ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΟΡΙΣΜΟΣ

Παρουσίαση με θέμα: "ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΟΡΙΣΜΟΣ"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΟΡΙΣΜΟΣ
Θα λέμε ότι ένα χημικό σύστημα βρίσκεται σε κατάσταση πραγματικής δυναμικής ισορροπίας, όταν με ανύψωση της θερμοκρασίας του και επαναφορά στην αρχική θερμοκρασία, διατηρεί την ίδια ακριβώς σύσταση ακόμη και παρουσία καταλυτών. Το χαρακτηριστικό κάθε κατάστασης χημικής ισορροπίας είναι η σταθερότητα ποιοτικής και ποσοτικής σύστασης που αντιλαμβανόμαστε.

2 ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΔΥΝΑΜΙΚΗ ≠ ΣΤΑΤΙΚΗ
Η σταθερότητα σύστασης δεν σημαίνει ότι το χημικό φαινόμενο έχει σταματήσει αλλά συμβαίνει και προς τις δύο κατευθύνσεις με τον ίδιο ακριβώς ρυθμό. Η χημική ισορροπία είναι δυναμική και όχι στατική ισορροπία. ΠΡΑΓΜΑΤΙΚΗ ≠ ΦΑΙΝΟΜΕΝΙΚΗ Σε μερικές εξαιρετικά αργές αντιδράσεις δεν μπορούμε να αντιληφθούμε τις μεταβολές της σύστασης μέσα σε λογικό χρονικό διάστημα, οπότε πιστεύουμε εσφαλμένα ότι πρόκειται για κατάσταση χημικής ισορροπίας. Μπορούμε να ξεχωρίσουμε μια φαινομενική από μια πραγματική χημική ισορροπία είτε θερμαίνοντας το σύστημα είτε χρησιμοποιώντας καταλύτη.

3 ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ
Όλες οι χημικές μεταβολές μπορούν να εξελίσσονται και προς τις δύο κατευθύνσεις. Με άλλα λόγια θεωρητικά ΟΛΕΣ οι χημικές αντιδράσεις είναι ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ, αλλά μερικές τις θεωρούμε μονόδρομες γιατί η «πορεία» προς την μια κατεύθυνση είναι πολύ μικρή (αμελητέα, σχεδόν μηδαμινή) σε σχέση με την «πορεία» προς την άλλη κατεύθυνση. N H2  2NH3 HCl + NaOH  NaCl + H2O

4 Στην παρακάτω γραφική παράσταση φαίνονται οι μεταβολές των συγκεντρώσεων υδροϊωδίου, υδρογόνου και ιωδίου στην κλασσική αμφίδρομη αντίδραση: Η2(g) + I2(g)  2HI(g) Η2(g) + I2(g) → 2HI(g) 2ΗΙ(g) → H2(g) + I2(g)

5 Στην παρακάτω γραφική παράσταση φαίνονται οι μεταβολές των ταχυτήτων υ1 και υ2 σε συνάρτηση με τον χρόνο. Η υ1 είναι η διάσπαση του υδροϊωδίου και η υ2 η σύνθεσή του. 2HI(g)  Η2(g) + I2(g)

6 ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ N2 + 3H2  2NH3
Στην κατάσταση χημικής ισορροπίας ισχύουν τα εξής: Οι συγκεντρώσεις όλων των σωμάτων που συμμετέχουν στο σύστημα παραμένουν σταθερές. Οι ταχύτητες των δύο αντιθέτων αντιδράσεων (προς τα δεξιά και προς τα αριστερά) εξισώνονται. ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ υ2 N H2  2NH3 υ1 υ1 = υ2

7 3Fe(s) + 4H2O(g)  Fe3O4(s) + 4H2(g)
Η ισορροπία λέγεται ομογενής όταν όλα τα συστατικά του χημικού συστήματος βρίσκονται στην ίδια φυσική κατάσταση και ετερογενής όταν έστω και ένα από τα συστατικά βρίσκεται σε διαφορετική φυσική κατάσταση από τα υπόλοιπα. Έτσι η ισορροπία μεταξύ Η2 , Ι2 και ΗΙ σύμφωνα με την αντίδραση Η2(g) + Ι2(g)  2ΗΙ(g) είναι ομογενής ισορροπία ενώ η αντίδραση 3Fe(s) + 4H2O(g)  Fe3O4(s) + 4H2(g) είναι ετερογενής ισορροπία.

8 H2 + I2  2HI - C1 C2 x - 2x C1-x C2-x 2x Έστω C1 < C2 mol/L
ΑΡΧΙΚΑ - ΑΝΤΙΔΡΟΥΝ ΠΑΡΑΓΟΝΤΑΙ ΤΕΛΙΚΑ Έστω C1 < C2 C1 C2 x - 2x mol/L C1-x C2-x 2x Χημική ισορροπία Για να περιγράψουμε ποσοτικά ένα χημικό φαινόμενο συνήθως χρησιμοποιούμε τον παραπάνω πίνακα όπου οι ποσότητες των συμμετεχόντων σωμάτων εκφράζονται σε mol ή σε συγκεντρώσεις mol/L.

9 H2 + I2  2HI - C1 C2 C1 - 2C1 C2-C1 2C1 Έστω C1 < C2 mol/L
ΑΡΧΙΚΑ - ΑΝΤΙΔΡΟΥΝ ΠΑΡΑΓΟΝΤΑΙ ΤΕΛΙΚΑ Έστω C1 < C2 C1 C2 C1 - 2C1 mol/L C2-C1 2C1 Αν η αντίδραση είναι μονόδρομη ή ποσοτική τότε ένα τουλάχιστον από τα αντιδρώντα θα αντιδράσει πλήρως (στην περίπτωση μας το υδρογόνο). Η ποσότητα του προϊόντος που προκύπτει χαρακτηρίζεται «Θεωρητική Ποσότητα Προϊόντος».

10 H2 + I2  2HI - C1 C2 x - 2x C1-x C2-x 2x Έστω C1 < C2 mol/L
ΑΡΧΙΚΑ - ΑΝΤΙΔΡΟΥΝ ΠΑΡΑΓΟΝΤΑΙ ΤΕΛΙΚΑ Έστω C1 < C2 C1 C2 x - 2x mol/L C1-x C2-x 2x Χημική ισορροπία Αν η αντίδραση είναι αμφίδρομη τότε καταλήγουμε σε χημική ισορροπία όπου κανένα από τα αντιδρώντα προϊόντα δεν μηδενίζεται. Η ποσότητα του προϊόντος που έχουμε χαρακτηρίζεται «Πραγματική Ποσότητα Προϊόντος»

11 ΑΠΟΔΟΣΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Ορίζουμε σαν συντελεστή απόδοσης ή απόδοση (α) μιας αντίδρασης το πηλίκο της Πραγματικής Ποσότητας Προϊόντος προς την Θεωρητική Ποσότητα Προϊόντος Θεωρητική είναι η ποσότητα που θα παίρναμε αν η αντίδραση ήταν μονόδρομη (ποσοτική).

12 ΑΠΟΔΟΣΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Όταν η απόδοση μιας αντίδρασης τείνει προς το μηδέν (α→0) τότε μπορούμε να θεωρήσουμε ότι το χημικό φαινόμενο απλώς δεν συμβαίνει προς τα δεξιά. Αντίθετα όταν η απόδοση μιας αντίδρασης τείνει προς το ένα (α→1) τότε μπορούμε να θεωρήσουμε ότι πρόκειται για μια ποσοτική ή μονόδρομη αντίδραση. Η απόδοση δεν έχει μονάδες. Είναι καθαρός αριθμός.

13 ΣΤΑΘΕΡΑ ΧΗΜΙΚΗΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ
Ας υποθέσουμε ότι έχουμε την αντίδραση της γενικής μορφής αΑ + βΒ  γΓ + δΔ που έχει φθάσει σε κατάσταση χημικής ισορροπίας. Η ισορροπία του συστήματος αυτού σε ορισμένη θερμοκρασία χαρακτηρίζεται από μία σταθερή σχέση συγκεντρώσεων μεταξύ των συστατικών του συστήματος. Ο σταθερός αυτός λόγος λέγεται σταθερά χημικής ισορροπίας Κc και εξαρτάται αποκλειστικά από την φύση των σωμάτων που συμμετέχουν στο σύστημα και από την θερμοκρασία.

14 ΣΤΑΘΕΡΑ ΧΗΜΙΚΗΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ
αΑ + βΒ  γΓ + δΔ Η Kc μπορεί να έχει τιμή από 0 ως + δηλ. 0 < Kc < + και οι μονάδες της είναι (mol/L)(γ+δ)-(α+β) ή πιο σύντομα (mol/L)Δn. Οριακά θεωρούμε ότι αν η Kc είναι πολύ μικρή, τείνει δηλ. στο μηδέν, η αντίδραση πρακτικά δεν γίνεται ενώ αν η Kc είναι πολύ μεγάλη θεωρούμε την αντίδραση πρακτικά μονόδρομη. Με άλλα λόγια η Kc εκφράζει κατά κάποιο τρόπο και την απόδοση της αντίδρασης.

15 ΣΤΑΘΕΡΑ ΧΗΜΙΚΗΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ
Αν τα σώματα που συμμετέχουν στην ισορροπία είναι αέρια τότε ορίζουμε και μία δεύτερη σταθερά την Kp (δηλ. σχέση μεταξύ των μερικών πιέσεων των αερίων στην κατάσταση χημικής ισορροπίας). H Kp κυμαίνεται στο ίδιο διάστημα με την Kc και οι μονάδες της είναι αντίστοιχα (atm)Δn. Η σχέση μεταξύ των δύο σταθερών Kp=Kc(RT)Δn αποδεικνύεται πολύ εύκολα χρησιμοποιώντας την καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων P∙V=n∙R∙T.