Transcript ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ
ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (Ksp)
Έστω ότι σε ένα διαλύτη διαλύεται µια στερεά ουσία ΑΧΒΨ
ενώ µέρος της παραµένει αδιάλυτο.
Τότε προκύπτει ένα κορεσµένο διάλυµα και επικρατεί η
ισορροπία:
ΑΧΒΨ (s)
χΑψ+(aq) + ψΒχ-(aq)
Γινόμενο ιόντων (Γ.Ι.)
Γινόμενο
διαλυτότητας
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ
ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (Ksp)
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ
Κsp = [Bi3+(aq)]2. [S2-(aq)]3
ΣΥΝΘΗΚΗ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ ΙΖΗΜΑΤΟΣ
Εάν σε ένα διάλυµα ισχύει:
1.Γ.Ι. < Κsp το διάλυµα είναι ακόρεστο (δεν σχηµατίζεται
ίζηµα)
2.Γ.Ι. = Κsp το διάλυµα είναι κορεσµένο (δεν σχηµατίζεται
ίζηµα)
3.Γ.Ι. > Κsp σχηµατίζεται ίζηµα
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ
ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (Ksp)
ΑΣΚΗΣΗ
Κατά την ανάµιξη 20 mL διαλύµατος AgNO3 10-3 M και 30
mL διαλύµατος NaCl 10-4 M θα σχηµατισθεί ίζηµα AgCl;
Ksp 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 (Ksp)
ΑΣΚΗΣΗ
Τόσο ο AgNO3 όσο και το NaCl διίστανται.
Γ.Ι. = [Αg+(aq)]x[Cl-(aq)]= 4.10-4x6.10-5 = 2,4.10-8 > Ksp= 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
Fe2O3
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
ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ
ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ
ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΚΟΛΛΟΕΙΔΩΝ
ΔΙΕΣΠΑΡΜΕΝΗ
ΦΑΣΗ
ΜΕΣΟ
ΔΙΑΣΠΟΡΑΣ
ΤΥΠΟΣ
ΚΟΛΛΟΕΙΔΟΥΣ
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ
στερεό
υγρό
sol (λύµα)
sol πηλού
στερεό
στερεό
στερεό sol
πολύτιµοι λίθοι
στερεό
αέριο
στερεό aerosol
καπνός
υγρό
υγρό
γάλα
υγρό
στερεό
υγρό
αέριο
γαλάκτωµα
(gel)
στερεό
γαλάκτωµα
Υγρό aerosol
αέριο
υγρό
αφρός
αέριο
στερεό
στερεός αφρός
αφρός
σαπουνιού
λάβα
µαργαριτάρι
οµίχλη
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.
Δθf = Kf x molality
Δθb = Kb x molality
Οι τύποι ισχύουν για
µοριακά διαλύµατα.
Δθf = ταπείνωση του σηµείου πήξης
Δθb= ανύψωση του σηµείου βρασµού
Kf = κρυοσκοπική σταθερά (εξαρτάται από τον διαλύτη)
Kb = 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 0C. Ποιο το Μr (MB) του ασκορβικού
οξέος; Για το νερό: Κf=1,86 0C/m.
ΛΥΣΗ
Δθf= 0 0C – (-2,33) 0C = 2,33 0C
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
Mr=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
7% άμυλο
4%άμυλο 10% άμυλο
H2O
7% άμυλο
H2O
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
8% άμυλο
6% άμυλο
H2O
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. (MrHCl=36,5, MrΗ2Ο =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 CvH2vOv σε 90 g νερό. Το
διάλυµα βράζει στους 101,24 0C. Ποιος ο µοριακός
τύπος της ένωσης; Δίνεται για το νερό Kb=0,512
0C/m. Επίσης δίνονται τα A (ΑΒ): C=12, H=1, O=16.
r
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
Ο3
Αποτελεσµατική
ΝΟ2
σύγκρουση
Ο2
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ
ΘΕΩΡΙΑ ΣΥΓΚΡΟΥΣΕΩΝ
Ένα µικρό ποσοστό των συγκρούσεων οδηγεί σε χηµική
αντίδραση. Το υπόλοιπο δεν παράγει κανένα προϊόν.
σύγκρουση
σύγκρουση
ΝΟ
Ο3
Μη αποτελεσµατικές
συγκρούσεις
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ
ΘΕΩΡΙΑ ΣΥΓΚΡΟΥΣΕΩΝ
Ενέργεια
Για να είναι µια σύγκρουση αποτελεσµατική πρέπει τα
αντιδρώντα να έχουν ενέργεια µεγαλύτερη µιας ελάχιστης
τιµής
(Ενέργεια
ενεργοποίησης–activation
energy-Εα)
καθώς και έναν κατάλληλο προσανατολισµό (στεροχηµικός
παράγοντας).
Έστω η χηµική αντίδραση:
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
Δυναμική ενέργεια
Η διαφορά δυναµικής ενέργειας του ενεργοποιηµένου
συµπλόκου από τα αντιδρώντα αντιστοιχεί στην ενέργεια
ενεργοποίησης.
[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
Br2 (aq) + HCOOH (aq)
2Br - (aq) + 2H+ (aq) + CO2 (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
[Br2]=f(t).
2. Φέρνουµε την εφαπτόµενη στην
καµπύλη στο 100στό s.
3. Βρίσκουµε την
κλίση της
εφαπτοµένης, δηλαδή
την εφαπτοµένη της
γωνίας ω.
0,014
0,012
[Br2](M)
0,01
ω
0,008
0,006
0,004
υ100= 2,5.10-5 M/s
0,002
0
0
100
200
300
Χρόνος (s)
400
500
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ
ΝΟΜΟΣ ΤΑΧΥΤΗΤΑΣ
Η στιγµιαία ταχύτητα δίνεται από τη σχέση:
1 d [ A]
1 d [ B] 1 d [C ] 1 d [ Z ]
ust = ==
=
= k[ A]m [ B]n
a dt
b dt
c dt
z dt
Το k είναι η σταθερά ταχύτητας και εξαρτάται από τη φύση των
αντιδρώντων και από τη θερµοκρασία.
Ο τύπος
u = k[ A]m [ B]n
αποτελεί τον νόµο της ταχύτητας
και υπολογίζεται πειραµατικά
Από τον νόµο της
ταχύτητας προκύπτει ότι:
k=
u
[A]m [ B]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
Ποσοστό μορίων
ΘΕΡΜΟΚΡΑΣΙΑ
T1
Εα
T2
Κινητική ενέργεια
T2 > T1
Αυξανοµένης της θερµοκρασίας, το µεγαλύτερο
ποσοστό των µορίων έχει
κινητική ενέργεια µεγαλύτερη από την ενέργεια
ενεργοποίησης (Εα)
Εποµένως
αυξάνει
η
ταχύτητα της αντίδρασης.
Γενικά, η αύξηση της θερµοκρασίας κατά 10 0C 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.
Δυναμική ενέργεια
[ΑΒ]#
[ΑΒΚ]#
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
(Η2Ο2) βρίσκονται στην ίδια φάση.
Τα Mn2+ είναι καταλύτης της αντίδρασης (αυτοκατάλυση).
ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ
ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΗΝ
ΤΑΧΥΤΗΤΑ ΜΙΑΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ
ΚΑΤΑΛΥΤΕΣ
N2 (g) + 3H2 (g)
Fe/Al2O3/K2O
2NH3 (g)
Ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε
διαφορετική φάση (ετερογενής κατάλυση).
Η πρόσδεση εξασθενεί τους ενδοµοριακούς
οµοιοπολικούς
δεσµούς και προκαλεί
διάσπαση.
Η2
Ν2
Επιφάνεια
καταλύτη
Αρχικά τα µόρια Ν2 και
Η2 προσδένονται στην
επιφάνεια του
καταλύτη
Τα πολύ ενεργά άτοµα
Ν και Η αντιδρούν και
σχηµατίζουν ΝΗ3
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 0C 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 Ο2 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 ΔG0298 < 0 φαίνεται ότι οδεύει
ποσοτικά προς τα δεξιά.
• Χρησιµοποιώντας 2 mol Ν2 και 6 mol Η2 θα έπρεπε τελικά
να προκύψουν 4 mol ΝΗ3.
• Πειραµατικά βρέθηκαν τελικά 0,5 mol Ν2 , 1,5 mol Η2 και 3
mol ΝΗ3.
ΕΡΜΗΝΕΙΑ ΠΕΙΡΑΜΑΤΙΚΩΝ ΔΕΔΟΜΕΝΩΝ
Στην ίδια θερµοκρασία λαµβάνει χώρα και η αντίδραση
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
•Αρχικά η αντίδραση σύνθεσης της ΝΗ3 βαίνει µε µια ταχύτητα
υ1 .
•Όταν σχηµατίζεται µια ποσότητα ΝΗ3, µέρος της ποσότητας
αυτής διασπάται σύµφωνα µε την αντίθετη αντίδραση µε µια
ταχύτητα υ2.
•Η παραπάνω διαδικασία έχει ως αποτέλεσµα , µε την πάροδο
του χρόνου, οι συγκεντρώσεις των Ν2 και Η2 να µειώνονται
ενώ η συγκέντρωση της ΝΗ3 να αυξάνει.
•Εποµένως η ταχύτητα υ1 µειώνεται ενώ η υ2 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
υ1
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
υ2
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
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ
1. Δίνεται η ισορροπία
Ποια κατεύθυνση θα ακολουθήσει η ισορροπία εάν: α)
αυξήσουµε τη συγκέντρωση του Br2, β) µειώσουµε τη
συγκέντρωση του Cl2, γ) αυξήσουµε τη συγκέντρωση του
BrCl.
ΑΠΑΝΤΗΣΗ
α) Όταν αυξηθεί η συγκέντρωση του Br2 για να εξουδετερωθεί η µεταβολή πρέπει η ισορροπία να µετατοπιστεί δεξιά.
β) Όταν µειωθεί η συγκέντρωση του Cl2 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
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ
3. Δίνονται οι ισορροπίες
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
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ
4. Δίνεται η ισορροπία
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 ΚC
Έστω η ισορροπία
Όταν δεν έχει αποκατασταθεί ακόµη η ισορροπία ισχύει η
σχέση: ΔG=ΔG0 + RTlnQ
ΔG= η ελεύθερη ενέργεια στη
θερµοκρασία της ισορροπίας
Q= πηλίκο της αντίδρασης
g
d
ΔG0 = η ελεύθερη ενέργεια σε
πρότυπες συνθήκες
[G] [D]
Q=
[A]a [B]b
R= η παγκόσµια σταθερά των
αερίων
[Α], [Β], [Γ], [Δ] = οι
συγκεντρώσεις
Τ= η απόλυτη θερµοκρασία της
ισορροπίας
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Σταθερές ισορροπίας
Σταθερά ισορροπίας ΚC
Στην ισορροπία θα ισχύει ότι ΔG=0.
Εποµένως η σχέση ΔG=ΔG0 + RTlnQ γίνεται ΔG0=-RTlnΚC (1)
Το Q αντικαταστάθηκε από το KC (σταθερά ισορροπίας) διότι
τώρα χρησιµοποιούνται οι συγκεντρώσεις των Α, Β, Γ και Δ
στην ισορροπία.
Από τη σχέση (1) προκύπτει ότι
KC = e
DG 0
RT
Εποµένως η KC εξαρτάται µόνον από τη θερµοκρασία
επειδή όλα τα υπόλοιπα µεγέθη είναι σταθερά.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Σταθερές ισορροπίας
Σταθερά ισορροπίας ΚC
ΔΗ>0
Όταν µια ισορροπία είναι ενδόθερµη η ισορροπία,
σύµφωνα µε την αρχή Le Chatelier , µετατοπίζεται δεξιά
και εποµένως η KC αυξάνει.
ΔΗ<0
Όταν µια ισορροπία είναι εξώθερµη η ισορροπία, σύµφωνα
µε την αρχή Le Chatelier , µετατοπίζεται αριστερά και
εποµένως η KC µειώνεται.
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Σταθερές ισορροπίας
Σταθερά ισορροπίας ΚC
[G]g [D]d
KC =
[A]a [B]b
1. Όταν KC>1 η ισορροπία είναι µετατοπισµένη δεξιά
2. Όταν KC<1 η ισορροπία είναι µετατοπισµένη
αριστερά
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Σταθερές ισορροπίας
Σταθερά ισορροπίας ΚC
Από τη σχέση ΔG0 = - RTlnΚC προκύπτει ότι:
1. Όταν η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα δεξιά
ισχύει ότι ΚC>1 και εποµένως ΔG0<0 (αυθόρµητη
διαδικασία).
2. Όταν η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα
αριστερά ισχύει ότι ΚC<1 και εποµένως ΔG0>0 (µη
αυθόρµητη διαδικασία).
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
ΑΣΚΗΣΕΙΣ
Να βρεθεί η ΚC της ισορροπίας σε πρότυπες συνθήκες.
Δίνονται: ΔG0f, N2O4(g)=97,8 KJ.mol-1, ΔG0f,
KJ.mol-1 R=0,082 atm.L.mol-1 .K-1
NO2(g)=51,3
ΛΥΣΗ
Η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια της αντίδρασης είναι:
ΔG0=2 ΔG0f, NO2(g)- ΔG0f, 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 Ο2, ε) προστεθούν υδρατµοί.
2. Να βρεθεί η ΚC της ισορροπίας σε πρότυπες συνθήκες.
Δίνονται: ΔG0f, HCl(g)=-95,3 KJ.mol-1,
R=0,082 atm.L.mol-1 .K-1