Διάφοροι τύποι χημικής ισορροπίας

Ας εξετάσουμε ένα παράδειγμα χημικής ισορροπίας:

2NO2 (g)→ N2O4 (g)

Το NO2 έχει κοκκινοκαφέ χρώμα, ενώ το N2O4 είναι άχρωμο. Εάν το NO2 διατηρείται σε σφραγισμένο, εκκενωμένο γυάλινο δοχείο στους 25℃, αρχίζει να μετατρέπεται σε άχρωμο N2O4. Ωστόσο, μετά από λίγο, μπορεί να φανεί ότι η ένταση του καφέ χρώματος γίνεται σταθερή, πράγμα που σημαίνει ότι η συγκέντρωση του NO2 δεν αλλάζει πλέον. Όταν φτάσει σε ένα τέτοιο στάδιο, μπορούμε να πούμε ότι έχει επιτευχθεί μια κατάσταση ισορροπίας.

Η χημική ισορροπία σε μια αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να οριστεί ως η κατάσταση στην οποία δύο αντίθετες αντιδράσεις συμβαίνουν με την ίδια ταχύτητα. Η αντίδραση δεν σταματά.

Εάν η αντίδραση είναι τύπου:jA + kB ⇌ lC +mD

Ο νόμος της δράσης μάζας μπορεί να αναπαρασταθεί από την έκφραση ισορροπίας που δίνεται παρακάτω:

K =[C]l [D]m∕ [A]j [B]k

Εδώ, το K είναι η σταθερά ισορροπίας.

Τύποι και παραδείγματα χημικής ισορροπίας

Υπάρχουν δύο τύποι χημικών ισορροπιών:(i) Ομογενής και (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. Όταν επιτυγχάνεται ισορροπία σε τέτοιες χημικές αντιδράσεις, είναι γνωστή ως ομοιογενής 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 διατηρούνται στον αριθμητή, ενώ οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων διατηρούνται στον παρονομαστή.

A + B ⇌ C+ D

Εδώ, η σταθερά ισορροπίας K 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 με τη μορφή 2 ή περισσότερων στοιχειομετρικών εξισώσεων, η τιμή του Κ θα διαφέρει σε κάθε περίπτωση. Γενικά, αν πολλαπλασιάσουμε μια ισορροπημένη εξίσωση με οποιαδήποτε τιμή n, η νέα σταθερά ισορροπίας θα είναι τώρα ίση με Kn.

A+ B⇌ C+ D,  K=[C][D]/[A][B]

nA +nB ⇌ nC + nD,  K’ =[C]n[D]n/ [A]n[B]n =Kn

• Χρήση μερικών πιέσεων στη θέση των συγκεντρώσεων:Όταν η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην αέρια φάση, μπορεί να χρησιμοποιηθεί μερική πίεση αντί για συγκέντρωση, 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.

Άρα, Kp =(Pcl)(PDl) / ( PAj)( PBk)

=( CC× RT)l ( CD RT)m / (CA RT)j (CBRT)k

=[C]l[D]m/[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 σταθεράς ισορροπίας

Το K δεν έχει μονάδα για αντίδραση όπου τα αντιδρώντα και τα προϊόντα είναι ισομοριακά.

Γενικά, μονάδα K =[M]∆n

Όπου M =mol litre-1 και ∆n=αριθμός γραμμομορίων αερίων προϊόντων- αριθμός γραμμομορίων αερίων αντιδραστηρίων.

Ομοίως, η μονάδα του Kp =[atm]∆n

Ετερογενής ισορροπία

Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις όπου τα συστατικά συμβαίνουν σε περισσότερες από μία φάσεις είναι γνωστές ως ετερογενείς αντιδράσεις. Η ισορροπία που επιτυγχάνεται 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’ =[CO2][ CaO]/ [CaCO3]

Ωστόσο, έχει προσδιοριστεί πειραματικά ότι οι συγκεντρώσεις καθαρών στερεών και καθαρών υγρών φάσεων δεν εμφανίζονται στην έκφραση της σταθεράς ισορροπίας για μια ετερογενή αντίδραση. Εδώ το CaCO3 είναι ένα καθαρό στερεό και 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

Συνοπτικά, 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 της μπροστινής αντίδρασης και της αντίστροφης ή της αντίστροφης αντίδρασης είναι ίσοι.

Ωστόσο, η αντίδραση στην πραγματικότητα δεν σταματά, επομένως είναι δυναμικής φύσης.

Υπάρχουν δύο τύποι χημικής ισορροπίας- ετερογενής και ομογενής.

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.

όπου k είναι μια σταθερά της οποίας η τιμή καθορίζεται από τον όγκο του αερίου V και τη θερμοκρασία του P.

Σύμφωνα με το νόμο του Boyle, το γινόμενο του όγκου και της πίεσης μιας δεδομένης ποσότητας αερίου σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία είναι σταθερό με βάση την προηγούμενη εξίσωση.

Έστω T η θερμοκρασία και P2 η πίεση μιας συγκεκριμένης ποσότητας αερίου. Τώρα, εάν η πίεση του αερίου στη θερμοκρασία T αυξηθεί σε V2, με αποτέλεσμα έναν όγκο V2, σύμφωνα με το νόμο του Boyle, ο όγκος του αερίου θα είναι V2.

P1 V1 =P2V2

Είναι σταθερές, όταν η μάζα και η θερμοκρασία είναι σταθερές.

P1=Αρχική πίεση που ασκεί το αέριο

P2=Τελική πίεση που ασκεί το αέριο

V1=Αρχικός όγκος που καταλαμβάνεται από το αέριο

V2=Τελικός όγκος που καταλαμβάνεται από το αέριο

Παραδείγματα νόμου του Boyle

Αναπνοή:Οι πνεύμονές μας χρησιμοποιούν τον νόμο του Boyle κατά την αναπνοή. Όταν εισπνέετε, οι πνεύμονές σας διαστέλλονται επειδή είναι γεμάτοι με αέρα. Καθώς ο όγκος αυξάνεται, το επίπεδο πίεσης μειώνεται. Ομοίως, όταν ο αέρας ξεφουσκώνει, οι πνεύμονες συστέλλονται, μειώνοντας τον όγκο και αυξάνοντας την πίεση. Η αλλαγή της πίεσης και του όγκου είναι τόσο στιγμιαία όσο και περιοδική.

Μπουκάλι σόδας:Ένα από τα καλύτερα παραδείγματα του νόμου του Μπόιλ είναι ένα μπουκάλι σόδας γεμάτο με μείγμα διοξειδίου του άνθρακα και νερού. Είναι δύσκολο να πιέσετε ένα σφραγισμένο κουτί ή δοχείο ποτού. Αυτό συμβαίνει επειδή τα μόρια του αέρα μέσα στο δοχείο είναι σφιχτά συσκευασμένα και έχουν ελάχιστο χώρο για κίνηση. Όταν ανοίγετε ένα κουτί ή ένα μπουκάλι, ορισμένα μόρια αέρα φεύγουν από το δοχείο, αφήνοντας χώρο για περισσότερα μόρια αέρα να εισέλθουν και να πιέσουν το μπουκάλι. Η αλλαγή της πίεσης ως συνάρτηση του όγκου μπορεί να φανεί ξεκάθαρα σε αυτό το παράδειγμα.

Καταδύσεις:Όταν καταδύεστε υποβρύχια, είναι σημαντικό να διασφαλίζετε ότι οι αναλογίες όγκου και πίεσης είναι ισορροπημένες για να αποφύγετε ασθένεια ή τραυματισμό. Νιώθετε μεγάλη πίεση όταν μπαίνετε ή πλησιάζετε στο βάθος του υδάτινου σώματος. Η διαλυτότητα των αερίων στο ανθρώπινο αίμα αυξάνεται με την υψηλή πίεση. Καθώς ανεβαίνει ή ανεβαίνει, η πίεση στο αίμα αρχίζει να πέφτει και τα αέρια στο αίμα αρχίζουν να διαστέλλονται. Ως αποτέλεσμα, ο δύτης πρέπει να ανέβει αργά για να αποφύγει τη ζημιά. Ο νόμος του Boyle βασίζεται στη σχέση μεταξύ πίεσης και όγκου.

Γραφική αναπαράσταση του νόμου του Boyle

Μια απευθείας γραμμή που διέρχεται από την αρχική θέση για ένα οικόπεδο P έναντι 1/V σε σταθερή θερμοκρασία για μια σταθερή ποσότητα γραμμής καυσίμου μπορεί να είναι μια γραφική απεικόνιση του νόμου του Boyle.

Μια ορθογώνια υπερβολή είναι ένα διάγραμμα P έναντι V σε σταθερή θερμοκρασία για μια συγκεκριμένη μάζα αερίου.

Χρησιμοποιείται μια ευθεία γραμμή παράλληλη προς τον άξονα PV για τη γραφική παράσταση P (ή V) έναντι PV σε σταθερή θερμοκρασία για μια συγκεκριμένη μάζα ενός αερίου.

Συμπέρασμα

Η νομοθεσία του Boyle είναι πολύ σημαντική καθώς εξηγεί πώς συμπεριφέρονται τα αέρια. Αποδεικνύεται πέρα ​​από μια σκιά αμφιβολίας ότι η καταπόνηση και η ποσότητα της γραμμής καυσίμου είναι αντιστρόφως ανάλογες. Όταν πιέζετε προς τα κάτω μια γραμμή καυσίμου, η ποσότητα συρρικνώνεται και η καταπόνηση αυξάνεται.