UNIVERZA V LJUBLJANI FAKULTETA ZA KEMIJO IN KEMIJSKO TEHNOLOGIJO DIPLOMSKO DELO. Renata Skušek. Ljubljana, 2020

UNIVERZA V LJUBLJANI FAKULTETA ZA KEMIJO IN KEMIJSKO TEHNOLOGIJO DIPLOMSKO DELO Renata Skušek Ljubljana, 2020

UNIVERZA V LJUBLJANI FAKULTETA ZA KEMIJO IN KEMIJSKO TEHNOLOGIJO Kemijsko ravnotežje v vsakdanjem življenju DIPLOMSKO DELO VISOKOŠOLSKI ŠTUDIJSKI PROGRAM KEMIJSKA TEHNOLOGIJA Renata Skušek MENTOR: prof. dr. Andrej Jamnik Ljubljana, 2020

IZJAVA O AVTORSTVU diplomskega dela Spodaj podpisana Renata Skušek sem avtorica diplomskega dela z naslovom: Kemijsko ravnotežje v vsakdanjem življenju. S svojim podpisom zagotavljam, da: je diplomsko delo izključno rezultat mojega lastnega raziskovalnega dela pod mentorstvom prof. dr. Andreja Jamnika; sem poskrbela, da so dela in mnenja drugih avtorjev, ki jih uporabljam v predloženem diplomskem delu, navedena oziroma citirana v skladu z navodili; se zavedam, da je plagiatorstvo, v katerem so tuje misli oziroma ideje predstavljene kot moje lastne, kaznivo po zakonu (Zakon o avtorski in sorodnih pravicah uradno prečiščeno besedilo (ZASP-UPB3) (Ur. list RS, št. 16/2007); sem poskrbela za slovnično in oblikovno korektnost diplomskega dela; je elektronska oblika diplomskega dela identična tiskani obliki diplomskega dela. V Ljubljani, datum Podpis avtorja/-ice:

Zahvala Na tem mestu se zahvaljujem predvsem družini, ki so pripomogli ter me podpirali na moji celotni študijski poti ter izvedbi diplomskega dela. Zahvala gre tudi mentorju prof. dr. Andreju Jamniku, ki me je pri izvedbi usmerjal.

Kazalo 1 Uvod... 1 2 Namen dela... 2 3 Teoretične osnove... 3 3.1 Kemijska reakcija... 3 3.1.1 Kemijska enačba... 3 3.1.2 Energija pri kemijski reakciji... 3 3.1.3 Energijski grafi... 4 3.2 Ravnotežne reakcije... 5 3.2.1 Konstanta ravnotežja... 6 3.3 Primeri kemijskega ravnotežja v vsakdanjem življenju... 9 3.3.1 Hemoglobin-kisik... 9 3.3.2 Hemoglobin-ogljikov oksid... 10 3.3.3 Prstan razpoloženja... 10 3.3.4 Haber - Boschev postopek... 11 3.3.5 Plastenka tekočine z ogljikovim dioksidom... 11 3.3.6 Odprt in zaprt sistem... 12 4 Zaključek... 13 5 Literatura... 14

Seznam uporabljenih kratic in simbolov ΔHrᶱ standardna reakcijska entalpija Ea aktivacijska energija Ka, Kp, Kc, Kx različne konstante ravnotežja a ai pi p ᶱ p x xi c ci Δν c ᶱ R T aktivnost aktivnost i-te komponente parcialni tlak i-te komponente standardni tlak celokupni tlak plinske mešanice molski delež molski delež i-te komponente molarna koncentracija molarna koncentracija i-te komponente razlika med številom molov produktov in reaktantov standardna molarna koncentracija splošna plinska konstanta temperatura

Kemijsko ravnotežje v vsakdanjem življenju Povzetek: V življenju se vsakodnevno srečujemo s kemijskimi reakcijami in njihovimi vplivi. Pri reakcijah se med reaktanti in produkti vzpostavi dinamično ravnotežje, v katerem sta hitrosti reakcije reaktantov v produkte in nasprotne reakcije produktov v reaktante enaki. Cilj diplomske naloge je navesti teoretične osnove kemijskega ravnotežja ter pokazati primere ravnotežnih reakcij v vsakdanjem življenju. Ključne besede: kemijska reakcija, kemijsko ravnotežje, konstanta ravnotežja, reverzibilna reakcija Chemical equilibrium in everyday life Abstract: In life, we are faced with chemical reactions and their effects on a daily basis. In reactions, a dynamic equilibrium is established between the reactants and the products, in which the rates of reaction of the reactants to the products and the opposite reaction of the products to the reactants are the same. The goal of this work is to give theoretical basis of chemical equilibrium and to show examples of equilibrium reactions from everyday life. Keywords: chemical reaction, chemical equilibrium, equilibrium constant, reversible reaction

1 Uvod Vsakodnevno se v življenju srečujemo z množico kemijskih reakcij, ki nam zagotavljajo preživetje in olajšujejo življenje. Snovi se v naravi vseskozi spreminjajo. Ločimo fizikalne in kemijske spremembe. Spreminjajo se tako živi organizmi (rastejo, cvetijo, zorijo, ), kot tudi snovi nežive narave (drobljenje, lomljenje, raztapljanje, gorenje, ). Do leta 1803 so se vse kemijske reakcije štele za enosmerne. Pojem obojesmerne reakcije je uvedel Claude Louis Berthollet, ko je prepoznal, da prebitek soli na robu slanega jezera v Egiptu povzroči obratno reakcijo od tiste, ki jo je opazoval v laboratoriju. Prepoznal je, da poleg že znane reakcije poteka tudi obratna, v kateri se tvori natrijev karbonat [1]. 2NaCl + CaCO3 Na2CO3 + CaCl2 Na2CO3 + CaCl2 2NaCl + CaCO3 Z zgoraj navedenim odkritjem so prišli do spoznanja, da reakcije lahko potekajo v obe smeri. V fizikalni kemiji se pojem reverzibilnosti nanaša na način poteka reakcije. Pri tem je potrebno upoštevati termodinamiko in kinetiko reakcije. Reakcija je lahko zelo spontana (ΔGr velik in negativen), hitrost reakcije je pa zelo počasna. Pri povišani temperaturi ali prisotnosti katalizatorja se hitrost reakcij poveča [1]. Leta 1864 sta Guldberg in Waage ugotovila, da se ravnotežje pri kemijski reakciji doseže z obeh strani [1]. 1

2 Namen dela Namen diplomskega dela je predstavitev najbolj osnovne teorije kemijskega ravnotežja ter navedba primerov ravnotežnih reakcij v vsakdanjem življenju. Predstavila bom, kako z različnimi pogoji vplivamo na položaj kemijskega ravnotežja. Pri tem si bom pomagala z Le Chatelierovim načelom. 2

3 Teoretične osnove 3.1 Kemijska reakcija Okoli nas se v življenju odvija ogromno kemijskih reakcij in fizikalnih sprememb. Pri fizikalnih spremembah snov spremeni le svoje fizikalne lastnosti, medtem ko pri kemijskih reakcijah nastanejo drugačne snovi. 3.1.1 Kemijska enačba Kemijska enačba je zapis kemijske reakcije. V reakcijo vstopajo reaktanti ali izhodne snovi. Pri reakciji nastanejo produkti. Ko je na obeh straneh enaka množina posameznih elementov, je kemijska reakcija urejena. Poznamo dve vrsti kemijskih reakcij. Pri spajanju ali sintezi iz dveh ali več snovi dobimo nove snovi, medtem ko pri razkroju iz ene snovi dobimo dve ali več snovi. 3.1.2 Energija pri kemijski reakciji Pri kemijskih reakcijah se energija lahko sprošča ali porablja. Običajno se to dogaja v obliki toplote, lahko pa tudi v obliki svetlobe ali električne energije. Pri energijskih spremembah običajno prihaja do izmenjave toplote z okolico. Pri gorenju se energija sprošča v obliki toplote in svetlobe, zato je ta reakcija eksotermna. Pri fotosintezi iz ogljikovega dioksida in vode nastaneta glukoza in kisik. Rastline za to reakcijo potrebujejo svetlobo, zato je fotosinteza endotermna reakcija. Pri kemijskih reakcijah se kemijske vezi prekinjajo in na novo nastajajo. Prekinitev vezi je endotermen proces, saj je za to potrebna energija. Pri nastanku vezi se energija sprošča, zato je to eksotermen proces. Energija, ki se pri procesu pri stalnem tlaku sprosti ali porabi, je enaka spremembi entalpije reakcije. Eksotermne reakcije (slika 3.1) imajo negativne reakcijske entalpije, endotermne (slika 3.2) pa pozitivne reakcijske entalpije. Vrednost standardne reakcijske entalpije se nanaša na reakcijo, pri kateri so reaktanti in produkti v standardnem stanju, to je pri tlaku 1 bar. 3

3.1.3 Energijski grafi Slika 3.1: Energijska sprememba pri eksotermni reakciji. Povzeto po ref. [3]. Produkti imajo na koncu eksotermnega procesa nižjo energijo kot reaktanti pred začetkom procesa. Razliko med energijama reaktantov in produktov predstavlja reakcijska entalpija. Vrh krivulje imenujemo prehodno stanje, minimalno energijo, ki jo morajo imeti reaktanti, da dosežejo to stanje in nato zreagirajo v produkte pa predstavlja aktivacijska energija (Ea). 4

Slika 3.2: Potek reakcije pri endotermni reakciji. Povzeto po ref. [4]. Iz okolice pridobljena energija za potek endotermnega procesa se shrani v produktih, zato imajo produkti na koncu višjo energijo kot reaktanti pred začetkom procesa. 3.2 Ravnotežne reakcije Pri mnogih reakcijah poteka tudi nasprotna reakcija produktov nazaj v reaktante. Govorimo o obojesmernih reakcijah. Vzpostavi se ravnotežje, v katerem sta hitrosti reakcij reaktantov v produkte in nasprotne reakcije produktov v reaktante enaki. V ravnotežju so zato koncentracije reaktantov in produktov konstantne. Govorimo o dinamičnem ravnotežju med reaktanti in produkti. Spreminjanje reaktantov v produkte ne vodi več k zmanjševanju proste entalpije. Ločimo heterogeno in homogeno ravnotežje; pri prvem so v reakciji udeležene snovi v različnih fazah, pri drugem pa v isti fazi [1,2]. 5

Slika 3.3: Spreminjanje koncentracije reaktantov in produktov v odvisnosti od časa pri ravnotežni reakciji. Povzeto po ref. [5]. V reakcijski zmesi imamo na začetku prisotne le reaktante. Tekom reakcije se koncentracije reaktantov zmanjšujejo, koncentracije produktov pa naraščajo. Po določenem času koncentracije ostanejo konstantne, kar pomeni, da se je vzpostavilo ravnotežje med reaktanti in produkti kot je to prikazano na sliki 3.3. 3.2.1 Konstanta ravnotežja Iz vrednosti konstante ravnotežja lahko sklepamo, v kolikšnem obsegu reakcija poteče. Večja vrednost pomeni višje koncentracije produktov v ravnotežni mešanici. Če je konstanta zelo velika, pravimo, da gre reakcija praktično do konca, če je zelo majhna, pa da reakcija ne gre. Konstanta ravnotežja je odvisna od temperature in neodvisna od spremembe koncentracij snovi [1]. Vrednost ravnotežne koncentracije lahko kvantitativno interpretiramo, če poznamo način zapisa urejene kemijske reakcije ter standardna stanja vseh snovi, ki v reakciji sodelujejo [1]. aa + bb cc + dd Popolnoma splošna enačba za termodinamsko konstanto ravnotežja je 6

K a = a C c a D d a A a a B b (3.1) kjer a označuje aktivnost, ki jo je uvedel ameriški kemik Gilbert Newton Lewis. Konstanta Ka je odvisna od temperature in neodvisna od celokupnega tlaka reakcijske mešanice [1]. Za reakcijo med idealnimi plini iz splošne enačbe za Ka sledi konstanta ravnotežja Kp, pri čemer velja, da je aktivnost plina i v plinski mešanici enaka količniku parcialnega tlaka tega plina pi in standardnega tlaka, ki je 1 bar [1]. a i = p i p ᶱ (pᶱ = 1bar) (3.2) c K a = K p = (pc p ᶱ ) ( p d D p ᶱ ) ( p A p ᶱ ) a ( p B p ᶱ ) b (3.3) Za reakcijo med idealnimi plini je tudi konstanta Kp odvisna samo od temperature. Če se celokupni tlak spremeni, ta ostane konstantna, spremeni se pa sestava ravnotežne mešanice, katera se spremeni ravno v taki meri, da ostane termodinamska konstanta ravnotežja konstantna [1]. Za izpeljavo konstante ravnotežja, kjer so ravnotežne koncentracije idealnih plinov podane z molskimi deleži, izhajamo iz enačbe za Kp. Velja, da je parcialni tlak plina i v ravnotežni mešanici enak zmnožku molskega deleža plina i, xi, in celotnega tlaka plinske mešanice p [1]. p i = x i p (plinske mešanice) (3.4) K x = x C c x D d x A a x B b (3.5) Kp je enaka zmnožku konstante Kx in celokupnega tlaka plinske mešanice na potenco Δν, ki pomeni razliko med številom molov produktov in reaktantov [1]. K p = K x ( p p ᶱ)Δν (3.6) Konstanta Kx je odvisna od temperature in od celokupnega tlaka [1]. 7

Konstanto ravnotežja, kjer parcialne tlake plinov nadomestimo z molarnimi koncentracijami, izpeljemo z upoštevanjem splošne plinske enačbe [1]. p i V = n i RT (3.7) Ker je molarna koncentracija ci = ni / V, je p i = c i RT (3.8) in konstanta K c = (CY c ᶱ )y ( c Z c ᶱ )z ( c A c ᶱ )a ( c B c ᶱ )b (c ᶱ = 1mol/L) (3.9) Konstanti Kp in Kc sta povezani z enačbo: K p = K c ( cᶱ RT ) Δν p ᶱ (3.10) Konstanta Kc je odvisna le od temperature [1]. Na položaj kemijskega ravnotežja lahko vplivamo s spremembo temperature, tlaka in koncentracije snovi. Leta 1888 je francoski kemik Henri Louis Le Chatelier objavil načelo, ki pravi, da sprememba v ravnotežnem sistemu povzroči premik ravnotežja v smeri, ki to spremembo minimizira [1]. S spremembo tlaka lahko vplivamo na ravnotežje v primeru, če je vsota števila molov plinastih reaktantov drugačna od vsote števila molov plinastih produktov. Pri zmanjšanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer večjega števila delcev plinastih snovi in obratno [1]. Če temperaturo zvišamo, se ravnotežje pomakne v smer endotermne reakcije in obratno. Povišanje temperature povzroči povečanje ravnotežne konstante pri endotermni reakciji (rečemo, da se ravnotežje pomakne v smer produktov) in zmanjšanje ravnotežne konstante pri eksotermni reakciji (rečemo, da se ravnotežje pomakne v smer reaktantov) [1]. Dodatek reaktantov (sprememba koncentracije) ali odvzemanje produktov povzroči nastajanje produktov. Sprememba koncentracije ne pomakne ravnotežja (ne spremeni konstante), samo povzroči spremembe njihovih koncentracij [1]. 8

3.3 Primeri kemijskega ravnotežja v vsakdanjem življenju 3.3.1 Hemoglobin-kisik Hemoglobin je rdeče barvilo v krvi, ki vsebuje železo. Nahaja se v rdečih krvničkah in prenaša kisik od pljuč proti ostalim delom telesa. Del hemoglobina sestavljajo štiri zavite polipeptidne verige, ki jih skupno imenujemo globin. Vsaka polipeptidna veriga obdaja v sredini nebeljakovinski del molekule, imenovane hem. Hem je sestavljen iz štirih pirolovih obročev in železa. (slika 3.4) Na železove atome, ki so vgrajeni v heme homoglobinskih molekul, se veže kisik. Ena molekula hemoglobina veže štiri molekule kisika. Železo je nujno za vezavo kisika na hemoglobin [6,7]. Ravnotežno razmerje med reakcijo hemoglobina in kisika lahko izrazimo z ravnotežno reakcijo [6,7]. Hb (aq) + 4O 2(g) Hb(O 2 ) 4(aq) Ravnovesje se ohranja dokler je v zraku dovolj kisika, do znatnih sprememb pa pride v primeru visokih nadmorskih višin. Kisik je nujen za delovanje človeških celic, je bistven za življenje in delovanje posameznika. Delež kisika je na vseh višinah približno enak, a se zaradi zmanjševanja gostote (tlaka) zraka z večanjem nadmorske višine zmanjša tudi gostota (parcialni tlak) kisika. Ravnotežje pri zgornji reakciji se v skladu s Le Chatelierovim načelom zato premakne v levo. V primeru fizične nepripravljenosti posameznika je potreben vnos kisika pod tlakom iz rezervoarja s kisikom. Ravnotežje se premakne v desno, v smer oksihemoglobina. Za ljudi, ki so rojeni in odrasli na visoki nadmorski višini, telesna kemija ustvari več hemoglobina, ki ravnovesje prav tako premakne v desno [6]. Slika 3.4: Trirazsežnostna struktura hemoglobina. Povzeto po ref. [7]. 9

3.3.2 Hemoglobin-ogljikov oksid Ogljikov oksid je plin brez barve, vonja in okusa. Njegova kemijska formula je CO. Nastaja med zgorevanjem ogljika oz. snovi kjer se pojavlja ogljik. Pojavlja se lahko v stanovanju, kjer se uporablja peči na trdo gorivo, peči na naftne derivate in bojlerje na zemeljski plin. Najdemo ga tudi v domačih garažah in v podzemnih garažnih hišah, saj nastaja med delovanjem motorjev z notranjim izgorevanjem [8]. Ko smo izpostavljeni temu plinu, se pojavijo spremembe normalne reakcije hemoglobinkisik. Ogljikov oksid se na hemoglobin v krvi veže veliko bolje kot kisik [6]. Ravnotežno razmerje med reakcijo hemoglobina in ogljikovega oksida izrazimo z kemijsko reakcijo [6,8]. Hb (aq) + 4CO (g) Hb(CO) 4(aq) Vezi med hemoglobinom in ogljikovim oksidom so veliko močnejše od vezi med hemoglobinom in kisikom. Konstanta ravnotežja je višja. V ravnotežju prevladuje produkt oz. se je večji delež reaktantov pretvoril v produkt-karboksihemoglobin. Hemoglobin povezan z ogljikovim oksidom zato ni več na voljo za prenašanje kisika [8]. Večje količine ogljikovega oksida so lahko usodne. Za zmanjšanje tega učinka je potrebno v telo vnesti čisti kisik. Pri reakciji karboksihemoglobina s kisikom dobimo pravilno oksigeniran hemoglobin [8]. Hb(CO) 4(aq) + 4O 2(g) Hb(O 2 ) 4(aq) + 4CO (g) 3.3.3 Prstan razpoloženja Nekateri tekoči kristali, iz katerih je izdelan prstan, lahko kažejo različno obarvanost pri različni temperaturi. Kristali se na spremembe temperature odzovejo z zvijanjem. Spreminja se njihova molekularna struktura, ki spreminja valovne dolžine svetlobe, ki se absorbirajo ali odbijajo. Pride do spremembe barve. Pri povprečni temperaturi človeške kože je obarvanost obroča modra do zelena. Pri povišani temperaturi se kristali zasukajo tako, da odsevajo modro barvo. Temno siva ali črna barva se prikaže pri nižjih temperaturah. V sistemu ima vpliv na ravnotežje temperatura. Prstan je ustvaril newyorški izumitelj Josh Reynolds [9]. 10

3.3.4 Haber - Boschev postopek Ravnotežno reakcijo nastanka amonijaka je v začetku 20. stoletja odkril nemški kemik Fritz Haber in leta 1918 prejel Nobelovo nagrado za kemijo. Kasneje je nemški kemik Carl Bosch reakcijo pretvoril v industrijski proces in leta 1931 prejel Nobelovo nagrado za dosežke na področju visokotlačne kemijske tehnologije. Haber-Boschev postopek je ime za industrijski proces, s katerim iz vodika in dušika proizvajamo amonijak. Proizvodnja je zahtevna in odvisna od reakcijskih pogojev [10]. N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) ΔH r. ᶱ = -92 kj Za proizvodnjo z upoštevanjem Le Chatelierovega pravila potrebujemo visok tlak in nizko temperaturo. Z visokim tlakom dosežemo, da se ravnotežje pomakne v smer manjšega števila delcev plinastih snovi, torej v smer nastanka amonijaka. Visok tlak je ugodna rešitev za premik ravnotežja v smer nastanka produkta, vendar tudi zelo draga. Z znižanjem temperature se ravnotežje premakne v smer eksotermne reakcije (smer produkta) [10]. Upoštevanje samo Le Chatelierovega pravila glede vpliva temperature ne zadošča, saj je hitrost reakcije pri nizki temperaturi zelo majhna in se ravnotežje vzpostavlja zelo počasi. Reakcijsko zmes je potrebno segreti, kljub temu da je ravnotežje v tem primeru pomaknjeno bolj v levo. Sinteza se izvaja pri tlaku do 35000 kpa in pri temperaturi med 300ºC in 550 ºC. Hitrost reakcije povečamo z dodatkom trdnega katalizatorja na osnovi železa [10]. Amonijak, ki nastane pri kemijski reakciji, se sproti odvaja in tako omogočamo njegovo stalno nastajanje. Postopek omogoča poceni proizvodnjo umetnih gnojil. Vsako leto se proizvede do 500 milijonov ton dušikovih gnojil, kar zadostuje za tretjino prebivalstva na Zemlji. Produktivnost obdelovalne zemlje se je zaradi dušikovih gnojil v kombinaciji s pesticidi početverila [10]. 3.3.5 Plastenka tekočine z ogljikovim dioksidom V plastenki se raztopljen ogljikov dioksid nahaja v tekočini, v prostoru med tekočino in zamaškom pa se nahaja ogljikov dioksid kot plin. V steklenici poteka stalno gibanje ogljikovega dioksida iz plinaste faze v tekočino in gibanje iz tekočine v plinasto fazo. Sistem je v ravnovesju [11]. CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) 11

3.3.6 Odprt in zaprt sistem Na enostavnem eksperimentu lahko ugotovimo dogajanje znotraj odprtega in zaprtega sistema. Za eksperiment potrebujemo dve čaši v kateri naj bo enaka količa vode. Nivo vode označimo s črto. Eno čašo prekrijemo s steklenim pokrovom. Čaši pustimo stati dan ali dva. Da pospešimo demonstracijo lahko čaši segrejemo ali pustimo neposredno na sončni svetlobi. Opazujemo nivo vode, ki se medtem spremeni [11]. Opazimo, da se je nivo vode pri odprti čaši spustil hitreje kot pri zaprti. Pri zaprti čaši je prišlo do začetnega padca nivoja vode, toda čez nekaj časa se je nižanje ustavilo in nivo vode v tej čaši je bil tedaj višji od tistega v odprti [11]. V odprti čaši je nivo vode padel zaradi izhlapevanja. Tekoča voda je postala vodna para. Majhna količina molekul plina se je zopet kondenzirala, a ker so molekule plina lahko uhajale iz sistema, je bilo kondenzacije veliko manj kot izhlapevanja. V zaprti časi je prav tako prišlo do izhlapevanja. Vodna para je prišla v stik s steklenim pokrovom, se ohladila in kondenzirala nazaj v vodo. V nekem trenutku je bila hitrost izhlapevanja enaka hitrosti kondenzacije in v čaši ni prišlo več do spremembe nivoja vode [11]. Reakcija je potekla v obe smeri. tekočina plin Odprt sistem je tisti kateri omogoča izmenjavo energije in snovi med sistemom in okolico. Odprto čašo je bilo mogoče segreti ali ohladiti, vodna para pa je pri tem izhlapevala [11]. V zaprtem sistemu se snov z okolico ne izmenjuje. V sistem in iz sistema lahko prehaja samo energija. Poizkus z zaprto čašo je primer zaprtega sistema [11]. V zaprtem sistemu reakcija lahko doseže ravnotežje [11]. 12

4 Zaključek V vsakdanjem življenju se kemijsko ravnotežje vzpostavlja tako v našem telesu kot tudi v drugih življenjskih situacijah. Za pomik ravnotežja v želeno smer, moramo zagotoviti ustrezne reakcijske pogoje. Tu ima velik vpliv temperatura, tlak ter koncentracija reaktantov oz. produktov. Kemijsko ravnotežje je zelo pomembno za razumevanje procesov, ki ohranjajo ali potencialno ogrožajo naše zdravje, kot tudi v industriji, kjer je pomembno znižanje stroškov proizvodnje različnih produktov. 13

5 Literatura [1] A. Jamnik: Fizikalna kemija 2. Ljubljana: UL, Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo 2012, str. 307-334 (15. 12. 2019) [2] B. Čeh: Splošna in anorganska kemija: Zbirka pojmov, vprašanj in nalog z odgovori in rešitvami. Ljubljana: Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo 2015, str. 176-178 (15.11.2019) [3] URL: http://www2.arnes.si/~morel/energija/eks.htm (17.11.2019) [4] URL: http://www2.arnes.si/~morel/energija/end.htm (17.11.2019) [5] URL: https://magnificentchem.weebly.com/chemical-equilibrium (17.11.2019) [6]URL:http://www.scienceclarified.com/everyday/Real-Life-Chemistry-Vol- 2/Chemical-Equilibrium-Real-life-applications.html (15.11.2019) [7] URL: https://sl.wikipedia.org/wiki/hemoglobin (15.11. 2019) [8] URL: http://www.gasilec.net/preventiva/obcani/ogljikov-monoksid-tihi-ubijalec (15.11.2019) [9] URL: https://www.thoughtco.com/how-do-mood-rings-work-604307 (15.11.2019) [10] URL: https://eucbeniki.sio.si/kemija2/599/index1.html (16.11.2019) [11]URL:https://www.siyavula.com/read/science/grade-12/chemical-equilibrium/08- chemical-equilibrium-01 (16.11.2019) 14