sp

Stany skupienia  materii

Istnienie sił wzajemnego oddziaływania powoduje „porządkowanie się” atomów i cząsteczek w przestrzeni. W zależności od sił wzajemnego przyciągania mamy różne stopnie uporządkowania atomów (cząsteczek), które umownie nazywamy stanami skupienia. Rozróżniamy trzy podstawowe stany skupienia: gazowy, ciekły i stały. Można również wyróżnić dwa wyidealizowane stany materii:

- stan gazu doskonałego ( o całkowicie nieuporządkowanej budowie wewnętrznej i braku oddziaływań między cząsteczkowych)

- stan idealnego kryształu o całkowicie uporządkowanej budowie wewnętrznej

Stan gazowy

Substancja występuje w stanie gazowym gdy jej atomy lub cząsteczki poruszają się swobodnie bez prawie wzajemnego oddziaływania (jedynie niewielkie oddziaływania o charakterze tzw. sił Van der Walsa). Ten niezależny ruch powoduje ekspansję gazu prowadzącą do całkowitego wypełnienia naczynia do którego został wprowadzony.

Przykłady substancji występujących w stanie gazowym w temperaturze 20^oC pod ciśnieniem atmosferycznym( 1 atm):

Wzór	Nazwa	Właściwości
	Tlenek węgla	Bezwonny, trujący
	Dwutlenek węgla	Bezwonny, nietrujący
	Amoniak	Ostry zapach, trujący
	Metan	Bezwonny, palny
	Acetylen	Lekki zapach, palny
	Chlorowodór	Duszący zapach, żrący i trujący
	Dwutlenek siarki	Duszący zapach, drażni oczy, trujący
	Dwutlenek azotu	Brunatno-czerwony, drażniący zapach, bardzo trujący
	Siarkowodór	Zapach zgniłych jaj, bardzo trujący

Kinetyczno-molekularna teoria gazu

Gaz doskonały

Cząsteczki (atomy) substancji w stanie gazowym są w nieustającym ruchu. Poruszają się niezależnie od siebie i ulegają częstym zderzeniom. Wzajemne zderzenia ciągle zmieniają kierunek poruszania się cząsteczek Średnica cząsteczek (atomów) jest znacznie mniejsza od średniej drogi między zderzeniami. Model takiego gazu nosi nazwę gazu doskonałego Zderzenia cząsteczek i atomów są zderzeniami sprężystymi

Trzeba pamiętać, że gaz doskonały jest tylko modelem. W bardzo niskich temperaturach (mała energia kinetyczna cząsteczek) i przy wysokich ciśnieniach (duże zagęszczenie cząsteczek) nie można zaniedbać ani wymiarów cząsteczek ani ich wzajemnego oddziaływania. Mamy do czynienia wtedy z tzw. gazem rzeczywistym

Prawa gazu doskonałego

   Prawo Avogadra

Objętość jednego mola gazu doskonałego tzw. objętość molowa, w warunkach normalnych ( T=273K; p=1013hPa) wynosi:

Liczba cząsteczek (atomów) w jednym molu nosi nazwę liczby Avogadra i wynosi:

Jednakowe objętości różnych gazów znajdujących się pod tym samym ciśnieniem i w tej samej temperaturze zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Zadanie 1

Ile cząsteczek tlenku węgla zawiera 672 cm³ tego gazu w warunkach normalnych ?

Odpowiedź: 672 cm³ tlenku węgla zawiera 1,8·10²² cząsteczek.

 Zadanie 2

Jaką objętość w warunkach normalnych zajmuje 90 g tlenku azotu ?

  Odpowiedź: W warunkach normalnych 90g tlenku azotu zajmuje objętość 67,2 dm³

^{End Bud}

Równanie stanu dla gazu doskonałego (Clapeyrona)

Równania Boyle,a – Mariotte’a i Gay Lussaca można sprowadzić do ogólnego równania wiążącego parametry wyznaczające stan gazu doskonałego. Parametrami tymi są ciśnienie p, objętość v, temperatura T, oraz ilość moli gazu n i nazywamy je parametrami stanu. Równanie stanu dla gazu doskonałego ma postać:

Równanie               

Stała c jest proporcjonalna do masy gazu. Obliczmy tą stałą dla jednego mola gazu pozostającego w warunkach normalnych. Otrzymamy wówczas stałą uniwersalną R noszącą nazwę stałej gazowej:

∙Warunki normalne:

p = 1 atm = 101325 Pa =1013 hPa

T = O ^oC = 273K

V dla 1 mola gazu = 22.4 dm3

wtedy stała R = 83,1 hPa∙dm3/mol∙K

   Dla jednego mola gazu równanie stanu można zapisać postaci:

Równanie            

Dla n moli gazu równanie stanu gazu doskonałego przyjmuje formę ogólną:

Rów          

Równanie stanu gazu doskonałego stosujemy do obliczania ciśnienia, objętości, gęstości dla znanej ilości gazu w różnych temperaturach, a także do oznaczania masy molowej substancji w stanie pary.

Zadania:

Jaką objętość zajmuje 51g amoniaku w temperaturze 293K i pod ciśnieniem 986 hPa.

Odp. 74,1 dm3.

Gaz rzeczywisty

Model gazu doskonałego jest modelem „idealnym”. W rzeczywistości w pewnych ekstremalnych warunkach (wysokie ciśnienia, niskie temperatury) zachowanie gazu nie można opisać prawami gazu doskonałego. Mówimy wtedy o gazie rzeczywistym

Odstępstwa od doskonałego zachowania się jednego mola gazu wywołane wzrostem ciśnienia.

Dla jednego mola gazu doskonałego . W przypadku gazów: odziaływanie pomiędzy cząsteczkami powoduje spadek wartości poniżej jedności. Dla wszystkich gazów wraz ze wzrostem ciśnienia rośnie udział objętości własnej cząsteczek co daje przeważnie wzrost powyżej jedności. Ten ostatni efekt obserwowany jest dla wodoru i helu.

Różnice w zachowaniu się gazu rzeczywistego i doskonałego wynikają z dwóch przyczyn. Po pierwsze, w gazach rzeczywistych duży wpływ wywierają oddziaływania międzycząsteczkowe, i po drugie, nie może być zaniedbana objętość własna cząsteczek w stosunku do całkowitej objętości zajmowanej przez gaz. Van der Waals zaproponował równanie stanu dla gazu rzeczywistego:

Rów

Wyraz n²a/V² oznacza korektę ciśnieniową, gdzie n jest liczbą moli, V – objętością, a - stałą charakterystyczną dla danego gazu.

Poprawka n·b związana jest z objętością własną cząsteczek. Uwzględnia fakt, że podczas sprężania gazu ulega zmianie nie cała objętość zajmowana przez gaz, a jedynie przestrzeń pusta nie zajęta przez cząsteczki gazu. Należy objętość V zmniejszyć o wielkość n·b, gdzie b oznacza rzeczywistą objętość zajmowaną przez cząsteczki jednego mola gazu. Stałe a i b wyznacza się doświadczalnie. Przykłady stałych Van der Waalsa podano w tablicy poniżej

Gaz	Symbol
Amoniak		4,17	0,037	-132
Argon		1,35	0,037	-123
Azot		1,39	0,039	-147
Ditlenek węgla		3,59	0,043	- 31
Hel		0,034	0,024	-268
Powietrze		1,4	0,039
Tlen		1,36	0,032	-118
Wodór		0,244	0,027	-240

   End OŚ

Dyfuzja gazów

Samorzutne rozprzestrzenianie się cząsteczek wywołane nieustannym ruchem molekularno-kinetycznym nazywamy dyfuzją Dyfuzję wykazują gazy, ciecze, a nawet cząstki stałe. Najszybciej proces dyfuzji przebiega w gazach.

Mieszanie się gazów A i B wskutek zjawiska dyfuzji.

Analogiczne zjawisko polegające na wypływie cząstek gazu ze zbiornika przez wąski otwór nazywamy efuzją

Zjawisko efuzji gazu.

Szybkość dyfuzji i efuzji gazów w stałej temperaturze i przy stałej różnicy ciśnień zależy od szybkości ruchu cząsteczek, a więc od gęstości gazów i przebiega według prawa dyfuzji Grahama:

V₁:V₂=t₁:t₂=√d₂:√d₁=√M₂:√M₁

gdzie:

V - szybkość dyfuzji,

t - czas wypływu gazu (w przypadku efuzji),

d - gęstość gazu,

M – masa cząsteczkowa gazu.

Prawo dyfuzji Grahama zostało praktycznie wykorzystane do rozdzielania gazów (np. argonu i neonu). Można je wykorzystać do wyznaczania masy molowej gazów.

Stan ciekły

Stan fizyczny w którym znajduje się dana substancja zależy od wzajemnej relacji pomiędzy energią kinetyczną cząsteczek (atomów) a ich energią wzajemnego oddziaływania. Energia kinetyczna powoduje ciągły ruch cząsteczek i ich wzajemną separację (stan gazowy). Energia oddziaływania powoduje łączenie się cząsteczek (stan ciekły lub stały). Wskutek oddziaływań międzycząsteczkowych cząsteczki (atomy) tracą swoją swobodę poruszania. Przy dostatecznie dużej energii oddziaływania następuje tworzenie uporządkowania cząsteczek lub atomów w przestrzeni. Tworzą się „fazy skondensowane” wykazujące własną objętość i kształt (ciecz lub ciało stałe).

Stanem ciekłym nazywamy układ cząsteczek (atomów) w którym oddziaływania międzycząsteczkowe są na tyle istotne, że zbiorowisko cząsteczek dąży do wypełnienia możliwie najmniejszej objętości.

Własności cieczy

Napięcie powierzchniowe - międzyfazowe

Ponieważ w cieczy dominują przyciągania międzycząsteczkowe powierzchnia cieczy granicząca z fazą gazową dąży do zmniejszenia swojej powierzchni. Cząsteczki znajdujące się na powierzchni cieczy są jak gdyby wciągane do wnętrza cieczy a z inną silą (najczęściej mniejszą) oddziaływają z otoczeniem np. powietrzem. Powstaje napięcie powierzchniowe, które definiujemy jak stosunek pracy W potrzebnej do zmiany swobodnej powierzchni cieczy do wielkości tej powierzchni S:

Napięcie powierzchniowe maleje wraz z temperaturą. W temperaturze krytycznej, kiedy zanika różnica między cieczą a parą, uzyskuje wartość równą zeru.

Oddziaływania między cząsteczkami na powierzchni i w głębi cieczy.

Surfaktanty –związki powierzchniowo czynne – mydła – detergenty (zmniejszają napięcie powierzchniowe cieczy)

Lepkość

Na skutek znacznie silniejszych niż w gazach oddziaływań między cząsteczkowych w cieczach, cząsteczki ich mogą się tyko nieznacznie oddalać od siebie, natomiast w przeciwieństwie do sytuacji w ciałach stałych, mogą się stosunkowo łatwo przesuwać względem siebie co określamy mianem tzw. płynności cieczy. Opór jaki stawiają cząsteczki podczas ich wzajemnego przesuwania to tzw. tarcie wewnętrzne czyli lepkość. Miarą lepkości cieczy (ŋ) jest siła F potrzebna do utrzymania w ruchu jednostajnym o prędkości v = 1m/s warstwy cieczy o powierzchni A = 1 m2 w stosunku do drugiej równoległej powierzchni oddalonej o x = 1m.

F = ŋ A dv/dx

Lepkość wody wynosi 10^-3 Pa∙s,

Lepkość większości cieczy zawiera się pomiędzy 10^-3 ÷ 10^-4 Pa∙s.

Lepkość roztworów nieznacznie zależy od ich stężenia (wyjątek stanowią roztwory koloidalne).

Lepkość roztworów polimerów jest wysoka i wynosi od 0,1 do 100 Pa∙s jednak maleje ze wzrostem temperatury.

Ciecze sztywne: Atomy, cząsteczki lub jony nie są rozmieszczone w

prawidłowej sieci przestrzennej. Określane są często jako ciecze przechłodzone o dużej lepkości. Wykazują niektóre cechy charakterystyczne dla ciał stałych, jak twardość i zdolność zachowania nie zmienionego kształtu.  Brak określonej temperatury topnienia. Ogrzewane stopniowo miękną i rozpływają się. Ich lepkość jest bardzo wysoka i wynosi > 10¹² Pa∙s

Definicja roztworu

Roztworem nazywamy wieloskładnikowy układ jednofazowy (homogeniczny). Składnik znajdujący się w ilościowej przewadze nosi nazwę rozpuszczalnika, podczas gdy pozostałe składniki tworzące roztwór noszą nazwę substancji rozpuszczonej.

Pod względem fizycznym roztwór jako układ jednofazowy musi się charakteryzować molekularnym rozproszeniem wszystkich jego składników.

Roztwory o molekularnym rozproszeniu składników (< 1 nm) noszą nazwę roztworów rzeczywistych (właściwych) w odróżnieniu od drobno zdyspergowanych układów wielofazowych (o wielkość cząsteczek rozproszonych w przedziale 1-200 nm) zwanych potocznie „roztworami koloidalnymi”. W sensie fizycznym „roztwory koloidalne” nie są roztworami lecz mieszaninami.

Stężenie roztworu

 Skład chemiczny roztworu określa się za pomocą wielkości zwanej stężeniem.

Najważniejsze sposoby wyrażania stężenia to:

Stężenie procentowe (w procentach masowych) podaje liczbę jednostek masowych substancji zawartych w 100 jednostkach masowych roztworu

 - masa substancji rozpuszczonej, [g], [kg],

- masa roztworu, [g], [kg],

- masa rozpuszczalnika, [g], [kg].

Stężenie molowe

Stężenie molowe jest to stosunek liczby moli n_s substancji rozpuszczonej do objętości roztworu V_r. Na przykład 0,5 molowy roztwór zawiera 0,5 mola substancji rozpuszczonej w 1 dm³ roztworu.

 

 - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol],

- masa substancji rozpuszczonej, [g],

- masa molowa substancji rozpuszczonej, [g/mol]

V_r - objętość roztworu w dm³

Zadania rachunkowe

Ciało stałe

Ciałem stałym nazywamy zbiór cząsteczek lub atomów oddziaływujących ze sobą tak silnie, że wszelkie ruchy translacyjne względnie rotacyjne cząsteczek (atomów) są praktycznie nie możliwe.

• Cząsteczki (atomy) ciała stałego mają tendencję do zajmowania ściśle określonych miejsc w przestrzeni co różni stan stały od stanu gazowego i ciekłego.

• Ruch cząsteczek i atomów w stanie stałym jest sprowadzony tylko do ruchów oscylacyjnych wokół ich położenia w zbiorze cząsteczek. Dążąc do możliwie „ekonomicznego” wykorzystania przestrzeni (gęstego upakowania) cząsteczki (atomy) ciała stałego mają tendencję tworzenia określonych form geometrycznych – kryształów charakteryzujących się przestrzennym uporządkowaniem zwanym siecią krystaliczną.

• Mamy kryształy o wiązaniach jonowych i atomowych (diament), mieszanych (grafit) kryształy lodu itd.

• W niektórych przypadkach cząsteczki (atomy) ciała stałego mogą jednak tworzyć formy przypadkowe o chaotycznym ułożeniu atomów i cząsteczek, formy których nie można opisać geometrycznie. Tego rodzaju ciała stałe nazywamy ciałami amorficznymi lub ciałami bezpostaciowymi np. kryształy będące produktem przemysłu szklarskiego

Zmiany stanu skupienia

W wyniku zmian ciśnienia i temperatury energia oddziaływania cząsteczek jak i ich energia kinetyczna ulegają zmianom.

• Wzrost temperatury i spadek ciśnienia zwiększają tendencję do swobodnego ruchu cząsteczek,

• niskie temperatury i wysokie ciśnienia porządkują strukturę.

Zmiany uporządkowania struktury w wyniku zmian ciśnienia i temperatury mogą prowadzić do zmian stanu skupienia materii

Przemiana stanu gazowego w ciekły nosi nazwę skraplania. Przemiana odwrotna – przejście cieczy w gaz nosi nazwę parowania.

Przemiana stanu ciekłego w stan stały nosi nazwę krzepnięcia. Proces odwrotny nazywamy topnieniem.

Przemiana stanu stałego w stan gazowy nosi nazwę sublimacji.

Kinetyka chemiczna

Dział chemii zwany kinetyką zajmuje się badaniami szybkości przebiegu reakcji chemicznych.

Różne reakcje przebiegają z różną szybkością. Niektóre z nich, np. rozkład substancji wybuchowych, rozkład bromku srebra na kliszy fotograficznej, reakcje jonowe (np. zobojętnienia, wytrącania osadów) przebiegają z tak dużą szybkością, że ich czas przebiegu jest rzędu ułamków sekundy. Natomiast inne jak np. korozja metali trwa wiele lat zanim przebiegnie całkowicie.

Każdą reakcję można przyśpieszyć albo zwolnić zmieniając warunki w których zachodzi. Tak np. mieszanina wodoru i tlenu w normalnych warunkach przez wiele lat pozostaje praktycznie bez zmiany. Natomiast w temperaturze powyżej 1100 K lub po zainicjowaniu iskrą elektryczną reakcja przebiega wybuchowo (czas przebiegu reakcji w ułamkach sekundy

Reakcje homogeniczne i heterogeniczne

Z kinetycznego punktu widzenia celowy jest podział reakcji na jednorodne - homogeniczne, które zachodzą całkowicie w jednej fazie (ciekłej, gazowej) oraz na niejednorodne heterogeniczne, które przebiegają zawsze na granicy rozdziału faz.

Przykłady reakcji homogenicznych:

 w stanie gazowym (g)

w roztworze (r):

Przykłady reakcji heterogenicznych:

Szybkość reakcji chemicznej

Reakcje chemiczne są procesami zachodzącymi z określoną szybkością v.

Szybkość reakcji:

można zdefiniować jako zmianę stężenia produktów lub substratów w czasie:

gdzie c_A, c_B oznaczają stężenia molowe substratów A i B a c_AB stężenie molowe produktu AB.

Oczywiście szybkość reakcji chemicznej niekoniecznie musi być mierzona zmianami stężenia molowego. Można użyć każdego innego sposobu wyrażania ilości substancji reagujących (masę, ułamek molowy, ułamek atomowy itp.).

Rysunek poniżej przedstawia sposób wyznaczania szybkości reakcji z danych empirycznych. Szybkość reakcji w danej chwili jest równa współczynnikowi kierunkowemu stycznej do krzywej c=f(t) w danym punkcie (c,t) ( ).

Szybkość reakcji jest cechą charakterystyczną dla danego zespołu reagentów, a ponadto zależy od wielu czynników zewnętrznych. Najważniejsze z nich to:

·  stężenie reagentów (przedstawiono poniżej)

Szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów.

Jeżeli mamy równanie reakcji chemicznej aA + bB + cC ---> dD, to szybkość reakcji opisuje równanie;

v = k [A]^a ∙ [B]^b ∙ [C]^c    

gdzie: k - stała szybkości reakcji, (a, b, c) - wykładnik potęgi, do której należy podnieść stężenie, odpowiednio [A], [B], [C].

W przypadku reakcji gazowych często w równaniach kinetycznych zamiast stężeń molowych stosuje się ciśnienia cząstkowe.

Wykładniki a, b i c są zazwyczaj liczbami całkowitymi, ale mogą być niekiedy ułamkami lub równać się 0.

·  temperatura

Van’t Hoff na podstawie doświadczeń podał zależność dotyczącą wpływu temperatury na szybkość reakcji.
Według reguły van’t Hoffa podwyższenie temperatury o około 10 stopni powoduje 2-4-krotny wzrost szybkości reakcji.

Gdzie:

v₁ - szybkość reakcji przebiegającej w czasie t₁ w temperaturze T₁
v₂ - szybkość reakcji przebiegającej w czasie t₂ w temperaturze T₂
γ - czynnik temperaturowy (γ =2,3 lub 4)
ΔT = T₂ – T₁

W praktyce trzeba często stosować ogrzewanie reagentów, również w przypadku reakcji egzoenergetycznych (przebiegających z wydzieleniem ciepła).

·   ciśnienie (gdy reakcja przebiega w fazie gazowej)

·    promieniowanie elektromagnetyczne (gdy reakcja jest fotochemiczna)

·   rozwinięcie powierzchni (w przypadku reakcji pow.)

· obecność katalizatora lub inhibitora.

Katalizator jak i inhibitor praktycznie nie ulegają zużyciu podczas reakcji, po jej zakończeniu pozostają w stanie niezmienionym w stosunku do ich stanu sprzed reakcji. Katalizatory/inhibitory biorą udział w reakcji chemicznej, ale ulegają w trakcie procesu odtworzeniu. Katalizator/inhibitor zmienia w jednakowym stopniu szybkość reakcji biegnącej z lewa na prawo jak i reakcji odwrotnej. Katalizatory nie wpływają na położenie stanu równowagi, przyspieszają jedynie czas, po którym ta równowaga zostanie osiągnięta.
Istotnymi cechami katalizatorów/inhibitorów są selektywność i specyficzność. Selektywność jest to zdolność do przyspieszania/opóźniania tylko niektórych z procesów możliwych w danym środowisku. Specyficzność- działanie każdego z katalizatorów/inhibitorów ogranicza się co najwyżej do kilku różnych reakcji.

Teoria kompleksu aktywnego (stanu przejściowego)

Teoria stanu przejściowego Eyringa Evansa (1935):

Podstawowy postulat teorii kompleksu aktywnego brzmi: zderzenie cząsteczek (drobin) może doprowadzić do utworzenia nietrwałego przejściowego układu tzn. kompleksu aktywnego.

Każde zderzenie chemicznie efektywne przebiega przez stadium pośrednie o bardzo krótkim czasie życia ∼10^-13 s, np. w reakcji atomu C z cząsteczki AB

AB + C ↔ A+ BC

tworzy się przejściowo zespół aktywny (kompleks aktywny) , który może rozpaść się na nowe drobiny substratów AB i C lub drobiny produktów A i BC.

W miarę zbliżania się AB do C rośnie energia potencjalna tego trójatomowego układu na skutek pokonywania sił odpychania pomiędzy AB i C a także osłabienia (przy dostatecznie małych odległościach obu reagujących cząsteczek) wiązania A---B. Jednocześnie zaczyna się tworzyć wiązanie B---C.

Jeżeli początkowa energia kinetyczna zbliżających się drobin jest dostatecznie duża, aby pokonać siły odpychania, może zostać osiągnięta konfiguracja w której odległości i są porównywalne a energia potencjalna całego układu maksymalna.

W tym stanie przejściowym nie można AB i C traktować jako oddzielnych indywiduów chemicznych.

Wszystkie trzy atomy tworzą wówczas produkt przejściowy quasi - cząsteczkę nazywaną kompleksem aktywnym.

Energia aktywacji E₁ jest równa wysokości bariery energetycznej, którą muszą pokonać reagujące cząstki na drodze reakcji. Różnica pomiędzy stanem energetycznym produktów i substratów ΔH jest równa ciepłu reakcji Q.

Obniżenie energii aktywacji jest alternatywnym sposobem zwiększenia szybkości reakcji. Można to osiągnąć poprzez wprowadzenie katalizatora- substancji, która zwiększa szybkość procesu sama przy tym nie ulegając zmianie.

Przykłady energii aktywacji wybranych reakcji chemicznych ujęto w tablicach

Reakcje	Energia aktywacji EA , kJ/mol
	bez katalizatora
	222
	174
	335

Statyka chemiczna

1. Stan równowagi chemicznej

Reakcje chemiczne są na ogół procesami odwracalnymi (odwracalność chemiczna reakcji polega na możliwości przeprowadzenia jej w obu kierunkach).

Na₂SO₄ + 2HNO₃ ↔ 2NaNO₃ + H₂SO₄

Dopiero w specjalnych warunkach reakcje mogą przebiegać nieodwracalnie np. gdy jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji, reakcja wtedy biegnie aż do wyczerpania substratów.

Można jednak spowodować jej przebieg w odwrotnym kierunku:

wprowadzając wodór pod wysokim ciśnieniem do wodnego roztworu

Ze zjawiskiem odwracalności reakcji wiąże się względny charakter terminów “substraty”, “produkty”. W celu uniknięcia dwuznaczności przyjmuje się, że substraty to substancje zapisane po lewej, a produkty po prawej stronie równania chemicznego.

Jeżeli szybkość reakcji w prawo zdecydowanie dominuje nad szybkością reakcji w lewo, to substraty niemal ilościowo przereagowują w produkty a proces uważa się za praktycznie nieodwracalny, czyli biegnący do końca.

Stężenie substratów i produktów (a) oraz szybkość reakcji (b) jako funkcja czasu dla reakcji nieodwracalnej.

Gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są takie same wówczas wytwarza się stan równowagi chemicznej W stanie równowagi chemicznej ilość substratów i produktów nie ulega zmianie choć obie reakcje zachodzą w dalszym ciągu (rys. a i b).

Stężenie substratów i produktów (a) oraz szybkość reakcji (b) jako funkcja czasu dla reakcji odwracalnej prowadzącej do równowagi chemicznej.

Stan równowagi chemicznej wytwarza się w układach zamkniętych (nie wymieniających masy z otoczeniem).

Dla określenia, że dana reakcja osiąga w danych warunkach stan równowagi stosuje się w równaniach chemicznych znak strzałki w obu kierunkach zwany znakiem równowagi, np.:

Prawo działania mas – prawo równowagi chemicznej (Guldberga i Waagego)

Stan równowagi chemicznej w reakcjach odwracalnych ma charakter dynamiczny. Oznacza to, że mimo iż stężenie produktów i substratów jest stałe w czasie procesy chemiczne przebiegają w obu kierunkach (tworzenia i rozpadu) z jednakową szybkością

Rozpatrzmy ogólną reakcję w której a moli substancji A oraz b moli substancji B tworzy e moli substancji E i d moli substancji D.

aA + bB = eE + dD

Szybkość v₁ przemiany substratów w produkty będzie opisana równaniem

v₁ = k₁ • [A]^a • [B]^b     

gdzie: [A], [B] - stężenia substratów

Szybkość v₁ maleje w czasie trwania reakcji w miarę zmniejszania się stężenia substratów A i B. Z chwilą pojawienia się pierwszych ilości produktów E i D może wystąpić proces odwrotny, tj. produkty mogą ulegać przemianie odwrotnej z utworzeniem substratów A i B z szybkością v₂.

Szybkość v₂ tej odwrotnej przemiany będzie wynosiła.

v₂ = k₂ • [E]^e • [D]^d       

gdzie: [E], [D] - stężenia produktów
i będzie rosła w czasie trwania reakcji, wskutek nagromadzenia się coraz większych ilości produktów E i D.
Zmiany stężeń substratów i produktów reakcji chemicznej w czasie jej trwania zilustrowane są na rysunku poniżej.

C - stężenie; t - czas

Zmiany stężeń substratów i produktów dla reakcji odwracalnej

Gdy temperatura T reagującego układu jest stała w czasie procesu, wtedy zmiany szybkości reakcji wprost i reakcji odwrotnej spowodowane są jedynie zmianami stężeń reagujących substancji. Po pewnym czasie trwania reakcji ustali się stan równowagi chemicznej, w którym szybkości reakcji w obu kierunkach będą równe.

V₁=V₂

k₁ • [A]^a • [B]^b = k₂ • [E]^e • [D]^d       

Po przekształceniu równania otrzymamy.

      

Wyrażenie nazywa się stałą równowagi i wyraża prawo działania mas nazywane też prawem Guldberga-Waagego.

Stwierdza ono, że w stanie równowagi chemicznej (dla T=const) stosunek iloczynu równowagowych stężeń molowych produktów reakcji do iloczynu równowagowych stężeń molowych substratów jest wielkością stałą, przy czym wartości stężeń produktów i substratów należy podnieść do potęgi równej współczynnikowi stechiometrycznemu danego reagenta.

Stała równowagi K_c jako iloraz stałych szybkości wprost i reakcji odwrotnej nie zależy od stężenia wyjściowego substratów, ani od zastosowania katalizatora. Zależy ona jedynie od rodzaju reagujących substancji i od temperatury.

Stężeniowa stała równowagi K_c opisuje najczęściej stan równowagi w roztworach, np. dla reakcji.

C₂H₅OH + CH₃COOH <=> CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Dla reakcji biegnącej w fazie gazowej, np reakcji syntezy amoniaku z wodoru i azotu

3H₂ + N₂ = 2 NH₃

Zamiast stężeń we wzorze wygodniej jest stosować ciśnienia cząstkowe reagentów p_NH3, p_N2, p_H2

Stałą K_p nazywamy ciśnieniową stałą równowagi.

Stałe równowagi dla niektórych często spotykanych reakcji przyjęły charakterystyczne nazwy.
Dla reakcji dysocjacji, np. kwasów w roztworach, nazywamy stałą dysocjacji.

CH₃COOH <=> CH₃COO^- + H⁺

mamy

END BS

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Interpretacja stanu równowagi chemicznej na przykładzie reakcji:

H₂ +I₂ ↔ 2HI T= 25 ^o C

Wariant I

Załóżmy, że mamy naczynie o objętości 1dm³, w którym znajduje się: 1mol H₂ i 1 mol I₂

Początek reakcji: substraty: 1mol H₂ , 1 mol I₂, produkty: 0 moli HI

Koniec reakcji (stan równowagi dynamicznej) : substraty: 0,072 mola H₂ , 0,072 mola I₂, produkty: 1,856 mola HI

Wyrażenie na stałą równowagi: K= [HI]²/[ H₂][ I₂] = [1,856]²/[0,072][0,072] = 665 dla T = 25 ^o C

Wariant II

Załóżmy, że mamy naczynie o objętości 1dm³, w którym znajduje się: 2mole H₂ i 2 mole I₂

Początek reakcji: substraty: 2mole H₂ , 2 mole I₂, produkty: 0 moli HI

Koniec reakcji (stan równowagi dynamicznej) : substraty: 0,144 mola H₂ , 0,144 mola I₂, produkty: 3,712 mola HI

Wyrażenie na stałą równowagi: K= [HI]²/[ H₂][ I₂] = [3,712]²/[0,144][0,144] = 665 dla T = 25 ^o C

Reguła przekory Le Chateliera-Brauna,

Reguła ta brzmi:

Jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu bodźca zewnętrznego (np. zmiana stężenia reagentów, zmiana ciśnienia lub temperatury), to w układzie tym zajdą takie przemiany, które działanie tego bodźca zmniejszą.

Reguła przekory pozwala przewidzieć wpływ zmian stężenia jednej z substancji uczestniczącej w reakcji na stan równowagi chemicznej układu.

Wprowadzenie pewnej ilości reagenta

A + B ↔ C
Jeżeli do układu w stanie równowagi dodatkowo wprowadzimy pewną ilość reagenta (substratu lub produktu) to stan równowagi przesunie się w kierunku zmniejszenia jego wartości w układzie. Podobnie, jeżeli z układu usuniemy pewną ilość jednego składnika, to zajdą przemiany, które zmniejszą jego ubytek. End OŚ

Wpływ temperatury
Jeżeli czynnikiem naruszającym równowagę chemiczną jest zmiana temperatury, to w zależności od efektu cieplnego danej reakcji należy oczekiwać dwojakiego rodzaju skutków.
Podwyższenie temperatury w układzie przesunie stan równowagi na korzyść reakcji endotermicznej, której towarzyszy pochłanianie ciepła,

A + B + Q ↔ C

natomiast obniżenie temperatury układu przesunie równowagę na korzyść reakcji egzotermicznej, której towarzyszy wydzielanie ciepła.

A + B ↔ C + Q

Należy jednak podkreślić, że podwyższenie temperatury zawsze wywiera korzystny wpływ na szybkość reakcji, a więc i na szybkość ustalania się równowagi, co nie jest sprzeczne z regułą przekory.

Wpływ ciśnienia
Zmiany ciśnienia wpływają na położenie stanu równowagi dla reakcji chemicznych przebiegających w fazie gazowej, gdzie następuje zmiana objętości.
Dla wyjaśnienia rozpatrzymy trzy typy reakcji;

Typ 1. To reakcja syntezy, w wyniku której z kilku substaratów powstaje jeden produkt. Przykładem jest reakcja otrzymywania amoniaku.

N_2(g) + 3H_2(g) <=> 2NH_3(g)

W warunkach T = const objętość produktów jest mniejsza niż objętość substratów - przemiana substratów w produkty powoduje zmniejszenie sumarycznej ilości reagentów. Jeżeli zakłócimy stan równowagi układu zwiększając ciśnienie, to nastąpi przemiana dodatkowej ilości substratów w produkty, w wyniku czego zmniejszy się sumaryczna ilość reagentów w układzie a tym samym ciśnienie.

Typ 2. To reakcja, gdzie z jednego substratu powstaje kilka produktów. Przykładem jest reakcja.

CH₃-CH₂-CH_3(g) <=> CH₂=CH-CH_3(g) + H_2(g)

Efekt wzrostu ciśnienia jest odwrotny niż w reakcji I typu - stan równowagi zostaje przesunięty na korzyść substratów.

Typ 3. To reakcja gdzie nie następuje zmiana objętości. Przykładem jest reakcja.

CO_(g) + H₂O_(g) <=> CO_2(g) + H_2(g)

Zmiany ciśnienia nie wywierają żadnego wpływu na położenie stanu równowagi.

Dla roztworów ciekłych - umiarkowane zmiany ciśnienia nie wpływają na położenie stanu równowagi reakcji.

Wpływ dodatku gazu obojętnego na położenie stanu równowagi
Wprowadzenie do środowiska reakcji, przebiegającej w fazie gazowej, dodatkowego obojętnego gazu , przyczynia się do "rozcieńczenia" reagentów. W wyniku rozcieńczenia maleją ciśnienia cząstkowe.
Dlatego dodanie gazu obojętnego wywiera na położenie równowagi taki sam wpływ, jak obniżenie ciśnienia.

Typy nieorganicznych związków chemicznych i ich nomenklatura

Związki chemiczne nieorganiczne można podzielić na kilka grup. Należą do nich:

·        tlenki,

·        kwasy,

·        wodorotlenki,

·        sole,

·        pozostałe.

W nazwach związków chemicznych stosuje się przedrostki liczebnikowe polskie lub greckie (rzadziej łacińskie)

Przedrostki liczebnikowe stosowane w nazewnictwie chemicznym

Przedrostek polski	Przedrostek grecki
jedno	mono
dwu	di
trój	tri
cztero	tetra
pięcio	penta
sześcio	heksa
siedmio	hepta

Tlenki

Prawie wszystkie pierwiastki tworzą dwuskładnikowe połączenia z tlenem. Tlen w tych połączeniach występuje jako pierwiastek dwuwartościowy.

Nazwy systematyczne tlenków podaje się zgodnie z wytycznymi Polskiego Towarzystwa Chemicznego (PTCh), które wypełnia zalecenia Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC). W nazewnictwie opartym na stechiometrii związków uwzględnia się ilościowe stosunki pierwiastków stosując przedrostki greckie. Dopuszcza się także stosowanie przedrostków polskich, np.: CO – monotlenek węgla, CO₂ – ditlenek węgla - dwutlenek węgla, Fe₂O₃ tritlenek diżelaza – trójtlenek dwużelaza,

P₄O₁₀ – dekatlenek tetrafosforu – dziesięciotlenek czterofosforu.

Ponadto używane są powszechnie nazwy np.: SO₂ – tlenek siarki(IV), Fe₂O₃ tlenek żelaza(III), P₄O₁₀ – tlenek fosforu(V). W nazwach związków chemicznych, tworzonych z udziałem pierwiastków występujących wyłącznie na jednym stopniu utlenienia np. w przypadku litowców czy berylowców, nie podaje się stopnia utlenienia.

Metody otrzymywania tlenków to:

• reakcje syntezy

4K + O₂ → 2K₂O

2Ca + O₂ → 2CaO

4Al + 3O₂→ 2Al₂O₃

S + O₂ → SO₂

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

• reakcje utleniania niższych tlenków np.:

2CO + O₂→ 2CO₂

2SO₂ + O₂ → 2 SO₃

• reakcje rozkładu niektórych soli np.:

rozkład węglanu wapnia, podstawowego składnika skał wapiennych (wapień). Otrzymujemy tzw. wapno palone.

CaCO₃ → CaO + CO₂

Wapień rozkłada się w piecach szybowych w temperaturze ok. 1000 ^oC a niezbędne do tego procesu ciepło dostarczane jest w wyniku spalania koksu. Produktem ubocznym jest dwutlenek węgla CO₂.

• reakcje redukcji wyższych tlenków np.:

MnO₂ + H₂ → MnO + H₂O

Fe₂O₃ + C →2FeO + CO

CO₂ + Mg →MgO + CO

• reakcje rozkładu tlenków np.:

N₂O₃ →NO + NO₂

4MnO₂ →2Mn₂O₃ +O2

Tlenki podobnie jak i pierwiastki z których powstały wykazują okresowość swoich właściwości co stanowi podstawę ich podziału

na :

tlenki zasadowe, np. Na₂O, CaO - tlenki metali, które reagują z kwasami,

tlenki kwasowe, np. SO₂, CO₂ – najczęściej są to tlenki niemetali, które reagują z zasadami

tlenki amfoteryczne, np. Al₂O₃, ZnO - reagują z kwasami i zasadami,

tlenki obojętne, np. NO, CO - tlenki niemetali, które nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami.

Z właściwości jakie posiadają tlenki wynika, że tlenki metali grup głównych są zasadowe, a tlenki niemetali - kwasowe. O takich właściwościach tlenków decyduje typ wiązań jaki występuje pomiędzy pierwiastkiem a tlenem. Podstawowym wiązaniem chemicznym z którym mamy do czynienia w grupie tlenków metali jest wiązanie jonowe

Kwasy

Wg definicji Arrheniusa kwasy o wzorze ogólnym to związki odszczepiające jony wodorowe H⁺ (?) w roztworach wodnych.

W powszechnym użyciu są nazwy kwasów wywodzące się od nazw pierwiastków centralnych z zaznaczeniem stopnia utlenienia (nazwa wg systemu Stocka)

np.: H₂SO₄ kwas siarkowy(VI), HNO₂ kwas azotowy(III) lub HI jodowodorowy.

Niekiedy pomija się stopień utlenienia, gdy jest to zbędne, a nazwa kwasu jest jednoznaczna np.: kwas węglowy - H₂CO₃

Nazwę systematyczną kwasów tlenowych tworzy się traktując kwasy jak sole przez podanie składu anionu kwasu i ilości atomów wodoru. Np.: H₂SO₄ tetraoksosiarczan(VI) diwodoru, HNO₂ dioksoazotan(III) wodoru lub H₃AsO₄ tetraoksoarsenian(V) triwodoru.

Zasadniczo kwasy dzielimy na dwie grupy:

• kwasy tlenowe np.: H₂SO_4, HNO_{2 ,} HNO₃

• kwasy beztlenowe np.: HCl _(aq), HBr _(aq)

Otrzymywanie:

Bezwodnik kwasowy + woda np.: SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Wodorek niemetalu + woda np.: HCl_(gazowy) + H₂O → HCl _(aq)

Wodorotlenki

Wodorotlenkami określa się związki chemiczne, które zgodnie z definicją Arrheniusa odszczepiają w roztworach wodnych jednowartościowe grupy wodorotlenowe . Wzór ogólny wodorotlenków można zapisać , w którym Me to symbol n wartościowego metalu.

Do nazwy wodorotlenek dodaje się nazwę metalu lub grupy amonowej w dopełniaczu. Przykładowo: Ba(OH)₂ wodorotlenek baru, Fe(OH)₃ wodorotlenek żelaza(III) lub Sn(OH)₄ wodorotlenek cyny(IV)

Otrzymywanie:

Metal alkaliczny + woda np.: K + H₂O → KOH + H₂ ↑ (bardzo gwałtowny przebieg reakcji )

Tlenki metali alkalicznych i berylowców + woda np.: CaO + H₂O → Ca(OH)₂

wodorotlenek ≠ zasada

Sole

W wyniku połączenia się metalu z resztą kwasową powstaje sól. W zależności od budowy soli można wyróżnić:

· sole obojętne o wzorze ogólnym:
· wodorosole o wzorze ogólnym
· hydroksosole o wzorze ogólnym

 

Nazwy soli tworzy się od odpowiednich nazw kwasów i metali. Zasadą jest występowanie końcówki –an w przypadku soli kwasów tlenowych oraz końcówek –ek w przypadku soli beztlenowych. A więc sól kwasu siarkowego(VI) to siarczan(VI), dichromowego(VI) to dichromian(VI), ortofosforowego(V) to ortofosforan(V). Nazwę uzupełnia się dodając nazwę i wartościowość metalu (w niezbędnych przypadkach) np.: Ca₃(PO₄)₂ ortofosforan(V) wapnia, Fe₂(CO₃)₃ węglan żelaza(III), Mn(ClO₄)₂ chloran(VII) manganu(II), Ca(HCO₃)₂ - wodorowęglan wapnia, [Cu(OH)]₂CO₃ – węglan hydroksomiedzi(II).

W nazewnictwie systematycznym podaje się ilość poszczególnych składników tworzących sól np.: Na₂SO₄ – tetraoksosiarczan(VI) sodu, KClO₃ – trioksochloran(V) potasu, (NH₄)₂S – siarczek amonu.

Związki amfoteryczne

Istnieje pewna grupa pierwiastków, których wodorotlenki i tlenki mają zdolność reagowania z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami. Wodorotlenki tych metali w roztworach mocnych kwasów przejawiają właściwości słabych zasad, a w roztworach mocnych zasad są słabymi kwasami.

Poniżej podano przebieg reakcji charakteryzujący właściwości amfoteryczne zw. arsenu na przykładzie reakcji z udziałem tlenku arsenu(V):

W pierwszej reakcji tworzy się chlorek arsenu(V), a w drugiej heksahydroksoarsenian (V) sodu.

Przykładem reakcji świadczących o amfoteryczności cynku mogą być reakcje cynku metalicznego z kwasem solnym oraz z zasadą sodową:

Dysocjacja elektrolitów

W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius udowodnił, że substancje chemiczne można podzielić na dwie grupy.
Do grupy I można zaliczyć takie, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny, a do grupy II te, które w tych samych warunkach nie przewodzą prądu. Substancje z grupy I nazwał elektrolitami a z grupy II nieelektrolitami.

Elektrolity, a więc kwasy, zasady i sole w wodzie rozpadają się na jony czyli ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej.

Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemne anionami.

W 1887 r. Arrhenius podał definicję kwasów, zasad i soli.
Kwasami są związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych. Dysocjację tą można przedstawić następująco:

HNO₃ --> H⁺ + NO₃^-
H₂SO₄ --> H⁺ + HSO₄^-
HSO₄^- --> H⁺ + SO₄^2-

Kwasy takie jak HNO₃, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi.

Kwasy posiadające w cząsteczkach dwa atomy wodoru zdolne do oddysocjowania w postaci kationów - dwuprotonowymi, trzy-, trójprotonowymi

Zasady są to związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na aniony wodorotlenowe OH^- i kationy metali. A oto równania dysocjacji niektórych zasad.

NaOH --> Na⁺ + OH^-
KOH --> K⁺ + OH^-
Ca(OH)₂ --> Ca²⁺ + 2OH^-

Sole są produktami rekcji kwasów z zasadami. Związki te w temperaturze pokojowej występują na ogół w stanie stałym, krystalicznym i mają budowę jonową, czyli składającą się z kationów metali lub kationu amonowego i anionów reszt kwasowych. Proces rozpuszczania soli w wodzie polega zatem na przechodzeniu do roztworu istniejących już w krysztale kationów i anionów. Jonowa budowa soli tłumaczy również zdolności przewodzenia prądu przez stopione sole.