Θερμαίνοντας νερό σε ανοιχτό δοχείο …

Θερμαίνοντας νερό σε ανοιχτό δοχείο …

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Θερμαίνοντας νερό σε κλειστό δοχείο …

H₂O _(l)

H₂O _(l)

H₂O _(g)

→

H₂O _(l)

H₂O _(g)

→

←

Το νερό εξατμίζεται σε υδρατμούς

Αποκαθίσταται η ισορροπία μεταξύ νερού (l) και υδρατμών (g)

→

←

Η ταχύτητα εξάτμισης ισούται

με την ταχύτητα υγροποίησης

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Έστω, Βr₂ σε κλειστό δοχείο …

Βr_{2 (l)}

Br_{2 (g)}

→

←

Βr_{2 (g)}

Βr_{2 (l)}

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Έστω ότι αρχικά αναμιγνύουμε 2 mol C με 4 mol O₂ και το μίγμα αναφλέγεται

C _(s) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)}

2 4

2 2

2 2

- 2

MONOΔΡΟΜΕΣ (ΠΟΣΟΤΙΚΕΣ) αντιδράσεις

Μονόδρομες (ποσοτικές) είναι οι αντιδράσεις που

🢆 πραγματοποιούνται προς μία κατεύθυνση .

• όταν τελειώσουν, ένα τουλάχιστον αντιδρών καταναλώνεται πλήρως
• Έχουν απόδοση 100 % .

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

NaΟΗ_(aq) + ΗCl_(aq) → NaCl_(aq) + H₂O_(l)

MONOΔΡΟΜΕΣ (ΠΟΣΟΤΙΚΕΣ) αντιδράσεις

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

NaCl_(aq) + AgNO_3(aq) → NaNO_3(aq) + AgCl_(s)

MONOΔΡΟΜΕΣ (ΠΟΣΟΤΙΚΕΣ) αντιδράσεις

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Σε κλειστό δοχείο στους 440 ^οC αναμιγνύονται 10 mol H₂ και 10 mol I₂

H_{2 (g)} + I_{2 (g)} → 2 HI _(g)

10 10 -

t = 0

8 8 4

t₁

7 7 6

t₂

5 5 10

t₃

2 2 16

t₄

2 2 16

t₅

2 2 16

t_ν

Σε κλειστό δοχείο στους 440 ^οC θερμαίνονται 20 mol HΙ

2 HI _(g) → H_{2 (g)} + I_{2 (g)}

20 - -

t = 0

19 0,5 0,5

t₁

18 1 1

t₂

16 2 2

t₃

16 2 2

t₄

16 2 2

t_ν

16 2 2

t₅

H_{2 (g)} + I_{2 (g)} ⮀ 2 HI _(g)

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

Α

Β

Ίδια σύσταση !

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Α

Β

Aμφίδρομες είναι οι αντιδράσεις που :

​

• πραγματοποιούνται ταυτόχρονα και προς τις δύο κατευθύνσεις.

​

✯ καταλήγουν σε κατάσταση ισορροπίας στην οποία υπάρχουν ποσότητες απ’ όλα τα σώματα (αντιδρώντα – προϊόντα).

H_{2 (g)} + I_{2 (g)}

2 HI _(g)

Όταν τελειώσει μια αμφίδρομη αντίδραση υπάρχουν ποσότητες απ’ όλα τα αντιδρώντα, δηλαδή τα αντιδρώντα καταναλώνονται μερικώς.

Οι ποσότητες αυτές των αντιδρώντων μαζί με τις ποσότητες των προϊόντων βρίσκονται σε χημική ισορροπία ( Χ.Ι. ).

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

H_{2 (g)} + I_{2 (g)} → 2 HI _(g)

2 HI _(g) → H_{2 (g)} + I_{2 (g)}

Πως μεταβάλλεται η συγκέντρωση των αντιδρώντων – προϊόντων ;

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

Συγκέντρωση

​

​

​

​

​

​

​

​

​

​

​

Πως μεταβάλλεται η ταχύτητα διάσπασης του ΗΙ και η ταχύτητα σχηματισμού ΗΙ

Η αρχική ταχύτητα υ₁ διάσπασης του ΗΙ συνεχώς ελαττώνεται, καθώς ελαττώνεται η ποσότητα του ΗΙ

​

Μόλις σχηματιστούν οι πρώτες ποσότητες Η₂ και Ι₂

αρχίζει και η αντίθετη αντίδραση με μία ταχύτητα υ₂,

η οποία αυξάνεται, όσο αυξάνονται οι ποσότητες Η₂ και Ι₂

​

Όταν η υ₁ γίνει ίση με τη υ₂ έχει αποκατασταθεί ισορροπία

(ρυθμός διάσπασης του ΗΙ = ρυθμός σχηματισμού του ΗΙ)

Ταχύτητα αντιδράσεων

Χρόνος

H_{2 (g)} + I_{2 (g)}

2 HI _(g)

υ₁

υ₁

υ₂

υ₂

υ₁

υ₂

=

Χημική Ισορροπία

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

N₂O_{4 (g)}

N₂O_{4 (g)}

2 NO_{2 (g)}

N₂O_{4 (g)}

2 NO_{2 (g)}

υ₂

υ₁ > υ₂

υ₁ = υ₂

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

υ₁

Χημική ισορροπία

είναι η κατάσταση στην οποία καταλήγει μια

αμφίδρομη αντίδραση 2 HI _(g) ⮀ Η_{2 (g)} + I_{2 (g)}

και στην οποία :

​

• η ποιοτική και ποσοτική σύσταση του

μίγματος των αντιδρώντων – προϊόντων

παραμένει αμετάβλητη με την πάροδο

του χρόνου

​

​

🖛 υπό κατάλληλες συνθήκες (κλειστό σύστημα, σταθερές συνθήκες)

Η μάζα του διατηρείται σταθερή, ενώ η ενέργεια του μεταβάλλεται, δηλαδή μπορεί να προσλάβει ή να αποδώσει ενέργεια π.χ. κλειστό δοχείο

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

Στην κατάσταση αυτή δεν έχει σταματήσει η πραγματοποίηση των δύο αντίθετων αντιδράσεων, αλλά οι δύο αυτές αντιδράσεις συνεχίζουν να πραγματοποιούνται με την ίδια ταχύτητα

​

✯ Έχουμε δυναμική ( και όχι στατική) ισορροπία.

• Οι ταχύτητες των δύο αντίθετων αντιδράσεων είναι ίσες :

υ₁ = υ₂

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

ΔΥΝΑΜΙΚΗ ισορροπία

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

ΣΤΑΤΙΚΗ ισορροπία

ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

ΔΥΝΑΜΙΚΗ ισορροπία

ΣΤΑΤΙΚΗ ισορροπία

Κλειστή πόρτα

Ανοικτή πόρτα

ΔΥΝΑΜΙΚΗ ισορροπία

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

Έστω ότι σε κλειστό δοχείο εισάγουμε α mol A και β mol B τα οποία αντιδρούν

σύμφωνα με την εξίσωση : Α _(g) + 3 B _(g) ⮀ Γ_(g) + 2 Δ _(g) .

α mol β mol

2x mol 3x mol x mol 2x

α—2x β—3x x 2x

2χ < α

3χ < β

ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

file:///C:/Program%20Files%20%28x86%29/PhET/en/simulation/reversible-reactions.html

​

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

• Όταν τα σώματα που συμμετέχουν στη χημική ισορροπία (αντιδρώντα και προϊόντα) βρίσκονται σε περισσότερες από μία φάσεις.

​

​

• CaCO_{3 (s)} ⮀ CaO _(s) + O_{2 (g)}

​

​

​

​

👓 C _(s) + CO_{2 (s)} ⮀ 2 CO _(g)

ΕΤΕΡΟΓΕΝΗΣ

OMOΓΕΝΗΣ

• Όταν τα σώματα που συμμετέχουν

στη χημική ισορροπία (αντιδρώντα και

προϊόντα) βρίσκονται στην ίδια φάση

(αέρια ή υγρή φάση).

​

​

​

ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

• CH₃COOH _(ℓ) +CH₃OH _(ℓ) ⮀ CH₃COOCH_{3 (ℓ)} + H₂O _(ℓ)

N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} ⮀ 2 NH_{3 (g)}

👓 NH₄⁺_(aq) + F^—_(aq) ⮀ NH_{3 (aq)} + HF _(aq)

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Πολλές χημικές αντιδράσεις σε συνηθισμένες συνθήκες γίνονται

πολύ αργά, ώστε για την αποκατάσταση της ισορροπίας να απαιτείται πολύ μεγάλο χρονικό διάστημα.

Σ’ αυτή την περίπτωση, μπορεί να νομίζουμε ότι το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία επειδή δεν μεταβάλλεται η σύσταση των σωμάτων.

Επιταχύνουμε την αντίδραση με τη χρησιμοποίηση π.χ. καταλυτών.

​

1) Αν είναι πραγματική Χ.Ι. , η σύσταση του μίγματος εξακολουθεί να παραμένει σταθερή,

​

2) Αν είναι φαινομενική Χ.Ι. αλλάζει η σύσταση.

Πως διακρίνουμε αν η ισορροπία είναι

φαινομενική ή πραγματική ;

ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΦΑΙΝΟΜΕΝΙΚΗ ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

• Σελ.125

​

• 10 , 11 , 12, 13, 14, 15 (εκτός β)

​

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΑΜΦΙΔΡΟΜΕΣ αντιδράσεις

10. Οι παρακάτω ισορροπίες είναι ομογενείς ή ετερογενείς;

α. Ν₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g)

β. CaCO₃(s) CaO(s) + CO₂(g)

γ. AgCl(s) Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

δ. NH₄⁺(aq) + F^-(aq) NH₃(aq) + HF(aq)

Ετερογενής

Ομογενής

α. Ν₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g)

β. CaCO₃(s) CaO(s) + CO₂(g)

γ. AgCl(s) Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

Ετερογενής

δ. NH₄⁺(aq) + F^-(aq) NH₃(aq) HF(aq)

Ομογενής

11. Να συμπληρώσετε τα κενά στις επόμενες προτάσεις:

α. Στην κατάσταση χημικής ισορροπίας συνυπάρχουν ποσότητες

από όλα τα ....................και ...................., χωρίς οι ποσότητές τους

να ....................με την πάροδο του χρόνου, εφόσον οι συνθήκες

παραμένουν σταθερές.

β. H χημική ισορροπία είναι ....................και όχι στατική. Αυτό

σημαίνει ότι οι αντιδράσεις πραγματοποιούνται ταυτόχρονα και

με την....................ταχύτητα.

γ. Αντιδράσεις που πραγματοποιούνται και προς τις δύο κατευθύνσεις ταυτόχρονα και καταλήγουν σε κατάσταση …………………. ονομάζονται …………………… αντιδράσεις.

δ. Ομογενή ισορροπία έχουμε όταν τα αντιδρώντα και ………………….. βρίσκονται σε ……………… φάση. Ετερογενή ισορροπία έχουμε όταν τα …………………… και τα προϊόντα βρίσκονται ………………………………. από μία φάσεις.

​

αντιδρώντα

προϊόντα

μεταβάλλονται

δυναμική

ίδια

ισορροπίας

αμφίδρομες

προϊόντα

ίδια

αντιδρώντα

περισσότερες

12. Ποια από τις παρακάτω προτάσεις που αφορούν τη χημική ισορροπία είναι λάθος;

α. Στην κατάσταση ισορροπίας οι ταχύτητες των δύο αντιδράσεων που εκφράζουν τις δύο αντίθετες φορές είναι ίσες

β. Στην κατάσταση ισορροπίας οι ποσότητες όλων των σωμάτων που είναι παρόντα, είναι ίσες.

γ. Η κατάσταση χημικής ισορροπίας είναι μια δυναμική ισορροπία.

Σ

Λ

Σ

13. Δίνεται η ισορροπία: 2A(g) + B(g) Γ(g).

Προσθέτουμε σε κενό δοχείο ίσο αριθμό mol Β και Γ και καθόλου A. Στην ισορροπία θα έχουμε οπωσδήποτε:

α. [Α] = [Β]

β. [Β] = [Γ]

γ. [Α] < [Γ]

δ. [Β] > [Γ]

2A(g) + B(g) Γ(g)

χ

χ

+2y

+y

-y

2y

x+y

χ-y

>

mol

n

C = ---

V

N₂ (g) + 3 H₂(g) 2 NH₃ (g)

mol

χ

χ

y

3y

2y

x-y

x-3y

2y

>

n

C = ---

V

Βαθμός μετατροπής αντιδρώντος Α ονομάζεται ο λόγος της ποσότητας (g, mol) του σώματος που αντέδρασε προς την αρχική ποσότητα του ίδιου σώματος.

Ποσότητα σώματος που αντέδρασε (g ή mol)

α_Α = —————————————----————--------

Αρχική ποσότητα σώματος (g ή mol)

Έστω ότι σε κλειστό δοχείο εισάγουμε α mol A και β mol B τα οποία αντιδρούν

σύμφωνα με την εξίσωση : 2 Α _(g) + 3 B _(g) ⮀ Γ_(g) + 2 Δ _(g) .

α mol β mol

2x mol 3x mol x mol 2x

α—2x β—3x x 2x

n_{αντέδρασαν}

α_Α =————

n_αρχικά

α_Α = ——

3x

α_Β = ——

β

2x

α

Ι) ΒΑΘΜΟΣ-ΠΟΣΟΣΤΟ ΜΕΤΑΤΡΟΠΗΣ αντιδρώντων

Ποσοστό μετατροπής :

0 < α_Α < 1

α_Α % = α_Α·100

0 < α_Α % < 100

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

ΙΙ) Απόδοση αντίδρασηας

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Έστω ότι σε κενό δοχείο όγκου V L προσθέτουμε 4 mol N2 και 20 mol H2, τα οποία αντιδρούν προς σχηματισμό αμμωνίας, με βάση τη χημική εξίσωση:

N₂(g) + 3H₂(g) ⮀ 2 NH₃(g). Τελικά, παράγονται 6 mol NH₃.

N_2(g) + 3H_2(g) ⮀ 2NH_3(g)

4 mol 20 mol

x mol 3x mol 2x mol

(4- x) mol (20-3x) mol 2x mol

Συντελεστής απόδοσης : το πηλίκο της ποσότητας (g, mol) του προϊόντος που παράγεται πρακτικά προς την ποσότητα του ίδιου προϊόντος που θα παράγονταν θεωρητικά αν η αντίδραση ήταν μονόδρομη ( ποσοτικά).

Πρακτικά παραγόμενη ποσότητα προϊόντος (Χ.Ι.)

α = —————————————————————

Θεωρητικά παραγομένη ποσότητα προϊόντος

​

=

——

2x = 6

🢧

x = 3

1 mol 11 mol 6 mol

2x

6 mol

N_2(g) + 3H_2(g) → 2NH_3(g)

1 mol 3 mol

4 mol 12 mol

< 20 mol

2 mol

8 mol

8 mol

=

3/4

=

0,75

Απόδοση

α % = α· 100

= 0,75· 100

= 75 %

Αν ήταν μονόδρομη:

περίσσεια

χ < 4

3χ < 20

α_Ν2= ——

3x

α_Η2= ——

20

x

4

α_Ν2= 0,75

α_Η2= 0,45

Βαθμοί μετατροπής Ν₂, Η₂ ;

Αντιδρά πλήρως

Συντελεστής απόδοσης = Βαθμός μετατροπής αντιδρώντος

σε έλλειμμα (αντιδρά πλήρως)

ΙΙ) Απόδοση αντίδρασηας

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

H απόδοση μιας αντίδρασης που γίνεται στη βιομηχανία

έχει τεράστιο οικονομικό ενδιαφέρον.

​

Οι χημικοί - χημικοί μηχανικοί επιδιώκουν με κάθε τρόπο

να αυξήσουν την απόδοση (με το μικρότερο δυνατό κόστος),

μεταβάλλοντας τις συνθήκες αντίδρασης.

Σελ. 126

15 (β) ,

16,

17 (α,β,δ) ,

18(α,γ)

​

ΙΙ) Απόδοση αντίδρασηας

4.1. Έννοια χημικής ισορροπίας – Απόδοση αντίδρασης

Λ

Σ

Λ

Σ

COCl_{2 (g)} ⮀ CO_(g) + Cl_{2 (g)}

n=m/Mr=29,7/99 = 0,3 mol COCl₂

0,3 mol

-x

+x

+x

0,3-x

x

x

x=m/Mr=4,2/28 = 0,15 mol CO

=0,15

=0,15

COCl_{2 (g)} → CO_(g) + Cl_{2 (g)}

0,3 mol

0,3 mol

n_{Cl2(πρακτικά)}

α = ————

n_{Cl2(θεωρητικά)}

=

0,15 mol

0,30 mol

=

0,5

50 %

δ)P_τελV=n_ολ(τελ)RT

​

​

​

P_τελ·41=0,45⋅0,082⋅(227+273)

P_τελ=…….. atm

=0,15

Αν μονόδρομη:

Ν₂Ο_{4 (g)} ⮀ 2 ΝΟ_{2 (g)}

0,04 mol

-x

+2x

0,04-x

2x

=0,03

n_{N2O4(αντέδρασαν)}

α = __________

n_{Ν2Ο4(αρχικά)}

=

0,01 mol

0,04 mol

=

0,25

25 %

α)P_τελV=n_ολ(τελ)RT

​

​

​

2·0,82=(0,04+x)⋅0,082⋅(127+273)

x =0,01 mol

=0,02

PCl_{5 (g)} ⮀ PCl_{3 (g)} + Cl_{2 (g)}

4 mol

-x

+x

+x

4-x

x

x

x=2,4 mol

=1,6

PCl_{5 (g)} → PCl_3(g) + Cl_{2 (g)}

4 mol

4 mol

n_{Cl2(πρακτικά)}

α = ————

n_{Cl2(θεωρητικά)}

=

x mol

4 mol

=

0,6

60 %

=2,4

Αν μονόδρομη:

=2,4

C₁=n/V=1,6/2=0,8 M

PCl₅

C₂=n/V=2,4/2=1,2 M

PCl₃

C₃=n/V=2,4/2=1,2 M

Cl₂

X.I.