Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

1

Rovnováha

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

2

Cieľ:

Druhý zákon termodynamiky ,

samovoľnosť a rovnováha

Jeden zo základných cieľov termodynamiky
je predpovedať či bude alebo nebude reakcia
prebiehať , čiže či je alebo nie je reakcia
samovoľná, alebo či je v rovnováhe.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

3

Príklady samovoľných procesov:
1) Železo hrdzavie vo vlhkom vzduchu.
2) Ľad sa topí pri teplote 25 oC
3) Zemný plyn horí po zapálení.
4) Voda tečie dole kopcom.
5) Plyny sa miešajú.
6) Teplo prechádza z teplejšieho na
chladnejšie teleso.
7) Vodík horí na vzduchu za vzniku vody.
8) Sodík reaguje s vodou.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

4

Pôvodným kritériom toho či je alebo nie je
proces samovoľný bolo to, že to musí byť
exotermický proces (Berthelot).
1) Ak by to platilo, potom by nám na
rozhodnutie o samovoľnosti procesu stačila
informácia o tom, či je

H záporné

2) Ale nie všetky samovoľné procesy uvedené
vyššie sú exotermické. Jeden z nich je
endotermický. Ktorý to je?

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

5

Príklad

Rozhodnite či je nasledujúci proces samovoľný ,
nesamovoľný, alebo rovnovážny:

• CO

2 sa rozkladá na diamant a O2(g)

• Voda vriaca pri 100oC za vzniku pary

• NaCl sa rozpúšťa vo vode

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

6

H

2O(s) ----> H2O(l) pri 25

o

C

H = + 6.0 kJ/mol

Iné samovoľné endotermické procesy:

H

2O(l) ----> H2O(g) pri 100

o

C

H = + 40.7 kJ/mol

CaCO

3(s) ----> CaO(s) + CO2(g) pri 1100

o

C

H = + 178 kJ/mol

3) Znamienko

H nie je dostatočnou

informáciou o tom či je alebo nie je proces
samovoľný.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

7

Rovnováha chemickej reakcie



Čo je to?

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

8

Gibbsova voľná energia a rovnováha

• Sústava pri konštantnej teplote a tlaku sa

bude samovoľne meniť v smere, v ktorom
sa znižuje Gibbsova voľná energia.

• Preto smerujú reakcie do rovnováhy.

• V rovnováhe má daná reakčná sústava

najnižšiu možnú hodnotu Gibbsovej voľnej
energie.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

9

Gibbsova voľná energia a

Gibbsova v

rovnováha



G = G° + RTln Q

v rovnováhe, G = 0 a Q = K

neštandardná

štandardná

“korekcia” na

neštandardný stav



G° = -RTlnKa

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

10

Predpoveď priebehu reakcie

poveď

pomocou Q



Q = reakčný kvocient



Používa začiatočné koncentrácie

nemiesto rovnovážnych koncentrácií.



Ak Q < K, reakcia prebieha do prava



Ak Q = K, reakcia je v rovnováhe.



Ak Q > K, reakcia prebieha do ľava

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

11

G° = -RTlnK

a



Go informuje o rovnovážnej konštante Ak



Go < 0, Ka > 1.

Ak Go = 0, Ka = 1.
If Go > 0, Ka < 1.

Rovnovážna zmes

Samovoľná

Samovoľná

G

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

12

Závislosť Gibbsovej energie od

Závislosť Gibbs

zloženia sústavy

zloženia sústav



ΔG je celková zmena Gibbsovej energie

G je celková zmena

reakcie



ΔG0 je zmena Gibbsovej energie reakcie

je zmena G

pre všetky reaktanty a produkty v
štandardnom stave

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

13

• Ak má Go veľkú zápornú hodnotu (t.j.

menej ako -10 kJ), reaktanty sa pri
dosiahnutí rovnovážneho stavu takmer
úplne premenia na produkty.

• Ak je Go medzi - 10 and + 10 kJ vzniká v

rovnováhe rovnovážna zmes produktov a
reaktantov.

• Ak má Go veľká kladnú hodnotu (nad +10

kJ), z reaktantov nevzniknú po dosiahnutí
rovnováhy takmer žiadne produkty.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

14

Pojem rovnováha

A  B

rýchlosť = kP[A]

rýchlosť = ks[B]

Počas reakcie [A] sa zmenšuje

a [B] sa zvyšuje.

Nakoniec sa koncetrácie ďalej nemenia.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

15

Dosiahnutie rovnováhy

pre A

 B

čas

čas

v

Dosiahnutá

rovnováha

Dosiahnutá

rovnováha

c

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

16

Čo je rovnováha?

V rovnováhe je rýchlosť priamej reakcie

rovnaká ako rýchlosť spätnej reakcie

rovnaká ako rýchlosť sp

.

rýchlosťp = rýchlosťs

kf[A] = kr[B]

[B]
[A]

kp

ks

=

Konšt.

=

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

17

Rovnováhy sú dynamické



Všetky rovnováhy sú dynamické!



A a B neprestávajú reagovať.



Ale nedochádza k zmene koncentrácií

ak nastane rovnováha.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

18

Znázorňovanie rovnováhy

Rovnovážny stav sa znázorňuje dvomi

opačnými šipkami

opačnými šip

:

Nepoužívajte jednu dvojitú šipku

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

19

Zákon aktívnych hmôt

Rovnovážna

konštanta

Výraz pre rovnovážnu

konštantu pomocou

koncentrácií

aA + bB

cC + d

D

[B]

[A]

[C] [D]

a

b

c

d

Kc =

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

20

Termodynamická rovnovážna

Termodynamická rov

konštanta

b

B

a

A

D

d

c

C

a

a

a

a

a

K



• aktivity v rovnovážnom stave reakcie

aktivity v rovnovážnom stave reak

• Ka je bezrozmerná

K

Reakcia:
aA + bB = cC + dD
a,b,c,d sú stechiometrické koeficienty

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

21

Vzťah medzi K

a a KP



Termodynamická

Termodynamic

rovnovážna konštanta:

rovnovážna konštanta

d

b

B

a

A

D

c

C

a

P

P

P

P

P

P

P

P

K



















































0

0

0

0

  n

P

a

P

K

K







0

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

22

Rovnovážna konštanta K

x

aA + bB

cC + d

D

celkový

i

i

P

x

P













b

celk

B

a

celk

A

d

celk

D

c

celk

C

P

P

x

P

x

P

x

P

x

K



 n

celk

x

P

K





Δn = c+d –(a+b)

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

23

Vzťah medzi K

a a Kx

b

B

a

A

D

d

c

C

a

a

a

a

a

K



0

P

P

a

i

i



aA + bB

cC + d

D

celkový

i

i

P

x

P



n

celk

x

a

P

P

K

K

















0

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

24

K

p pre plyny pomocou

parciálnych tlakov

N

2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Kp =

(PNH3)

2

(PN2)(PH2)

3

Ak je Δn ≠0 má K

p rozmer (Pa)

Δn

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

25

Súvislosť medzi K

p a Kc



n = rozdiel stechiometrických koeficientov

rozdiel stechiometrických koefi

plynných produktov a plynných reaktantov

PV = nRT

Kp = Kc (RT)

n

P = n

V

RT =

RT

[c ]

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

26

PV = nRT

P/RT = n/V

P = RTc

alebo P

 [koncentrácii ] pri

konštantnej teplote

aA(g) + bB(g)

\===

\

cC(g) + dD(g)

Rovnovážna konštanta reakcie

Sú hodnoty K

p a KC

rovnaké?

Sú hodnoty K

p a KC

rovnaké?

Môžu a nemusia byť.

Rovnovážna konštanta homogénnych reakcií v
plynnej fáze

Stavová rovnica

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

27

Príklad – Vzťah medzi K

p a Kc

Ak je Kc = 9.60 reakcie pri 300.0°C:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Aká bude hodnota of Kp pri tej istej

teplote?

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

28

Heterogénne rovnováhy

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

29

Heterogénne rovnováhy



Čisté tuhé látky a čisté kvapaliny

Čisté tuhé látky a čisté

nevystupujú v rovnovážnej konštante.

nevystupujú v rovnovážnej konštante



ich aktivity alebo koncentrácie sa nemenia

ich aktivity alebo koncentrácie sa nem



Pre CaCO3 (s) CaO (s) +CO2 (g)

3

2

CaCO

CO

CaO

a

a

a

a

K



2

CO

a



Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

30

Heterogénne rovnováhy

b

B

a

a

K

1



• Aktivity všetkých čistých

kondenzovaných zložiek sa rovnajú

jednej (štandardný stav), preto

rovnovážna konštanta:

Reakcia: aA

(s)_+ bB(g) = cC (s)

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

31

Rovnovážne konštanty



Ka KP Kx Kc



Ka je bezrozmerná termodynamická

je b

rovnovážna konštanta



ΔG0 je = - RT ln K

je = - RT

a



Ak je Δn = 0

n = potom

Ka = KP = Kx = Kc

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

32

Závislosť Gibbsovej energie od

Závislosť Gibbs

zloženia sústavy

zloženia sústav



ΔG je celková zmena Gibbsovej energie

G je celková zmena

reakcie



ΔG0 je zmena Gibbsovej energie reakcie

je zmena G

pre všetky reaktanty a produkty v
štandardnom stave

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

33

G = Go + RT ln Q

Čo je Q?

Pre všeobecnú reakciu

A

(g) + B(g) ---> 2 C (g)















B

A

C

a

a

a

a

K

2

rovnovážne

ne

nerovnováž

B

A

C

a

a

a

Q















2

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

34

Reakcia je samovoľná aj keď entropia klesá!
H je dostatočne veľká na to, aby prevážila

tento pokles entropie.

Go

zluč. Je štandardná zlučovacia Gibbsova

energia. Je to zmena energie, ku ktorej
dochádza pri vzniku jedneho molu
zlúčeniny z prvkov v ich najstabilnejšej
forme pri tlaku 101 325 Pa a pri konštantnej
teplote ,( napríklad 298 K).

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

35

Reakcia plynu s čistými tuhými fázami

Reakcia plynu s čistými tu

• Príklad:

M(s) + O

2(g) = MO

2(s)

kov

oxid kovu

MO

2

M

O

2

M & MO

2 netvoria roztok

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

36

Reakcia plynu s čistými tuhými fázami

Reakcia plynu s čistými tu



Gibbsov zákon fáz: v = z- f + 2 = 2– 3 + 2 =

1



Čo znamená jeden stupeň voľnosti?

•

čisté fázy (M a MO

2) majú jednotkovú

aktivitu (a

M = aMO2 = 1)

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

37

Reakcia plynu s čistými tuhými fázami

Reakcia plynu s čistými tu











 







RT

G

a

K

o

O

a

exp

)

1

(

)

1

(

2

RTln(a

O2)M = G

o

=

Ho - TSo

Aktivita O

2 v dvojici M/MO2

• zvoľte T a ( aktivita a tlak p O2) je dané

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

38

Vypočítajte

Go heterogénnej reakcie pri

teplote 298 K:

2Hg

(l) + O2(g) -----> 2HgO(s)

H

zluč.

o

pre HgO

(s) = -90.79 kJ/mol

So reakcie je – 216,6 J/molK

Go = -2x90790 - (-216,6x298) = -117000 J

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

39

Termodynamická rovnovážna

konštanta heterogénnej reakcie



Δ

G 0 = - RT ln Ka

- RT



Δ

G 0 = - -117000 J

Ka =3,2x10+20

21

2

10

097

,

3





x

a O

2

1

O

a

Ka



Pa

x

x

x

p

O

15

21

2

10

32

,

1

10

097

,

3

101325









Rovnovážny parciálny tlak kyslíka pri 298 K

2Hg

(l) + O2(g) -----> 2HgO(s)

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

40

Ellinghamov diagram
• ΔG0 oxidov na jeden mol

kyslíka

ΔG0 = ΔH0 – TΔS0

• priamky  ΔH0 a ΔS 0 sú

nezávislé od teploty

- Priesečník s 0 K = ΔH0

- Smernica = - ΔS0

Prečo?

Δs0 = (2/b)s

oxid- sO2-(2a/b)SM

~rovnaké

Δs0 ≈ - S

O2

Odhad

So : používajte iba

entropie plnynných fáz.
Zanedbajte kondenzované fázy.



Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

41

Vplyv tlaku na rovnováhu

Vplyv tlaku na r

Celkový tlak = P

celk = p

A + pB + pC + pD + pIn

Reagujúce zložky Inertný plyn

Daltonov zákon: P

i = xi Pcelk xi = molový zlomok i

x

b

a

d

c

celk

p

K

P

K

)]

(

)

[(









b

B

a

A

d

D

c

C

x

x

x

x

x

K



Ak P

celk↑, rovnováha sa posunie v smere kde je

menší súčet stechiometrických koeficientov

Pr.: 2CO(g) + O

2(g) = 2CO2(g)

Ak rastie P

celk podporuje sa vznik

2

CO

2

O

2

2

CO

P

p

p

/

p

K 

CO

2

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

42

Vplyv tlaku a rovnováhu

Príklad: 2CO(g) + O

2(g) = 2CO2(g)

2

CO

2

O

2

2

CO

P

p

p

/

p

K 

K

P=Pcelk

-1

K

x , preto ak P celk rastie,, Kx

↑

aby bolo K

P

konštantné).

Ak P

celk

,…..

↑

Je to priaznivý vplyv, rovnováha sa

posúva v smere vzniku CO2

x

celk

p

K

P

K

]

1

[





Zvýšenie K

x znamená, že v rovnováhe bude vznikať

viac CO

2

Prečo?

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

43

Vplyv teploty na K

Vplyv teplot

a

R

S

RT

H

RT

G

K

o

o

o

a

















ln

Van’t Hoffova rovnica:

.

)

/

1

(

ln

const

R

H

T

d

K

d

o

a









endo exo

lnK

a

1/T

(

Ho > 0); ak T, K

a  -

prednosť majú

produkty

(

Ho < 0); ak T, K

a -

Prednosť majú reaktanty

Rast teploty posúva

rovnováhu exotermických

reakcií v smere reaktantov

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

44

Použitie

G na fázové premeny- topenie a var

V bode topenia a v bode varu proces fázovej
premeny v rovnováhe, preto

G = 0.

G = H - S

0 =

H - S

H = TS

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

45

Bod varu CHCl

3 is 61.7oC. Hvyp je 31.4

kJ/mol. Vypočítajte

S vyparovania.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

46

Vypočítajte bod topenia benzénu , ak je
H

top 10.9 kJ/mol a Stop je 39.1 J/molK.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

47

Posun rovnováhy

Princíp akcie a reakcie ( Le Chatelierov

princíp):
Ak sa zmenia podmienky (akcia),

prebehne v sústave proces, ktorým sa

táto zmena potlačí ( reakcia).

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

48

Ak je sústava porušená,
posunie svoju rovnováhu v
smere, ktorý potlačí túto
poruchu.

Teplota

Koncentrácia

Tlak

Henri-Louis Le Chatelier

Henri-Louis Le Chate

1850-1936

1850-

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

49

LeChatelier- Príklad

Ak je reakcia v rovnováhe čo sa stane ak

Ak je reakcia v rovnováhe čo sa

pridáme ďalšie množstvo

pridáme ď

H2 ?

Pre reakciu:

N

2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

K

c = 0.062 (dm

6

mol-2) pri 500°C

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

50

LeChatelier

LeC

ov princíp-vplyv

ov princíp-vplyv

koncentrácie

koncentr

čas

Začiatočná

koncentrácia

Pridaný vodík

Nová rovnováha

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

51

Poloha rovnováhy

reakcia

N

2(g) + 3H2(g) \===

\

2NH

3(g)

K

c je

konštantná

pri

konštantnej

teplote.

K

c je

konštantná

pri

konštantnej

teplote.

)

Pokus

Poku

č.

Začiatočná konc.

Začiatočná kon

(mol dm-3)

Rovnovážna konc.

Rovnovážna konc

(mol dm

(mol d -3)

Kc pri

500oC

(dm6

mol-2)

[N2(g)]

[H2(g)]

[NH3(g)]

[N2(g)]

[H2(g)] [NH3(g)]

1
2

1.0
2.0

1.0
1.0

0.0
0.3

0.921

2.40

0.762

3.20

0.159

2.20

0.062
0.062

Kc

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

52

LeChatelier - Zmena V a P



PV = nRT



Ak klesá objem, tlak rastie.



Ako sústava potlačí zvýšenie tlaku?

Ako sústava potlačí zvýšenie tla



posunom rovnováhy v smere menšieho
počtu molekúl plynu!

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

53

LeChatelier – Zmena V a P

Príklad

Ak V , P , rovnováha sa posúva do prava

rovnováha sa posúva do prav .

Ak V , P , rovnováha sa posúva do ľava

rovnováha sa posúva do ľav .

Pre reakciu:

N

2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

54

LeChatelier – Zmena teploty



T je jedinou zmenou, pri ktorej dochádza aj k

je jedinou zmenou, pri ktorej dochádza aj k

zmene rovnovážnej konštanty!

zmene rovnovážnej konštanty



Ak je reakcia endotermická, považujte teplo za

Ak je reakcia endotermická, považujte

„reaktant“.

„reaktan



Ak je exotermická, považujte teplo a „produkt“

Ak je exotermická, považujte teplo a „produkt .

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

55

LeChatelier – Zmena T - ENDO

Ak T , teplo

tepl , rovnováha sa posúva do prava,

rovnováha sa posúva do p

K .

Ak T , teplo

tepl , rovnováha sa posúva do ľava,

rovnováha sa posúva do ľ

K .

reaktanty + teplo produkty

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

56

LeChatelier - Zmena T - EXO

Ak T , teplo

t

, rovnováha sa posúva do ľava

rovnováha sa posúva do ľ

, K .

Ak T , teplo

t

, rovnováha sa posúva do prava

rovnováha sa posúva do pra , K .

reaktanty produkty + teplo

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

57

LeChatelier – Zmena T Príklad



Ak T , rovnováha sa posúva do ľava

rovnováha sa posúva do ľa , K .

• Pre reakciu:

N

2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Ho = -92.38 kJ

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

58

PV = nRT

P/RT = n/V

P = RTc

alebo P

 [koncentrácii ] pri

konštantnej teplote

aA(g) + bB(g)

\===

\

cC(g) + dD(g)

Rovnovážna konštanta reakcie

Sú hodnoty K

p a KC

rovnaké?

Sú hodnoty K

p a KC

rovnaké?

Môžu a nemusia byť.

Rovnovážna konštanta homogénnych reakcií v
plynnej fáze

Stavová rovnica

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

59

LeChatelier – Zmena

koncentrácie

Akcia

Pridanie reaktantu(s)

Pridanie produktu (s)

Pridanie produktu (s

Odstránenie reaktantu (s)

Odstránenie produktu (s)

Odstránenie produkt

Reakcia

Posun do prava

Posun do prav

Posun do ľava

Posun do ľav

Posun do ľava

Posun do ľav

Posun do prava

Posun do prav

Hodnota K sa nemení!

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

60

Použitie

G na fázové premeny- topenie a var

V bode topenia a v bode varu je proces
fázovej premeny v rovnováhe, preto

G = 0.

G = H - S

0 =

H - S

H = TS

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

61

Bod varu CHCl

3 je 61.7

o

C.

H

vyp je 31.4 kJ/mol.

Vypočítajte

S vyparovania.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

62

Vypočítajte bod topenia benzénu , ak je
H

top 10.9 kJ/mol a Stop je 39.1 J/molK.

• T topenia = 278,7 K

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

63

Zhrnutie vplyvov na rovnováhu

Faktor

k

Poloha rovováhy

Poloha rovová

Rovnovážna

Rovnováž

konštanta

konšta

Zvýšenie koncentrácie A

Zvýšenie koncentrácie

alebo B

aleb

Posun vpravo

Posun vpr

Bez zmeny

Bez zm

Zvýšenie koncentrácie C

Zvýšenie koncentrácie

alebo D

aleb

Posun vľavo

Posun v

Bez zmeny

Bez zm

Zvýšenie teploty

Zvýšenie tep

Posun vpravo ak je

Posun vpravo ak

reakcia endotermická

reakcia endoterm

Posun vľavo ak je reakcia

Posun vľavo ak je reak

exotermická

exoterm

Rastie pre

Rastie p

endotermick

endoterm

ú reakciu

ú rea

Klesá pre

Klesá p

exotermickú

exotermic

reakciu

rea

Zvýšenie tlaku

Zvýšenie tla

zmenšením objemu

zmenšením objem

nádoby

nád

Posun vpravo ak

Posun vpravo

(c + d) < (a + b)

(c + d) < (a +

Posun vľavo ak

Posun vľavo

(a + b) < (c + d)

(a + b) < (c +

Bez zmeny ak

Bez zmen

a + b = c + d

a + b = c

Bez zmeny

Bez zm

aA + bB cC + dD

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

64

ZHRNUTIE



V rovnováhe prebieha priama a spätná

V rovnováhe preb

reakcia rovnakou rýchlosťou



V rovnováhe je ΔG = 0

G

 V rovnováhe je K

a = exp(- ΔG

0

/RT)

 Na rovnovážnu konštantu K

Na rovnovážnu konštantu

a vplýva

teplota



Tlak vplýva na rovnováhu iba ak je Δn≠0



V heterogénnych reakciách sú aktivity

tuhých produktov a reaktantov rovné 1.

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v Koši

Ľudmila Komorová,Katedra chémie, TU v

ciach

c

65

Otázky ?