ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (K sp ) Έστω ότι σε ένα διαλύτη διαλύεται µια στερεά ουσία Α Χ Β Ψ ενώ µέρος της παραµένει αδιάλυτο. Τότε προκύπτει ένα κορεσµένο διάλυµα και επικρατεί η ισορροπία: Α Χ Β Ψ (s) χα ψ+ (aq) + ψβ χ- (aq) Γινόμενο διαλυτότητας Γινόμενο ιόντων (Γ.Ι.)
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (K sp ) ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ Κ sp = [Bi 3+ (aq)] 2. [S 2- (aq)] 3 ΣΥΝΘΗΚΗ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΙΖΗΜΑΤΟΣ Εάν σε ένα διάλυµα ισχύει: 1.Γ.Ι. < Κ sp ίζηµα) 2.Γ.Ι. = Κ sp ίζηµα) το διάλυµα είναι ακόρεστο (δεν σχηµατίζεται το διάλυµα είναι κορεσµένο (δεν σχηµατίζεται 3.Γ.Ι. > Κ sp σχηµατίζεται ίζηµα
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (K sp ) ΑΣΚΗΣΗ Κατά την ανάµιξη 20 ml διαλύµατος AgNO 3 10-3 M και 30 ml διαλύµατος NaCl 10-4 M θα σχηµατισθεί ίζηµα AgCl; K sp AgCl=1,8.10-8. ΛΥΣΗ Όταν αναµιχθούν τα δύο διαλύµατα προκύπτει όγκος 50 ml. Εποµένως και τα δύο διαλύµατα αραιώνονται. Άρα πρέπει να υπολογίσουµε τις νέες συγκεντρώσεις.
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (K sp ) ΑΣΚΗΣΗ Τόσο ο AgNO 3 όσο και το NaCl διίστανται. Γ.Ι. = [Αg + (aq)]x[cl - (aq)]= 4.10-4 x6.10-5 = 2,4.10-8 > K sp = 1,8.10-8 Εποµένως καταβυθίζεται ίζηµα AgCl
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ Κολλοειδές λέγεται το διάλυµα στο οποίο η διαλυµένη (διασπαρµένη) ουσία βρίσκεται υπό µορφή συγκροτηµάτων µορίων ή ιόντων διαµέτρου 10-7 έως 10-4 cm στο διαλύτη (µέσο διασποράς). Τα συγκροτήµατα της διασπαρµένης ουσίας είναι οµώνυµα φορτισµένα και κινούνται άτακτα (κίνηση Brown). Κολλοειδές Fe 2 O 3 Εδώδιµα κολλοειδή
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ Φαινόµενο Faraday - Tyndall Όταν από ένα κολλοειδές διάλυµα διέλθει φωτεινή δέσµη, τότε λόγω σκεδασµού της φωτεινής δέσµης στα σωµατίδια, το διάλυµα παρατηρούµενο κάθετα προς την κατεύθυνση της δέσµης εµφανίζεται θολό. Πηγή φωτός Πραγματικό διάλυμα Κολλοειδές διάλυμα
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ Φαινόµενο Faraday - Tyndall Όταν από ένα κολλοειδές διάλυµα διέλθει φωτεινή δέσµη, τότε λόγω σκεδασµού της φωτεινής δέσµης στα σωµατίδια, το διάλυµα παρατηρούµενο κάθετα προς την κατεύθυνση της δέσµης εµφανίζεται θολό. θόλωμα Πηγή φωτός Πραγματικό διάλυμα Κολλοειδές διάλυμα
ΔΙΕΣΠΑΡΜΕΝΗ ΦΑΣΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΚΟΛΛΟΕΙΔΩΝ ΜΕΣΟ ΔΙΑΣΠΟΡΑΣ ΤΥΠΟΣ ΚΟΛΛΟΕΙΔΟΥΣ ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ στερεό υγρό sol (λύµα) sol πηλού στερεό στερεό στερεό sol πολύτιµοι λίθοι στερεό αέριο στερεό aerosol καπνός υγρό υγρό γαλάκτωµα γάλα (gel) υγρό στερεό στερεό µαργαριτάρι γαλάκτωµα υγρό αέριο Υγρό aerosol οµίχλη αέριο υγρό αφρός αφρός σαπουνιού αέριο στερεό στερεός αφρός λάβα
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΚΟΛΛΟΕΙΔΩΝ Λυόφιλα (υδρόφιλα, εάν το µέσο διασποράς είναι νερό) είναι τα κολλοειδή που µπορούν να προσροφήσουν µόρια από το µέσο διασποράς. Στα διαλύµατα αυτά οι δυνάµεις µεταξύ των µορίων του µέσου διασποράς και των σωµατιδίων της διασπαρµένης φάσης είναι ισχυρές. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ: Διασπορά πρωτεϊνών σε νερό. Λυόφοβα (υδρόφοβα, εάν το µέσο διασποράς είναι νερό) είναι τα κολλοειδή που δεν µπορούν να προσροφήσουν µόρια από το µέσο διασποράς. Στα διαλύµατα αυτά οι δυνάµεις µεταξύ των µορίων του µέσου διασποράς και των σωµατιδίων της διασπαρµένης φάσης είναι ασθενείς. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ: Διασπορά Fe(OH) 3 σε νερό.
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΚΟΛΛΟΕΙΔΩΝ Κολλοειδή σύζευξης λέγονται τα κολλοειδή τα οποία αποτελούνται από µικύλλια. Μικύλλια λέγονται τα σωµατίδια του κολλοειδούς που φέρουν ταυτόχρονα µια υδρόφιλη και µια υδρόφοβη οµάδα. Το υδρόφοβο τµήµα προσανατολίζεται προς το εσωτερικό του µικυλλίου ενώ το υδρόφιλο προς το νερό. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ: Διασπορά σαπουνιού ή απορρυπαντικού σε νερό, η οδοντόκρεµα κ.α.
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ ΚΑΤΑΣΤΡΟΦΗ ΚΟΛΛΟΕΙΔΩΝ Η καταστροφή των κολλοειδών (καθίζηση) ονοµάζεται ως θρόµβωση ή κροκίδωση. Η κροκίδωση επιτυγχάνεται µε: 1.Αύξηση της θερµοκρασίας 2.Φυγοκέντριση 3.Με προσθήκη ισχυρού ηλεκτρολύτη 4.Διαβίβαση ηλεκτρικού ρεύµατος (συνήθως εφαρµόζεται στα λυόφοβα)
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΘΡΟΙΣΤΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ Στα αραιά διαλύµατα των µη πτητικών ουσιών εµφανίζεται µια σειρά από χαρακτηριστικές ιδιότητες που είναι γνωστές ως ωσµωτικές ιδιότητες. Αυτές είναι: Ταπείνωση του σηµείου πήξης Ανύψωση του σηµείου βρασµού Ώσµωση Οι ωσµωτικές ιδιότητες εξαρτώνται µόνο από τον αριθµό των σωµατιδίων (µορίων ή ιόντων) που υπάρχουν στο διάλυµα και όχι από τη φύση τους. Γιαυτό χαρακτηρίζονται και ως αθροιστικές ιδιότητες.
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΘΡΟΙΣΤΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΑΠΕΙΝΩΣΗ ΤΟΥ ΣΗΜΕΙΟΥ ΠΗΞΗΣ ΑΝΥΨΩΣΗ ΤΟΥ ΣΗΜΕΙΟΥ ΒΡΑΣΜΟΥ Όταν σε ένα διαλύτη προστεθούν µια ή περισσότερες ουσίες που διαλύονται σε αυτό, τότε το µεν σηµείο πήξης µειώνεται ενώ το σηµείο βρασµού (ζέσης) αυξάνεται. Δθ f = K f x molality Δθ b = K b x molality Οι τύποι ισχύουν για µοριακά διαλύµατα. Δθ f = ταπείνωση του σηµείου πήξης Δθ b = ανύψωση του σηµείου βρασµού K f = κρυοσκοπική σταθερά (εξαρτάται από τον διαλύτη) K b = ζεσεοσκοπκή σταθερά (εξαρτάται από τον διαλύτη) Molality = η µοριακότητα κατά βάρος
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΘΡΟΙΣΤΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΑΣΚΗΣΗ Υδατικό διάλυµα ασκορβικού οξέος περιεκτικότητας 18 % w/w πήζει στους -2,33 0 C. Ποιο το Μ r (MB) του ασκορβικού οξέος; Για το νερό: Κ f =1,86 0 C/m. Δθ f = 0 0 C (-2,33) 0 C = 2,33 0 C ΛΥΣΗ 18 % w/w : Στα 100 g διαλύματος περιέχονται 18 g ασκορβικού οξέος Στα (100-18)=82 g νερού περιέχονται 18 g ή 18/Μ mol ασκορβικού οξέος >> 1000 g >> >> 1,253 mol >> >> Άρα Μ=175,2 g/mol M r =175,2
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΩΣΜΩΣΗ Ηµιπερατή λέγεται η µεµβράνη η οποία επιτρέπει τη διέλευση, από µέσα τους, µορίων διαλύτη όχι όµως και διαλυµένων ουσιών (ιδιαίτερα µεγάλου µοριακού βάρους). Ηµιπερατή µεµβράνη 4%άμυλο 10% άμυλο H 2 O 7% άμυλο H 2 O 7% άμυλο Μόρια νερού διέρχονται και προς τις δύο κατευθύνσεις αλλά τα περισσότερα µεταφέρονται από το διάλυµα χαµηλής συγκέντρωσης προς το διάλυµα υψηλής συγκέντρωσης έως ότου οι συγκεντρώσεις εξισωθούν (ώσµωση). Όταν εξισωθούν οι συγκεντρώσεις επικρατεί δυναµική ισορροπία στη µεταφορά µορίων νερού.
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΩΣΜΩΣΗ 6% άμυλο H 2 O 8% άμυλο Είναι όµως πιθανόν η υδροστατική πίεση που θα παρουσιαστεί λόγω εξύψωσης της στάθµης στο δοχείο υψηλής συγκέντρωσης, να σταµατήσει το φαινόµενο της ώσµωσης. Η ελάχιστη πίεση που απαιτείται να εφαρµοστεί σε ένα διάλυµα ώστε να σταµατήσει η ώσµωση λέγεται ωσµωτική πίεση (Π).
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΩΣΜΩΤΙΚΗ ΠΙΕΣΗ Π=ΜRT Π= ωσµωτική πίεση Μ= molarity του διαλύµατος R= παγκόσµια σταθερά των αερίων Τ= απόλυτη θερµοκρασία
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΩΣΜΩΤΙΚΗ ΠΙΕΣΗ ΥΠΕΡΤΟΝΙΚΑ ΥΠΟΤΟΝΙΚΑ-ΙΣΟΤΟΝΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Η ωσµωτική πίεση είναι σηµαντική σε πλήθος βιολογικών διεργασιών ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ Τα τοιχώµατα ενός ερυθρού αιµοσφαιρίου µπορούν, προσεγγιστικά, να θεωρηθούν ως ηµιπερατή µεµβράνη η οποία επιτρέπει τη διέλευση µορίων νερού. Η ωσµωτική πίεση του αιµοσφαιρίου είναι περίπου 8 atm. Εποµένως το διάλυµα που περιβάλλει τα αιµοσφαίρια πρέπει να έχουν ίδια πίεση (ισοτονικό). Εάν η πίεσή του είναι µεγαλύτερη (υπερτονικό) τότε µόρια νερού θα µετακινηθούν από το εσωτερικό του αιµοσφαιρίου προς τα έξω (συρρίκνωση του αιµοσφαρίου). Αντίθετα αν πίεσή του είναι µικρότερη (υποτονικό) τότε µόρια νερού θα µετακινηθούν από το διάλυµα προς το εσωτερικό του αιµοσφαιρίου (διόγκωση µε πιθανή διάρηξη του αιµοσφαρίου). Για αυτούς τους λόγους ο χορηγούµενος ορός είναι ισοτονικός (0,9 % w/w).
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΝΤΙΣΤΡΟΦΗ ΩΣΜΩΣΗ Εάν στο πυκνότερο διάλυµα εφαρµοστεί πίεση µεγαλύτερη της ωσµωτικής, τότε µόρια διαλύτη ρέουν προς το αραιότερο διάλυµα. Εφαρµόζεται συχνά στην αφαλάτωση του νερού. Όµως η αντίστροφη ώσµωση είναι µια πολύ ενεργοβόρα διαδικασία. Πρόσφατα έγινε δυνατόν να εφαρµοστεί σε µεγάλη κλίµακα για την αφαλάτωση του νερού µε τη χρήση ανανεώσιµων πηγών ενέργειας.
ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1. Σε σφαιρική φιάλη περιέχεται υδατικό διάλυµα HCl 0,1 M και πυκνότητας 1,08 g/ml. Ζητούνται: 1) Η συγκέντρωση % w/v, 2) Η συγκέντρωση % w/w, 3) η κανονικότητα, 4) η molality 5) το γραµµοµοριακό κλάσµα του HCl. (M r HCl=36,5, M r Η 2 Ο =18 ). 2. Θα έχετε παρατηρήσει ότι, εάν αφήσετε σαλάτα µαρουλιού µε ξύδι και αλάτι για αρκετό διάστηµα µαραίνεται. Εξηγείστε το φαινόµενο. 3. Ένα υδατικό διάλυµα περιέχει 19,617 g µιας µη πτητικής ουσίας µε τύπο C v H 2v O v σε 90 g νερό. Το διάλυµα βράζει στους 101,24 0 C. Ποιος ο µοριακός τύπος της ένωσης; Δίνεται για το νερό K b =0,512 0 C/m. Επίσης δίνονται τα A r (ΑΒ): C=12, H=1, O=16.
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΑΝΤΙΚΕΙΜΕΝΟ ΤΗΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΚΙΝΗΤΙΚΗΣ Η χηµική κινητική είναι ο τοµέας της χηµείας που µελετά την ταχύτητα των χηµικών αντιδράσεων καθώς και τη σχέση ταχύτητας µηχανισµού αντίδρασης. Ως µηχανισµό µιας αντίδρασης ονοµάζουµε το σύνολο των ενδιαµέσων σταδίων (στοιχειώδεις αντιδράσεις) που ακολουθεί µια αντίδραση για να µετατραπούν τα αντιδρώντα σε προϊόντα.
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ ΣΥΓΚΡΟΥΣΕΩΝ Έστω η χηµική αντίδραση: Σύµφωνα µε τη θεωρία των συγκρούσεων, για να πραγµατοποιηθεί η αντίδραση θα πρέπει τα αντιδρώντα να συγκρουστούν µεταξύ τους.
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ ΣΥΓΚΡΟΥΣΕΩΝ Από το σύνολο των συγκρούσεων µεταξύ των αντιδρώντων µόνο ένα µικρό ποσοστό οδηγεί σε χηµική αντίδραση. σύγκρουση ΝΟ Ο 3 Αποτελεσµατική ΝΟ 2 σύγκρουση Ο 2
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ ΣΥΓΚΡΟΥΣΕΩΝ Ένα µικρό ποσοστό των συγκρούσεων οδηγεί σε χηµική αντίδραση. Το υπόλοιπο δεν παράγει κανένα προϊόν. σύγκρουση ΝΟ Ο 3 σύγκρουση Μη αποτελεσµατικές συγκρούσεις
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ ΣΥΓΚΡΟΥΣΕΩΝ Για να είναι µια σύγκρουση αποτελεσµατική πρέπει τα αντιδρώντα να έχουν ενέργεια µεγαλύτερη µιας ελάχιστης τιµής (Ενέργεια ενεργοποίησης activation energy-ε α ) καθώς και έναν κατάλληλο προσανατολισµό (στεροχηµικός παράγοντας). Έστω η χηµική αντίδραση: Ενέργεια Εξώθερµη Ενδόθερµη
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΗΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ ΕΝΕΡΓΟΠΟΙΗΜΕΝΟ ΣΥΜΠΛΟΚΟ Έστω η χηµική αντίδραση: Όταν τα µόρια Α και Β συγκρούονται, µε τον κατάλληλο προσανατολισµό, αρχίζει και δηµιουργείται δεσµός µεταξύ τους Ταυτόχρονα µέρος της κινητικής ενέργειας των µορίων έχει µετατραπεί σε δονητική (δυναµική) ενέργεια, δηλαδή έχει σχηµατιστεί το ενδιάµεσο [Α---Β] # που δεν ανιχνεύεται ή αποµονώνεται αλλά µόνο δηµιουργείται για µια χρονική στιγµή και ονοµάζεται ως ενεργοποιηµένο σύµπλοκο Η διαφορά δυναµικής ενέργειας του ενεργοποιηµένου συµπλόκου από τα αντιδρώντα αντιστοιχεί στην ενέργεια ενεργοποίησης. Δυναμική ενέργεια [A B] #
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ ΜΕΤΑΒΑΤΙΚΗΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΗΣ ΕΝΕΡΓΟΠΟΙΗΜΕΝΟ ΣΥΜΠΛΟΚΟ Το ενεργοποιηµένο σύµπλοκο µπορεί να διασπαστεί σε Α και Β (αντιδρώντα), οπότε η δυναµική ενέργειά του µετατρέπεται σε κινητική των Α και Β. Μπορεί όµως να διασπαστεί σε C και D (προϊόντα) οπότε η δυναµική ενέργειά του µετατρέπεται σε κινητική ενέργεια των C και D. Δηλαδή η ενέργεια ενεργοποίησης αποτελεί το ενεργειακό φράγµα µεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων που πρέπει να υπερπηδηθεί για να µετατραπούν τα αντιδρώντα σε προϊόντα.
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Έστω η χηµική αντίδραση: aa + bb cc + dd Το πρόσηµο (-) στα αντιδρώντα δείχνει ότι η συγκέντρωση των αντιδρώντων µειώνεται. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΥΠΟΛΟΓΙΣΜΟΣ ΤΑΧΥΤΗΤΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Br 2 (aq) + HCOOH (aq) 2Br - (aq) + 2H + (aq) + CO 2 (g) Η ταχύτητα της αντίδρασης για τα πρώτα 100 s (µέση ταχύτητα) υπολογίζεται ως:
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΥΠΟΛΟΓΙΣΜΟΣ ΤΑΧΥΤΗΤΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Η ταχύτητα στο 100στό s (στιγµιαία ταχύτητα) βρίσκεται ως ακολούθως: 1. Κάνουµε τη γραφική παράσταση [Br 2 ]=f(t). 2. Φέρνουµε την εφαπτόµενη στην καµπύλη στο 100στό s. [Br2](M) 0,014 0,012 0,01 0,008 0,006 0,004 0,002 0 ω 0 100 200 300 400 500 Χρόνος (s) 3. Βρίσκουµε την κλίση της εφαπτοµένης, δηλαδή την εφαπτοµένη της γωνίας ω. υ 100 = 2,5.10-5 M/s
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΝΟΜΟΣ ΤΑΧΥΤΗΤΑΣ Η στιγµιαία ταχύτητα δίνεται από τη σχέση: 1 da [ ] 1 db [ ] 1 dc [ ] 1 dz [ ] u st =- =- = = = a dt b dt c dt z dt m ka [ ] [ B] Το k είναι η σταθερά ταχύτητας και εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και από τη θερµοκρασία. Ο τύπος u = k [ A] m [ B] Από τον νόµο της ταχύτητας προκύπτει ότι: n αποτελεί τον νόµο της ταχύτητας και υπολογίζεται πειραµατικά k = [A] u m [ B ] n n
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Οι παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα µιας χηµικής αντίδρασης είναι: 1. Η συγκέντρωση των αντιδρώντων 2. Η θερµοκρασία στην οποία λαµβάνει χώρα η αντίδραση 3. Εµβαδόν της επιφάνειας στερεού αντιδρώντος 4. Καταλύτες
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ΤΩΝ ΑΝΤΙΔΡΩΝΤΩΝ Όταν αυξάνει η συγκέντρωση των αντιδρώντων, αυξάνει ο αριθµός των συγκρούσεων στη µονάδα του χρόνου. Εποµένως αυξάνει και ο αριθµός των αποτελεσµατικών συγκρούσεων στη µονάδα του χρόνου και άρα η ταχύτητα της αντίδρασης. Όταν µεταξύ των αντιδρώντων υπάρχουν αέρια, τότε αυξανοµένης της πίεσης, αυξάνει η συγκέντρωσή τους και εποµένως και η ταχύτητα της αντίδρασης.
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΘΕΡΜΟΚΡΑΣΙΑ Ποσοστό μορίων T 1 Ε α T 2 T 2 > T 1 Κινητική ενέργεια Αυξανοµένης της θερµοκρασίας, το µεγαλύτερο ποσοστό των µορίων έχει κινητική ενέργεια µεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης (Ε α ) Εποµένως αυξάνει η ταχύτητα της αντίδρασης. Γενικά, η αύξηση της θερµοκρασίας κατά 10 0 C διπλασιάζει την ταχύτητα της αντίδρασης.
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΕΜΒΑΔΟΝ ΕΠΙΦΑΝΕΙΑΣ ΤΟΥ ΣΤΕΡΕΟΥ ΑΝΤΙΔΡΩΝΤΟΣ Όταν µια αντίδραση λαµβάνει χώρα µεταξύ στερεού µε υγρό ή αέριο, τότε το εµβαδόν του στερεού επηρεάζει την ταχύτητα της αντίδρασης. Αντιδρούν µόνο τα επιφανειακά σωµατίδια Είναι εποµένως λογικό ότι εάν το στερεό τεµαχιστεί θα αναδυθεί στην επιφάνεια και ένας σηµαντικός αριθµός από εσωτερικά σωµατίδια. Άρα όταν αυξάνει το εµβαδόν της επιφάνειας του στερεού αντιδρώντος, αυξάνει και η ταχύτητα της αντίδρασης
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΚΑΤΑΛΥΤΕΣ Καταλύτης είναι ένα µόριο που συµµετέχει σε µια αντίδραση αυξάνοντας την ταχύτητά της, χωρίς τελικά να καταναλώνεται. [ΑΒ] # [ΑΒΚ] # Δυναμική ενέργεια Ο καταλύτης σχηµατίζει µε τα αντιδρώντα ένα άλλο ενεργοποιηµένο σύµπλοκο [ΑΒΚ] # το οποίο έχει µικρότερη ενέργεια ενεργοποίησης.
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΚΑΤΑΛΥΤΕΣ Οµογενής κατάλυση: Ο καταλύτης (Ι - ) και τα αντιδρώντα (Η 2 Ο 2 ) βρίσκονται στην ίδια φάση. Τα Mn 2+ είναι καταλύτης της αντίδρασης (αυτοκατάλυση).
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΚΑΤΑΛΥΤΕΣ Fe/Al 2 O 3 /K 2 O N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετική φάση (ετερογενής κατάλυση). Επιφάνεια καταλύτη Η 2 Ν 2 Αρχικά τα µόρια Ν 2 και Η 2 προσδένονται στην επιφάνεια του καταλύτη Η πρόσδεση εξασθενεί τους ενδοµοριακούς οµοιοπολικούς δεσµούς και προκαλεί διάσπαση. Τα πολύ ενεργά άτοµα Ν και Η αντιδρούν και σχηµατίζουν ΝΗ 3
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΕΝΖΥΜΑ Ένζυµα είναι πρωτεϊνικής φύσης οργανικές ενώσεις που δρουν ως καταλύτες και παρουσιάζουν εξειδίκευση. Δηλαδή ένα ένζυµο καταλύει µόνο µια συγκεκριµένη κατηγορία αντιδράσεων. Τα περισσότερα ένζυµα δεν δρουν σε θερµοκρασία µεγαλύτερη των 45 0 C διότι ως πρωτεΐνες µετουσιώνονται (αλλάζουν στερεοδοµή). υπόστρωμα προϊόντα ένζυμο σύμπλοκο ενζύμου υποστρώματος
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ ΜΗΧΑΝΙΣΜΟΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ Ο νόµος της ταχύτητας προσδιορίζεται πειραµατικά και όχι από η στοιχειοµετρία της αντίδρασης. Ο λόγος είναι ότι τις περισσότερες φορές µια χηµική αντίδραση πραγµατοποιείται κατά στάδια. Τότε η ταχύτητα προσδιορίζεται από το αργό στάδιο και ο νόµος της ταχύτητας της συνολικής αντίδρασης συµπίπτει µε αυτόν του αργού σταδίου (ΚΑΘΟΡΙΖΟΥΣΑ ΤΗΝ ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΣΤΑΔΙΟ). Ο νόµος της ταχύτητας κάθε στοιχειώδους αντίδρασης προκύπτει από τη στοιχειοµετρία της.
ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΗ ΑΣΚΗΣΗ Η αντίδραση Πραγµατοποιείται σε ένα µόνο στάδιο. Πως θα µεταβληθεί η ταχύτητα της αντίδρασης όταν συµβεί κάποια από τις παρακάτω µεταβολές: α) Η συγκέντρωση του Ο 2 διπλασιαστεί β) Ο όγκος του δοχείου, στο οποίο πραγµατοποιείται η αντίδραση, διπλασιαστεί. γ) Η ασκούµενη πίεση διπλασιαστεί σε σταθερή θερµοκρασία. (Τα µετέχοντα αέρια θεωρούνται ιδανικά).
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΤΑΤΙΚΗ ΔΥΝΑΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 1. Μια ισορροπία λέγεται στατική όταν παραµένει ποιοτικά και ποσοτικά αµετάβλητη. 2. Η ισορροπία λέγεται δυναµική όταν µεταβάλλεται ποιοτικά αλλά όχι ποσοτικά.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Έστω η χηµική αντίδραση Η αντίδραση επειδή έχει ΔG 0 298 < 0 φαίνεται ότι οδεύει ποσοτικά προς τα δεξιά. Χρησιµοποιώντας 2 mol Ν 2 και 6 mol Η 2 θα έπρεπε τελικά να προκύψουν 4 mol ΝΗ 3. Πειραµατικά βρέθηκαν τελικά 0,5 mol Ν 2, 1,5 mol Η 2 και 3 mol ΝΗ 3. ΕΡΜΗΝΕΙΑ ΠΕΙΡΑΜΑΤΙΚΩΝ ΔΕΔΟΜΕΝΩΝ Στην ίδια θερµοκρασία λαµβάνει χώρα και η αντίδραση
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Αρχικά η αντίδραση σύνθεσης της ΝΗ 3 βαίνει µε µια ταχύτητα υ 1. Όταν σχηµατίζεται µια ποσότητα ΝΗ 3, µέρος της ποσότητας αυτής διασπάται σύµφωνα µε την αντίθετη αντίδραση µε µια ταχύτητα υ 2. Η παραπάνω διαδικασία έχει ως αποτέλεσµα, µε την πάροδο του χρόνου, οι συγκεντρώσεις των Ν 2 και Η 2 να µειώνονται ενώ η συγκέντρωση της ΝΗ 3 να αυξάνει. Εποµένως η ταχύτητα υ 1 µειώνεται ενώ η υ 2 αυξάνει. Άρα κάποια στιγµή οι ταχύτητες θα εξισωθούν. Η κατάσταση που περιέρχεται το σύστηµα όταν οι ταχύτητες είναι ίσες είναι κατάσταση δυναµικής ισορροπίας (χηµική ισορροπία).
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ υ 1 ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ υ 2 Οι αντιδράσεις που λαµβάνουν χώρα και κατά τις δύο κατευθύνσεις λέγονται αµφίδροµες και καταλήγουν σε κατάσταση χηµικής ισορροπίας.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Αρχή Le Chatelier Όταν µεταβληθεί ένας από τους παράγοντες ισορροπίας (συγκέντρωση, θερµοκρασία, πίεση), η θέση της ισορροπίας µετατοπίζεται προς εκείνη την κατεύθυνση στην οποία εξουδετερώνεται η επιφερόµενη µεταβολή.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Αρχή Le Chatelier 1. Δίνεται η ισορροπία ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ Ποια κατεύθυνση θα ακολουθήσει η ισορροπία εάν: α) αυξήσουµε τη συγκέντρωση του Br 2, β) µειώσουµε τη συγκέντρωση του Cl 2, γ) αυξήσουµε τη συγκέντρωση του BrCl. ΑΠΑΝΤΗΣΗ α) Όταν αυξηθεί η συγκέντρωση του Br 2 για να εξουδετερωθεί η µεταβολή πρέπει η ισορροπία να µετατοπιστεί δεξιά. β) Όταν µειωθεί η συγκέντρωση του Cl 2 για να εξουδετερωθεί η µεταβολή πρέπει η ισορροπία να µετατοπιστεί αριστερά. γ) Όταν αυξηθεί η συγκέντρωση του BrCl για να εξουδετερωθεί η µεταβολή πρέπει η ισορροπία να µετατοπιστεί αριστερά.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Αρχή Le Chatelier ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ 2. Δίνονται οι ισορροπίες Ποια κατεύθυνση θα ακολουθήσει κάθε ισορροπία εάν αυξήσουµε τη θερµοκρασία; ΑΠΑΝΤΗΣΗ Όταν αυξηθεί η θερµοκρασία για να εξουδετερωθεί η µεταβολή πρέπει η ισορροπία να µετατοπιστεί προς εκείνη την κατεύθυνση προς την οποία απορροφάται θερµότητα. Εποµένως η 1 θα µετατοπιστεί αριστερά ενώ η 2 προς τα δεξιά.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Αρχή Le Chatelier 3. Δίνονται οι ισορροπίες ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ Ποια κατεύθυνση θα ακολουθήσει κάθε ισορροπία όταν αυξήσουµε την πίεση; ΑΠΑΝΤΗΣΗ Η πίεση επηρεάζει τη θέση µιας ισορροπίας εφόσον στην ισορροπία συµµετέχουν αέρια. Όταν αυξηθεί η πίεση για να εξουδετερωθεί η µεταβολή πρέπει η ισορροπία να µετατοπιστεί προς εκείνη την κατεύθυνση προς την οποία µειώνεται ο αριθµός των mol των αερίων, ώστε να µειωθεί η πίεση. Εποµένως η 1 θα µετατοπιστεί δεξιά ενώ η 2 δεν επηρεάζεται από τη µεταβολή της πίεσης γιατί δεν έχουµε µεταβολή των mol των αερίων.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Αρχή Le Chatelier 4. Δίνεται η ισορροπία ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ Ποια κατεύθυνση θα ακολουθήσει η ισορροπία όταν αυξήσουµε τον όγκο του δοχείου στο οποίο λαµβάνει χώρα η ισορροπία; ΑΠΑΝΤΗΣΗ Όταν αυξηθεί ο όγκος µειώνεται η πίεση. Για να εξουδετερωθεί η µεταβολή πρέπει η ισορροπία να µετατοπιστεί προς εκείνη την κατεύθυνση προς την οποία αυξάνεται ο αριθµός των mol των αερίων, ώστε να αυξηθεί η πίεση. Εποµένως η ισορροπία θα µετατοπιστεί δεξιά.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Σταθερές ισορροπίας Σταθερά ισορροπίας Κ C Έστω η ισορροπία Όταν δεν έχει αποκατασταθεί ακόµη η ισορροπία ισχύει η σχέση: ΔG=ΔG 0 + RTlnQ ΔG= η ελεύθερη ενέργεια στη θερµοκρασία της ισορροπίας ΔG 0 = η ελεύθερη ενέργεια σε πρότυπες συνθήκες R= η παγκόσµια σταθερά των αερίων Q= πηλίκο της αντίδρασης g d [ G] [ D] Q = [ A ] a [ B ] b [Α], [Β], [Γ], [Δ] = οι συγκεντρώσεις Τ= η απόλυτη θερµοκρασία της ισορροπίας
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Σταθερές ισορροπίας Σταθερά ισορροπίας Κ C Στην ισορροπία θα ισχύει ότι ΔG=0. Εποµένως η σχέση ΔG=ΔG 0 + RTlnQ γίνεται ΔG 0 =-RTlnΚ C (1) Το Q αντικαταστάθηκε από το K C (σταθερά ισορροπίας) διότι τώρα χρησιµοποιούνται οι συγκεντρώσεις των Α, Β, Γ και Δ στην ισορροπία. Από τη σχέση (1) προκύπτει ότι K C = e - 0 DG RT Εποµένως η K C εξαρτάται µόνον από τη θερµοκρασία επειδή όλα τα υπόλοιπα µεγέθη είναι σταθερά.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Σταθερές ισορροπίας Σταθερά ισορροπίας Κ C ΔΗ>0 Όταν µια ισορροπία είναι ενδόθερµη η ισορροπία, σύµφωνα µε την αρχή Le Chatelier, µετατοπίζεται δεξιά και εποµένως η K C αυξάνει. ΔΗ<0 Όταν µια ισορροπία είναι εξώθερµη η ισορροπία, σύµφωνα µε την αρχή Le Chatelier, µετατοπίζεται αριστερά και εποµένως η K C µειώνεται.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Σταθερές ισορροπίας Σταθερά ισορροπίας Κ C K C g [ G] [ D] = a [ A ] [ B ] d b 1. Όταν K C >1 η ισορροπία είναι µετατοπισµένη δεξιά 2. Όταν K C <1 η ισορροπία είναι µετατοπισµένη αριστερά
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Σταθερές ισορροπίας Σταθερά ισορροπίας Κ C Από τη σχέση ΔG 0 = - RTlnΚ C προκύπτει ότι: 1. Όταν η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα δεξιά ισχύει ότι Κ C >1 και εποµένως ΔG 0 <0 (αυθόρµητη διαδικασία). 2. Όταν η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα αριστερά ισχύει ότι Κ C <1 και εποµένως ΔG 0 >0 (µη αυθόρµητη διαδικασία).
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΑΣΚΗΣΕΙΣ Να βρεθεί η Κ C της ισορροπίας σε πρότυπες συνθήκες. Δίνονται: ΔG 0 f, N2O4(g)=97,8 KJ.mol -1, ΔG 0 f, NO2(g)=51,3 KJ.mol -1 R=0,082 atm.l.mol -1.K -1 ΛΥΣΗ Η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια της αντίδρασης είναι: ΔG 0 =2 ΔG 0 f, NO2(g)- ΔG 0 f, N2O4(g)= 2mol.51,3KJ.mol -1 1mol.97,8KJ.mol -1 = 4,8 KJ Αντικαθιστώντας στον τύπο έχουµε:
ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1. Δίνεται η ισορροπία Πως θα επηρεασθεί η θέση της ισορροπίας αν: α) αυξηθεί η θερµοκρασία, β) µειωθεί η πίεση, γ) µειωθεί ο όγκος, δ) προστεθεί Ο 2, ε) προστεθούν υδρατµοί. 2. Να βρεθεί η Κ C της ισορροπίας σε πρότυπες συνθήκες. Δίνονται: ΔG 0 f, HCl(g)=-95,3 KJ.mol -1, R=0,082 atm.l.mol -1.K -1