Έννοια της χημικής ισορροπίας

Η χημική ισορροπία ορίζεται ως μια κατάσταση όπου τόσο τα αντιδρώντα όσο και τα προϊόντα είναι παρόντα στη  συγκέντρωση και δεν έχουν την τάση να αλλάζουν περαιτέρω με το χρόνο. Δεν θα υπάρξουν παρατηρήσιμες αλλαγές στις ιδιότητες οποιουδήποτε συγκεκριμένου συστήματος στο παρόν. Ο ρυθμός ισορροπίας των αντιδράσεων προς τα εμπρός και προς τα πίσω είναι ίσος.

Για παράδειγμα, το μείγμα αντιδρώντων και προϊόντων σε κατάσταση ισορροπίας 

Σε κατάσταση ισορροπίας, δύο αντίθετες αντιδράσεις συμβαίνουν με ίσο ρυθμό και επομένως δεν υπάρχουν αλλαγές στις εμπλεκόμενες ουσίες. Σε αυτό το συγκεκριμένο σημείο, η αντίδραση πρέπει να θεωρείται ολοκληρωμένη. Η ποσοτική διατύπωση της ισορροπίας είναι μια αναστρέψιμη αντίδραση A ⇋ B + C, η ταχύτητα της αντίδρασης στα δεξιά της, r1, η οποία δίνεται από τη μαθηματική έκφραση που βασίζεται στη δράση του νόμου μάζας. "r1 =k1[A]", εδώ το k1 είναι η αναλογία. Το [A] αντιπροσωπεύεται ως η συγκέντρωση του αντιδρώντος Α. 

Οι ταχύτητες προς τα εμπρός και προς τα πίσω της αντίδρασης πρέπει απαραίτητα να εξαρτώνται από οποιαδήποτε χημική ισορροπία.

Είναι ένας τύπος που εξαρτάται από τη θερμοκρασία που παρατηρείται από την εξίσωση Van’t Hoff. Μια προσθήκη καταλύτη μπορεί να επηρεάσει και την προς τα πίσω και προς τα εμπρός αντίδραση με τον ίδιο τρόπο και δεν επηρεάζει τη σταθερά ισορροπίας. Και οι δύο αντιδράσεις θα επιταχυνθούν με τη βοήθεια ενός καταλύτη και θα αυξήσουν την ταχύτητα από την οποία μπορεί να επιτευχθεί ο ρυθμός ισορροπίας.

Ο νόμος της χημικής ισορροπίας βοηθά στη σωστή κατανόηση του ρυθμού της προς τα εμπρός και προς τα πίσω αντίδρασης και του ρυθμού αλλαγής σε μια χημική αντίδραση.

Νόμος της χημικής ισορροπίας

Ο ρυθμός αντίδρασης προώθησης  =  ρυθμός αντίδρασης προς τα πίσω.

Ο τύπος που αναφέρεται παραπάνω είναι γνωστός ως ο νόμος της χημικής ισορροπίας. Εδώ το Κ είναι η σταθερά ισορροπίας και ορίζει τη μοριακή συγκέντρωση του προϊόντος. Η αναλογία καθορίζει την ποσότητα του αντιδρώντος και του προϊόντος που χρησιμοποιείται για την κατανόηση και την ανάλυση της χημικής συμπεριφοράς.

Αυτή η σταθερά μπορεί να παρουσιαστεί ως μερικές πιέσεις των αντιδρώντων και των προϊόντων για αντιδράσεις αέριας φάσης. Εάν αυτό εκφράζεται με μερική πίεση, τότε το Κ αναπαρίσταται ως Kp.

Kp =PCc x PDd / PAa x PBb

Εδώ, PA, PB, PC, PD είναι οι μερικές πιέσεις των A,B,C,D στο μείγμα των αντιδράσεων.

Παραδείγματα χημικής ισορροπίας

Για παράδειγμα, ας αναλύσουμε ένα πείραμα για το υδρογόνο και το ιώδιο. Ο ατμός αυτών των δύο προϊόντων διατηρείται σε ένα κλειστό δοχείο σε σταθερή θερμοκρασία. Η αντίδραση αρχίζει να προχωρά και στη συνέχεια σταματά μετά από κάποιο χρονικό διάστημα μετατρέποντας ένα μέρος του ιωδίου και του υδρογόνου σε υδροιώδιο. Ο λόγος για τη διακοπή της διαδικασίας ήταν ότι οι δύο σταθερές έφτασαν στο επίπεδο ισορροπίας αφού έφτασαν σε ένα συγκεκριμένο σημείο δυναμισμού.

Ομοίως, ας πάρουμε κάποια ποσότητα υδροϊωδίου στο κλειστό δοχείο και ας το διατηρήσουμε στην ίδια σταθερή θερμοκρασία μετά από κάποιο χρονικό διάστημα. Θα μετατραπεί σε μόρια υδρογόνου και σε μόρια ιωδίου. Επομένως, το υπόλοιπο προϊόν θα παραμείνει αμετάβλητο. Ωστόσο, δύο σταθερές θα παραμείνουν ίδιες και θα σταθεροποιηθούν τόσο στο πείραμα όσο και στην αντίδραση. Αυτή η επίτευξη του δυναμικού σταδίου ονομάζεται ισορροπία.

Τύποι χημικής ισορροπίας

Ο νόμος της χημικής ισορροπίας είναι δύο τύπων:ομογενής ισορροπία και ετερογενής ισορροπία.

Ομογενής ισορροπία

Σε αυτόν τον τύπο ισορροπίας, όλα τα συστατικά που αντιδρούν δηλώνονται σε μια φάση της ύλης, όπως στερεό, αέριο ή υγρό. Αυτοί οι τύποι αντιδράσεων ταξινομούνται με τρεις διαφορετικούς τρόπους.

1. Η αντίδραση όταν κανένας αριθμός mole αλλάζει το δίχτυ του συστήματος (Δn =0).
2. Ο αριθμός mole θα αυξηθεί λόγω του χρόνου αντίδρασης (Δn =+ve).
3. Οι αριθμοί μορίων θα μειωθούν λόγω του χρόνου αντίδρασης. (Δn =-ve).

Παράδειγμα

H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g)  , (Δn =0)

PCl5  ⇌ PCl3 + Cl2  , (Δn =+ve)

N2 + 3H2 ⇌ 2NH3  , (Δn =-ve)

Ετερογενής ισορροπία

Σε αυτόν τον τύπο ισορροπίας, τα συστατικά που αντιδρούν δεν παραμένουν στην ίδια φάση ύλης. Για παράδειγμα, τα ανθρακικά άλατα ασβεστίου αποσυντίθενται σε οξείδιο και διοξείδιο του ασβεστίου.

CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2

Η εξίσωση περιλαμβάνει τις τρεις διαφορετικές φάσεις της χημικής ισορροπίας.

Θερμοδυναμική παραγωγή του νόμου της χημικής ισορροπίας

Η θερμοδυναμική εξαγωγή του νόμου της χημικής ισορροπίας δηλώνει ότι κάθε είδους άμεση ή αντίστροφη αντίδραση είναι δυνατή σε αυτό το σύστημα. Εάν αυτή η διαδικασία συμβεί σε οποιαδήποτε αναλογία ή σύστημα, η αντίδραση μπορεί να προχωρήσει σε δύο διαφορετικές και αντίθετες κατευθύνσεις. Ως εκ τούτου, οι μακροσκοπικές παράμετροι οποιουδήποτε συστήματος δεν αλλάζουν τη σχέση μεταξύ της συγκέντρωσης της αντιδρούσας ουσίας και της σταθεράς σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία. Η ισορροπία οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης μπορεί να παρουσιαστεί ως ∑νiμi =0, όπου το μi αντιπροσωπεύει το χημικό δυναμικό κάθε συστατικού. Επιπλέον, νi είναι ο στοιχειομετρικός συντελεστής κάθε συστατικού της αντίδρασης.

Συμπέρασμα

Η κατάσταση ισορροπίας είναι εκείνη στην οποία δεν υπάρχει καθαρή αλλαγή στις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και των στοιχείων. Ανεξάρτητα από τον τρόπο που δεν υπάρχει εμφανής αλλαγή στην αρμονία, αυτό δεν σημαίνει ότι όλες οι σύνθετες αποκρίσεις έχουν σταματήσει.