Rovnovážné stavy

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

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

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

Chemická rovnováha H2 + I2 2 HI

Chemická rovnováha

Chemická rovnováha 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

Chemická rovnováha Guldbergův-Waagův zákon při rovnováze se rychlosti přímé a zpětné reakce vyrovnají k1[H2][I2] = k2[HI]2 protože rychlostní konstanty nejsou závislé n akoncentracích látek, můžeme je sloučit do jediné konstanty → Rovnovážná konstanta

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

Chemická rovnováha obdobně můžeme definovat rovnovážnou konstantu pomocí parciálních tlaků: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) pro pevné a kapalné látky parciální tlak zahrnujeme do rovnovážné konstanty

Chemická rovnováha následné reakce: 2 O3 3 O2 tuto reakci můžeme rozepsat na dílčí kroky: O3 O2 + O O + O3 2 O2 rovnovážná konstanta je rovna součinu dílčích

Chemická rovnováha Heterogenní chemická rovnováha složky směsi nejsou ve stejné fázi rozklad vápence: CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g)

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

Chemická rovnováha Rovnovážné složení směsi podle hodnoty rovnovážné konstanty lze odhadnout směr reakce K > 104 – prakticky úplná přeměna na produkty K < 10-4 – reakce prakticky neprobíhá stavy mezi těmito hodnotami často popisujeme pomocí stupně konverze α poměr zreagované látky a jejího původního množství

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

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:

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: 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

HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (g) Chemická rovnováha změna tlaku reakční soustavy platí pouze u reakcí, kterých se účastní plyny HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (g) zvýšením tlaku vychýlím rovnováhu směrem k menšímu látkovému množství plynných látek (tedy k NH4Cl)

Chemická rovnováha 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

Chemická rovnováha katalyzátorem bez katalyzátoru s katalyzátorem

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Protolytické rovnováhy protože ve vodném prostředí je voda v nadbytku a její koncentrace se prakticky nemění, zavádíme disociační konstantu kyseliny KA = Kc.[H2O] disociace zásady

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) KA nebo KB > 10 -2 středně silné kyseliny (zásady) KA nebo KB 10 -4< < 10 -2 slabé kyseliny (zásady) KA nebo KB < 10 -4

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

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

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

Protolytické rovnováhy KV je za standardních podmínek konstantní = iontový součin vody KV = 1.10-14 tato hodnota platí nejen pro čistou vodu, ale i pro vodné roztoky při standardní teplotě pomocí [H3O+] se popisuje kyselost roztoku pro zjednodušení popisu kyselosti roztoku se zavádí veličina pH pH = - log [H3O+]

Protolytické rovnováhy zároveň s pH je definována veličina pOH pOH = - log [OH-] díky konstantní hodnotě KV se při změně pH mění i pOH a naopak při zvýšení koncentrace H3O+ iontů klesá koncentrace iontů OH- vzrůstá pH a klesá pOH jestliže pro KV = [H3O+].[OH-] = 10-14 mol2 l-2, platí pH + pOH = 14

Protolytické rovnováhy výpočet pH roztoků příklad 1 - čistá voda [H3O+] = [OH-] = 10-7 pH = -log [H3O+] = 7

Protolytické rovnováhy u silných jednosytných kyselin koncentrace kyseliny odpovídá koncentraci oxoniových kationtů H3O+ příklad 2 – roztok silné kyseliny Jaké je pH roztoku kyselny chlorovodíkové o koncentraci 10-4 mol/l? [HCl] = [H3O+] pH = -log [H3O+] = -log [HCl] = 4

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 10-3 mol/l? [KOH] = [OH-] pOH = -log [OH-] = -log [KOH] = 3 pH = 14 – pOH = 11

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

Protolytické rovnováhy výpočet pH slabé zásady

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 H3O+ iontů rovnováha 1. reakce se posune směrem k produktům přibývá H3O+

Protolytické rovnováhy přidejme do roztoku H3O+ 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

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

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

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