Fázové rovnováhy

Obvykle se rozlišují 3 skupenské stavy látek: pevné, kapalné a plynné. Někdy se uvádí ještě čtvrtý skupenský stav - plazma (plazma = ionty + volné elektrony). V závislosti na podmínkách (tlak, teplota) může teoreticky každá látka existovat ve všech skupenských stavech, tzn. že skupenský stav závisí na vnějších podmínkách a na velikosti soudržných sil uplatňujícími se mezi stavebními částicemi látky. Změnou podmínek může dojít ke změně stavu (skupenská přeměna).

Fázové rovnováhy: Fázové diagramy Tabulky - teploty tání, sublimace, varu - teploty polymorfních přeměn Gibsův zákon fází v = s – f + 2 s – počet složek f – počet fází v – počet stupňů volnosti Fázové diagramy Znázorňují stabilitu jednotlivých fází při různých teplotách v závislosti: - na tlaku (p – T) diagramy - na složení (x – T) diagramy Tvorba diagramů – metodiky diferenciální termické analýzy (DTA), jsou založeny na měření uvolněného reakčního tepla, tedy tepla fázové přeměny. - složení je zjišťováno RTG strukturní analýzou

(l) K tlak (s) T (g) teplota T – trojný bod – koexistence 3 fází Křivka tání nebo tuhnutí Křivka vypařování nebo kondenzace Křivka sublimační K – kritický bod (l) K tlak (s) T (g) teplota

Příklad: Při bruslení dochází vlivem tlaku brusle ke změně skupenství za konstantní teploty.

Příklad: hasicí přístroj s náplní z oxidu uhličitého Příklad: hasicí přístroj s nápní z oxidu uhličitého

Fázový diagram uhlíku

Disperzní soustavy směs dvou a více látek – homogenní nebo heterogenní systém Disperzní prostředí a disperzní fáze Disperze dělíme podle velikosti rozptýlených částic na 3 skupiny: Hrubá disperze – částice > 10-7 m Koloidní disperze - částice mezi 10-7 – 10-9 - mlha (kapalina v plynu) - kouř (tuhá látka v plynu) - pěna (plyn v kapalině) - emulze (kapalina v kapalině) - suspenze (tuhá látka v kapalině) - tuhá pěna (plyn v tuhé látce) 3. Molekulární (iontové) disperze – částice < 10-9 m – pravé roztoky nepravé roztoky

Hrubé disperze Částice jsou viditelné okem nebo optickým mikroskopem – podléhají gravitačním silám, tzn. sedimentují nebo vystupují na povrch. Suspenze (s-l, s-g) – vody, keramika, cement, škrob, rudy, exhalace, popílky, saze, prach. Emulze (l-l) – potravinářství, zpracování kaučuku, mazadla, nátěrové hmoty, kosmetika.

Koloidní disperze Částice jsou viditelné optickým ultramikroskopem nebo elektronovým mikroskopem – procházejí filtrem a nesedimentují. Tyndallův jev (efekt) – kuželovitá světelná stopa pozorovaná kolmo na směr procházejícího paprsku. Brownův pohyb – tepelný pohyb molekul disperzního prostředí (např. vody) – přenáší se na částice, zabraňuje sedimentaci a je pozorovatelný v ultramikroskopu – boční osvit. Podle vztahu částeček disperzní fáze k disperznímu prostředí rozlišujeme disperze: Lyofilní (hydrofilní) – obklopeny solvátovými obaly rozpouštědla – blíží se pravým roztokům – vznikají samovolným rozpouštěním

Lyofobní (hydrofobní) – nerozpustné částice uměle rozptýlené (mechanicky, chemicky) Soly – kapalné koloidní soustavy (hydrosoly, alkosoly – organosoly – podléhají koagulaci a gelatinaci – vznik rosolovitých útvarů s určitou strukturou (pěnovitou, síťovitou) tzv. gely (hydrogely, glycerogely, alkogely) – vlastnosti typické pro tuhé látky GELATINACE SOL GEL PEPTIDIZACE Botnání gelu – pohlcování kapaliny (dřevo, kaučuk, semena), vysušený gel, tzv. xerogel – přírodní vlákna, lepidla, silikagel

Koloidní disperze dále dělíme podle chování při koagulaci na: reverzibilní (vratné) – organické kolidy (mýdla, barviva) Ochranný koloid – želatina ve fotografické emulzi, alkoholy v nátěrových hmotách (emulze plastů) Koagulaci lze vyvolat přídavkem elektrolytu – působení náboje iontů. ireverzibilní (nevratné) – hydroxid železitý, sulfidy kovů, sol zlata. Molekulové disperze – pravé roztoky homogenní dvou- a vícesložkové systémy (rozpouštědlo + rozpuštěná látka) kapalné, plynné a tuhé roztoky (skla, slitiny) neomezeně mísitelné – např. ethanol – voda omezeně mísitelné – roztoky tuhých látek Nasycený roztok – obsahuje za dané teploty určité množství látky, jejíž koncentrace udává tzv. rozpustnost látky (vliv T, křivky rozpustnosti).

Kinetika chemických reakcí Kinetika chemických reakcí (chemická kinetika, reakční kinetika) studuje rychlost chemických reakcí a její závislost na reakčních podmínkách. Jejím konečným cílem je objasnění reakčních mechanismů. Reakčním mechanismem rozumíme řadu dílčích reakcí, které ve svém součtu vedou k výsledné chemické reakci. Reakční rychlost je definována časovým úbytkem látkového množství některé z výchozích látek nebo časovým přírůstkem látkového množství některého z produktů reakce děleným stechiometrickým faktorem této látky. Probíhá-li reakce za konstantního objemu, můžeme reakční rychlost definovat také úbytkem molární koncentrace některé výchozí látky nebo přírůstkem koncentrace některého z produktů reakce.

Pro obecnou reakci popsanou rovnicí aA + bB xX + yY můžeme zavést okamžitou rychlost v definicí Máme-li obecnou reakci A + B produkty , pak rychlost chemické reakce můžeme matematicky vyjádřit kinetickou rovnicí ve tvaru v = k . cA . cB , kde konstanta úměrnosti k se nazývá rychlostní konstanta. Tato kinetická rovnice je matematickým vyjádřením Guldberg - Waageova zákona, který říká : Rychlost reakce je přímo úměrná součinu okamžitých koncentrací výchozích látek.

Pro popis mechanismu přeměny výchozích látek na produkty se používají dvě základní teorie: a) srážková teorie Podle této teorie mohou dvě molekuly zreagovat jen tehdy, mají-li při vzájemné srážce dostatečnou kinetickou energii. Energetické poměry při reakci lze vyjádřit diagramem, kde na vodorovné ose je schematicky znázorněn průběh reakce a na svislé ose potenciální energie v příslušném stádiu reakce.

b) teorie absolutních reakčních rychlostí (teorie aktivovaného komplexu) Tato teorie předpokládá, že při postupném přibližování molekul se mezi atomy dvou různých molekul začínají vytvářet nové vazby za současného oslabování původních vazeb – vzniká tak nový nestálý celek zvaný aktivovaný komplex, který se v dalším průběhu reakce rozpadne.

Faktory ovlivňující rychlost chemických reakcí a) koncentrace - závislost rychlosti reakce na koncentraci výchozích látek vystihuje výše uvedený Guldberg - Waageův zákon. b) teplota - zvýšením teploty o 10°C se rychlost chemické reakce zvyšuje dvoj- až čtyřnásobně. Závislost rychlosti reakce na teplotě se vyjadřuje nejčastěji jako závislost rychlostní konstanty k na teplotě T (tzv. Arrheniova rovnice) ve tvaru kde Ea je aktivační energie příslušné reakce a A je tzv. předexponenciální faktor. c) katalyzátory - do reakce nevstupují, ale přesto výrazně ovlivňují její rychlost. reakce bez katalyzátoru: A + B AB , za přítomnosti katalyzátoru K + A KA KA + B AB + K Význam katalyzátoru: vede reakci jiným mechanismem, u něhož je aktivační energie obou dílčích reakcí nižší, než je aktivační energie původní nekatalyzované reakce.

Podle toho v jaké fázi jsou katalyzátor a reagující látky: katalýza homogenní – např. acidobazická katalýza katalýza heterogenní – katalyzátorem pevná látka s velkým měrným povrchem Negativní katalyzátory (inhibitory, stabilizátory): zpomalují chemické reakce (např. potlačování koroze, samovolného rozkladu chemikálií). Některé katalyzátory ovlivňují i jinak průběh reakce, např.: selektivní katalyzátory – vznik zcela určitých produktů (enzymy) stereospecifické katalyzátory – vznik produktů se zcela jednoznačným uspořádáním