li ke změně podmínek, systém.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Rovnovážné stavy. Rovnonážné stavy systém je v rovnovážném stavu, pakliže v soustavě neprobíhá žádný samovolný děj –nedojde-li ke změně podmínek, systém."— Transkript prezentace:

1 Rovnovážné stavy

2 Rovnonážné stavy systém je v rovnovážném stavu, pakliže v soustavě neprobíhá žádný samovolný děj –nedojde-li ke změně podmínek, systém setrvává v rovnovážném stavu po libovolně dlouhou dobu chemická rovnováha = stav soustavy, kdy se její složení nemění, i když v ní neustále probíhají chemické děje jedná se o dynamickou rovnováhu

3 Rovnovážné stavy při rovnováze se stav soustavy nemění –probíhající děje se navzájem vyrovnávají –rovnováhu charakterizuje nulová změna Gibbsovy energie ΔG = ΣΔG i = 0 v některých otevřených systémech se může ustanovit také ustálený stav –složení soustavy je neměnné, ale mění se energie soustavy

4 Chemická rovnováha -ustavuje se v soustavách látek, kde probíhají zvratné reakce Homogenní chemické rovnováhy –v systémech tvořených jedinou fází –zvratné reakce probíhají zároveň oběma směry výsledná rychlost změny složení soustavy je dána rozdílem rychlostí reakce přímé a zpětné

5 Chemická rovnováha H 2 + I 2 2 HI

6 Chemická rovnováha

7 –se vzrůstající koncentraci jodovodíku vzrůstá i rychlost zpětné reakce až do okamžiku, kdy se rychlost přímé a zpětné reakce vyrovnají celková rychlost reakce klesne na nulu –ke stejnému rovnovážnému složení reakční směsi dojdeme i pokud budeme za stejných podmínek vycházet z jodovodíku

8 Chemická rovnováha Guldbergův-Waagův zákon –při rovnováze se rychlosti přímé a zpětné reakce vyrovnají k 1 [H 2 ][I 2 ] = k 2 [HI] 2 –protože rychlostní konstanty nejsou závislé n akoncentracích látek, můžeme je sloučit do jediné konstanty → Rovnovážná konstanta

9 Chemická rovnováha pro obecnou reakci: a A + b B → c C + d D rovnovážná konstanta je za daných podmínek konstantní

10 Chemická rovnováha –obdobně můžeme definovat rovnovážnou konstantu pomocí parciálních tlaků: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) –pro pevné a kapalné látky parciální tlak zahrnujeme do rovnovážné konstanty

11 Chemická rovnováha následné reakce: 2 O 3 3 O 2 –tuto reakci můžeme rozepsat na dílčí kroky: O 3 O 2 + O O + O 3 2 O 2 –rovnovážná konstanta je rovna součinu dílčích

12 Chemická rovnováha Heterogenní chemická rovnováha –složky směsi nejsou ve stejné fázi –rozklad vápence: CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g)

13 Chemická rovnováha –do rovnovážné konstanty v heterogenních systémech zahrnujeme parciální tlaky pevných a kapalných látek koncentrace nerozpuštěných látek –v heterogenních soustavách je rovnováha popisována pouze parciálními tlaky plynných látek pouze koncentracemi látek rozpuštěných v roztoku

14 Chemická rovnováha Rovnovážné složení směsi –podle hodnoty rovnovážné konstanty lze odhadnout směr reakce K > 10 4 – prakticky úplná přeměna na produkty K < – reakce prakticky neprobíhá stavy mezi těmito hodnotami často popisujeme pomocí stupně konverze α –poměr zreagované látky a jejího původního množství

15 Chemická rovnováha –pro reakci: a A + b B c C + d D [A] = [A] 0 (1 – α A ) [B] = [B] 0 – b/a [A] 0 α A [C] = [C] 0 + c/a [A] 0 α A [B] = [D] 0 + d/a [A] 0 α A

16 Chemická rovnováha –po dosazení těchto vztahů do vzorce pro rovnovážnou konstantu pro reakci: A C + D a počáteční podmínky [C] 0 =[D] 0 =0 dostaneme vztah:

17 Chemická rovnováha Princip akce a reakce –Le Chatelier, K.F.Braun, J.H.van`t Hoff –porušení rovnováhy vnějším zásahem vyvolá děj směřující ke zrušení účinku tohoto zásahu –zásahy ovlivňující rovnováhu: 1.změna koncentrace látky učastnící se reakce přidám-li reaktant, převáží reakce přímá přidám-li produkt, převáží reakce zpětná -pro zvýšení výtěžku reakce je vhodné odebírat produkt reakce nebo přidávat reaktant

18 Chemická rovnováha 2.změna tlaku reakční soustavy –platí pouze u reakcí, kterých se účastní plyny HCl (g) + NH 3 (g) → NH 4 Cl (g) –zvýšením tlaku vychýlím rovnováhu směrem k menšímu látkovému množství plynných látek (tedy k NH 4 Cl)

19 Chemická rovnováha 3.změnou teploty –změnou teploty se mění hodnota rovnovážné konstanty –zvýšení teploty u endotermických reakcí vede reakci směrem k produktům –zvýšení teploty při exotermické reakci ji vede směrem k reaktantům –zvýšení teploty vychyluje rovnováhu ve směru endotermického děje a naopak

20 Chemická rovnováha 4.katalyzátorem bez katalyzátoru s katalyzátorem

21 Chemická rovnováha katalyzátor urychluje ustavení rovnováhy, ale neovlivňuje hodnotu rovnovážné konstanty => neovlivňuje rovnovážné složení reakční směsi

22 Iontové rovnováhy =rovnováhy v roztocích elektrolytů rovnováhy v soustavách, kde některé z částic nesou elektrický náboj elektrolyt –látka, která se tavením nebo rozpouštěním rozpadá na ionty = disociace na ionty –silný elektrolyt – v roztoku se úplně disociuje –slabý elektrolyt – disociuje se pouze část molekul

23 Iontové rovnováhy mezi iontové rovnováhy patří –protolytické rovnováhy dochází k přenosu protonu –srážecí rovnováhy přenášení jiných iontů –redoxní rovnováhy dochází k přenosu elektronů

24 Protolytické rovnováhy v soustavách, kde dochází k odevzdávání a přijímání protonů –příklady – disociace kyseliny octové a amoniaku

25 Protolytické rovnováhy Brønstedova teorie kyselin a zásad –protolytické rovnováhy je možné rozdělit na dvě dílčí rovnováhy:

26 Protolytické rovnováhy –těchto rovnováh využil Brønsted k definici kyselin a zásad: Kyselina je látka schopná předat proton jiné látce = kyselina je donor protonu Zásada je látka schopná od jiné látky proton přijímat = zásada je akceptor protonu díky zvratnosti reakcí –z kyseliny se odevzdáním protonu stává zásada –ze zásady se přijetím protonu stává kyselina

27 Protolytické rovnováhy –tyto dvojice (lišící se o proton) se označují jako konjugované páry při protolytické reakci spolu reagují kyselina jednoho systému se zásadou druhého systému

28 Protolytické rovnováhy –u protolytických reakcí platí: silná kyselina je konjugována se slabou zásadou slabá kyselina je konjugována se silnou zásadou –„kyselost“ kyseliny se může projevit pouze v přítomnosti zásady, která přijme její proton

29 Protolytické rovnováhy –označení kyselina a zásada v rámci konjugovaných párů se vztahuje ke konkrétní reakci látka může být kyselinou v jedné reakci a zásadou v druhé i síla kyseliny je relativní, záleží na protolytické reakci, které se účastní

30 Protolytické rovnováhy –jiné teorie kyselin a zásad Arrheniova –starší –kyselina je látka schopná odštěpit proton –zásada je látka schopná odštěpit OH - Lewisova –kyselina je látka s volným orbitalem, který může zaplnit společným sdílením elektronového páru = akceptory elektronového páru –zásada je látka s volným elektronovým párem, který může sdílet s jinou látkou = donory elektronového páru

31 Protolytické rovnováhy disociace kyselin a zásad –při disociaci na ionty ve vodě dochází k ustavení protolytické rovnováhy

32 Protolytické rovnováhy protože ve vodném prostředí je voda v nadbytku a její koncentrace se prakticky nemění, zavádíme disociační konstantu kyseliny K A = K c. [H 2 O] –disociace zásady

33 Protolytické rovnováhy –hodnoty disociačních konstant kyselin a zásad za standardních podmínek jsou tabelovány mimo jiné je můžeme použít k poměřování síly kyselin silné kyseliny (zásady) –K A nebo K B > středně silné kyseliny (zásady) –K A nebo K B < < slabé kyseliny (zásady) –K A nebo K B < 10 -4

34 Protolytické rovnováhy disociační stupeň α –používá se pro vyjádření množství disociovaných molekul v roztoku –je obdobou stupně konverze –látkové množství molekul z jednoho molu výchozí látky, které se disociují

35 Protolytické rovnováhy –dosaďme rovnovážné koncentrace do vztahu pro disociační konstantu kyseliny –pro malé disociační stupně můžeme jmenovatel pokládat za roven 1

36 Protolytické rovnováhy disociace vody a pH –voda může vystupovat jako kyselina i jako zásada – přijímat i odštěpovat H + –i v čisté vodě se část molekul chová jako kyselina a část jako zásada autoprotolýza vody

37 Protolytické rovnováhy –K V je za standardních podmínek konstantní = iontový součin vody K V = tato hodnota platí nejen pro čistou vodu, ale i pro vodné roztoky při standardní teplotě –pomocí [H 3 O + ] se popisuje kyselost roztoku –pro zjednodušení popisu kyselosti roztoku se zavádí veličina pH pH = - log [H 3 O + ]

38 Protolytické rovnováhy zároveň s pH je definována veličina pOH pOH = - log [OH - ] –díky konstantní hodnotě K V se při změně pH mění i pOH a naopak –při zvýšení koncentrace H 3 O + iontů klesá koncentrace iontů OH - vzrůstá pH a klesá pOH –jestliže pro K V = [H 3 O + ]. [OH - ] = mol 2 l -2, platí pH + pOH = 14

39 Protolytické rovnováhy výpočet pH roztoků –příklad 1 - čistá voda [H 3 O + ] = [OH - ] = pH = -log [H 3 O + ] = 7

40 Protolytické rovnováhy –u silných jednosytných kyselin koncentrace kyseliny odpovídá koncentraci oxoniových kationtů H 3 O + –příklad 2 – roztok silné kyseliny Jaké je pH roztoku kyselny chlorovodíkové o koncentraci mol/l? [HCl] = [H 3 O + ] pH = -log [H 3 O + ] = -log [HCl] = 4

41 Protolytické rovnováhy –u silných hydroxidů je jejich koncentrace rovna koncentraci hydroxidových aniontů, které se jejich disociací uvolní do roztoku –příklad 3 – roztok silné zásady Jaká je hodnota pH vodného roztoku KOH o koncentraci mol/l? [KOH] = [OH - ] pOH = -log [OH - ] = -log [KOH] = 3 pH = 14 – pOH = 11

42 Protolytické rovnováhy –výpočet pH roztoku slabé kyseliny je třeba vzít v úvahu neúplnou disociaci kyseliny

43 Protolytické rovnováhy –výpočet pH slabé zásady

44 Protolytické rovnováhy Pufry (tlumící roztoky) –působí proti změně pH roztoku a udržují jej udržují na stejné hodnotě –přidejme do roztoku slabé kyseliny OH - ionty rovnováha 2. reakce se posune směrem k reaktantům –ubývá OH - a H 3 O + iontů rovnováha 1. reakce se posune směrem k produktům –přibývá H 3 O +

45 Protolytické rovnováhy –přidejme do roztoku H 3 O + ionty rovnováha 1. reakce se posune směrem k reaktantům –kvůli nízkému disociačnímu stupni slabé kyseliny se rovnováha vychýlí pouze mírně (dojdou A - ionty) –aby roztok slabé kyseliny dokázal tlumit změny pH i při přidání kyseliny, přidává se do roztoku sůl téže kyseliny

46 Protolytické rovnováhy –nejlepší tlumící schopnost (pufrační kapacitu) mají pufry: slabá kyselina a její sůl v poměru 1:1 –kyselina octová + octan sodný = acetátový pufr slabá zásada a její sůl –amoniak + chlorid amonný = amonný pufr

47 Protolytické rovnováhy –pufr ze slabé kyseliny a její soli (1:1) pro malé disociační stupně α a β (α → 0; β → 0):

48 Protolytické rovnováhy –pufr ze slabé zásady a její soli (1:1)


Stáhnout ppt "Rovnovážné stavy. Rovnonážné stavy systém je v rovnovážném stavu, pakliže v soustavě neprobíhá žádný samovolný děj –nedojde-li ke změně podmínek, systém."

Podobné prezentace


Reklamy Google