fázové rovnováhy
DESCRIPTION
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). - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
![Page 1: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/1.jpg)
Fázové rovnováhy
![Page 2: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/2.jpg)
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).
![Page 3: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/3.jpg)
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
![Page 4: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/4.jpg)
(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
![Page 5: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/5.jpg)
Příklad: Při bruslení dochází vlivemtlaku brusle ke změně skupenství za konstantní teploty.
![Page 6: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/6.jpg)
Příklad: hasicí přístroj s nápní z oxidu uhličitého
Příklad: hasicí přístroj s náplní z oxidu uhličitého
![Page 7: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/7.jpg)
Fázový diagram uhlíku
![Page 8: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/8.jpg)
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
![Page 9: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/9.jpg)
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.
![Page 10: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/10.jpg)
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
![Page 11: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/11.jpg)
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
![Page 12: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/12.jpg)
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).
![Page 13: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/13.jpg)
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.
![Page 14: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/14.jpg)
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
![Page 15: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/15.jpg)
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.
![Page 16: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/16.jpg)
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.
![Page 17: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/17.jpg)
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
![Page 18: Fázové rovnováhy](https://reader036.vdocuments.mx/reader036/viewer/2022081421/5681457e550346895db257b5/html5/thumbnails/18.jpg)
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