Upload
others
View
8
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
Καθ. Ι. ΠασπαλιάρηςΕργαστήριο Μεταλλουργίας ΕΜΠΚαθ. Ι. Πασπαλιάρης
Εργαστήριο Μεταλλουργίας ΕΜΠ
ΜάθημαΜάθημα
ΕντροπίαΕλεύθερη Ενέργεια
ΕντροπίαΕλεύθερη Ενέργεια
Εξαγωγική ΜεταλλουργίαΕξαγωγική Μεταλλουργία
Slide 2
Αυθόρμητες χημικές αντιδράσειςΑυθόρμητες χημικές αντιδράσεις
Η αντίδραση οξείδωσης ενός μετάλλου μπορεί να γραφτεί στηγενική της μορφή
2x M(s) + y O2(g) = 2 MxOy
Τα ερωτήματα που τίθενται είναι:
Η οξείδωση του μετάλλου M(s) είναι αυθόρμητη χημικήαντίδραση και κάτω από ποιες συνθήκες;Δηλαδή αν αφήσω το μέταλλο στο περιβάλλον αυτό θαμετατραπεί σε οξείδιο ή όχι; Αν η οξείδωση δεν γίνεται σε θερμοκρασία περιβάλλοντοςσε τι συνθήκες μπορεί να συμβεί;
Slide 3
Αυθόρμητες χημικές αντιδράσειςΑυθόρμητες χημικές αντιδράσεις
Αν υποθέσουμε ότι θέλω να χρησιμοποιήσω τηναντίστροφη διαδικασία, δηλαδή να παράγω ένα μέταλλο μεθερμική διάσπαση του οξειδίου του, μπορώ να καταλάβωαν αυτό είναι εφικτό;
2 MxOy (s) = 2x M(l) + y O2(g)
Είναι η παραπάνω αντίδραση εφικτή και κάτω από ποιεςσυνθήκες;Γενικά, μπορώ να προβλέψω αν πότε κάποια χημικήαντίδραση μπορεί να συμβεί ή όχι;
Slide 4
Αυθόρμητες χημικές αντιδράσειςΑυθόρμητες χημικές αντιδράσεις
Οι χημικέςαντιδράσεις πουσυμβαίνουν στηνυψικάμινο φαίνονταιστο διπλανό σχήμα.
Πώς μπορώ ναπροβλέψω σε ποιαθερμοκρασία μπορείνα συμβεί η κάθε μιαγια να είναι εφικτήη μετατροπή τωνοξειδίων πουσιδήρου σε σίδηρο;
Slide 5
Επομένως, είναι ιδιαίτερα σημαντικό να μπορούμε ναπροβλέψουμε αν μία χημική αντίδραση μπορεί να συμβεί ήόχι, και κάτω από ποιες συνθήκες μπορεί να συμβεί.Μια χημική αντίδραση που συμβαίνει κάτω από ορισμένεςσυνθήκες ονομάζεται αυθόρμητη χημική αντίδραση.Μια χημική αντίδραση που δεν συμβαίνει κάτω απόορισμένες συνθήκες ονομάζεται μη-αυθόρμητη χημικήαντίδραση.
Εντροπία και αυθόρμητες χημικές αντιδράσειςΕντροπία και αυθόρμητες χημικές αντιδράσεις
Slide 6
Εντροπία και αυθόρμητες χημικές αντιδράσειςΕντροπία και αυθόρμητες χημικές αντιδράσεις
• Μια αυθόρμητη χημική αντίδραση μετατοπίζει πάντα τααντιδρώντα στην κατεύθυνση της ισορροπίας
• Η ταχύτητα της αντίδρασης δεν εξαρτάται από το εάν είναιαυθόρμητη ή όχι.
Slide 7
Ελεύθερη ενέργεια G Ελεύθερη ενέργεια G
Για να μπορέσουμε να προβλέψουμε αν μια χημικήαντίδραση μπορεί να συμβεί σε κάποια
θερμοκρασία ή όχι πρέπει να υπολογίσουμε έναθερμοδυναμικό μέγεθος που ονομάζεταιελεύθερη ενέργεια ή ελεύθερη ενθαλπία.
H μεταβολή της ελεύθερης ενέργειας είναισυνάρτηση της μεταβολής της ενθαλπίας και της
εντροπίας της χημικής αντίδρασης.
ΔGT = ΔHT - TΔST
Slide 8
Τι αντιπροσωπεύει η εντροπίαΤι αντιπροσωπεύει η εντροπία
Η εντροπία (S) είναι το μέτρο της τάξης ή τηςαταξίας ενός συστήματος.Μεγαλύτερη αταξία σημαίνει μεγαλύτερηεντροπίαΗ φύση τείνει σε καταστάσεις μεγαλύτερηςεντροπίας
Slide 9
Εντροπία στερεής, υγρής και αέριας φάσηςΕντροπία στερεής, υγρής και αέριας φάσης
Ssolid < Sliquid < Sgas
H πρότυπη εντροπία Sο ενός σώματος είναι ηεντροπία σε Θερμοκρασία 25 οC και πίεση 1 atm Η μεταβολή της εντροπίας είναι ΔS = S2 – S1
Slide 10
Εντροπία και αταξίαΕντροπία και αταξία
• H διάσπαση του μορίου Ν2Ο4 σε δύο μόρια ΝΟ2 οδηγείσε αύξηση της εντροπίας του συστήματος
Slide 11
• H διάλυση του μορίου ΝaCl σε νερό Η2Ο οδηγεί σε αύξησητης εντροπίας
Εντροπία και αταξίαΕντροπία και αταξία
Slide 12
Μεταβολή της εντροπίας με τη θερμοκρασίαΜεταβολή της εντροπίας με τη θερμοκρασία
H εντροπία μιας τέλειακρυσταλλωμένηςουσίας στους 0 Κ είναιμηδένΗ εντροπία αυξάνει μετη θερμοκρασίαΣτο σημεία τήξης καιστο σημείο βρασμούυπάρχει μια βηματικήαύξηση στην εντροπία
Slide 13
Πρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεωνΠρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεων
Γιατί η πρότυπηεντροπία των
χημικών στοιχείωνδεν είναι μηδένενώ η πρότυπηενθαλπία τουςείναι μηδέν
Slide 14
Πρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεωνΠρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεων
Γιατί η πρότυπηεντροπία διαμαντιούείναι μικρότερη από
του γραφίτη
Slide 15
Πρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεων 07Πρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεων 07
Μπορείτε να προβλέψετε τη μεταβολή (αύξηση ή μείωση) τηςεντροπίας των παρακάτω χημικών αντιδράσεων
Slide 16
Η πρότυπη ΔSο για μια χημική αντίδραση υπολογίζεταιαπό τη σχέση
Υπολογισμός της Πρότυπης ΕντροπίαςΧημικών ΑντιδράσεωνΥπολογισμός της Πρότυπης ΕντροπίαςΧημικών Αντιδράσεων
Slide 17
Πρότυπη Εντροπία χημικών αντιδράσεωνΠρότυπη Εντροπία χημικών αντιδράσεων
Με βάση τους πίνακες υπολογίστε την μεταβολή τηςπρότυπης εντροπίας των χημικών αντιδράσεων
Slide 18
Μεταβολή της Εντροπίας Χημικής Ένωσης σε θερμοκρασίαδιαφορετική της πρότυπηςΜεταβολή της Εντροπίας Χημικής Ένωσης σε θερμοκρασίαδιαφορετική της πρότυπης
Re
Re
1 2f
f
Tm T
T T pC m pCTm
dT dTS S c S cT TΤ
= + Δ + Δ + Δ∫ ∫
Μεταβολή εντροπίας σεπρότυπες συνθήκες
Μεταβολή εντροπίαςαπό πρότυπες
συνθήκες μέχρι σημείοτήξης
Μεταβολή εντροπίαςκατά την τήξη
Μεταβολή εντροπίαςαπό σημείο τήξης
μέχρι θερμοκρασία Τ
Slide 19
Μεταβολή της Εντροπίας Χημικής Αντίδρασης σεθερμοκρασία διαφορετική της πρότυπηςΜεταβολή της Εντροπίας Χημικής Αντίδρασης σεθερμοκρασία διαφορετική της πρότυπης
Re Re
Re Re Re
R
Re
R
Re
e Re
Re Re
e R
( ) ( ) ( ) (
( ) (
) ( )
( ) ( ) ( )
)
(
) (
)
)
(
f f f f f
f
f
f
f
f f
f
TT T TT T
T T T T T
T T TT T T
TT T
S
aA
S R c S C d S D a S
bB cC dD
S ό c S C d S D
S ώ a S
R S R ώ
A b S
S
B
S όπ
προι ντων
αντιδρ ν
ροι ντων αντιδρ ντων
των
⎡ ⎤ ⎡ ⎤Δ = Δ + Δ − Δ + Δ⎣ ⎦
Δ = Δ + Δ −Δ
+ = +
⎡ ⎤Δ = Δ + Δ⎣ ⎦
Δ = Δ
⎣ ⎦
Re
e
e Re
R
1 2
( ) ( )f f
f
f
Tm TTT
pC
T TT
m pCTm
dT dTS
A b S B
S c S cT TΤ
Δ = Δ +
⎡ ⎤+ Δ⎣ ⎦
Δ + Δ + Δ∫ ∫
Slide 20
Μεταβολή της Εντροπίας Χημικής Αντίδρασης σεθερμοκρασία διαφορετική της πρότυπηςΜεταβολή της Εντροπίας Χημικής Αντίδρασης σεθερμοκρασία διαφορετική της πρότυπης
Re Re
Re Re Re
R
Re
R
Re
e Re
Re Re
e R
( ) ( ) ( ) (
( ) (
) ( )
( ) ( ) ( )
)
(
) (
)
)
(
f f f f f
f
f
f
f
f f
f
TT T TT T
T T T T T
T T TT T T
TT T
S
aA
S R c S C d S D a S
bB cC dD
S ό c S C d S D
S ώ a S
R S R ώ
A b S
S
B
S όπ
προι ντων
αντιδρ ν
ροι ντων αντιδρ ντων
των
⎡ ⎤ ⎡ ⎤Δ = Δ + Δ − Δ + Δ⎣ ⎦
Δ = Δ + Δ −Δ
+ = +
⎡ ⎤Δ = Δ + Δ⎣ ⎦
Δ = Δ
⎣ ⎦
e Re
Re
1 2
Re
Re 1
Re
2 2
2 2Re Re
Re Re
1 1 1ln( ) ( ) (( ) ( )
( ) (
2
)
2
f f
f
f
f
f
Tm TTT
pC m pCTm
p
TmT m
T pC m f
T TT
m ff m f
mm
m
dT dTS S c S cT T
c a bT cT dT
TdT cS c a b T
A b S B
TT
HST
Τ
−
Τ
Δ = Δ + Δ +
⎡ ⎤
Δ + Δ
= + + +
Δ = Δ = + −Τ + −Τ − −
+ Δ⎣ ⎦
Τ Τ Τ
ΔΔ =
∫ ∫
∫
Slide 21
Υπολογισμός Μεταβολής ΕντροπίαςΥπολογισμός Μεταβολής Εντροπίας
Re 1
Re
2 2
2 2Re Re
Re Re
1 1 1ln( ) ( ) (( ) ( )2 2f
f
p
TmT m
T pC m f m ff m f
mm
m
c a bT cT dT
TdT cS c a b T TT
HST
−
Τ
= + + +
Δ = Δ = + −Τ + −Τ − −Τ Τ Τ
ΔΔ =
∫
Slide 22
Μεταβολή Εντροπίας Pb στους 1000 ΚΜεταβολή Εντροπίας Pb στους 1000 Κ
Re
Re
1 2f
f
Tm TTT
pC m pCTm
dT dTS S c S cT TΤ
= + Δ + Δ + Δ∫ ∫
200 400 600 800 1000
15
20
25
30Entropy of Pb
Temperature, K
Entro
py, c
al /
K m
ol25.964
14
ΔS ReftoT T( )
4.182
1 103
×273 T
mm
m
HSTΔ
Δ =
Slide 23
Μεταβολή Εντροπίας Pb στους 1000 ΚΜεταβολή Εντροπίας Pb στους 1000 Κ
200 400 600 800 1000
15
20
25
30Entropy of Pb
Temperature, K
Entro
py, c
al /
K m
ol
25.964
14
ΔS ReftoT T( )
4.182
1 103
×273 T
Pb LeadT Cp H SK cal/(mol*K) kcal/mol cal/(mol*K)
273 6,31 -0,159 14,929373 6,574 0,484 16,936473 6,817 1,154 18,526573 7,046 1,847 19,855673 7,265 3,721 22,933773 7,186 4,443 23,934873 7,109 5,158 24,803973 7,038 5,865 25,57
1000 7,02 6,055 25,763
Μεταβολή εντροπίαςόπως προκύπτει από
πίνακες τουπρογράμματος HSC
Slide 24
Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης
Re
Re
Re
Re
1 2
1 2
f
f
f
f
Tm TTT
pC m pCTm
Tm TTT
pC m pCTm
H H c dT H c dT
dT dTS S c S cT T
Τ
Τ
Δ = Δ + Δ + Δ + Δ
Δ = Δ + Δ + Δ + Δ
∫ ∫
∫ ∫
ΔGT = ΔHT – TΔST
Slide 25
Το δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμαΤο δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμα
Σε μια αυθόρμητη διεργασία η συνολική εντροπία συστήματος καιπεριβάλλοντος αυξάνει ενώ σε μια διεργασία σε ισορροπίαπαραμένει σταθερή
Για τον υπολογισμό του ΔStotal πρέπει να γνωρίζουμε το ΔSsur και τοΔSsys
Slide 26
Το δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμαΤο δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμα
Η μεταβολή της εντροπίας του περιβάλλοντος ΔSsur υπολογίζεταιαπό τη σχέση
Slide 27
Το δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμαΤο δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμα
Για να είναι μια διεργασία αυθόρμητη πρέπειΔStotal = ΔSsur + ΔSsys > 0
TΔStotal = TΔSsur + TΔSsys > 0
TΔStotal = -ΔHsys + TΔSsys > 0TΔStotal = ΔHsys - TΔSsys < 0
ΔSsur = - ΔHsys / Τ
Slide 28
Ελεύθερη ενέργειαΕλεύθερη ενέργεια
Eπομένως για να είναι μια διεργασία αυθόρμητη πρέπει
TΔStotal = ΔHsys - TΔSsys < 0
Το μέγεθος TΔStotal ονομάζεταιμεταβολή της
Ελεύθερης Ενέργειας και συμβολίζεται με ΔG
Slide 29
Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεωνΕλεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων
ΔG = ΔHsys - TΔSsys
Aν ΔG < 0 τότε η χημική αντίδραση είναι αυθόρμητηπρος τα δεξιά
Aν ΔG > 0 τότε η χημική αντίδραση είναι αυθόρμητηπρος τα αριστερά
Aν ΔG = 0 τότε η χημική αντίδραση είναι σε ισορροπία
aA + bB = cC + dD
Αντιδρώντα Προϊόντα
ΔεξιάΑριστερά
Slide 30
Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεωνΕλεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων
Slide 31
Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεωνΕλεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων
Μεταλλικός σίδηρος μπορεί να παραχθεί με την αναγωγή τουαιματίτη με υδρογόνο σύμφωνα με την αντίδραση
Είναι η αναγωγή του αιματίτη αυθόρμητη χημική αντίδρασησε κανονικές συνθήκες;
ΔG = ΔH – TΔS = 98.9 kJ – 298 K x 141.5 kJ/K = 56.73 kJ > 0
Συνεπώς η αναγωγή του αιματίτη δεν είναι αυθόρμητη σεκανονικές συνθήκες δηλαδή δεν μπορεί να πραγματοποιηθεί
Σε ποια θερμοκρασία μπορεί άραγε να πραγματοποιηθεί;
Slide 32
Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεωνΕλεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων
Μεταλλικός σίδηρος μπορεί να παραχθεί με την αναγωγή τουαιματίτη με υδρογόνο σύμφωνα με την αντίδραση
ΔGT = ΔHT – TΔST > 0 => T > ΔHT / ΔST
Σε ποια θερμοκρασία άραγε μπορεί να πραγματοποιηθεί ηαναγωγή του αιματίτη σε μεταλλικό σίδηρο;
Συνεπώς για να απαντήσουμε πρέπει να μπορούμε ναπροσδιορίσουμε το ΔΗΤ και το ΔST
Slide 33
Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης
Re
Re
Re
Re
1 2
1 2
f
f
f
f
Tm TTT
pC m pCTm
Tm TTT
pC m pCTm
H H c dT H c dT
dT dTS S c S cT T
Τ
Τ
Δ = Δ + Δ + Δ + Δ
Δ = Δ + Δ + Δ + Δ
∫ ∫
∫ ∫
ΔGT = ΔHT – TΔST
Slide 34
Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης
T deltaH deltaS deltaGK kcal cal/K kcal
273 -13,075 -68,998 5,762473 -4,897 -42,561 15,234673 1,991 -30,748 22,684873 10,875 -19,183 27,623
1073 20,644 -9,162 30,4751273 30,568 -0,665 31,4151473 39,418 5,792 30,8861673 48,659 11,652 29,1651873 64,132 20,309 26,0932073 72,604 24,607 21,5932273 80,983 28,466 16,2792473 89,273 31,962 10,2312673 97,477 35,152 3,5152873 105,6 38,083 -3,8133000 110,718 39,826 -8,761
Fe2O3 + 3H2(g) = 2 Fe + 3H2O
ΔG < 0 Συνεπώς αυτή είναι η
θερμοκρασία έναρξης τηςαντίδρασης
Slide 35
Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασηςΠρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης
Πρότυπη ελεύθερη ενέργεια μιας χημικής αντίδρασης ΔGο, είναι ηελεύθερη ενέργεια της χημικής αντίδρασης σε πρότυπες συνθήκεςκαι υπολογίζεται από την πρότυπη ελεύθερη ενέργεια τωναντιδρώντων και των προϊόντων από τη σχέση
Slide 36
Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασηςΠρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης
Slide 37
Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασηςΠρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης
Slide 38
Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασηςΠρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης
Με βάση τα δεδομένα των πινάκων υπολογίστε τη μεταβολή τηςελεύθερης ενέργειας των παρακάτω αντιδράσεων και βρείτε αν είναιαυθόρμητες ή όχι
Slide 39
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
Η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια ΔGo μας πληροφορεί ανμια χημική αντίδραση συμβαίνει αυθόρμητα προς ταδεξιά ή προς τα αριστερά, όταν τα αντιδρώντα και ταπροϊόντα της χημικής αντίδρασης βρίσκονται σεπρότυπες συνθήκες
Slide 40
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
Σε μη πρότυπες συνθήκες η ελεύθερη ενέργεια ΔGT τηςχημικής αντίδρασης συνδέεται με την πρότυπη ελεύθερηενέργεια ΔGo
ΔGT = ΔGo + RTlnQΌπου Q είναι ο λόγος του γινομένου των συγκεντρώσεωντων προϊόντων προς τα αντιδρώντα μιάς χημικήςαντίδρασηςΣτην ισορροπία το Q είναι ίσο με τη σταθερά ισορροπίας Κ
Slide 41
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
Eάν λοιπόν η ελεύθερη ενέργεια ΔGT μιας χημικής αντίδρασης είναι :
ΔGT = ΔGo + RTlnQ < 0 τότε η αντίδραση είναι αυθόρμητη προς τα δεξιάΔGT = ΔGo + RTlnQ > 0 τότε η αντίδραση είναι αυθόρμητη προς τααριστεράΔGT = ΔGo + RTlnQ = 0 τότε η αντίδραση είναι στην ισορροπία
Slide 42
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
Αν η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια ΔGο μιας χημικής αντίδρασης έχειπολύ υψηλή αρνητική τιμή τότε η παράσταση RTlnQ δεν θα αποκτήσειαρκετά θετικη τιμή για να την αντισταθμίσει παρά μονο αν σχηματιστείαρκετή ποσότητα προιόντωνΟμοίωςΑν η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια ΔGο μιας χημικής αντίδρασης έχειπολύ υψηλή θετική τιμή τότε η παράσταση RTlnQ θα αποκτήσει αρκετάαρνητική τιμή για να την αντισταθμίσει όταν σχηματιστεί μια μικρήποσότητα προιόντων
Slide 43
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
Slide 44
Ας θυμηθούμε τη συνάρτηση του λογαρίθμουΑς θυμηθούμε τη συνάρτηση του λογαρίθμου
ΔGT = ΔGo + RTlnQe = 2.718ln(e) = 1
Για x<1 ln(x) < 0Για x=1 ln(x) = 0Για x>1 ln(x) > 0
0 2 4 6 8 105
3
1
1
3
55
3.912−
ln x( )
100.02 x
Slide 45
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
aA bB cC dD+ = +
Στην ισορροπία υπάρχει μια σχέση που συνδέει τιςσυγκεντρώσεις των αντιδρώντων και των προϊόντων γνωστή καιως νόμος δράσης των μαζών
Το Κ ονομάζεται σταθερά ισορροπίας είναι ανεξάρτητο από τιςσυγκεντρώσεις και εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία
[ ] [ ][ ] [ ]
c d
a b
C Dk
A B=
Slide 46
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
aA bB cC dD+ = +
ΔGo lnk kΔGo< 0 lnk > 0 k > 1 Tο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από προιόνταΔGo > 0 lnk < 0 k < 1 Tο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από αντιδρώντα
ΔGo = 0 lnk = 0 k = 0Tο μίγμα ισορροπίας έχει ανάλογες ποσότητες από αντιδρώντα και προιόντα
[ ] [ ][ ] [ ]
c d
a b
C Dk
A B=
Slide 47
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
ΔGo lnk kΔGo< 0 lnk > 0 k > 1 Tο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από προιόνταΔGo > 0 lnk < 0 k < 1 Tο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από αντιδρώντα
ΔGo = 0 lnk = 0 k = 0Tο μίγμα ισορροπίας έχει ανάλογες ποσότητες από αντιδρώντα και προιόντα
T deltaH deltaS deltaG K Log(K)K kcal cal/K kcal
273 -13,075 -68,998 5,762 2,44E-05 -4,613473 -4,897 -42,561 15,234 9,13E-08 -7,04673 1,991 -30,748 22,684 4,29E-08 -7,367873 10,875 -19,183 27,623 1,21E-07 -6,916
1073 20,644 -9,162 30,475 6,20E-07 -6,2081273 30,568 -0,665 31,415 4,04E-06 -5,3941473 39,418 5,792 30,886 2,61E-05 -4,5831673 48,659 11,652 29,165 1,55E-04 -3,811873 64,132 20,309 26,093 9,02E-04 -3,0452073 72,604 24,607 21,593 5,29E-03 -2,2772273 80,983 28,466 16,279 2,72E-02 -1,5652473 89,273 31,962 10,231 1,25E-01 -0,9042673 97,477 35,152 3,515 5,16E-01 -0,2872873 105,6 38,083 -3,813 1,95E+00 0,293000 110,718 39,826 -8,761 4,35E+00 0,638
Fe2O3 + 3H2(g) = 2 Fe + 3H2O
ΔG < 0, k > 1
Slide 48
Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασηςΕλεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης
Στην ισορροπία η ελεύθερη ενέργεια ΔGT μιας χημικής αντίδρασης είναιμηδέν, δηλαδή:
ΔGT = ΔGo + RTlnk = 0 ΔGo = - RTlnk
lnk= - ΔGo / RTk= exp(- ΔGo / RT)
Slide 49
Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07
Ισορροπία αμφίδρομων χημικών αντιδράσεων
Slide 50
Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07
Οι συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντωναλλάζουν με το χρόνο μέχρι να φθάσουν στην ισορροπία
Slide 51
Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07
Οι συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντωναλλάζουν με το χρόνο μέχρι να φθάσουν στην ισορροπία
Slide 52
Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07
Στην ισορροπία υπάρχει μια σχέση που συνδέει τιςσυγκεντρώσεις των αντιδρώντων και των προϊόντων γνωστή καιως νόμος δράσης των μαζών
Το Κ ονομάζεται σταθερά ισορροπίας είναι ανεξάρτητο από τιςσυγκεντρώσεις και εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία
Slide 53
Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07
Οι ποσότητες των συστατικών στο νόμο δράσης τωνμαζών μπορεί να είναι εκφρασμένες είτε σανσυγκέντρωση είτε σαν μερική πίεση αν είναι αέρια
Slide 54
Ισορροπία ετερογενών χημικών αντιδράσεωνΙσορροπία ετερογενών χημικών αντιδράσεων
Όταν σε μια χημική αντίδραση συμμετέχουν στερεά ή υγρά οισυγκεντρώσεις τους δεν μεταβάλλονται και για αυτό θεωρούνταιότι είναι ίσες με την μονάδα
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)K = pCO2
Γιατί το CaCO3(s) και το CaO(s) είναιστερεά
Slide 55
Ισορροπία ετερογενών χημικών αντιδράσεωνΙσορροπία ετερογενών χημικών αντιδράσεων
CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)K = pCO2
Slide 56
Ισορροπία αμφίδρομων χημικών αντιδράσεωνΙσορροπία αμφίδρομων χημικών αντιδράσεων
Μπορούμε να διατυπώσουμε τις ακόλουθες γενικές παρατηρήσειςσε σχέση με τη σταθερά ισορροπίας μιας χημικής αντίδρασης
Κc > 103 τότε τα προϊόντα κυριαρχούν έναντι των αντιδρώντων10-3 < Κc < 103 τότε τα προϊόντα και αντιδρώντα υπάρχουν σεαξιόλογες ποσότητεςΚc < 10-3 τότε τα αντιδρώντα κυριαρχούν έναντι των αντιδρώντων
Slide 57
Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07
H σταθερά Qc χημικής αντίδρασης η οποία είναι ανάλογητης σταθερά ισορροπίας αλλά υπολογίζεταιαντικαθιστώντας τις αρχικές συγκεντρώσεις αντιδρώντωνκαι προϊόντων στη σταθερά ισορροπίας μας χρησιμεύεινα προβλέψουμε την κατεύθυνση μιας αντίδρασης
Qc > Κc τότε η αντίδραση προχωρά στο σχηματισμόαντιδρώντωνQc = Κc τότε η αντίδραση είναι σε ισορροπίαQc < Κc τότε η αντίδραση προχωρά στο σχηματισμόπροϊόντων
Slide 58
Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07
Slide 59
Η αρχή του Le Chatelier 07Η αρχή του Le Chatelier 07
`Εάν μια εξωτερική μεταβολή επιβληθεί σε ένα σύστημαπου βρίσκεται σε ισορροπία τότε το σύστημα θα κινηθεί
στην κατεύθυνση που να εξισορροπήσει αυτή τηνμεταβολή
Slide 60
Αρχή του Le Chatelier, επίδραση συγκέντρωσηςΑρχή του Le Chatelier, επίδραση συγκέντρωσης
Μεταβολή στη συγκέντρωσηΗ αύξηση της συγκέντρωσης ενός αντιδρώντος ή προϊόντοςμε την προσθήκη του σε μια χημική αντίδραση σε ισορροπίαεξισορροπείται με την κατανάλωση τους
Η μείωση της συγκέντρωσης ενός αντιδρώντος ή προϊόντοςμε την απομάκρυνση τους από μια χημική αντίδραση σεισορροπία εξισορροπείται με την παραγωγή τους από τηχημική αντίδραση
Slide 61
Η αρχή του Le Chatelier 07Η αρχή του Le Chatelier 07
Σύνθεση ΑμμωνίαςΗ σύνθεση της αμμωνίας γίνεται με τη χημική
αντίδραση
N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g) k = 0.291 700 K
Τι θα συμβεί αν αυξήσω την συγκέντρωση τουαζώτου;
Slide 62
Η αρχή του Le ChatelierΗ αρχή του Le Chatelier
N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g) k = 0.291 700 K
Σταθερά Ισορροπίας k = 0,291Αρχική Συγκεντωση, Ν2 Ν2in = 0,500Αρχική Συγκεντωση, Η2 H2in = 3,000Αρχική Συγκεντωση, ΝΗ3 NH3in = 1,980
Μεταβολή Συγκεντωσης, Ν2 Ν2Co = 1,500
Κατανάλωση, Ν2 x = 0,187 guessΚατανάλωση,H2 3 x = 0,562Κατανάλωση, NH3 2 x = 0,375
Τελική Συγκεντωση, Ν2 Ν2f = Ν2in - x = 1,313Τελική Συγκεντωση, Η2 H2f = H2in - 3x = 2,438Τελική Συγκεντωση, ΝΗ3 NH3f = NH3in - 2x = 2,355
Σταθερά Ισορροπίας k = (NH3f)2 / Ν2f H2f
3= 0,291
Slide 63
Η αρχή του Le Chatelier 07Η αρχή του Le Chatelier 07
Αύξηση CN2 σε 1.5 Μ
Μείωση CΗ2 σε 1.3 Μ
Αύξηση CNΗ3 σε 2.3 Μ
Slide 64
Η αρχή του Le ChatelierΗ αρχή του Le Chatelier
Η αντίδραση αναγωγής του οξειδίου του σιδήρου στηνυψικάμινο με CO (g) περιγράφεται από την αντίδραση
Fe2O3(s) + 2 CO(g) = 2 Fe(l) + 3 CO2(g)
Τι θα συμβεί στο μίγμα ισορροπίας ανα) προσθέσω Fe2O3(s)β) Απομακρύνω CO2(g)γ) Απομακρύνω CO(g)
Slide 65
Η αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσηςΗ αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσης
Μεταβολή στην πίεση
Η μεταβολή της πίεσης επιδρά μόνο στις αντιδράσεις στις οποίεςσυμμετέχουν αέρια και αυτό γιατί η μεταβολή της πίεσης μεταβάλλειτον όγκο τους και συνεπώς τη συγκέντρωσή τους
Αύξηση πίεσης ===> Μείωση όγκου ===> Αύξηση συγκέντρωσης
P V = n R TC = n/V = P/RT
Slide 66
Η αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσηςΗ αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσης
Τι συνέπειες έχει η μείωση του όγκου στο μισό;
Slide 67
Η αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσηςΗ αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσης
Τι συνέπειες έχει η μείωση του όγκου στο μισό;
( )( )( )
3
2 2
3 3
2 22 2
2
3
2 1 2 12
2
3 3
/ 2 2
2 4 116 42 2
NH
N H
NH NH
N HN H
pk
p p
V V P P
p pQ k
p pp p
=
= ⇒ =
= = =
Η αντίδραση θα κινηθείστην κατεύθυνση
αύξησης της φαινόμενηςσταθεράς ισορροπίας,
συνεπώς θα μειωθούν τααντιδρώντα και θα
αυξηθούν τα προϊόντα
Slide 68
Η αρχή του Le Chatelier 07Η αρχή του Le Chatelier 07
Ποια είναι η αναμενόμενη μεταβολή της αντίδρασης αν οόγκος μειωθεί στο 1/3 Ν2Ο4(g) = 2 NO2(g)
( )( )
2
2 4
2 2
2 42 4
2
2 1 2 12
2
/ 3 3
3 9 333
NO
N O
NO NO
N ON O
pk
p
V V P P
p pQ k
pp
=
= ⇒ =
= = =
Η αντίδραση θα κινηθείστην κατεύθυνση
μείωσης της φαινόμενηςσταθεράς ισορροπίας,
συνεπώς θα αυξηθούν τααντιδρώντα και θα
μειωθούν τα προϊόντα
Slide 69
Η αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσηςΗ αρχή του Le Chatelier, επίδραση της πίεσης
Ποια είναι η αναμενόμενη μεταβολή των αντιδράσεων αν οόγκος του αντιδρώντος συστήματος μειωθεί στο 1/3
Slide 70
Η αρχή του Le Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίαςΗ αρχή του Le Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίας
Μεταβολή στην θερμοκρασίαΗ μεταβολή της θερμοκρασίας μπορεί να μεταβάλλει τη σταθεράισοροπίας μιας χημικής αντίδρασης
Οι ενδόθερμες αντιδράσεις ευνοούνται με την αύξηση τηςθερμοκρασίας ενώ οι εξώθερμες αντιδράσεις ευνοούνται με τηνμείωση της θερμοκρασίας
Slide 71
Η αρχή του Le Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίαςΗ αρχή του Le Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίας
Παράδειγμα η αντίδραση
N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g) ΔH = - 92.2 kJ / mol N2
Μείωση του k μετην αύξηση τηςθερμοκρασίας
Η αντίδρασηείναι εξώθερμη
Slide 72
Η αντίδραση Α(g) + Β(g) = ΑΒ(g)Είναι ενδόθερμη ή εξώθερμη
Η αρχή του Le Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίαςΗ αρχή του Le Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίας
Slide 73
Τι είναι εντροπία και πως υπολογίζεταιΤι είναι ελεύθερη ενέργεια και πως υπολογίζεταιΠοια είναι η επίδραση της μεταβολής τηςσυγκέντρωσης ενός συστατικού, της πίεσης τουσυστήματος, του όγκου και της θερμοκρασίαςστην πορεία μιας χημικής αντίδρασης
Σύνοψη του ΜαθήματοςΣύνοψη του Μαθήματος