Biochemia zaliczenie I.docx

Równowaga reakcji chemicznych to taki stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą prędkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.
Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. Reakcja jako taka zachodzi, tyle że jej szybość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili z subtratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem substratów.
Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je "w spokoju" na odpowiednio długi czas. Praktycznie jednak w wielu przypadkach do tego nie dochodzi z różnych względów:

·         produkty reakcji mogą być celowo usuwane z układu reakcji zanim osiągnie on równowagę

·         subtraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą, a reakcja zachodzi na granicy faz

·         reakcja jest powolna, a jej zatrzymanie następuje przed osiągnięciem stanu równowagi

Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura i ciśnienie. Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi.
W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały.Stosunek ten jest nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

Równowaga reakcji chemicznych – stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.

Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. W reakcjach chemicznych, równowaga ma prawie zawsze charakter równowagi dynamicznej. Reakcja zachodzi, tyle że jej szybkość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili z substratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem substratów. System jako makroskopowa całość wydaje się w spoczynku; obecność reakcji jest jednakże ewidentna w skali molekularnej.

Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je "w spokoju" na odpowiednio długi czas. Oznacza to, że dla każdej reakcji istnieją takie warunki, w których jest ona odwracalna. Praktycznie jednak w wielu przypadkach nie dochodzi do ustalenia się stanu równowagi z różnych względów:

·         Produkty (lub jeden z produktów) reakcji mogą być usuwane z układu reakcji szybciej niż równowagę jest osiągana. Reakcja przebiegnie do końca w jednym kierunku.

·         Substraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą, a reakcja zachodzi na granicy faz bardzo powoli (szybkość limitowana przepływem masy), lub nie zachodzi w ogóle ze względu na efektywną separację reagentów.

·         W danych warunkach, reakcja jest ze swojej natury powolna z skali czasowej obserwacji. System wydaje się w makroskopowym spoczynku, jednakże reakcja netto postępuje.

·         Jeden z substratów reakcji jest stale dodawany do systemu z zewnątrz. System możne osiągnąć stan ustalony bez równowagi.

Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura i ciśnienie. Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi, ma jednak duży wpływ na czas ustalenia się tego stanu.

W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały. Stosunek ten jest nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

Przykład reakcji równowagowej – hydroliza/synteza estru (octanu metylu):

CH3COOCH3 + H2O ⇌ CH3COOH + CH3OH

Iloczyn jonowy - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocjacji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.

Wielkość tę nazywa się iloczynem jonowym, gdyż po pominięciu stężenia niezdysocjowanej formy związku pozostaje się tylko licznik wyrażenia na stałą równowagi, który jest iloczynem stężeń powstających jonów, podniesionych do potęgi odpowiadającej współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji autodysocjacji np. dla autodysocjacji związku typu AB, rozpadającego się na jony A+ i B-:

iloczyn jonowy wyraża się wzorem:

gdzie [A+] i [B-] - to stężenia odpowiednich jonów w stanie równowagi reakcji autodysocjacji.

Iloczyn jonowy ma szczególne znaczenie w przypadku rozpuszczalników, gdyż ma on duży wpływ na przebieg wielu reakcji zachodzących w tych rozpuszczalnikach i ułatwia dokonywanie rozmaitych obliczeń stechiometrycznych. Iloczyny te są ustalane i tablicowane zwykle dla warunkach normalnych. Tak zdefiniowana wielkość jest rodzajem stałej, gdyż jej wartość jest niezależna od warunków chemicznych (np. składu roztworu, w którym zachodzi autodysocjacja), choć jej wartość jest silnie zależna od temperatury i ciśnienia.

Iloczyn jonowy wody [edytuj]

Szczególnie duże, praktyczne znaczenie ma iloczyn jonowy wody:

Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami ax jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:

- iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):

Iloczyn jonowy wody jest uproszczonym wyrażeniem opisującym równowagę dynamiczną określoną przez prawo działania mas Guldberga i Waagego, w którym formalnie rzecz biorąc należałoby jeszcze uwzględnić aktywność cząsteczek niezdysocjowanych. W przypadku bardzo słabych elektrolitów takich jak woda, ze względu na słabą dysocjację stężenie cząsteczek niezdysocjowanych pozostaje praktycznie stałe i dlatego można je pominąć. Dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10-7 mol/dm3, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm3

Obecność kwasów i zasad zmniejsza stopień dysocjacji wody - chociaż stężenie jednego z jonów będącego wynikiem jonizacji rośnie (np. pojawiają się protony pochodzące z dysocjacji cząsteczek kwasu), stężenie drugiego z jonów (tylko ten jon pochodzi wówczas w całości z dysocjacji cząsteczek wody) zmniejsza się zgodnie z w/w równaniem (zob. reguła przekory).

Wielkością o podobnym formalnie charakterze do iloczynu jonowego jest iloczyn rozpuszczalności, jednak w tym przypadku to aktywność ciała stałego (kryształy soli) nie zmienia się niezależnie od jego ilości w roztworze - po tzw. "przekroczeniu iloczynu rozpuszczalności" - jeżeli tylko dana sól jest obecna w roztworze w postaci stałej).

Definicja dysocjacji elektrolitycznej

Proces ten polega na rozpadzie na jony cząsteczek, w których występują wiązania jonowe

lub spolaryzowane pod wpływem rozpuszczalnika - wody. Cząsteczki zjonizowane maja zdolność przewodzenia prądu elektrycznego. Dysocjacja jest odwracalna.

Podział związków chemicznych ze względu na zdolność dysocjacji:

·         Nieelektrolity (nie ulegają dysocjacji)

·         Elektrolity (które rozpadają się na jony pod wpływem wody):

§         mocne

§         średniej mocy

§         słabe

Przykłady elektrolitów:

·         Kwasy i wodorki

·         Wodorotlenki

·         Sole

Dysocjacja kwasów

Związki te dysocjują na kationy wodorkowe H+ i aniony reszt kwasowych Rn- (n- liczba atomów wodoru):

HnR ↔ nH+ + Rn-

Kationy wodorkowe zabarwiają papierek wskaźnikowy na czerwono.

Dysocjacja wodorotlenków

Związki te ulegają dysocjacji prowadzącej do powstania katonów metali Mn+ i anionów wodorotlenkowych OH-:

M(OH)n ↔ Mn+ + OH-

Z kolei występowanie jonów hydroksylowych powoduje wybarwienie papierka wskaźnikowego na kolor niebieski.

Dysocjacja soli

Substancje te ulegają dysocjacji na katony metali Mn+ i aniony reszt kwasowych:

MmRn ↔ mMn+ + nRm-

Oczywiście dysocjacji ulegają tylko związki rozpuszczalne w wodzie.

Symbol ↔ oznacza, że reakcja zachodzi w obie strony.

Stopień dysocjacji

Stopień dysocjacji określa stosunek liczby moli cząsteczek zdysocjowanych do liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu. Jego wartość świadczy o mocy elektrolitu.

Czynniki wpływające na stopień dysocjacji:

·         rodzaj elektrolitu

·         rodzaj rozpuszczalnika

·         stężenie roztworu (zwiększa się przy spadku stężenia)

·         temperatura (zazwyczaj w podwyższonej temperaturze wzrasta)

·         obecność innych substancji w roztworze

Mała wartość stopnia dysocjacji (rzędu <5%) jest charakterystyczna kwasów wieloprotonowych i zasad

z kilkoma grupami OH.

W przypadku elektrolitów o słabej mocy w jednym roztworze tworzy się równowaga pomiędzy jonami

a niezdysocjowanymi cząsteczkami, która jest opisana przy pomocy stałej równowagi K.

Jest ona wyrażona stosunkiem iloczynu określającego stężenie jonów np. [A+] [B-] do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych [AB]:

Na stałą dysocjacji maja wpływ:

·         stężenie elektrolitu

·         temperatura

·         rodzaj rozpuszczalnika

Czym większą wartość ona przyjmuje tym związek jest lepiej zdysocjowany.

PH

Woda jedynie w niewielkim stopniu ulega dysocjacji. Iloczyn jonowy wody jest wartością stałą nie tylko

w wodzie, ale także w roztworach kwasów i zasad, a wynosi 10-14.

Dysocjacja cząsteczki wody (w sposób uproszczony ) przebiega następująco:

H2O = H+ + OH-

Pojecie pH wprowadził Sorensen ze względu na wygodę, bo zamiast 10-14 stosuje się 14.

pH jest ujemnym logarytmem określającym stężenie kationów wodorowych.

Roztwory kwaśne mieszczą się w zakresie do 7, obojętne są równe 7, a zasadowe powyżej 7 (Tabela 1):