Διδακτικά Βιβλία του Παιδαγωγικού Ινστιτούτου

Αναζήτηση

Βρες
Εμφάνιση

Πείραμα 2

Αν αντίθετα, στο δοχείο εισαχθούν 20 mol ΗΙ στους 440 ?C, τότε το ΗΙ διασπάται σύμφωνα με τη χημική εξίσωση: 2ΗΙ(g) ? H2(g) + I2(g) Και στην περίπτωση αυτή παρατηρείται σχηματισμός μίγματος σταθερής σύστασης που περιέχει 2 mol Η2, 2 mol Ι2 και 16 mol ΗΙ, όπως φαίνεται διαγραμματικά στο παρακάτω σχήμα. Έτσι, αποκαθίσταται και πάλι χημική ισορροπία μεταξύ των τριών σωμάτων και μάλιστα η σύσταση του μίγματος ισορροπίας είναι η ίδια με αυτή του προηγουμένου πειράματος. Τα παραπάνω επιβεβαιώνουν ότι η αντίδραση που μελετάμε είναι αμφίδρομη και οδηγείται με τον ένα (πείραμα 1) ή με τον άλλο τρόπο (πείραμα 2) σε κατάσταση ισορροπίας.

ΣΧΗΜΑ 4.2 Μεταβολή συγκεντρώσεων Η2, Ι2, ΗΙ, καθώς το σύστημα προσεγγίζει την ισορροπία. Αριστερά ξεκινάμε με ισομοριακές ποσότητες Η2 και Ι2 (α΄ πείραμα), ενώ δεξιά ξεκινάμε από ΗΙ (β΄ πείραμα).

Στο παρακάτω σχήμα απεικονίζεται διαγραμματικά πως η αντίδραση: Η2(g) + I2(g) ? 2HI(g) (πείραμα 1) προσεγγίζει την ισορροπία. Η συγκέντρωση του HI είναι στην αρχή μηδέν και αυξάνεται με την πάροδο του χρόνου, μέχρις ότου σταθεροποιηθεί σε μια ορισμένη τιμή. Αντίθετα, οι συγκεντρώσεις των Η2 και Ι2 μειώνονται, μέχρις ότου επίσης σταθεροποιηθούν στη θέση ισορροπίας. Ανάλογο σκεπτικό ισχύει στην περίπτωση της αντίδρασης: 2ΗΙ(g) ? H2(g) + I2(g), που περιγράφεται στο πείραμα 2, όπως φαίνεται στο δεξιό διάγραμμα του σχήματος 4.2. Αν επικεντρωθούμε στην αντίδραση διάσπασης του ΗI: 2ΗΙ(g) ? H2(g) + I2(g) παρατηρούμε ότι το ΗΙ αρχίζει να διασπάται με αρχική ταχύτητα υ1. Η ταχύτητα αυτή συνεχώς ελαττώνεται, καθώς ελαττώνεται η ποσότητα άρα και η συγκέντρωση του ΗΙ. Μόλις σχηματιστούν οι πρώτες ποσότητες Η2 και Ι2 αρχίζει και η αντίθετη αντίδραση με μία ταχύτητα υ2, η οποία συνεχώς αυξάνεται, όσο αυξάνονται οι ποσότητες Η2 και Ι2. Όταν η υ1 γίνει ίση με τη υ2, όταν δηλαδή ο ρυθμός διάσπασης του ΗΙ εξισωθεί με το ρυθμό σχηματισμού αυτού, το μίγμα Η2, Ι2 και ΗΙ αποκτά σταθερή σύσταση. Στο σημείο αυτό έχει αποκατασταθεί ισορροπία.

ΣΧΗΜΑ 4.3 Μεταβολή της ταχύτητας αντίδρασης καθώς το σύστημα προσεγγίζει την ισορροπία.

Μονόδρομη ή ποσοτική είναι η αντίδραση που γίνεται προς μια μόνο κατεύθυνση. Αμφίδρομη είναι η αντίδραση που πραγματοποιείται και προς τις δύο κατευθύνσεις. Υπό κατάλληλες συνθήκες (κλειστό σύστημα, σταθερές συνθήκες) η αμφίδρομη αντίδραση οδηγείται σε κατάσταση χημικής ισορροπίας. Στην κατάσταση χημικής ισορροπίας ισχύουν τα εξής: - η σύσταση των αντιδρώντων-προϊόντων παραμένει σταθερή - οι ταχύτητες των δύο αντιθέτων αντιδράσεων (αριστερά προς τα δεξιά και δεξιά προς τα αριστερά) εξισώνονται.

Συνοψίζοντας έχουμε ότι, οι αντιδράσεις που πραγματοποιούνται και προς τις δύο κατευθύνσεις ταυτόχρονα και καταλήγουν σε κατάσταση χημικής ισορροπίας ονομάζονται αμφίδρομες αντιδράσεις. Οι αντιδράσεις αυτές συμβολίζονται με δύο αντίθετης φοράς βέλη μεταξύ των αντιδρώντων και προϊόντων π.χ. Η2(g) + I2(g) [pic] 2HI(g) Θεωρητικά όλες οι χημικές αντιδράσεις είναι αμφίδρομες, δηλαδή καταλήγουν σε κατάσταση χημικής ισορροπίας. Αν η ισορροπία είναι τόσο πολύ μετατοπισμένη προς τα δεξιά, ώστε ένα τουλάχιστο από τα αντιδρώντα να μην ανιχνεύεται, τότε η αντίδραση χαρακτηρίζεται μονόδρομη ή ποσοτική. Η χημική ισορροπία μπορεί να είναι ομογενής ή ετερογενής. Ομογενή ισορροπία έχουμε όταν τα αντιδρώντα και προϊόντα βρίσκονται στην ίδια φάση (αέρια ή υγρά) π.χ. Ν2(g) + 3H2(g) [pic] 2NH3(g) Ετερογενή ισορροπία έχουμε όταν τα σώματα που συμμετέχουν στην ισορροπία (αντιδρώντα και προϊόντα) βρίσκονται σε περισσότερες από μία φάσεις π.χ. CaCO3(s) [pic] CaO(s) + CO2(g)

ΣΧΗΜΑ 4.4 Ετερογενής ισορροπία μεταξύ των στερεών CaCO3 ,CaO και του αέριου CO2.