Równowaga reakcji chemicznych to taki stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą prędkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.
Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. Reakcja jako taka zachodzi, tyle że jej szybość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili z subtratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem substratów.
Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je "w spokoju" na odpowiednio długi czas. Praktycznie jednak w wielu przypadkach do tego nie dochodzi z różnych względów:

• produkty reakcji mogą być celowo usuwane z układu reakcji zanim osiągnie on równowagę

• subtraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą, a reakcja zachodzi na granicy faz

• reakcja jest powolna, a jej zatrzymanie następuje przed osiągnięciem stanu równowagi

Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura i ciśnienie. Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi.
W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały.Stosunek ten jest nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

Równowaga reakcji chemicznych – stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.

Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. W reakcjach chemicznych, równowaga ma prawie zawsze charakter równowagi dynamicznej. Reakcja zachodzi, tyle że jej szybkość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili z substratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem substratów. System jako makroskopowa całość wydaje się w spoczynku; obecność reakcji jest jednakże ewidentna w skali molekularnej.

Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je "w spokoju" na odpowiednio długi czas. Oznacza to, że dla każdej reakcji istnieją takie warunki, w których jest ona odwracalna. Praktycznie jednak w wielu przypadkach nie dochodzi do ustalenia się stanu równowagi z różnych względów:

• Produkty (lub jeden z produktów) reakcji mogą być usuwane z układu reakcji szybciej niż równowagę jest osiągana. Reakcja przebiegnie do końca w jednym kierunku.

• Substraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą, a reakcja zachodzi na granicy faz bardzo powoli (szybkość limitowana przepływem masy), lub nie zachodzi w ogóle ze względu na efektywną separację reagentów.

• W danych warunkach, reakcja jest ze swojej natury powolna z skali czasowej obserwacji. System wydaje się w makroskopowym spoczynku, jednakże reakcja netto postępuje.

• Jeden z substratów reakcji jest stale dodawany do systemu z zewnątrz. System możne osiągnąć stan ustalony bez równowagi.

Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura i ciśnienie. Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi, ma jednak duży wpływ na czas ustalenia się tego stanu.

W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały. Stosunek ten jest nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

Przykład reakcji równowagowej – hydroliza/synteza estru (octanu metylu):

CH₃COOCH₃ + H₂O ⇌ CH₃COOH + CH₃OH

Iloczyn jonowy - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocjacji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.

Wielkość tę nazywa się iloczynem jonowym, gdyż po pominięciu stężenia niezdysocjowanej formy związku pozostaje się tylko licznik wyrażenia na stałą równowagi, który jest iloczynem stężeń powstających jonów, podniesionych do potęgi odpowiadającej współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji autodysocjacji np. dla autodysocjacji związku typu AB, rozpadającego się na jony A⁺ i B^-:

iloczyn jonowy wyraża się wzorem:

gdzie [A⁺] i [B^-] - to stężenia odpowiednich jonów w stanie równowagi reakcji autodysocjacji.

Iloczyn jonowy ma szczególne znaczenie w przypadku rozpuszczalników, gdyż ma on duży wpływ na przebieg wielu reakcji zachodzących w tych rozpuszczalnikach i ułatwia dokonywanie rozmaitych obliczeń stechiometrycznych. Iloczyny te są ustalane i tablicowane zwykle dla warunkach normalnych. Tak zdefiniowana wielkość jest rodzajem stałej, gdyż jej wartość jest niezależna od warunków chemicznych (np. składu roztworu, w którym zachodzi autodysocjacja), choć jej wartość jest silnie zależna od temperatury i ciśnienia.

Iloczyn jonowy wody [edytuj]

Szczególnie duże, praktyczne znaczenie ma iloczyn jonowy wody:

Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami a_x jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:

- iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):

Iloczyn jonowy wody jest uproszczonym wyrażeniem opisującym równowagę dynamiczną określoną przez prawo działania mas Guldberga i Waagego, w którym formalnie rzecz biorąc należałoby jeszcze uwzględnić aktywność cząsteczek niezdysocjowanych. W przypadku bardzo słabych elektrolitów takich jak woda, ze względu na słabą dysocjację stężenie cząsteczek niezdysocjowanych pozostaje praktycznie stałe i dlatego można je pominąć. Dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10^-7 mol/dm³, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10^-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm³

Obecność kwasów i zasad zmniejsza stopień dysocjacji wody - chociaż stężenie jednego z jonów będącego wynikiem jonizacji rośnie (np. pojawiają się protony pochodzące z dysocjacji cząsteczek kwasu), stężenie drugiego z jonów (tylko ten jon pochodzi wówczas w całości z dysocjacji cząsteczek wody) zmniejsza się zgodnie z w/w równaniem (zob. reguła przekory).

Wielkością o podobnym formalnie charakterze do iloczynu jonowego jest iloczyn rozpuszczalności, jednak w tym przypadku to aktywność ciała stałego (kryształy soli) nie zmienia się niezależnie od jego ilości w roztworze - po tzw. "przekroczeniu iloczynu rozpuszczalności" - jeżeli tylko dana sól jest obecna w roztworze w postaci stałej).

Definicja dysocjacji elektrolitycznej

Proces ten polega na rozpadzie na jony cząsteczek, w których występują wiązania jonowe

lub spolaryzowane pod wpływem rozpuszczalnika - wody. Cząsteczki zjonizowane maja zdolność przewodzenia prądu elektrycznego. Dysocjacja jest odwracalna.

Podział związków chemicznych ze względu na zdolność dysocjacji:

• Nieelektrolity (nie ulegają dysocjacji)

• Elektrolity (które rozpadają się na jony pod wpływem wody):

  • mocne

  • średniej mocy

  • słabe

Przykłady elektrolitów:

• Kwasy i wodorki

• Wodorotlenki

• Sole

Dysocjacja kwasów

Związki te dysocjują na kationy wodorkowe H⁺ i aniony reszt kwasowych R^n- (n- liczba atomów wodoru):

H_nR ↔ nH⁺ + R^n-

Kationy wodorkowe zabarwiają papierek wskaźnikowy na czerwono.

Dysocjacja wodorotlenków

Związki te ulegają dysocjacji prowadzącej do powstania katonów metali Mⁿ⁺ i anionów wodorotlenkowych OH^-:

M(OH)_n ↔ Mⁿ⁺ + OH^-

Z kolei występowanie jonów hydroksylowych powoduje wybarwienie papierka wskaźnikowego na kolor niebieski.

Dysocjacja soli

Substancje te ulegają dysocjacji na katony metali Mⁿ⁺ i aniony reszt kwasowych:

M_mR_n ↔ mMⁿ⁺ + nR^m-

Oczywiście dysocjacji ulegają tylko związki rozpuszczalne w wodzie.

Symbol ↔ oznacza, że reakcja zachodzi w obie strony.

Stopień dysocjacji

Stopień dysocjacji określa stosunek liczby moli cząsteczek zdysocjowanych do liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu. Jego wartość świadczy o mocy elektrolitu.

Czynniki wpływające na stopień dysocjacji:

• rodzaj elektrolitu

• rodzaj rozpuszczalnika

• stężenie roztworu (zwiększa się przy spadku stężenia)

• temperatura (zazwyczaj w podwyższonej temperaturze wzrasta)

• obecność innych substancji w roztworze

Mała wartość stopnia dysocjacji (rzędu <5%) jest charakterystyczna kwasów wieloprotonowych i zasad

z kilkoma grupami OH.

W przypadku elektrolitów o słabej mocy w jednym roztworze tworzy się równowaga pomiędzy jonami

a niezdysocjowanymi cząsteczkami, która jest opisana przy pomocy stałej równowagi K.

Jest ona wyrażona stosunkiem iloczynu określającego stężenie jonów np. [A⁺] [B^-] do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych [AB]:

Na stałą dysocjacji maja wpływ:

• stężenie elektrolitu

• temperatura

• rodzaj rozpuszczalnika

Czym większą wartość ona przyjmuje tym związek jest lepiej zdysocjowany.

PH

Woda jedynie w niewielkim stopniu ulega dysocjacji. Iloczyn jonowy wody jest wartością stałą nie tylko

w wodzie, ale także w roztworach kwasów i zasad, a wynosi 10^-14.

Dysocjacja cząsteczki wody (w sposób uproszczony ) przebiega następująco:

H₂O = H⁺ + OH^-

Pojecie pH wprowadził Sorensen ze względu na wygodę, bo zamiast 10^-14 stosuje się 14.

pH jest ujemnym logarytmem określającym stężenie kationów wodorowych.

Roztwory kwaśne mieszczą się w zakresie do 7, obojętne są równe 7, a zasadowe powyżej 7 (Tabela 1):

Stężenie H^+	10^-1	10^-2	10^-3	10^-4	10^-5	10^-6	10^-7	10^-8	10^-9	10^-10	10^-11	10^-12	10^-13	10^-14
pH	1	2	3	4	5	6	7	10	9	10	11	12	13	14
	kwaśne	obojętne	zasadowe

Tabela 1. pH

Wskaźniki kwasowo - zasadowe

Bardzo ważne jest szybkie i precyzyjne odróżnienie środowiska kwasowego od zasadowego.

W tej materii wykorzystywane są indykatory (wskaźniki) barwiące się na określone kolory w zależności od pH.

Do tego celu używa się substancji, których jony zmieniają zabarwienie w stosunku do obojętnych cząsteczek. Powszechnie znanymi i stosowanymi są : papierki uniwersalne, fenoloftaleina, oranż metylowy czy błękit metylenowy.

W poniższej tabeli (Tabela 2) zamieszczono zmianę zabarwienia indykatora pod wypływem różnego środowiska:

środowisko	zasadowe	obojętne	kwaśne
Papierek uniwersalny	niebieski	pomarańczowy	czerwony
Oranż metylowy	czerwony	żółty	żółty
Fenoloftaleina	bezbarwny	bezbarwny	malinowy

Tabela 2. Wskaźniki

Teorie kwasowo zasadowe

Powstały w głównej mierze w związku z odkryciem zjawiska dysocjacji. Do najważniejszych

z nich należą:

Teoria Arrheniusa, głosząca, że

Kwasy to substancje typu H_nR, które w roztworach wodnych ulegają dysocjacji na kationy wodorowe H⁺

i aniony reszty kwasowej R-

Zasady to substancje typu: M(OH)m, które ulegają reakcji dysocjacji w roztworze wodnym na kationy metalu M⁺ i aniony wodorotlenowe OH^-

Sole to substancje typu: M_nR_m, które ulegają reakcji dysocjacji na kation metalu M⁺ i anion reszty kwasowej R^-

Teoria Brunsteda (donorowo - akceptorowa) mówi że:

Kwas jest substancją mogącą oddawać proton

Zasada jest substancją mogącą przyjmować protony

Oprócz tych wymienionych istnieje wiele innych koncepcji definicji kwasów i zasad, np. teoria Lewisa, które nie maja już takiego ścisłego związku z dysocjacją.

Definicja pH

pH jest ujemnym dziesiętnym logarytmem określającym stężenie [mol/dm³] kationów wodorowych H⁺ (wykładnik z wartości stężenia kationów wodorowych ze znakiem przeciwnym):

pH = -log [H⁺]

Jak wynika z powyższej tabeli jeśli pH mieści się w zakresie do 7, to mamy do czynienia ze środowiskiem kwaśnym, odczyn zasadowy jest powyżej 7. Jeśli dokładnie przyjmuje wartość 7 to występuje odczyn obojętny.

Czysta woda (destylowana) przyjmuje dokładnie wartość równą 7. Zapisując iloczyn jonowy wody:

[H⁺]*[OH^-] = 10^-14 mol/dm³

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³

W pH równym 7 stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych ma taka sama wartość.

Najczęściej woda będzie maiła kwaśny odczyn, co związane jest z rozpuszczeniem w niej dwutlenku węgla CO₂, w wyniku czego powstaje kwas węglowy.

W przypadku roztworu 1-molowego kwasu chlorowodorowego pH przyjmuje wartość 0, a dla 1-molowego roztworu zasady sodowej pH = 14.

Podsumowując, jeśli wartość pH jest mniejsza niż 7 to roztwór ma odczyn kwaśny, a większe - alkaliczny, w pH = 7 obojętny.

Dla Coca Coli pH wynosi 2, woda z kiszonych ogórków - 1. Skóra niemowlęcia (sucha) ma odczyn lekko kwaśny (6,5).

Teoria dysocjacji Arrheniusa

Uczony Arrhenius opracował teorię dysocjacji elektrolitycznej dla zasad oraz kwasów.

Z uwagi na równość ciepeł reakcji zobojętnienia kwasu za pomocą zasady wynoszącą 57,8 kJ/mol oraz molowego - reakcji anionów hydroksylowych z wodorowymi z utworzeniem wody:

H⁺ + OH^- = H₂O + Q

Q - ciepło

Q = 57,8 kJ/mol

Według teorii elekrtolitycznej Arrheniusa kwasy to substancje chemiczne, które ulegają dysocjacji, czyli tworzą jony, pod wpływem wody:

HA = H⁺ +A^-

H - atom wodoru

A - anion wodorotlenowy

Zasady, w podobny sposób, według Arrheniusa, są związkami chemicznymi dysocjującymi na kation metalu oraz anion (aniony) wodorotlenkowe:

BOH = B⁺ + OH^-

B - atom metalu

OH - grupa wodorotlenowa

Według tego uczonego proces zobojętniania polega na reakcji kationów wodorowych z wodorotlenowymi,

w wyniku czego tworzy się cząsteczka wody. Teoria ta stała się bardzo popularna. Wyjaśnia budowę zasad oraz kwasów. Jest więc bazowa do rozwoju innych, kwasowo-zasadowych, teorii.

Teoria Arrheniusa przetrwała wiele lat i była uważna za jedna z głównych. Taki prosty sposób tłumaczenia zachowania się niektórych związków chemicznych, bywa w niektórych przypadkach bardzo zawodny, nie tłumaczy wielu chemicznych faktów. Przykładem może być zagadkowa dysocjacja elektrolityczna soli składających się z metalu oraz reszty kwasowej, a nie jak uczony zakładał anionów wodorotlenowych czy kationów wodorowych. Takie sole jak: chlorki żelaza (III) albo glinu, powodują zabarwienie oranżu metylowego na czerwono, a więc tak jak to jest dla kwasów.

Arrheniusa teoria kwasów i zasad, teoria opracowana przez Svante Arrheniusa w roku 1887.

Kwasy – są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem kationów wodorowych.

np. kwas chlorowodorowy



Zasady – są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem anionów wodorotlenowych.

Np. zasada sodowa

rönsteda teoria kwasów i zasad, teoria sformułowana w 1923 w myśl, której kwasem jest substancja mogąca oddawać protony, natomiast zasadą - substancja, która ma zdolność przyłączania protonów.

Kwas oddając proton, przechodzi w sprzężoną z nim zasadę. Reakcja przeniesienia protonu wymaga obecności w układzie dwóch par sprzężonych kwasów i zasad, jedną z nich może stanowić kwasowa i zasadowa forma rozpuszczalnika protolitycznego.

Właściwości rozpuszczalnika wpływają na moc rozpuszczonego kwasu lub zasady. Teoria ta upraszcza i ujednolica opis wszelkich reakcji związanych z przeniesieniem protonu.