Chemická rovnováha v reakcích

1. Rovnováha

– takový stav soustavy, při kterém se nemění složení, i když neustále probíhají chemické děje,

protože účinky těchto dějů se navzájem ruší = stav dynamické rovnováhy

H₂ (g) + I₂ (g) <-> 2 HI (g)          -> v₁, <- v₂                         [ X ] = koncentrace

v₁ = k* [H₂]* [I₂]

graf                                                      v₂ = k*[HI]²

rovnováha: v₁ = v₂

k* [H₂]* [I₂] = k* [H₂]* [I₂]          /: k₂, : [H₂]* [I₂]

k₁/k₂ = [HI]²/[H₂]* [I₂]

                                            rovnovážná konstanta: K = k₁/k₂ = [HI]²/[H₂]* [I₂]

– Kp = rovnovážná konstanta při použití tlaku

– obecně: aA + bB -> cC + dD

K_c = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b = Guldberg-Waagův zákon

    = koncentrace

– neuvažuje se reakční mechanismus – závisí pouze na počátečním a konečném stavu

– v homogenní soustavě můžeme u plynů používat Kp a u kapalin Kc

– v heterogenní soustavě má tuhá složka pořád stejný tlak – lze ji považovat za konstantní

– součást konstanty – rovnovážnou konstantu vyjadřujeme pouze pomocí tlaku nebo koncentrace

CaCO₃ (s) -> CO₂ (g) + CaO (s)               Kp = p(CO₂)

4 H₂O (g) + 3 Fe (s) <-> 4 H₂ (g) + Fe₃O₄ (s)           Kp = p(H₂)⁴/p(H₂O)⁴

– podle hodnoty K můžeme určit, kterým směrem reakce probíhá, jestli pobíhá, jak rychle probíhá

  K > 10⁴ – výrazně převládají produkty, téměř jednosměrná reakce

K < 10^-4 – převládají výchozí látky, reakce téměř neprobíhá

10^-4 < K < 10⁴ – stupeň přeměny

N₂O₄ <-> 2 NO₂     K = 8.7*10^-2  t = 55°C     SO₂ + ½ O₂ <-> SO₃      K = 1,3*10²²    t = 25°C

2 HF (g) -> H² (g) + F₂ (g)    K = 1*10^-13    t = 2000°C

2. Ovlivňování rovnovážného složení soustavy

– princip akce a reakce: porušení rovnováhy vnějším zásahem = akcí, vyvolá reakci směřující ke

zrušení tohoto zásahu = reakce                             K_c = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b

– akce:                                                                                    – reakce:

• přidání výchozích látek ve prospěch produktů ->
• přidání produktů                                        ve prospěch VL <-
• odebírání produktů ve prospěch produktů ->
• exotermická reakce + zahřívání + ochlazování brždění <-
• vliv tlaku (jen v plynném stavu) – snížení p ve směru většího počtu molů (částic, V)

zvýšení p (stlačení soustavy)              ve směru menšího počtu molů (částic, V)

– i vliv katalyzátorů – urychlují reakci, ale nemění rovnováhu

– obvykle působí více faktorů najednou

• 2 SO₂ (g) + O₂ (g) <-> 2 SO₃ (g) – zvýšení p, zvýšení konc. VL, odebírání produktu
• N₂ (g) + O₂ (g) <-> 2 NO (g) – změnou p nelze ovlivnit rovnováhu
• SO₂ (g) + NO₂ (g) <-> SO₃ (g) + NO (g) – změnou p se rovnováha neovlivní
• 2 CO (g) + O₂ (g) <-> 2 CO₂ (g) – ΔH = -786kJ/mol -> zvýšení p, chlazení

Jak se změní rychlost reakce 2 SO₂(a) + O₂(b) <-> 2 SO₃, zmenší-li se objem trojnásobně? Odhad: reakce se zrychlí, v = k*[SO₂]²[O₂]

v = k*3a²*3b = 27ab

3. Teorie kyselin a zásad

= protolytické = acidobazické reakce

– kyselina – chutná kysele, barví lakmus červeně

– zásada – chutná hořce, barví lakmus modře

– teorie:

1. Boylova teorie – rozlišuje látky na kyselé a zásadité podle chuti a barvy v lakmusu
2. Arheniova teorie – kyseliny = látky, které odštěpují ve vodném roztoku kationt H⁺

HA -> A^– + H⁺

– zásady = látky, které ve vodném roztoku odštěpují OH^–

BOH -> B⁺ + OH^–

– nedostatky: řeší pouze vodní prostředí, považuje za zásadu jen OH^–,

ale co NH₃?

– částečně je překonána, do dneška platí Brönstedova teorie kyselin a zásad

3. Brönstedova teorie – nejčastěji používaná

– kyselina = každá částice, která je schopna odštěpit proton

– zásada = každá částice, která je schopna proton přijímat

– amfoterní částice – schopnost chovat se obojetně

H₂O + HCl <-> Cl^– + H₃O⁺ – H₂O se chová jako zásada (přijímá H⁺)

– HCl se chová jako kyselina (odštěpuje H⁺)

– při zavádění plynného HCl do vody se ustanoví tato rovnováha

– HCl odštěpuje H⁺, chová se jako kyselina – nazývá se disociace

– H₂O váže H⁺, chová se jako zásada

– konjugovaný pár = spřažený, 2 členy tohoto páru se liší o H⁺

– Cl^– se chová jako zásada a tvoří konjugovaný pár s HCl

– H₃O⁺ = oxoniový kationt, chová se jako kyselina, tvoří konjugovaný

pár s H₂O

– kyselina se chová jako kyselina pouze v přítomnosti zásady, protože

H⁺ není schopen samostatné existence

– přenosem H⁺ vznikají z molekul ionty

– síla kyseliny, zásady – záleží na tom, jak ochotně přijímá a odštěpuje H⁺

– s větší ochotou odštěpovat – větší síla kyseliny (H₂SO₄, HCl, HNO₃)

– s větší sílou přijímat – větší síla zásady (KOH, NaOH)

– slabé kyseliny – organické

H_2,3XO₄ => čí je počet H a O odlišnější, tím je kyselina silnější

– O svou X ovlivňuje posun el. párů v celé molekule, a tedy i polaritu vazby OH a

odštěpitelnost H⁺

– slabá– H₂CO₃, HClO, silná – HMnO₄

– slabé zásady – NH₃

–α = disociační stupeň = počet rozdisociovaných molekul/počet nedisociovaných molekul

H₃PO₄ + H₂O <-> H₂PO₄^– + H₃O⁺        pKA = 2,13

– disociační konstanta:     HCl + H₂O <-> CL^– + H₃O⁺      K_kys= [Cl^–][H₃O⁺]/[HCl][H₂O] = [Cl^–][ H₃O⁺]/[ HCl]

H₂O – velmi malá hodnota

HCOOH: K = 1,8*10^-5

H₂SO₄: K = 1*10²

=> K > 10^-2…..silná kyselina/zásada

     K = 10^-2 – 10^-4…..středně silná kyselina/zásada

     K < 10^-4…..slabá kyselina/zásada

NH₃ + H₂O <-> NH₄⁺ + OH^–

K_zás = [NH₄⁺][OH^–]/[NH₃]

– bezkyslíkaté kyseliny – v tabulce doprava a dolů roste síla kyseliny

NH₃     H₂O     HF

PH₃      H₂S     HCl

AsH₃   H₂Se    HBr

SbH₃    H₂Te    HI

H₂SO₄ + H₂O <-> HSO₄^– + H₃O⁺                vyšší K

HSO₄^– + H₂O <-> SO₄^2- + H₃O⁺             nižší K

=> 2. stupeň obtížnější kvůli náboji

– všechny protolytické reakce jsou vratné (=reversibilní) a po určité době se ustanovuje dynamická    rovnováha

– pokus: plynný HCl a plynný NH₃ spolu ve spojených kádinkách reagovaly na NH₄Cl – bílý dým – nemusí býr ve vodném prostředí

– kyselinou můžou být i neutrální molekuly (HCl), kationty (NH₄⁺) i anionty (HSO₄^–)

– příklady acido-bazických reakcí:

1. a) v roztoku H₂O:

HBr + H₂O <-> Br^– + H₃O⁴

1. b) v nevodných roztocích:

NH₄⁺ + NH₂ <-> NH₃ + NH₃

NH₃ + H⁺ <-> NH₂^– + H₂

1. c) v plynné fázi:

NH₃ + HCl <-> NH₄⁺ + Cl^–

– neutralizace = reakce kyseliny a zásady za vzniku vody a soli (voda vzniknout nemusí)

HCl + NaOH <-> NaCl + H₂O

4. Určování kyselosti a zásaditosti, iontový součin vody

– k určování slouží přístroje (pH metr) nebo indikátory

– indikátory – universální indikátorové papírky, dvoubarevné indikátory nebo universální indikátory

v roztoku

– pH = síla vodíku (= pondus Hydrogenii), Sörensen 1909 zavedl vodíkový exponent (pH)

– stupnice od 0 do 14

         – pH = -log*[H⁺]

         – 0-7 kyselé, 7 neutrální, 7-14 zásadité

Určete, o co se jedná, jestliže koncentrace hydroxidových aniontů v roztoku je 10^-5?

[OH^–] = 10^-5

[H₃O⁺] = 10^-9 => pH = 9 => zásaditá látka

– významnou vlastností všech rozpouštědel, které mají amfoterní charakter, je autoprotolýza

H₂O +  H₂O <-> H₃O⁺ + OH^–        NH₃ + NH₃ <-> NH₂^– + NH₄⁺

Kv = [H₃O⁺][OH^–]/[H₂O]²                                                                   [H₃O⁺] = 10^-3 mol/l

Kv = [H₃O⁺][OH^–] = iontový součin vody                                      [OH^–] = 10^-11 mol/l

– kyselé roztoky: H₃O⁺ > 10^-7                                                                          => pH = 3

– zásadité roztoky: H₃O⁺ < 10^-7

 

 

 

Indikátor	Kyselé zabarvení	Zásadité zabarvení	Barevný přechod v oblasti pH
Methylová žluč	Červené	Žluté	2,9 – 4,0
Methylová oranž	Červené	Žluté	3,1 – 4,4
Kongo červeň	Modrofialové	Červené	3,0 – 5,5
Lakmus	Červené	Modré	5,0 – 8,0
Neutrální červeň	Červené	Žlutohnědé	6,8 – 8,0
Fenolftalein	bezbarevné	Červenofialové	8,0 – 9,8

 

 

 

 

 

5. Porovnání síly kyselin a zásad

– k porovnání zvolena voda

– reakce kyseliny s vodou: HA + H₂O <-> A^– + H₃O⁺

– reakce zásady s vodou: B + H₂O <-> HB⁺ + OH^–

– konstanta acidity: KA = C(H₃O⁺)*C(A^–)/C(HA)

– konstanta bazicity: KB = C(HB⁺)*C(OH^–)/C(B)

– čím je kyselina nebo zásada silnější, tím větší je KA nebo KB

– čím je kyselina nebo zásada silnější, tím více je rozdisociovaných iontů

– čím je slabší, tím je tam těch iontů méně

  pKA = -logKA

  pKB = -logKB

6. Výpočty pH

1) silné jednosytné kyseliny – jsou zcela disociované -> konc. H₃O⁺ je stejná jako analytická konc.

kyseliny (c kys, c = n/V)

Vypočítejte pH roztoku HCl, jejíž c=10^-3 mol/l

pH= -log C(H₃O⁺)

pH= -log 10^-3

pH= 3

2) silné jednosytné hydroxidy – jsou téměř úplně nebo úplně disociované -> c OH^– = analytické

c hydroxidu (např. NaOH -> Na⁺ = OH^–)

Vypočítejte pH roztoku NaOH o c=10^-5 mol/l

pOH= -log C(OH^–)

pOH= -log 10^-5

pOH= 5 => pH = 9

3) silné dvojsytné kyseliny: H₂SO₄(1mol) + 2 H₂O <-> SO₄^-2 + 2 H₃O⁺(2mol)

=> c H₃O⁺ je dvojnásobná oproti analytické c kyseliny

Jaké je pH roztoku H₂SO₄ o c= 10^-3mol/l?

pH= -log 2*10^-3

pH= – (log 2 + log10^-3)

pH= 2,69

4) silné dvojsytné hydroxidy: Ca(OH)₂ (1mol) -> Ca²⁺ + 2 OH^– (2mol)

=> c OH je dvojnásobná oproti analytické c hydroxidu

5) slabé kyseliny a zásady – třeba uvažovat stupeň disociace α

 

 

příklady

 

 

 

 

 

 

 

 

7. Hydrolýza solí

– hydrolýza = chemická reakce s vodou

– solvolýza = jiné rozspouštědlo

• silné kyseliny i zásady – zbytky nehydrolyzují

NaCl -> Na⁺ + Cl^–

Na⁺ + H₂O -> 0

Cl^– + H₂O -> 0

=> pH se nemění, pH = 7

• sůl od silné zásady a slabé kyseliny: Na₂CO₃ -> Na⁺ + CO₃^2-

Na⁺ + H₂O -> 0

CO₃^– + H₂O -> H₍₂₎CO₃ + OH^– => pH > 7

• sůl od slabé zásady a silné kyseliny: (NH₄)₂SO₄ -> NH₄⁺ + SO₄^2-

NH₄⁺ + H₂O -> NH₃ + H₃O⁺ => pH <7

SO₄^2- + H₂O -> 0

• sůl od slabé zásady a slabé kyseliny: (NH₄)₂C -> NH₄⁺ + CO₃^2-

NH₄⁺ + H₂O -> NH₃ + H₃O⁺

CO₃^2- + H₂O -> HCO₃^– + OH^–

=> pH = přibližně 7

 

sešit

 

 

 

 

 

 

– projevy – může se projevovat zákalem, v případě, že vznikne látka, která je málo rozpustná ve vodě (když je rozpustná, nesráží se), nebo také změna pH (kyselé, zásadité)

– někdy je hydrolýza chtěná a někdy ne (Al₂(SO₄)₃– vločkování vody v čističce vod- nečistoty se na něj usazují- žádoucí hydrolýza)

– hydrolýza nechtěná: rozpouštění Pb(NO₃)₂ -> Pb²⁺ + 4 H₂O -> 2 H₃O⁺ + Pb(OH)₂ (bílý zákal)

změna pH – přidání HNO₃ – nutí zmizet Pb(OH)₂

– čím lze hydrolýzu odstranit – malé množství vody (ne vždy), nízká teplota, změna pH

– když se má hydrolýza odstranit, musí se do dané reakce přidat ta kyselina, ze které je anion

8. Vztah mezi nábojem iontu, velikostí iontu a acidobazickým charakterem sloučeniny

– vazba je tím pevnější, čím je větší náboj iontů nebo čím menší je součet poloměru kationtu a aniotu

• v periodě: NaOh Mg(OH)₂   Al(OH)₃   Si(OH)₄   H₃PO₄   H₂SO₄   HClO₄

– roste náboj a velikost se nepatrně zvyšuje, roste síla kyseliny (zprava do leva zásady)

• hydridy: NH₃ H₂O   HF

– zvětšuje se náboj, roste kyselost hydridu

• ve skupině: HF HCl   HBr   HI

– zvětšuje se poloměr a roste síla kyseliny

Be(OH)₂   Mg(OH)₂   Ca(OH)₂   Sr(OH)₂   Ba(OH)₂

– zvětšuje se poloměr a roste síla hydroxidu (snadněji se odštěpí OH^–)

– porovnejte: HNO₃   H₃PO₄   H₃AsO₄   H₃SbO₄   H₃BiO₄

– zprava doleva se zmenšuje poloměr iontu a roste síla kyseliny

8. Tlumivé roztoky = pufry

– takové vodné roztoky, které mění hodnotu pH po přidání určitého množství H⁺ nebo OH^– jen nepatrně nebo vůbec

HA + H₂O <-> H₃O⁺ + A^–

– přidáme její sůl – tj. látku o stejném aniontu (A^–)

-> zvyšujeme C(A)-> musí klesnout C(H₃O⁺), aby KA zůstalo stejné, tzn. část H₃O⁺ se sloučí s A^– na HA    -> rovnováha posunuta doleva – zmenší se kyselost

CH₃COOH + CH₃COONa: CH₃COOH + H₂O <-> CH₃COO^– + H₃O⁺

1. přídavek silné kyseliny – ionty H₃O⁺ budou reagovat s ionty CH₃COO^– a bude vznikat CH₃COOH

– pH se nezmění

1. přídavek silného hydroxidu – ionty OH^– e navážou na H₃O⁺ a vznikne voda

– pH se nemění, přibydou ionty CH₃COO^–

– pufrační kapacita = kapacita tlumivého hydroxidu

– přídavek kys. nebo zás. je dán jen do určité míry, která je dána přítomností

přítomných iontů

– nejlepší pufrační kapacita – slabá kyselina a její sůl – ekvimolární množství

– například lidská krev (pH 7,4)- využívá H₂CO₃/NaHCO₃ v Na₂HPO₄/NaH₂PO₄

9. Srážecí reakce

– vylučování nerozpustných látek ve formě sraženiny

– například kyseliny, hydroxidy i soli

– extrémně rozpustná je látka LiClO₃, nerozpustný HgS

– látku lze považovat za nerozpustnou: < než 0,1g na 100g vody

– látku lze považovat za rozpustnou: větší než 1g na 100g vody

AgCl: AgNO₃ + KCl <-> KNO₃ + AgCl (bílá sraženina) = důkazová látka pro halogenidové ionty

iontově: A₃⁺ + NO₃^– + K⁺ + Cl^– <-> K⁺ + NO₃^– + AgCl (usazenina)

základní iontová rovnice: Ag⁺ + Cl^– <-> AgCl

– tabulkách: součin rozpustnosti: Ks = CAg⁺ * CCl^–

– je dán součinem molární c iontů v nasyceném roztoku nad sraženinou (umocněná na stechiometrické koeficienty)

– příčinou vylučování málo rozpustných látek v roztoku je překročení součinu rozpustnosti

Ks    pKs = -log Ks

– čím je Ks menší, tím je rozpustnost menší

 

 

 

příklady

 

 

 

 

10. Komplexotvorné reakce

– centrální atom (většinou d prvek, akceptor)- na něj vázané ligandy koordinačně-kovalentní vazbou

– ligandy = anionty nebo skupiny atomů, donory

– koordinační číslo – IV, VI – počet vázaných ligandů

– ligandy jsou na centrální atom vázány tak, že jejich počet převyšuje oxidační číslo centrální částice, počet jednovazných ligandů je koordinační číslo

– při těchto reakcích se také ustanovují chemické rovnováhy – konstanta stability Kk

– Kk charakterizuje rovnováhu komplexotvorných reakcí, čím je Kk větší, tím je komplex stabilnější

– podle spárovanosti určujeme barvu a magnetismus (dia/para)

– CN^– – je tzv. silný ligand – působí proti Hundovu pravidlu

– spektrometrická řada: I < Br < Cl < F < OH < H₂O // NH₃ < NO₂ < CN