Τι είναι η Χημική Ισορροπία
Χημική ισορροπία σε μια αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να οριστεί ως η κατάσταση στην οποία συμβαίνουν δύο αντίθετες αντιδράσεις με την ίδια ταχύτητα. Η αντίδραση δεν σταματά.
Ας εξετάσουμε ένα παράδειγμα χημικής ισορροπίας :
2NO2 (g)→ N2O4 (g)
Το NO2 έχει κοκκινοκαφέ χρώμα, ενώ το N2O4 είναι άχρωμο. Το NO2 που περιέχεται σε ένα σφραγισμένο, εκκενωμένο γυάλινο δοχείο στους 25℃ αρχίζει να μετατρέπεται σε άχρωμο N2O4. Ωστόσο, σταδιακά, φαίνεται ότι η ένταση του καφέ χρώματος παραμένει σταθερή, πράγμα που σημαίνει ότι η συγκέντρωση του NO2 δεν αλλάζει πλέον. Σε αυτό το στάδιο, επιτυγχάνεται μια κατάσταση ισορροπίας.
Εάν η αντίδραση είναι του τύπου:jA + kB ⇌ iC +mD.
Ο νόμος της δράσης μάζας μπορεί να αναπαρασταθεί από την έκφραση ισορροπίας που δίνεται παρακάτω:
K =[C] i [Δ] μ ∕ [A] j [B] k .
Εδώ, Κ είναι η σταθερά ισορροπίας.
Τα i,j,m και k είναι στοιχειομετρικοί συντελεστές των A, B, C και D αντίστοιχα.
Τύποι και παραδείγματα χημικής ισορροπίας
Υπάρχουν δύοτύποι χημικών ισορροπιών :
(i) Ομογενής
(ii) Ετερογενής.
Ομογενής ισορροπία:
Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις στις οποίες όλα τα αντιδρώντα και τα προϊόντα είναι παρόντα στην ίδια κατάσταση, δηλ. υπάρχει μόνο μία φάση, είναι ομοιογενείς αντιδράσεις. Η ισορροπία που λαμβάνει χώρα σε τέτοιες αντιδράσεις είναι γνωστή ως ομογενής ισορροπία.
Οι ομοιογενείς αντιδράσεις μπορούν περαιτέρω να ταξινομηθούν σε τρεις τύπους:
Πρώτος τύπος: Ο αριθμός των μορίων δεν αλλάζει σε μια αντίδραση. Τα παραδείγματα περιλαμβάνουν:
(α) H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g).
(β) CH3COOH(l) + CH3CH2OH (l) ⇌ CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l).
Δεύτερος τύπος: Υπάρχει αύξηση του αριθμού των μορίων σε μια αντίδραση. Τα παραδείγματα περιλαμβάνουν:
(α) PCl5 (g)⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g).
(β) 2NH3 (g) ⇌ N2(g) + 3H2(g).
Τρίτος τύπος: Υπάρχει μείωση του αριθμού των μορίων σε μια αντίδραση. Τα παραδείγματα περιλαμβάνουν:
(α) N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3 (g).
(β) 2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g).
Η τιμή της σταθεράς ισορροπίας εξαρτάται επίσης από ορισμένους παράγοντες σε αυτές τις αντιδράσεις:
- Τρόπος αναπαράστασης της αντίδρασης: Οι συγκεντρώσεις των προϊόντων είναι στον αριθμητή, ενώ οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων στον παρονομαστή.
A + B ⇌ C+ D.
Εδώ, η σταθερά ισορροπίας Κ μπορεί να γραφτεί ως,
K=[C][D]/[A][B].
Ωστόσο, αν λάβουμε υπόψη την αντίστροφη αντίδραση,
C + D⇌ A+ B.
Τώρα, K' =[A][B]/[C][D] =1/ K.
- Στοιχειομετρική αναπαράσταση: Όταν μια αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να γραφεί σε 2 ή περισσότερες στοιχειομετρικές εξισώσεις, η τιμή του Κ θα διαφέρει σε κάθε περίπτωση. Εάν πολλαπλασιάσουμε μια ισορροπημένη εξίσωση με οποιαδήποτε τιμή n, η νέα σταθερά ισορροπίας θα είναι τώρα ίση με K n .
A+ B⇌ C+ D, K=[C][D]/[A][B].
nA +nB ⇌ nC + nD, K' =[C] n [Δ] n / [A] n [B] n =Κ n .
- Χρήση μερικών πιέσεων στη θέση των συγκεντρώσεων: Όταν η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην αέρια φάση, μπορεί να χρησιμοποιηθεί μερική πίεση στη θέση της συγκέντρωσης, καθώς η μερική πίεση μιας ουσίας είναι ανάλογη με τη συγκέντρωσή της στην αέρια φάση.
Από την εξίσωση ιδανικού αερίου, PV=nRT,
Ή P=(n/V) RT =CRT.
Όπου, C είναι ο αριθμός γραμμομορίων αερίου ανά μονάδα όγκου.
Για τη γενική αντίδραση,
jA + kB⇌ lC + mD.
Έστω οι μερικές πιέσεις PA, PB, PC και PD, αντίστοιχα, σε ισορροπία.
Λοιπόν, K p =(Ρ γ l )(Ρ Δ l ) / ( Ρ Α j )( Ρ Β k ).
=( Γ Γ × RT) l ( Γ Δ RT) είμαι / (Γ Α RT) j ( Γ Β RT) k .
=[Γ] l [Δ] μ /[A] j [B] k ×(RT) (l+m)-(j+k) =K (RT) ∆n .
Όπου, ∆n =διαφορά στα αθροίσματα των συντελεστών για αέρια αντιδρώντα και προϊόντα.
Μονάδες της σταθεράς ισορροπίας:
Το K δεν έχει μονάδα για αντίδραση όπου τα αντιδρώντα και τα προϊόντα είναι ισομοριακά.
Γενικά, η μονάδα του K =[M]Δn.
Όπου, M=mol litre-1 και ∆n=αριθμός γραμμομορίων αερίων προϊόντων-αριθμός γραμμομορίων αερίων αντιδρώντων.
Ομοίως, η μονάδα του Kp =[atm]∆n.
Ετερογενής ισορροπία:
Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις στις οποίες υπάρχουν περισσότερες από μία φάσεις είναι γνωστές ως ετερογενείς αντιδράσεις. Η ισορροπία που λαμβάνει χώρα σε ετερογενείς αντιδράσεις ονομάζεται ετερογενής ισορροπία.
Τα παραδείγματα περιλαμβάνουν:
(α) CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2 (g).
(β) H2O (g) + C (s) ⇌ H2 (g) + CO (g).
Αν εξετάσουμε το παράδειγμα της αποσύνθεσης του ανθρακικού ασβεστίου και προσπαθήσουμε να εξαγάγουμε την έκφραση ισορροπίας του, παίρνουμε K' =[CO 2 ][CaO]/ [CaCO 3 ].
Ωστόσο, πειραματικά, έχει προσδιοριστεί ότι οι συγκεντρώσεις καθαρών στερεών και καθαρών υγρών φάσεων δεν εμφανίζονται στην έκφραση μιας σταθεράς ισορροπίας για μια ετερογενή αντίδραση. Εδώ, το CaCO3 είναι ένα καθαρό στερεό. η δραστηριότητά του λαμβάνεται ως ενότητα. Ομοίως, η δραστηριότητα του CaO είναι επίσης ενότητα καθώς οι καταστάσεις αναφοράς είναι καθαρό CaCO3 και καθαρό CaO, αντίστοιχα.
Έτσι, η έκφραση ισορροπίας μπορεί να γραφτεί ως,
K=[CO2](1)/ (1) =[CO2].
Και Kp =PCO2 (1) / (1) =PCO2
Για να γενικεύσουμε, μπορούμε να πούμε ότι στην περίπτωση ενός καθαρού στερεού ή ενός καθαρού υγρού, η δραστηριότητα είναι πάντα 1.
Συμπέρασμα
Συμπερασματικά, μπορούμε να πούμε ότι υπάρχουν δύο τύποι χημικών αντιδράσεων, δηλαδή οι αναστρέψιμες και οι μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. Η χημική ισορροπία είναι μια χαρακτηριστική ιδιότητα μιας αναστρέψιμης αντίδρασης. Η κατάσταση ισορροπίας είναι η κατάσταση όπου ο ρυθμός μιας προς τα εμπρός αντίδρασης και μιας αντίστροφης ή αντίστροφης αντίδρασης είναι ίσος.
Ωστόσο, η αντίδραση δεν σταματά, επομένως είναι δυναμικής φύσης.
Υπάρχουν 2 τύποι χημικής ισορροπίας – ετερογενής και ομοιογενής.
Η ισορροπία που λαμβάνει χώρα σε μια αντίδραση όπου κάθε συστατικό βρίσκεται στη φάση ονομάζεται ομογενής ισορροπία, ενώ, εάν υπάρχουν δύο ή περισσότερες φάσεις, η ισορροπία είναι ετερογενής.
