Εντροπία Ελεύθερη Ενέργεια

Μάθημα Εντροπία Ελεύθερη Ενέργεια Εξαγωγική Μεταλλουργία Καθ. Ι. Πασπαλιάρης Εργαστήριο Μεταλλουργίας ΕΜΠ

Αυθόρμητες χημικές αντιδράσεις Ηαντίδρασηοξείδωσηςενόςμετάλλουμπορείναγραφτείστη γενική της μορφή 2x M(s) + y O 2 (g) = 2 M x O y Τα ερωτήματα που τίθενται είναι: Η οξείδωση του μετάλλου M(s) είναι αυθόρμητη χημική αντίδραση και κάτω από ποιες συνθήκες; Δηλαδή αν αφήσω το μέταλλο στο περιβάλλον αυτό θα μετατραπεί σε οξείδιο ή όχι; Αν η οξείδωση δεν γίνεται σε θερμοκρασία περιβάλλοντος σε τι συνθήκες μπορεί να συμβεί; Slide 2

Αυθόρμητες χημικές αντιδράσεις Αν υποθέσουμε ότι θέλω να χρησιμοποιήσω την αντίστροφη διαδικασία, δηλαδή να παράγω ένα μέταλλο με θερμική διάσπαση του οξειδίου του, μπορώ να καταλάβω αν αυτό είναι εφικτό; 2 M x O y (s) = 2x M(l) + y O 2 (g) Είναι η παραπάνω αντίδραση εφικτή και κάτω από ποιες συνθήκες; Γενικά, μπορώ να προβλέψω αν πότε κάποια χημική αντίδραση μπορεί να συμβεί ή όχι; Slide 3

Αυθόρμητες χημικές αντιδράσεις Οι χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν στην υψικάμινο φαίνονται στο διπλανό σχήμα. Πώς μπορώ να προβλέψω σε ποια θερμοκρασία μπορεί να συμβεί η κάθε μια γιαναείναιεφικτή ημετατροπήτων οξειδίων που σιδήρου σε σίδηρο; Slide 4

Εντροπία και αυθόρμητες χημικές αντιδράσεις Επομένως, είναι ιδιαίτερα σημαντικό να μπορούμε να προβλέψουμε αν μία χημική αντίδραση μπορεί να συμβεί ή όχι, και κάτω από ποιες συνθήκες μπορεί να συμβεί. Μια χημική αντίδραση που συμβαίνει κάτω από ορισμένες συνθήκες ονομάζεται αυθόρμητη χημική αντίδραση. Μια χημική αντίδραση που δεν συμβαίνει κάτω από ορισμένες συνθήκες ονομάζεται μη-αυθόρμητη χημική αντίδραση. Slide 5

Εντροπία και αυθόρμητες χημικές αντιδράσεις Μια αυθόρμητη χημική αντίδραση μετατοπίζει πάντα τα αντιδρώντα στην κατεύθυνση της ισορροπίας Η ταχύτητα της αντίδρασης δεν εξαρτάται από το εάν είναι αυθόρμητη ή όχι. Slide 6

Ελεύθερη ενέργεια G ΔG = ΔH -ΔS Γιαναμπορέσουμεναπροβλέψουμεανμιαχημική αντίδραση μπορεί να συμβεί σε κάποια θερμοκρασία ή όχι πρέπει να υπολογίσουμε ένα θερμοδυναμικό μέγεθος που ονομάζεται ελεύθερη ενέργεια ή ελεύθερη ενθαλπία. H μεταβολή της ελεύθερης ενέργειας είναι συνάρτηση της μεταβολής της ενθαλπίας και της εντροπίας της χημικής αντίδρασης. Slide 7

Τι αντιπροσωπεύει η εντροπία Η εντροπία (S) είναι το μέτρο της τάξης ή της αταξίαςενόςσυστήματος. Μεγαλύτερη αταξία σημαίνει μεγαλύτερη εντροπία Η φύση τείνει σε καταστάσεις μεγαλύτερης εντροπίας Slide 8

Εντροπία στερεής, υγρής και αέριας φάσης S solid < S liquid < S gas H πρότυπη εντροπία S ο ενός σώματος είναι η εντροπία σε Θερμοκρασία 25 ο C και πίεση 1 atm Η μεταβολή της εντροπίας είναι ΔS = S 2 S 1 Slide 9

Εντροπία και αταξία H διάσπαση του μορίου Ν 2 Ο 4 σε δύο μόρια ΝΟ 2 οδηγεί σε αύξηση της εντροπίας του συστήματος Slide 10

Εντροπία και αταξία H διάλυση του μορίου ΝaCl σε νερό Η 2 Οοδηγείσεαύξηση της εντροπίας Slide 11

Μεταβολή της εντροπίας με τη θερμοκρασία H εντροπία μιας τέλεια κρυσταλλωμένης ουσίας στους 0 Κείναι μηδέν Ηεντροπίααυξάνειμε τη θερμοκρασία Στο σημεία τήξης και στοσημείοβρασμού υπάρχει μια βηματική αύξηση στην εντροπία Slide 12

Πρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεων Γιατί η πρότυπη εντροπία των χημικών στοιχείων δεν είναι μηδέν ενώ η πρότυπη ενθαλπία τους είναι μηδέν Slide 13

Πρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεων Γιατί η πρότυπη εντροπία διαμαντιού είναι μικρότερη από του γραφίτη Slide 14

Πρότυπη Εντροπία χημικών ενώσεων 07 Μπορείτε να προβλέψετε τη μεταβολή (αύξηση ή μείωση) της εντροπίας των παρακάτω χημικών αντιδράσεων Slide 15

Υπολογισμός της Πρότυπης Εντροπίας Χημικών Αντιδράσεων ΗπρότυπηΔS ο για μια χημική αντίδραση υπολογίζεται απότησχέση Slide 16

Πρότυπη Εντροπία χημικών αντιδράσεων Με βάση τους πίνακες υπολογίστε την μεταβολή της πρότυπης εντροπίας των χημικών αντιδράσεων Slide 17

Μεταβολή της Εντροπίας Χημικής Ένωσης σε θερμοκρασία διαφορετική της πρότυπης m d S S c S c = + Δ +Δ + Δ pc1 m pc2 Re f Τ m Re f d Μεταβολή εντροπίας σε πρότυπες συνθήκες Μεταβολή εντροπίας από πρότυπες συνθήκες μέχρι σημείο τήξης Μεταβολή εντροπίας κατά την τήξη Μεταβολή εντροπίας από σημείο τήξης μέχρι θερμοκρασία Τ Slide 18

Μεταβολή της Εντροπίας Χημικής Αντίδρασης σε θερμοκρασία διαφορετική της πρότυπης aa + bb = cc + dd Δ S R =Δ S R +ΔS προιόντων ΔS ( αντιδρώντων ) Re f ( ) ( ) ( ) Re f Re f Re f Re f Re f Re f Δ S ( R) = cδ S ( C) + dδs ( D) aδ S ( A) + bδs ( B) Δ S ( προιόντων ) = cδ S ( ) ( ) Re f C + dδs Re f D Re f Δ S ( αντιδρών των ) = aδs Re f Δ =Δ + S m Re f Re f S c S c Τ Re f d Δ +Δ + Δ pc1 m pc2 m Re f ( A) + bδs ( B) Re f d Slide 19

Μεταβολή της Εντροπίας Χημικής Αντίδρασης σε θερμοκρασία διαφορετική της πρότυπης aa + bb = cc + dd Δ S R =Δ S R +Δ προι ντων ΔS ( αντιδρώντων ) Re f ( ) ( ) S ( ό ) Re f Re f Re f Re f Re f Re f Δ S ( R) = cδ S ( C) + dδs ( D) aδ S ( A) + bδs ( B) Δ S ( προιόντων ) = cδ S ( ) ( ) Re f C + dδs Re f D Re f Δ S ( αντιδρών των ) = aδs Re f Re f Re f S S cpc Δ S 1 m + ΔcpC 2 p Re f m d Δ =Δ + Δ + Re f c = a+ b + c + d 2 2 Δ S = Δ c = aln( ) + b( Τ ) + (( Τ ) ( ) m d m c 2 2 1 1 1 Re f pc1 m Re f m Re f ΤRe f 2 2 Τ Τ m ΤRe f Δ S = m ΔH m m Τ Re f ( A) + bδs ( B) Re f m d Slide 20

Υπολογισμός Μεταβολής Εντροπίας c = a + b + c + d p Re f 2 2 Δ S = Δ c = aln( ) + b( Τ ) + (( Τ ) ( ) m d m c 2 2 1 1 1 Re f pc1 m Re f m Re f ΤRe f 2 2 Τ Τ m ΤRe f Δ S = m ΔH m m Slide 21

Μεταβολή Εντροπίας Pb στους 1000 Κ m d = + Δ +Δ + Δ Re f S S c S c Τ Re f pc1 m pc 2 m d Δ S = m ΔH m m 30 25.964 Entropy of Pb Entropy, cal / K mol ΔS Refto ( ) 4.182 25 20 14 15 200 400 600 800 1000 273 110 3 emperature, K Slide 22

Μεταβολή Εντροπίας Pb στους 1000 Κ Pb Lead Cp H S K cal/(mol*k) kcal/mol cal/(mol*k) 273 6,31-0,159 14,929 373 6,574 0,484 16,936 473 6,817 1,154 18,526 573 7,046 1,847 19,855 673 7,265 3,721 22,933 773 7,186 4,443 23,934 873 7,109 5,158 24,803 973 7,038 5,865 25,57 1000 7,02 6,055 25,763 Entropy, cal / K mol 30 25.964 ΔS Refto ( ) 4.182 25 20 Μεταβολή εντροπίας όπως προκύπτει από πίνακες του προγράμματος HSC Entropy of Pb 14 15 200 400 600 800 1000 273 110 3 emperature, K Slide 23

Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης ΔG = ΔH ΔS m Δ =Δ + Δ +Δ + Δ Re f H H c d H c d m Re f Re f S S c S c Re f pc1 m pc 2 m d Δ =Δ + Δ +Δ + Δ Τ Τ pc1 m pc 2 m d Slide 24

Το δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμα Σε μια αυθόρμητη διεργασία η συνολική εντροπία συστήματος και περιβάλλοντος αυξάνει ενώ σε μια διεργασία σε ισορροπία παραμένει σταθερή Για τον υπολογισμό του ΔS total πρέπει να γνωρίζουμε το ΔS sur και το ΔS sys Slide 25

Το δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμα Η μεταβολή της εντροπίας του περιβάλλοντος ΔS sur υπολογίζεται από τη σχέση Slide 26

Το δεύτερο θερμοδυναμικό αξίωμα Για να είναι μια διεργασία αυθόρμητη πρέπει ΔS total = ΔS sur + ΔS sys > 0 ΔS total =ΔS sur +ΔS sys > 0 ΔS total =-ΔH sys +ΔS sys > 0 ΔS total = ΔH sys -ΔS sys < 0 ΔS sur = - ΔH sys / Τ Slide 27

Ελεύθερη ενέργεια Eπομένως για να είναι μια διεργασία αυθόρμητη πρέπει ΔS total = ΔH sys -ΔS sys < 0 Το μέγεθος ΔS total ονομάζεται μεταβολή της Ελεύθερης Ενέργειας και συμβολίζεται με ΔG Slide 28

Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων aa + bb = cc + dd Αντιδρώντα Αριστερά Προϊόντα Δεξιά ΔG = ΔH sys -ΔS sys Aν ΔG< 0 τότε η χημική αντίδραση είναι αυθόρμητη προς τα δεξιά Aν ΔG> 0 τότε η χημική αντίδραση είναι αυθόρμητη προς τα αριστερά Aν ΔG= 0 τότε η χημική αντίδραση είναι σε ισορροπία Slide 29

Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων Slide 30

Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων Μεταλλικός σίδηρος μπορεί να παραχθεί με την αναγωγή του αιματίτη με υδρογόνο σύμφωνα με την αντίδραση Είναι η αναγωγή του αιματίτη αυθόρμητη χημική αντίδραση σε κανονικές συνθήκες; ΔG = ΔH ΔS = 98.9 kj 298 K x 141.5 kj/k = 56.73 kj > 0 Συνεπώς η αναγωγή του αιματίτη δεν είναι αυθόρμητη σε κανονικές συνθήκες δηλαδή δεν μπορεί να πραγματοποιηθεί Σε ποια θερμοκρασία μπορεί άραγε να πραγματοποιηθεί; Slide 31

Ελεύθερη Ενέργεια και εξέλιξη χημικών αντιδράσεων Μεταλλικός σίδηρος μπορεί να παραχθεί με την αναγωγή του αιματίτη με υδρογόνο σύμφωνα με την αντίδραση Σε ποια θερμοκρασία άραγε μπορεί να πραγματοποιηθεί η αναγωγή του αιματίτη σε μεταλλικό σίδηρο; ΔG = ΔH ΔS > 0 => > ΔH / ΔS Συνεπώς για να απαντήσουμε πρέπει να μπορούμε να προσδιορίσουμε το ΔΗ Τ και το ΔS Slide 32

Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης ΔG = ΔH ΔS m Δ =Δ + Δ +Δ + Δ Re f H H c d H c d m Re f Re f S S c S c Re f pc1 m pc 2 m d Δ =Δ + Δ +Δ + Δ Τ Τ pc1 m pc 2 m d Slide 33

Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης Fe 2 O 3 + 3H 2 (g) = 2 Fe + 3H 2 O deltah deltas deltag K kcal cal/k kcal 273-13,075-68,998 5,762 473-4,897-42,561 15,234 673 1,991-30,748 22,684 873 10,875-19,183 27,623 1073 20,644-9,162 30,475 1273 30,568-0,665 31,415 1473 39,418 5,792 30,886 1673 48,659 11,652 29,165 1873 64,132 20,309 26,093 2073 72,604 24,607 21,593 2273 80,983 28,466 16,279 2473 89,273 31,962 10,231 2673 97,477 35,152 3,515 2873 105,6 38,083-3,813 3000 110,718 39,826-8,761 ΔG < 0 Συνεπώς αυτή είναι η θερμοκρασία έναρξης της αντίδρασης Slide 34

Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης Πρότυπη ελεύθερη ενέργεια μιας χημικής αντίδρασης ΔG ο, είναι η ελεύθερη ενέργεια της χημικής αντίδρασης σε πρότυπες συνθήκες και υπολογίζεται από την πρότυπη ελεύθερη ενέργεια των αντιδρώντων και των προϊόντων από τη σχέση Slide 35

Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης Slide 36

Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης Slide 37

Πρότυπη Ελεύθερη Ενέργεια χημικής αντίδρασης Με βάση τα δεδομένα των πινάκων υπολογίστε τη μεταβολή της ελεύθερης ενέργειας των παρακάτω αντιδράσεων και βρείτε αν είναι αυθόρμητες ή όχι Slide 38

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια ΔG o μας πληροφορεί αν μια χημική αντίδραση συμβαίνει αυθόρμητα προς τα δεξιά ή προς τα αριστερά, όταν τα αντιδρώντα και τα προϊόντα της χημικής αντίδρασης βρίσκονται σε πρότυπες συνθήκες Slide 39

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Σε μη πρότυπες συνθήκες η ελεύθερη ενέργεια ΔG της χημικής αντίδρασης συνδέεται με την πρότυπη ελεύθερη ενέργεια ΔG o ΔG = ΔG o + RlnQ Όπου Q είναι ο λόγος του γινομένου των συγκεντρώσεων των προϊόντων προς τα αντιδρώντα μιάς χημικής αντίδρασης Στην ισορροπία το Q είναι ίσο με τη σταθερά ισορροπίας Κ Slide 40

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Eάν λοιπόν η ελεύθερη ενέργεια ΔG μιας χημικής αντίδρασης είναι : ΔG = ΔG o + RlnQ < 0 τότε η αντίδραση είναι αυθόρμητη προς τα δεξιά ΔG = ΔG o + RlnQ > 0 τότε η αντίδραση είναι αυθόρμητη προς τα αριστερά ΔG = ΔG o + RlnQ = 0 τότε η αντίδραση είναι στην ισορροπία Slide 41

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Αν η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια ΔG ο μιας χημικής αντίδρασης έχει πολύ υψηλή αρνητική τιμή τότε η παράσταση RlnQ δεν θα αποκτήσει αρκετά θετικη τιμή για να την αντισταθμίσει παρά μονο αν σχηματιστεί αρκετή ποσότητα προιόντων Ομοίως Αν η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια ΔG ο μιας χημικής αντίδρασης έχει πολύ υψηλή θετική τιμή τότε η παράσταση RlnQ θα αποκτήσει αρκετά αρνητική τιμή για να την αντισταθμίσει όταν σχηματιστεί μια μικρή ποσότητα προιόντων Slide 42

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Slide 43

Ας θυμηθούμε τη συνάρτηση του λογαρίθμου 5 ln() x 5 3 1 1 ΔG = ΔG o + RlnQ e = 2.718 ln(e) = 1 Για x<1 ln(x) < 0 Για x=1 ln(x) = 0 Για x>1 ln(x) > 0 3 3.912 5 0 2 4 6 8 10 0.02 x 10 Slide 44

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Στην ισορροπία υπάρχει μια σχέση που συνδέει τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και των προϊόντων γνωστή και ως νόμος δράσης των μαζών aa + bb = cc + dd k = c [ C] [ D] a [ A] [ B] d b Το Κ ονομάζεται σταθερά ισορροπίας είναι ανεξάρτητο από τις συγκεντρώσεις και εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία Slide 45

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης ΔG o lnk k ΔG o < 0 lnk > 0 k > 1 ο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από προιόντα ΔG o > 0 lnk < 0 k < 1 ο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από αντιδρώντα ΔG o = 0 lnk = 0 k = 0 ο μίγμα ισορροπίας έχει ανάλογες ποσότητες από αντιδρώντα και προιόντα aa + bb = cc + dd k = c [ C] [ D] a [ A] [ B] d b Slide 46

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Fe 2 O 3 + 3H 2 (g) = 2 Fe + 3H 2 O deltah deltas deltag K Log(K) K kcal cal/k kcal 273-13,075-68,998 5,762 2,44E-05-4,613 473-4,897-42,561 15,234 9,13E-08-7,04 673 1,991-30,748 22,684 4,29E-08-7,367 873 10,875-19,183 27,623 1,21E-07-6,916 1073 20,644-9,162 30,475 6,20E-07-6,208 1273 30,568-0,665 31,415 4,04E-06-5,394 1473 39,418 5,792 30,886 2,61E-05-4,583 1673 48,659 11,652 29,165 1,55E-04-3,81 1873 64,132 20,309 26,093 9,02E-04-3,045 2073 72,604 24,607 21,593 5,29E-03-2,277 2273 80,983 28,466 16,279 2,72E-02-1,565 2473 89,273 31,962 10,231 1,25E-01-0,904 2673 97,477 35,152 3,515 5,16E-01-0,287 2873 105,6 38,083-3,813 1,95E+00 0,29 3000 110,718 39,826-8,761 4,35E+00 0,638 ΔG < 0, k > 1 ΔG o lnk k ΔG o < 0 lnk > 0 k > 1 ο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από προιόντα ΔG o > 0 lnk < 0 k < 1 ο μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από αντιδρώντα ΔG o = 0 lnk = 0 k = 0 ο μίγμα ισορροπίας έχει ανάλογες ποσότητες από αντιδρώντα και προιόντα Slide 47

Ελεύθερη Ενέργεια και ισορροπία χημικής αντίδρασης Στην ισορροπία η ελεύθερη ενέργεια ΔG μιας χημικής αντίδρασης είναι μηδέν, δηλαδή: ΔG = ΔG o + Rlnk = 0 ΔG o = - Rlnk lnk= - ΔG o / R k= exp(- ΔG o / R) Slide 48

Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07 Ισορροπία αμφίδρομων χημικών αντιδράσεων Slide 49

Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07 Οι συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντων αλλάζουν με το χρόνο μέχρι να φθάσουν στην ισορροπία Slide 50

Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07 Οι συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντων αλλάζουν με το χρόνο μέχρι να φθάσουν στην ισορροπία Slide 51

Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07 Στην ισορροπία υπάρχει μια σχέση που συνδέει τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και των προϊόντων γνωστή και ως νόμος δράσης των μαζών Το Κ ονομάζεται σταθερά ισορροπίας είναι ανεξάρτητο από τις συγκεντρώσεις και εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία Slide 52

Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07 Οι ποσότητες των συστατικών στο νόμο δράσης των μαζών μπορεί να είναι εκφρασμένες είτε σαν συγκέντρωση είτε σαν μερική πίεση αν είναι αέρια Slide 53

Ισορροπία ετερογενών χημικών αντιδράσεων Όταν σε μια χημική αντίδραση συμμετέχουν στερεά ή υγρά οι συγκεντρώσεις τους δεν μεταβάλλονται και για αυτό θεωρούνται ότι είναι ίσες με την μονάδα CaCO 3 (s) = CaO(s) + CO 2 (g) K = p CO2 Γιατί το CaCO 3 (s) και το CaO(s) είναι στερεά Slide 54

Ισορροπία ετερογενών χημικών αντιδράσεων CaCO 3 (s) = CaO(s) + CO 2 (g) K = p CO2 Slide 55

Ισορροπία αμφίδρομων χημικών αντιδράσεων Μπορούμε να διατυπώσουμε τις ακόλουθες γενικές παρατηρήσεις σε σχέση με τη σταθερά ισορροπίας μιας χημικής αντίδρασης Κ c > 10 3 τότε τα προϊόντα κυριαρχούν έναντι των αντιδρώντων 10-3 < Κ c < 10 3 τότε τα προϊόντα και αντιδρώντα υπάρχουν σε αξιόλογες ποσότητες Κ c < 10-3 τότε τα αντιδρώντα κυριαρχούν έναντι των αντιδρώντων Slide 56

Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07 H σταθερά Q c χημικής αντίδρασης η οποία είναι ανάλογη της σταθερά ισορροπίας αλλά υπολογίζεται αντικαθιστώντας τις αρχικές συγκεντρώσεις αντιδρώντων και προϊόντων στη σταθερά ισορροπίας μας χρησιμεύει να προβλέψουμε την κατεύθυνση μιας αντίδρασης Q c > Κ c τότε η αντίδραση προχωρά στο σχηματισμό αντιδρώντων Q c = Κ c τότε η αντίδραση είναι σε ισορροπία Q c < Κ c τότε η αντίδραση προχωρά στο σχηματισμό προϊόντων Slide 57

Ισορροπία χημικών αντιδράσεων 07 Slide 58

ΗαρχήτουLe Chatelier 07 `Εάν μια εξωτερική μεταβολή επιβληθεί σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε ισορροπία τότε το σύστημα θα κινηθεί στην κατεύθυνση που να εξισορροπήσει αυτή την μεταβολή Slide 59

Αρχή του Le Chatelier, επίδραση συγκέντρωσης Μεταβολή στη συγκέντρωση Η αύξηση της συγκέντρωσης ενός αντιδρώντος ή προϊόντος με την προσθήκη τουσεμιαχημικήαντίδρασησεισορροπία εξισορροπείται με την κατανάλωση τους Η μείωση της συγκέντρωσης ενός αντιδρώντος ή προϊόντος με την απομάκρυνση τους από μια χημική αντίδραση σε ισορροπία εξισορροπείται με την παραγωγή τους από τη χημική αντίδραση Slide 60

ΗαρχήτουLe Chatelier 07 Σύνθεση Αμμωνίας Η σύνθεση της αμμωνίας γίνεται με τη χημική αντίδραση N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) k = 0.291 700 K Τι θα συμβεί αν αυξήσω την συγκέντρωση του αζώτου; Slide 61

ΗαρχήτουLe Chatelier N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) k = 0.291 700 K Σταθερά Ισορροπίας k = 0,291 Αρχική Συγκεντωση, Ν 2 Ν 2in = 0,500 Αρχική Συγκεντωση, Η 2 H 2in = 3,000 Αρχική Συγκεντωση, ΝΗ 3 NH 3in = 1,980 Μεταβολή Συγκεντωσης, Ν 2 Ν 2Co = 1,500 Κατανάλωση, Ν 2 x = 0,187 guess Κατανάλωση,H 2 3 x = 0,562 Κατανάλωση, NH 3 2 x = 0,375 Τελική Συγκεντωση, Ν 2 Ν 2f = Ν 2in - x = 1,313 Τελική Συγκεντωση, Η 2 H 2f = H 2in - 3x = 2,438 Τελική Συγκεντωση, ΝΗ 3 NH 3f = NH 3in - 2x = 2,355 Σταθερά Ισορροπίας k = (NH 3f ) 2 / Ν 2f H 2f 3 = 0,291 Slide 62

ΗαρχήτουLe Chatelier 07 Μείωση C Η2 σε 1.3 Μ Αύξηση C NΗ3 σε 2.3 Μ Αύξηση C N2 σε 1.5 Μ Slide 63

ΗαρχήτουLe Chatelier Η αντίδραση αναγωγής του οξειδίου του σιδήρου στην υψικάμινο με CO (g) περιγράφεται από την αντίδραση Fe 2 O 3 (s) + 2 CO(g) = 2 Fe(l) + 3 CO 2 (g) Τι θα συμβεί στο μίγμα ισορροπίας αν α) προσθέσω Fe 2 O 3 (s) β) Απομακρύνω CO 2 (g) γ) Απομακρύνω CO(g) Slide 64

ΗαρχήτουLe Chatelier, επίδραση της πίεσης Μεταβολή στην πίεση Η μεταβολή της πίεσης επιδρά μόνο στις αντιδράσεις στις οποίες συμμετέχουν αέρια και αυτό γιατί η μεταβολή της πίεσης μεταβάλλει τον όγκο τους και συνεπώς τη συγκέντρωσή τους Αύξηση πίεσης ===> Μείωση όγκου ===> Αύξηση συγκέντρωσης P V = n R C = n/v = P/R Slide 65

ΗαρχήτουLe Chatelier, επίδραση της πίεσης Τι συνέπειες έχει η μείωση του όγκου στο μισό; Slide 66

ΗαρχήτουLe Chatelier, επίδραση της πίεσης k = p N 2 NH 3 3 H 2 2 V = V /2 P = 2P Q p p 2 1 2 1 2 2 2 4 p NH 1 ( p ) NH 3 3 = = = ( 2p )( 2 ) N ph 2 2 16 p p 4 3 3 N H 2 2 k Η αντίδραση θα κινηθεί στην κατεύθυνση αύξησης της φαινόμενης σταθεράς ισορροπίας, συνεπώς θα μειωθούν τα αντιδρώντα και θα αυξηθούν τα προϊόντα Τι συνέπειες έχει η μείωση του όγκου στο μισό; Slide 67

ΗαρχήτουLe Chatelier 07 Ποια είναι η αναμενόμενη μεταβολή της αντίδρασης αν ο όγκος μειωθεί στο 1/3 Ν 2 Ο 4 (g) = 2 NO 2 (g) k = 2 NO NO 2 2 4 V = V /3 P = 3P Q p p 2 1 2 1 ( p ) NO ( 3p ) NO 2 2 = = = 2 4 2 3 9 3 p p 2 NO NO 2 4 3k Η αντίδραση θα κινηθεί στην κατεύθυνση μείωσης της φαινόμενης σταθεράς ισορροπίας, συνεπώς θα αυξηθούν τα αντιδρώντα και θα μειωθούν τα προϊόντα Slide 68

ΗαρχήτουLe Chatelier, επίδραση της πίεσης Ποια είναι η αναμενόμενη μεταβολή των αντιδράσεων αν ο όγκοςτουαντιδρώντοςσυστήματοςμειωθείστο1/3 Slide 69

ΗαρχήτουLe Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίας Μεταβολή στην θερμοκρασία Η μεταβολή της θερμοκρασίας μπορεί να μεταβάλλει τη σταθερά ισοροπίας μιας χημικής αντίδρασης Οι ενδόθερμες αντιδράσεις ευνοούνται με την αύξηση της θερμοκρασίας ενώ οι εξώθερμες αντιδράσεις ευνοούνται με την μείωση της θερμοκρασίας Slide 70

ΗαρχήτουLe Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίας Παράδειγμα η αντίδραση N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) ΔH = - 92.2 kj / mol N 2 Μείωση του k με την αύξηση της θερμοκρασίας Ηαντίδραση είναι εξώθερμη Slide 71

ΗαρχήτουLe Chatelier, επίδραση της θερμοκρασίας ΗαντίδρασηΑ(g) + Β(g) = ΑΒ(g) Είναι ενδόθερμη ή εξώθερμη Slide 72

Σύνοψη του Μαθήματος Τι είναι εντροπία και πως υπολογίζεται Τι είναι ελεύθερη ενέργεια και πως υπολογίζεται Ποια είναι η επίδραση της μεταβολής της συγκέντρωσης ενός συστατικού, της πίεσης του συστήματος, του όγκου και της θερμοκρασίας στην πορεία μιας χημικής αντίδρασης Slide 73