Obecná a anorganická chemie I

2H2O (g) →2H2 (g) + O2 (g) ∆H° 298= 292,0 kJ/mol endotermní děj

Entropie S:

• Míra neuspořádanosti částic v systém - její změna odpovídá míře šíření a sdílení tepelné energie

• S = kB · ln(w)

• kB = 1,38062.10−23 J/K − Boltzmannova konstanta

• w − počet nezávislých uspořádání jimiž lze daný stav realizovat (větší S ~ více možností)

Gibbsova energie G:

• Energie přeměnitelná na užitečnou práci za konstantního tlaku

• Stavová veličina

• Změna Gibbsovy energie ΔG ~ míra spontánnosti procesu (spontánní děje ΔG < 0) ΔG = ΔH - T ΔS

• ΔH - teplo, které se vymění s okolím; snaha o minimalizaci energie; spontánní děje ΔH > 0 i ΔH < 0

• T ΔS - změna entropie uvnitř systému; snaha o maximální neuspořádanost; spontánní děje s ΔS > 0; pro ΔS < 0 nutná nízká teplota

• Změna Gibbsovy energie pohání chemické reakce

• Pro chemickou reakci aA + bB → cC + dD můžeme zapsat změnu reakční Gibbsovy energie jako: ∆𝑮𝒓 = ∆𝑮𝒓 𝟎 + 𝑹𝑻 ∙ 𝒍𝒏𝑸𝒓 (Qr … koncentrační kvocient - 𝑄𝑟= 𝑎𝐶𝑐 ∙ 𝑎𝐷𝑑 /𝑎𝐴𝑎 ∙ 𝑎Bb)

• V rovnováze ∆G = 0 a Qr ~ Kr ∆𝑮𝒓 𝟎 = −𝑹𝑻 ∙ 𝒍𝒏𝑲𝒓 𝑲𝒓 = 𝒆^(-∆𝑮𝒓𝟎/𝑹𝑻) = 𝒂𝑪𝒄 ∙ 𝒂𝑫𝒅/𝒂𝑨𝒂 ∙ 𝒂𝑩𝒃 Kr …rovnovážná konst.

• Aktivita látek:

  • Zředěné roztoky aktivita ~ koncentrace

  • Plyny aktivita ~ parciální tlak

  • Čisté (l) a (s) aktivita = 1

Le Châtelierův princip (1885):

• Pokud je systém v rovnováze vystaven změně tlaku, objemu, teploty nebo koncentrace složek, pak má systém tendenci ustavit novou rovnováhu, která by vyrovnala tuto změnu. (pokud změně rovnováhy nebrání kinetická bariéra)

• Změna tlaku/objemu – změna počtu molů (plynů např.)

• Změna teploty – exotermní X endotermní

• Změna koncentrace látek – výchozí látky X produkty

  • HF + H2O ⇄ H3O+ + F-

  • ovlivnění rovnováhy změnou koncentrace H3O+ : zvýšení koncentrace H3O+ snížení koncentrace H3O+ (snížení pH) (zvýšení pH) 𝑲 = 𝑎𝐻3𝑂+ ∙ 𝑎𝐹−/ 𝑎𝐻2𝑂 ∙ 𝑎𝐻𝐹 = 𝐻3𝑂 + ∙ 𝐹 − 𝐻2𝑂 ∙ 𝐻𝐹 = 𝟔, 𝟖 ∙ 𝟏𝟎−𝟔 𝟐𝟓 °𝐂, 𝟏𝟎𝟏 𝟑𝟐𝟓 𝐏a

  • 2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g); 𝐾 = 𝑎𝑁2𝑂4 /𝑎2𝑁𝑂2 = 𝑝𝑁2𝑂4 /𝑝2𝑁𝑂2 = 𝑥𝑁2𝑂4 /𝑥2𝑁𝑂2 ∙ p

Reakční kinetika:

• Popis rychlosti reakce a jejího mechanismu (typ reakce, meziprodukty….); ovlivnění rychlosti reakce (T, katalýza)

• Guldbergův-Waagův zákon:

  • Rychlost reakce závisí nejen na podstatě látek, ale také na jejich koncentraci pro reakci aA + bB → cC + dD je rychlost doprava: 𝑣1 = 𝑘1 ∙ |𝐴|𝑎 ∙ |𝐵|𝑏 a doleva: 𝑣2 = 𝑘2 ∙ |𝐶|𝑐 ∙ |𝐷|𝑑 v rovnováze 𝑣1 = 𝑣2 a poměr koncentrací produktů a reaktantů je konstantní: 𝐾 = 𝑘1 /𝑘2 = |𝐶|𝑐 ∙ |𝐷|𝑑 /|𝐴|𝑎∙ |𝐵|𝑏 rovnovážná konstanta