HEMIJSKA RAVNOTEŽA Pripremio: Varga Ištvan HEMIJSKO-PREHRAMBENA SREDNJA ŠKOLA ČOKA varga.i@neobee.net

Brzina hemijske reakcije se definiše promenom koncentracije reaktanata ili proizvoda reakcije u jedinici vremena. Neke reakcije teku vrlo brzo, čak uz eksploziju, na pr. rastvaranje alkalnih metala u vodi: 2K + 2H2O 2KOH + H2 Sagorevanje metana ili drugih gasovitih goriva je takođe brza reakcija: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O Jonske reakcije se odigravaju trenutno: Ag+ + Cl - AgCl(s) Rđanje gvožđa je veoma spora reakcija: Fe(s) + O2(g) Fe2O3(s)

Definisali su ga 1867. godine M.Guldberg i P.Waage. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije su: Priroda reaktanata; Koncentracija reaktanata; Temperatura; Prisustvo katalizatora. U heterogenim sistemima i veličina dodirne površine između faza. Uticaj koncentracije reaktanata definisan je zakonom o dejstvu masa, koji glasi: Brzina hemijske reakcije je upravo proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata pri stalnoj temperaturi. Definisali su ga 1867. godine M.Guldberg i P.Waage.

A + B C + D aA + bB cC + dD Primeri: Za reakciju tipa: k – je konstanta brzine reakcije, koja zavisi od prirode reaktanata i temperature. [ A ] i [ B ] – su molarne koncentracije. Kod reakcija sa više molekula iste supstance, aA + bB cC + dD a, b, c, i d – su stehiometrijski koeficijenti. Primeri: Napiši izraz za brzinu sledećih reakcija: NO(g) + O2(g) NO2(g) HCl(g) + H2O( l ) H3O+(aq) + Cl – (aq) Zn(s) + HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)

U izraz za brzinu ne ulaze koncentracije čvrstih i čistih tečnih supstanci, čija se koncentracija ne menja. Uticaj temperature: Prema teoriji sudara, do reakcije dolazi onda kada čestice reaktanata međusobno dovoljno jako sudare. Jačina sudaranja zavisi od kinetičke energije čestica. Zagrevanjem sistema, povećava se i kinetička energija čestica, a time i broj uspešnih sudara, i samim tim brzina reakcije.

Supstance koje usporavaju reakcije nazivaju se inhibitori. Uticaj katalizatora: Ako su u sistemu prisutne takve supstance koje imaju katalitičko dejstvo, to jest imaju sposobnost smanjenja energije aktivacije reaktanata, broj uspešnih sudara se povećava, a time i brzina reakcije. U nekim reakcijama sam proizvod reakcije ima katalitičko dejstvo ( na pr. u permanganometriji Mn2+ jon ), znači reakcija sama sebe katalizuje. Takav slučaj se zove autokataliza. Supstance koje usporavaju reakcije nazivaju se inhibitori.

Hemijske reakcije mogu biti: 1. Nepovratne ( konačne ili ireverzibilne) i 2. Povratne ( reverzibilne). Nepovratne reakcije teku u jednom smeru. Odvijaju se sve dok koncentracija jednog od reaktanata ne dostigne nulu. Na primer: Gorenje je nepovratna reakcija. Kada nestane gorivo ( ugalj) reakcija stane, ili koncentracija kiseonika postaje nula – reakcija opet stane. C(s) + O2(g) CO2(g) Povratne reakcije teku u oba smera. Većina hemijskih reakcija je povratna. Primeri: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) H2(g) + I2(g) 2HI(g) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) itd.

aA + bB cC + dD Povratne reakcije u opštem obliku možemo prikazati: v1 Kada brzina direktne reakcije ( v1) bude jednaka brzini povratne reakcije (v2), uspostavlja se dinamička ravnoteža. Izrazi za brzine su: v1= k1 [ A ]a [ B ]b i v2=k2[ C ]c [ D ]d pošto je, v1 = v2 k1[ A ]a [ B ]b = k2[ C ]c [ D ]d Sređivanjem izraza dobija se: v1 v2 K – je konstanta ravnoteže. Izraz je poznat kao zakon o dejstvu masa. Koncentracije u izrazu predstavljaju ravnotežne koncentracije.

Ako se radi o gasovitim supstancama u izraz za konstantu ravnoteže mogu se pisati parcijalni pritisci! Konstanta ravnoteže je konstantna vrednost na određenoj temperaturi. Ako je: K = 1 Brzine direktne i povratne reakcije su jednake. K >1 Brzina direktne reakcije je veća od brzine povratne, i K < 1 Brzina povratne reakcije je veća od direktne reakcije. Ako konstanta ravnoteže ima malu vrednost reakcija se jedva odigrava, a ako je veoma velika, reakcija je praktično završena.

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu Hemijska ravnoteža pomera se u korist direktne ili povratne reakcije pri promeni: Koncentracije ( c ); Temperature ( t ) i Pritiska ( p ). Le Šateljeov princip: Ako se na sistem u ravnoteži deluje promenom spoljašnjih uticaja ( c, t, p ), ravnoteža će se pomerati u pravcu eliminisanja tog uticaja, dok se ponovo ne uspostavi ravnoteža. Le Chatelier 1884.

3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) ΔH < 0 Na primeru dobijanja amonijaka biće objašnjeno pomeranje ravnoteže i primena Le Šateljeovog principa: 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g) ΔH < 0 4 mola 2 mola U direktnom smeru zapremina se smanjuje. Direktna reakcija je egzotermna! Ako se u ravnotežnom stanju povećaju koncentracije (parcijalni pritisci) vodonika i azota, ravnoteža će se pomerati u pravcu eliminisanja tog uticaja, tj. u pravcu stvaranja amonijaka, pri čemu se koncentracije azota i vodonika smanjuju. Ako se smanji koncentracija amonijaka, ravnoteža se pomera u pravcu stvaranja amonijaka, tj. dolazi do smanjenja koncentracije vodonika i azota.

Pošto je reakcija u direktnom smeru egzotermna, znači dolazi do oslobađanja toplote, hlađenjem sistema dolazi do pomeranja ravnoteže u pravcu stvaranja amonijaka. Obrnuto se dešava ako sistem zagrevamo: Doći će do razlaganja amonijaka na azot i vodonik. Povećanje pritiska u sistemu delovaće tako da se ravnoteža pomera u pravcu stvaranja manjeg broja molekula, što dovodi do smanjenja pritiska u sistemu. U našem slučaju dolazi do stvaranja amonijaka. Smanjenjem pritiska postiže se obrnuti efekat. Primeri za uvežbavanje: Udžbenik str. 22 i 23.

Hemijska ravnoteža u homogenim sistemima

Elektrolitička disocijacija Elektrolitička disocijacija je proces spontanog razlaganja molekula elektrolita na jone u vodenom rastvoru. Teoriju elektrolitičke disocijacije postavio je švedski fizičar Svante Arenijus 1887. godine. On je došao do zaključka, da vodeni rastvori kiselina, baza i soli provode električnu struju, zato ih je nazvao elektrolitima. Disocijacijom nastaju joni: Pozitivno i negativno naelektrisane čestice. Mg(NO3)2 Mg2+ + 2NO3 – HNO3 H+ + NO3- Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- U vodenim rastvorima svi joni su hidratisani.Različiti joni se okružuju različitim brojem molekula vode. Vodeni rastvori onih supstanci koji ne provode struju su neelektroliti. Na pr. Rastvor čećera, skroba, glicerina itd.

Disocijacija jonskih i kovalentnih jedinjenja Ako se jonsko ili kovalentno jedinjenje rastvori u vodi, polarni molekuli vode orijentišu se prema jonima kristala jedinjenja.

Razlaganje polarnih kovalentnih molekula na jone zove se JONIZACIJA.

Jonizacija je često povratan proces Jonizacija je često povratan proces. Ako je koncentracija rastvora veća, veći je broj sudara pa je veći i broj molekula koji nastaju iz jona. Zato koncentrovani rastvori sadrže veći broj nedisosovanih molekula nego razblaženi rastvori. Stepen disocijacije Stepen disocijacije ( α ) predstavlja odnos broja disosovanih molekula ( N ) i ukupnog broja molekula ( N0 ). Vrednost α je između 0 i 1, ili od 0 do 100 ako se izražava u %.

Stepen disocijacije zavisi od: - koncentracije rastvora; - prirode elektrolita; - temperature i - prirode rastvarača.

Umereno jake ( 3 < α < 30 % ) i U zavisnosti od stepena disocijacije elektroliti se dele na: Jake ( α > 30 % ), Umereno jake ( 3 < α < 30 % ) i Slabe elektrolite ( α < 3 % ). Koncentracija elektrolita je 0,1 mol/ dm3. U jake elektrolite spadaju na primer: HClO4 NaOH HCl KOH H2SO4 Ca(OH)2 HNO3 Ba(OH)2 itd.

Umereno jaki elektroliti su npr: H3PO4 H2SO3 H2C2O4 Mg(OH)2 itd. i neke soli metala Hg , Zn i Cd. Slabi elektroliti su npr: H2CO3 H2S HCN H3BO3 CH3COOH NH4OH itd.

Izračunavanje koncentracije jona i molekula u rastvoru Koncentracija jona u rastvoru: Gde su: cj – koncentracija hidratisanih jona, z – broj jona iste vrste koji daje jedan molekul elektrolita pri disocijaciji c – molarna koncentracija elektrolita ( mol/ dm3 ). II. Koncentracija nedisosovanih molekula: