Równowaga chemiczna

PRZEBIEG REAKCJI ODWRACALNEJ

Stężenie

C (substratów)

współrzędna postępu reakcji

Prawo działania mas - (prawo Gulgberga i Waagego)

W stałej temperaturze iloczyn stężeń produktów podniesiony

do potęg równych współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji

do analogicznego stężenia substratów jest wielkością stałą i nosi nazwę
stałej równowagi reakcji chemicznej.

aA + bB cC + dD

T = constans

[C]^c_*[D]^d

[A]^a_*[B]^b

Rodzaje stałych równowagi

[ A]^{a .} [B]^b

ZALEŻNOŚCI POMIĘDZY STAŁYMI

RÓWNOWAGI REKCJI

K_c - stała stężęniowa K_p - stała ciśnieniowa K_x - stała wyrażona poprzez ułamki molowe reagentów

p^o - ciśnienie wzorcowe c^□ - stężenie wzorcowe

Σ_ν - suma algebraiczna współczynników stechiometrycznych w równaniu reakcji (produkty odjąć substraty)

szczególna stała to I. Stała równowagi reakcji dysocjacji zwana - STAŁĄ DYSOCJACJI

Wielkości opisujące ilościowo reakcje dysocjacji:

• Stopień dysocjacji - określa ułamek drobin, które rozpadły się na jony.

(α ε <0,1> lub α ε <0%, 100%>)

α =

zamiast ilości moli można używać w obliczeniach

ilości jonów lub stężenia molowe indywiduów chemicznych

α= α (rodzaju substancji i rozpuszczalnika, T, c)

gdy stężenie rośnie ═► α maleje;

gdy temperatura rośnie ═► α rośnie

dla reakcji dysocjacji typu Me_nA_m = nMe^m+ + mA^n- stężenia jonów wynoszą odpowiednio: [Me^m+] = α _* c_{mol *} n

[A^n-] = α _* c_{mol *} m

• Stała dysocjacji - odpowiedni stosunek stężeń jonów i cząsteczek niezdysocjowanych, zgodnie z prawem

działania mas

(wielkość tablicowa, stała dla danej temperatury)

prawo rozcienczeń Ostwalda

(podaje zależność pomiędzy stopniem i stałą dysocjacji)

dla słabego, jednoprotonowego elektrolitu

α ≤ 5% lub c/K >400 ═► α = (K:c)^½

ogólnie ═► α = (α² * c_mol): (1 - α)

Uwaga: Dla wieloprotonowych elektrolitów w tablicach znajdują się kolejne stałe np.: dla H₃PO₄ - K₁, K₂, K₃.

Do obliczeń stosuje się stałą K₁ ponieważ największa ilość drobin ulega pierwszemu etapowi dysocjacji. NIGDY! Nie stosuj do obliczeń stałej K = K_1*K_2* K₃ - pomimo, ze na papierze po przekształceniu
i niedozwolonym zsumowaniu stronami równań dysocjacji - stała będzie miała taką postać jak po wykonaniu mnożenia wyrażeń na stałe - wynik otrzymany w tan sposób nie ma nic wspólnego z prawdą. Jeżeli masz podać dokładny wynik, musisz liczyć etapami - jony otrzymane w pierwszym etapie są substratami do następnego etapu.

szczególna stała to II. Iloczyn jonowy wody

Dla T=22+273 [K] (22⁰C) iloczyn jonowy^* wody jest wielkością stałą i wynosi 10^-14.

[H₃O⁺] * [OH^-] = 10^-14

(* iloczyn jonowy - to iloczyn stężeń jonów na, które ulega dysocjacji dana substancja chemiczna;
z uwzględnieniem współczynników chemicznych z równania dysocjacji.)

pH = -log[H⁺]

pOH = - log [OH^-]

pH + pOH = 14

stężenia jonów lub pH, pOH	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
[H^+]	10^0, 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
[OH^-]	10^-14,10^-13,10^-12,10^-11,10^-10,10^-9,10^-8	10^-7	10^-6, 10^-5,10^-4, 10^-3, 10^-2, 10^-1, 10^0
pH	0, 1, 2, 3, 4, 5, 6	7	8, 9, 10, 11, 12, 13, 14
pOH	14, 13, 12, 11, 10, 9, 8	7	6, 5, 4, 3, 2, 1, 0
lakmus	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
fenolo-ftaleina	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy
oranż metylowy	odczyn kwaśny	odczyn obojętny	odczyn zasadowy

Wskaźniki chemiczne -

(indykatory)

słabe zasady lub kwasy organiczne, których forma zdysocjowana
i niezdysocjowana wyraźnie różnią się barwą
a proces zachodzi przy określonej wartości pH roztworu.

szczególna stała to III. Iloczyn rozpuszczalności soli trudno rozpuszczalnej

(licznik z prawa działania mas dla soli trudno rozpuszczalnej)

Me_nA_m = nMe^m+ + mA^n-

I_R=[Me^m+]ⁿ _* [A^n-]^m dla T = constans I_R = constans

gdy I_R > iloczynu stężeń jonów w roztworze to wytrąca się osad

gdy I_R < iloczynu stężeń jonów w roztworze to osad się nie wytrąca

gdy I_R = iloczynowi stężeń jonów w roztworze to układ pozostaje

w równowadze dynamicznej

szczególna stała to IV. Stała hydrolizy
oraz związane z tym obliczanie pH soli zhydrolizowanych

• stała hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady; np. NaNO₂

NaNO₂ Na⁺ + NO₂^-

NO₂^- + H₂O HNO₂ + OH ^-

K_H =

Następnie mnożymy obustronnie przez:

jedynkę matematyczną i otrzymujemy:

K_H =

Wiedząc, że dla reakcji dysocjacji kwasu: HNO₂ H⁺ + NO₂^-

K_Acid =

otrzymujemy: K_H =

• analogicznie wyprowadzając wzory dla soli słabej zasady i mocnego kwasu otrzymamy:

K_H =

• analogicznie wyprowadzając wzory dla soli słabej zasady i słabego kwasu otrzymamy:

K_H =

stopień hydrolizy - β - określa ułamek drobin, które uległy hydrolizie

β =

Bufory oraz obliczanie pH roztworów buforowych

Bufory to roztwory posiadające zdolność do zachowywania

stałej wartości pH podczas dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów i zasad

Budowa roztworu buforowego (woda + ...)

• słaby kwas i jego sól z mocną zasadą (CH₃COOH, CH₃COONa)

• słaba zasada i jej sól z mocnym kwasem (NH_3, NH₄Cl)

• dwie sole kwasu wieloprotonowego (Na₂HPO₄, NaH₂PO₄)

• sól (NH₄Cl, po hydrolizie powstaje NH₃)

Działanie roztworu buforowego

1. bufor octanowy CH₃COONa ―►CH₃COO^- + Na⁺

w roztworze zachodzą reakcje: CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

podczas dodawania mocnego kwasu: H₃O⁺ + CH₃COO^-―► CH₃COOH

podczas dodawania mocnej zasady: OH^- + CH₃COOH ―►H₂O + CH₃COO^-

2. bufor amonowy NH₄Cl ―► NH₄⁺ + Cl^-

w roztworze zachodzą reakcje: NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

podczas dodawania mocnego kwasu: H₃O⁺ + NH₃ ―► NH₄⁺ + H₂O

podczas dodawania mocnej zasady: OH^- + NH₄⁺ ―► NH₃ + H₂O

pH roztworu buforowego

• bufor octanowy

w roztworze zachodzą reakcje: CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

CH₃COONa ―►CH₃COO^- + Na⁺

[H₃O⁺] _* [CH₃COO^-]

[CH₃COOH]

[CH₃COOH]

[H₃O⁺] = K_{a *}

[CH₃COOH] = c _kwasu (bo w obecności całkowicie zdysocjowanej soli cofa się dysocjacja kwasu)

[CH₃COO^-] = c_soli

po zlogarytnowaniu

pH = pK_a + log(c_soli / c_kwasu) gdzie pK_a = - log K_a

• bufor amonowy

w roztworze zachodzą reakcje: NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

NH₄Cl ―► NH₄⁺ + Cl^-

[OH^-] _* [NH₄⁺]

[NH₃]

[NH₃]

[OH^-] = K_{b *} [NH₄⁺]

[NH₃] = c _zasady

[NH₄⁺]= c_soli po podstawieniu iloczynu jonowego wody (K_w=[H₃O⁺]_*[OH^-]) i zlogarytnowaniu

pH = (pK_b- pK_w) + log(c_soli / c_kwasu)

( dla rozpuszczalnika K_a* K_b = K_w, gdzie „a” i „b” to układ sprzężony)

pK_b- pK_w = pK_a

pH = pK_a + log(c_soli / c_kwasu)

zależność stałej od temperatury

dla danej substancji i rozpuszczalnika K = K(T)

K( c )

aA + bB cC + dD

T = constant => K = constant => wzrost C_C lub C_D

powoduje, że C_A lub C_B musi wzrosnąć

Reguła przekory

(La Chateliera - Brauna)

Gdy w układzie zostanie zaburzony stan równowagi chemicznej

to rozpocznie się taka przemiana, która będzie

przeciwdziałać zmianom, które ją wywołały.

N₂ + 3H₂ 2NH₃ + Q lub ΔH= ─

Q i ΔH to ciepło reakcji chemicznej

[N₂] lub [H₂]
rośnie reakcja biegnie w prawo

[N₂] lub [H₂] maleje reakcja biegnie w lewo

[NH₃] rośnie reakcja biegnie w lewo

[NH₃] maleje reakcja biegnie w prawo

T (temperatura) rośnie reakcja biegnie w lewo

T (temperatura) maleje reakcja biegnie w prawo

p (ciśnienie) rośnie reakcja biegnie w prawo

p (ciśnienie) maleje reakcja biegnie w lewo

UWAGA! Gdy w trakcie procesu chemicznego nie zmienia się sumaryczna ilość moli reagentów
(n _substratów = n _produktów) to ciśnienie nie wywiera wpływu na stan równowagi chemicznej.

Produkcja NH₃:

wysokie ciśnienie, niska temperatura^*, duże stężenia N₂ i H₂, odprowadzanie NH₃

*niska temperatura w syntezie nieorganicznej to około 500 ^o C

Iwona K®ól - nauczyciel chemii VIII LO

„Notatki ucznia”

5

C' (produktów)

K=

[C]^{c .} [D]^d

STAŁA STĘŻENIOWA

K_c=

STAŁA wyrażona poprzez UŁAMKI MOLOWE

K_x=

STAŁA CIŚNIENIOWA

K_p=

n _zdysocjowane

n_wprowadzone

K

T

K_a=

K_b=

[HNO₂] _* [OH ^-]

[NO₂^-]

[H₃O⁺]

[H₃O⁺]

[HNO₂] _* [OH ^-] _* [H₃O⁺]

[NO₂^-] _* [H₃O⁺]

[NO₂^-] _* [H₃O⁺]

[HNO₂]

K_w

K_A

K_w

K_B

A - Acid - kwas

B - base - zasada

K_w

K_{A *} K_B

[CH₃COO^-]

2

√ K_H/c_mol

---