Fázové rovnováhy

Obvykle se rozlišují 3 skupenské stavy látek: pevné, kapalné a plynné.

Někdy se uvádí ještě čtvrtý skupenský stav - plazma (plazma = ionty

+ volné elektrony).

V závislosti na podmínkách (tlak, teplota) může teoreticky každá látka

existovat ve všech skupenských stavech, tzn. že skupenský stav

závisí na vnějších podmínkách a na velikosti soudržných sil

uplatňujícími se mezi stavebními částicemi látky. Změnou podmínek

může dojít ke změně stavu (skupenská přeměna).

Fázové diagramyZnázorňují stabilitu jednotlivých fází při různých teplotách v závislosti:

- na tlaku (p – T) diagramy

- na složení (x – T) diagramy

Tvorba diagramů – metodiky diferenciální termické analýzy (DTA), jsou založeny na měření uvolněného reakčního tepla, tedy tepla fázové přeměny.

- složení je zjišťováno RTG strukturní analýzou

Fázové rovnováhy: Tabulky - teploty tání, sublimace, varu

- teploty polymorfních přeměn

Gibsův zákon fázív = s – f + 2

s – počet složekf – počet fází v – počet stupňů volnosti

(l)

(s)(g)T

tlak

teplota

KT – trojný bod – koexistence 3 fází

Křivka tání nebo tuhnutí

Křivka vypařování nebo kondenzace

Křivka sublimační

K – kritický bod

Příklad: Při bruslení dochází vlivemtlaku brusle ke změně skupenství za konstantní teploty.

Příklad: hasicí přístroj s nápní z oxidu uhličitého

Příklad: hasicí přístroj s náplní z oxidu uhličitého

Fázový diagram uhlíku

Disperzní soustavy

směs dvou a více látek – homogenní nebo heterogenní systém

Disperzní prostředí a disperzní fáze

Disperze dělíme podle velikosti rozptýlených částic na 3 skupiny:

1. Hrubá disperze – částice > 10-7 m

2. Koloidní disperze - částice mezi 10-7 – 10-9

- mlha (kapalina v plynu)

- kouř (tuhá látka v plynu)

- pěna (plyn v kapalině)

- emulze (kapalina v kapalině)

- suspenze (tuhá látka v kapalině)

- tuhá pěna (plyn v tuhé látce)

3. Molekulární (iontové) disperze – částice < 10-9 m – pravé roztoky

nepravé roztoky

Hrubé disperze

Částice jsou viditelné okem nebo optickým mikroskopem – podléhají gravitačním silám, tzn. sedimentují nebo vystupují na povrch.

Suspenze (s-l, s-g) – vody, keramika, cement, škrob, rudy, exhalace, popílky, saze, prach.

Emulze (l-l) – potravinářství, zpracování kaučuku, mazadla, nátěrové hmoty, kosmetika.

Koloidní disperzeČástice jsou viditelné optickým ultramikroskopem nebo

elektronovým mikroskopem – procházejí filtrem a nesedimentují.

Tyndallův jev (efekt) – kuželovitá světelná stopa pozorovaná kolmo na směr procházejícího paprsku.

Brownův pohyb – tepelný pohyb molekul disperzního prostředí (např. vody) – přenáší se na částice, zabraňuje sedimentaci a je pozorovatelný v ultramikroskopu – boční osvit.

Podle vztahu částeček disperzní fáze k disperznímu prostředí rozlišujeme disperze:

Lyofilní (hydrofilní) – obklopeny solvátovými obaly rozpouštědla – blíží se pravým roztokům – vznikají samovolným rozpouštěním

Lyofobní (hydrofobní) – nerozpustné částice uměle rozptýlené (mechanicky, chemicky)

Soly – kapalné koloidní soustavy (hydrosoly, alkosoly – organosoly – podléhají koagulaci a gelatinaci – vznik rosolovitých útvarů s určitou strukturou (pěnovitou, síťovitou) tzv. gely (hydrogely, glycerogely, alkogely) – vlastnosti typické pro tuhé látky

GELATINACE

SOL GEL

PEPTIDIZACE

Botnání gelu – pohlcování kapaliny (dřevo, kaučuk, semena), vysušený gel, tzv. xerogel – přírodní vlákna, lepidla, silikagel

Koloidní disperze dále dělíme podle chování při koagulaci na:

reverzibilní (vratné) – organické kolidy (mýdla, barviva)Ochranný koloid – želatina ve fotografické emulzi, alkoholy v

nátěrových hmotách (emulze plastů)Koagulaci lze vyvolat přídavkem elektrolytu – působení náboje

iontů.

ireverzibilní (nevratné) – hydroxid železitý, sulfidy kovů, sol zlata.

Molekulové disperze – pravé roztokyhomogenní dvou- a vícesložkové systémy (rozpouštědlo + rozpuštěná látka)kapalné, plynné a tuhé roztoky (skla, slitiny)

- neomezeně mísitelné – např. ethanol – voda- omezeně mísitelné – roztoky tuhých látekNasycený roztok – obsahuje za dané teploty určité množství látky, jejíž

koncentrace udává tzv. rozpustnost látky (vliv T, křivky rozpustnosti).

Kinetika chemických reakcí

Kinetika chemických reakcí (chemická kinetika, reakční kinetika) studuje

rychlost chemických reakcí a její závislost na reakčních podmínkách.

Jejím konečným cílem je objasnění reakčních mechanismů.

Reakčním mechanismem rozumíme řadu dílčích reakcí, které ve svém

součtu vedou k výsledné chemické reakci.

Reakční rychlost je definována časovým úbytkem látkového množství

některé z výchozích látek nebo časovým přírůstkem látkového množství

některého z produktů reakce děleným stechiometrickým faktorem této

látky. Probíhá-li reakce za konstantního objemu, můžeme reakční

rychlost definovat také úbytkem molární koncentrace některé výchozí

látky nebo přírůstkem koncentrace některého z produktů reakce.

Pro obecnou reakci popsanou rovnicí

aA + bB xX + yY

můžeme zavést okamžitou rychlost v definicí

Máme-li obecnou reakci

A + B produkty ,

pak rychlost chemické reakce můžeme matematicky vyjádřit kinetickou rovnicí ve tvaru

v = k . cA . cB ,

kde konstanta úměrnosti k se nazývá rychlostní konstanta. Tato kinetická rovnice je matematickým vyjádřením Guldberg - Waageova zákona, který říká :

Rychlost reakce je přímo úměrná součinu okamžitých koncentrací výchozích látek.

dt

dc

ydt

dc

xdt

dc

bdt

dc

av yxbA 1111

Pro popis mechanismu přeměny výchozích látek na produkty se používají dvě

základní teorie:

a) srážková teorie

Podle této teorie mohou dvě molekuly zreagovat jen tehdy, mají-li při

vzájemné srážce dostatečnou kinetickou energii. Energetické poměry při

reakci lze vyjádřit diagramem,

kde na vodorovné ose je

schematicky znázorněn

průběh reakce a na svislé

ose potenciální energie

v příslušném stádiu reakce.

b) teorie absolutních reakčních rychlostí (teorie aktivovaného komplexu)

Tato teorie předpokládá, že při postupném přibližování molekul se mezi atomy dvou různých molekul začínají vytvářet nové vazby za současného oslabování původních vazeb – vzniká tak nový nestálý celek zvaný aktivovaný komplex, který se v dalším průběhu reakce rozpadne.

Faktory ovlivňující rychlost chemických reakcí

a) koncentrace - závislost rychlosti reakce na koncentraci výchozích látek vystihuje výše

uvedený Guldberg - Waageův zákon.

b) teplota - zvýšením teploty o 10°C se rychlost chemické reakce zvyšuje dvoj- až

čtyřnásobně. Závislost rychlosti reakce na teplotě se vyjadřuje nejčastěji jako

závislost rychlostní konstanty k na teplotě T (tzv. Arrheniova rovnice) ve tvaru

kde Ea je aktivační energie příslušné reakce a A je tzv. předexponenciální faktor.

c) katalyzátory - do reakce nevstupují, ale přesto výrazně ovlivňují její rychlost.

reakce bez katalyzátoru: A + B AB ,

za přítomnosti katalyzátoru K + A KA

KA + B AB + K

Význam katalyzátoru: vede reakci jiným mechanismem, u něhož je aktivační energie

obou dílčích reakcí nižší, než je aktivační energie původní nekatalyzované reakce.

RTEA

eAk

Podle toho v jaké fázi jsou katalyzátor a reagující látky:

a) katalýza homogenní – např. acidobazická katalýza

b) katalýza heterogenní – katalyzátorem pevná látka s velkým měrným povrchem

Negativní katalyzátory (inhibitory, stabilizátory): zpomalují chemické reakce (např. potlačování koroze, samovolného rozkladu chemikálií).

Některé katalyzátory ovlivňují i jinak průběh reakce, např.:

- selektivní katalyzátory – vznik zcela určitých produktů (enzymy)

- stereospecifické katalyzátory – vznik produktů se zcela jednoznačným uspořádáním