שיווי משקל כימי – הבדלי גרסאות
תוכן שנמחק תוכן שנוסף
אין תקציר עריכה |
אין תקציר עריכה |
||
שורה 1:
'''שיווי משקל כימי''' או '''שיווי משקל תרמודינמי''' (ב[[אנגלית]]: '''Chemical equilibrium''') הוא השלב ב[[תגובה כימית|תגובה הכימית]] שבו הרכב תערובת התגובה לא משתנה עוד. זהו מצב דינמי, כלומר, אין העדפה אנרגטית להתקדמות התגובה לכל כיוון ועל כן אין שינוי במצב ה[[מגיב|מגיבים]] לאורך זמן.
המדע העומד בבסיס תורת שיווי המשקל הכימי הוא מאבני היסוד החשובים ביותר בתכנון של [[תגובה כימית|תגובות כימיות]] ב[[מעבדה]] וב[[הנדסת כימיה|תעשייה]], וממוקדי העיסוק המרכזיים של מהנדסי כימיה ו[[כימאי|כימאים]].
== שיווי משקל הומוגני ושיווי משקל הטרוגני ==
ב'''שיווי משקל הומוגני''' (homogeneous equilibrium) - כל
<math>H_2(g)+Cl_2(g) \leftrightharpoons 2HCl(g)</math>
בה כל החומרים המעורבים נמצאים בצורה [[גז|גזית]]. לעומת זאת התגובה:
<math>HBr(aq)+
בה [[מימן ברומי|חומצה הידרוברומית]] מהולה מגיבה עם תמיסת
ב'''שיווי משקל הטרוגני''' (heterogeneous equilibrium) -
<math>
באופן כללי, [[תגובה כימית|תגובות כימיות]] יגיעו לשיווי משקל מהיר יותר בפאזה הגזית או הנוזלית, שכן
==צורת הרישום המוסכמת==
שורה 25:
<math>aA+bB \leftrightharpoons cC+dD</math>
אם התגובה נמצאת בשיווי משקל, אזי נשתמש
האותיות a,b,c,d הם המקדמים
==קבוע שיווי המשקל==
'''קבוע שיווי המשקל''' הוא ערך מספרי המבטא את יחס מכפלת ריכוזי התוצרים במכפלת ריכוזי המגיבים בשיווי משקל
עבור התגובה הכללית בין המגיבים A ו-B לקבלת התוצרים C ו-D, הנמצאת בשיווי משקל:
שורה 50:
|קבוע לחצים
|<math>K_p=\frac{P_C^c\cdot P_D^d}{P_A^a\cdot P_B^b}</math>
|יחס מכפלת הלחצים החלקיים של התוצרים במכפלת
|-
| colspan="3" |הערה: כל ערך מועלה בחזקה של המקדם הסטוכיומטרי שלו
שורה 61:
כש-<math>\Delta n</math> הוא הפרש סכומי התוצרים מסכומי המגיבים: <math>\Delta n=(c+d)-(a+b)</math>,
<math>R</math> הוא [[קבוע הגזים]], ו-<math>T</math> היא
|}
'''דגשים:'''
* ערכו של קבוע שיווי המשקל משתנה מתגובה לתגובה, והוא '''תלוי
* קבוע שיווי המשקל אינו מלמד על מהירות התגובה אלא רק על '''הרכב המערכת בשיווי משקל'''.
* חומרים שהם [[נוזל|נוזלים]] או [[מוצק|מוצקים]] טהורים, '''אינם נכנסים''' לחישוב ערכי קבוע שיווי המשקל.
_________________________________________________________
לדוגמה, עבור התגובה לייצור ה[[אמוניה]] ([[תהליך הבר-בוש]]):
<math>3H_2(g) + N_2(g) \leftrightharpoons 2NH_3(g)</math>
שורה 76 ⟵ 78:
<math>K_p=\frac{(P_{NH_3})^2}{(P_{H_2})^3 (P_{N_2})^1}</math>
_________________________________________________________
לדוגמה, עבור התגובה להכנת [[סיד|סידן חמצני]] ([[סיד|סיד חי]]) מ[[סידן פחמתי]]:
<math>CaCO_3(s) \leftrightharpoons CaO(s) + CO_2(g)</math>
שורה 82 ⟵ 86:
קבוע שיווי המשקל <math>K_p</math> יבוטא באופן הבא:
<math>K_p= P_{CO_2}</math> *אין מחשיבים את <math>CaCO_3</math> ואת <math>CaO</math> כי הם [[מוצק|מוצקים]] טהורים.
{| class="toccolours" border="1" cellpadding="3" bgcolor="#f0fff0" style=" margin: 0 1em 1em 0;"
| colspan="3" bgcolor="#8fbc8f" align="center" |'''מניפולציות על קבועי שיווי המשקל'''
|-
|'''המשוואה'''
|'''הביטוי לקבוע שיווי המשקל'''
|'''הסבר'''
|-
|<math>aA+bB \leftrightharpoons cC+dD</math>
|<math>K_1</math>
|הגדרה כללית
|-
|<math>cC+dD \leftrightharpoons aA+bB</math>
|<math>K_2=\frac{1}{K_1}={K_1}^{-1}</math>
|הפיכת התגובה, מביאה להפיכת קבוע שיווי המשקל
|-
|<math>naA+nbB \leftrightharpoons ncC+ndD</math>
|<math>K_3={K_1}^{n}</math>
|הכפלת התגובה במקדם מולרי (n) מביאה להעלאת הקבוע בחזקה המתאימה למקדם
|-
| colspan="3" |הערה: בחיבור של תגובות כימיות, ניתן להכפיל את קבועי שיווי המשקל אלו באלו בכדי לקבל את קבוע שיווי המשקל לתגובה הכוללת.
|}
=== משמעות ערכו של קבוע שיווי המשקל ===
ערך גבוה של K מציין כי, המונה גדול יחסית למכנה בביטוי של K. פירוש הדבר כי, בשיווי משקל ריכוזי התוצרים גדולים בהשוואה לאלה של המגיבים, ולכן התגובה ההפיכה הנ"ל נוטה יותר לכיוון ימינה, כלומר - לכיוון יצירת התוצרים (C ו-D) על חשבון המגיבים (A ו-B). מצד שני, כאשר K קטן, הדבר מורה על יחס קטן בין התוצרים למגיבים, שמשמעותו - יותר מגיבים על חשבון התוצרים.
=== חישוב ערכו של קבוע שיווי המשקל בטמפרטורה שונה ===
ניתן לחשב את ערך קבוע שיווי המשקל של תגובה עבור כל [[טמפרטורה]] על פי משוואת איזוכורת ואן ט' הוף ([[wikipedia:Van_'t_Hoff_equation|אנג']]):
<math>ln\frac{K_2}{K_1}=\frac{-\Delta H^0}{R}\cdot (\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1})</math>
כש-<math>\Delta H^0</math> הוא שינוי ה[[אנתלפיה]] התקני בתגובה.
ו-<math>R</math> הוא [[קבוע הגזים]].
=== הקשר בין האנרגיה החופשית לקבוע שיווי המשקל ===
הקשר בין ה[[אנרגיה חופשית של גיבס|אנרגיה החופשית]] של התגובה (<math>\Delta G_r</math>) להרכב תערובת התגובה בכל שלב של התגובה, נתון על ידי המשוואה הבאה:
<math>\Delta G_r=\Delta G_r^0+RT \ lnQ</math>
כש-Q הוא מנת התגובה: <math>Q=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}</math> אלא שהוא לא מבטא בהכרח מצב של שיווי משקל, אלא רק מבטא את הרכב המערכת בנקודה מסוימת בזמן.
מכאן שבמידה וידוע שהמערכת נמצאת בשיווי משקל אזי: <math>Q=K</math> , <math>\Delta G_r=0</math> ומכאן: <math>0=\Delta G_r^0+RT \ lnK</math>
ולכן: <math>\Delta G_r^0=-RT \ lnK</math>
== עיקרון לה שטלייה והתנהגות מערכת כימית כתוצאה מיציאה משיווי משקל ==
[[קובץ:Lechatelier.jpg|קישור=https://he.wikipedia.org/wiki/%D7%A7%D7%95%D7%91%D7%A5:Lechatelier.jpg|ממוזער|165x165 פיקסלים|אנרי לה שטלייה, 1850-1936]]
האופן בו מערכת כימית מתנהגת בתגובה ליציאה משיווי משקל נוסח על ידי ה[[כימאי]] ה[[צרפתי]] [[אנרי לה שטלייה]], ומכונה על שמו: '''[[עקרון לה שטלייה]]'''.
'''הגדרה רשמית:'''
"כאשר מפעילים עקה (סטרס) על מערכת המצויה בשיווי משקל דינמי, שיווי המשקל נוטה להשתנות בדרך הממזערת את השפעת העקה"
כלומר, המערכת תשאף למזער את השפעתן של עקות המופעלות עליה על ידי ביצוע שינויים פנימיים שמטרתן לחזור לשיווי משקל.
{| class="toccolours" border="1" cellpadding="3" bgcolor="#f0fff0" style=" margin: 0 1em 1em 0;"
| colspan="2" bgcolor="#8fbc8f" align="center" |'''עקות שכיחות והשפעתן על שיווי המשקל'''
|-
|'''העקה'''
|'''השפעות'''
|-
| rowspan="2" |שינוי [[טמפרטורה]]
|העלאת הטמפרטורה של תגובה אקסותרמית תביא להעדפה התגובה ההופכית (האנדותרמית) שתביא לייצור המגיבים, ולהפך.
|-
|תביא לשינוי קבוע שיווי המשקל.
|-
|שינוי [[לחץ]] / [[נפח]]
|דחיסה של תערובת תגובה בשיווי משקל מניעה את התגובה בכיוון המקטין את מספר המולקולות בפאזה הגזית (הערה: להעלאת הלחץ על ידי הוספת גז אדיש אין השפעה על הרכב השיווי משקל).
|-
|הוספת [[זרז]]
|לא תשפיע על הרכב השיווי משקל, אלא רק תאיץ את קצב ההגעה לשיווי המשקל.
|}
{| class="toccolours" border="1" cellpadding="3" bgcolor="#f0fff0" style=" margin: 0 1em 1em 0;"
| colspan="2" bgcolor="#8fbc8f" align="center" |'''הדוגמה לעקרון לה שטלייה'''
|-
| rowspan="2" |[[קובץ:NO2-N2O4.jpg|לא ממוסגר|213x213 פיקסלים]]
|'''התגובה: <math>N_2O_4(g) \leftrightharpoons 2NO_2(g) \quad \qquad \Delta H>0</math>'''
|-
|אחת הדוגמאות המפורסמות שמשמשות להדגמת העקרונות של שיווי משקל כימי היא זו של יצרת '''<math>NO_2</math>''' מ-'''<math>N_2O_4</math>'''. זוהי תגובה [[תגובה אנדותרמית|אנדותרמית]], כלומר, תגובה שדורשת חום.
בתמונה מימין, 2 בקבוקים המכילים תערובת של שני הגזים הללו, הנמצאים בטמפרטורות שונות. כשחום הוזרם אל הבקבוק הימני, השיווי משקל הוסט לכיוון יצירת '''<math>NO_2</math>''' (התהליך ה[[תגובה אנדותרמית|אנדותרמי]]) לקבלת תערובת גזים חומה-צהבהבה עם ריכוז גבוה יחסי של '''<math>NO_2</math>'''.
לעומת זאת, הבקבוק השמאלי (בעל הצבע החום-אדמדם), שהונח בקירור, הרכב הגזים בו נטה לכיוון התגובה ההפוכה, וה[[תגובה אקסותרמית|אקסותרמית]] לקבלת המגיב - '''<math>N_2O_4</math>'''.
|}
==חשיבות תעשייתית==
[[קובץ:shivuimishkal.jpg|ממוזער|250px| סכימה המתארת את תהליך שיווי המשקל בין מולקולות מימן וחנקן לבין מולקולות אמוניה]]מרבית התגובות הכימיות אינן הולכות עד תום, ובדרך כלל, מסתיימות בהגעה אל שיווי משקל בו המערכת מכילה הן תוצרים והן [[מגיב|מגיבים]], אולם, בתעשייה יש צורך בתכנון תגובות עם ניצולת גבוהה, כלומר אחוז המרה גבוה של תוצרים ביחס למגיבים. על כן, החשיבות של תכנון תהליכים ותגובות להן העדפה לתגובה "קדימה" היא קריטית.
הידע הנצבר בתחום שיווי המשקל הכימי הודות ל[[אנרי לה שטלייה]] והעיקרון שניסח (בנוסף לתרומתם של [[כימאי|כימאים]] נוספים) משמשים כבסיס המדעי בתכנון ופיתוח של [[תגובה כימית|תגובות כימיות]].
נתבונן לדוגמה בתגובה לייצור [[אמוניה]] ([[תהליך הבר-בוש]]), ובאופן בו מיושמים עקרונות השיווי המשקל הכימי להגדלת אחוז ההמרה לקבלת [[אמוניה]] מחומרי הגלם [[מימן]] ו[[חנקן]]:
<math>3H_2(g) + N_2(g) \leftrightharpoons 2NH_3(g) \qquad \Delta H=-92 \quad KJ/mol</math>
* [[לחץ]] - הגברת הלחץ במכל התגובה תביא ליצירת [[אמוניה]] - מכיוון שעל ידי כך המערכת תצליח להקטין את העקה (הלחץ): מארבעה [[מול|מולים]] של [[מימן]] ו[[חנקן]] נוצרים שני מולים של [[אמוניה]].
* [[טמפרטורה]] - התגובה ליצירת האמוניה היא [[תגובה אקסותרמית|אקסותרמית]] (כלומר, פולטת חום) ולכן, קירור מכל התגובה יגרום להעדפת התוצרים - כלומר, יצירה של אמוניה. אולם, יש לשים לב, שקירור יתר, יעלה את משך הזמן להתהוות [[אמוניה]], וזאת מכיוון שקירור מאט את מספר ההתנגשויות ולכן את הסיכוי להתהוות תוצרים. לכן בתעשייה מתחשבים בבעיה זאת ומשלבים [[חום (פיזיקה)|חום]] גבוה יחסית עם לחץ גבוה וכדומה.
* שינוי ב[[ריכוז (כימיה)|ריכוז]] החומרים - לאחר שהמערכת הגיעה לשיווי משקל ניתן להוציא את ה[[אמוניה]] מהמכל. ניתן לעשות זאת על ידי [[קירור]], תוך ניצול הבדלים ב[[נקודת רתיחה|נקודת הרתיחה]] של החומרים המשתתפים בתהליך. ה[[אמוניה]] תהיה [[נוזל]]ית בעוד שה[[מימן]] וה[[חנקן]] ישארו [[גז]]ים. כעת לפי [[עקרון לה שטלייה|עקרון לה-שטליה]] המערכת תשאף להגדיל את ריכוז התוצר מאחר שהפחתנו אותו. משמע: תיווצר לנו עוד [[אמוניה]].
== לקריאה נוספת ==
* פיטר אטקינס ולורטה ג'ונס, כימיה כללית: כרך א', פרק 9 - שיווי משקל כימי, האוניברסיטה הפתוחה, 2010
==קישורים חיצוניים==
| |||