שיווי משקל כימי

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
קפיצה אל: ניווט, חיפוש
Gnome-colors-edit-find-replace.svg יש לשכתב ערך זה. ייתכן שהערך מכיל טעויות, או שהניסוח וצורת הכתיבה שלו אינם מתאימים.
אתם מוזמנים לסייע ולתקן את הבעיות, אך אנא אל תורידו את ההודעה כל עוד לא תוקן הדף. אם אתם סבורים כי אין בדף בעיה, ניתן לציין זאת בדף השיחה.

שיווי משקל כימי או שיווי משקל תרמודינמי הוא שלב בתגובה כימית שבו אין העדפה אנרגטית להתקדמות התגובה לכל כיוון ועל כן אין שינוי במצב המגיבים לאורך זמן. שיווי משקל כימי עשוי להתקבל כאשר קצב התגובה לכיוון אחד של התגובה שווה לקצב התגובה לכיוון ההפוך, כך שאין שינוי נטו בריכוזי המגיבים. שיווי משקל מסוג זה נקרא שיווי משקל דינמי שכן התגובות הכימיות ממשיכות להתרחש. לחלופין תגובה עשויה להגיע לשיווי משקל כאשר היא נעצרת כליל.

רקע[עריכת קוד מקור | עריכה]

בתגובה כללית בין מגיבים A ו-B ליצירת תוצר C ותוצר D, הנרשמת בצורה:

aA + bB \rightleftharpoons cC + dD

כאשר המערכת נמצאת בשיווי משקל דינמי, קצב התגובה שווה עבור התגובה בין A ל-B (התגובה הישירה) ועבור התגובה בין C ל-D (התגובה ההפוכה). שיווי משקל מתרחש כאשר פונקציית האנרגיה החופשית של המגיבים והתוצרים זהה, לכן החומר אדיש לגבי היותו במצב זה או אחר. כלומר, לאף תגובה אין עדיפות אנרגטית על פני התגובה ההפוכה.

תאורטית, שיווי משקל עשוי להתקיים בכל תגובה כימית אפשרית. יחד עם זאת, בטבע על פי רוב התגובות יגיעו לשיווי משקל מהיר יותר בגז או בממס, שכן במצבי צבירה אלו אין מגבלה משמעותית על הקינטיקה של התגובה.

קבוע שיווי המשקל[עריכת קוד מקור | עריכה]

כאשר המערכת נתונה בשיווי משקל ניתן למצוא את קבוע שיווי המשקל על ידי הנוסחה הבאה: מכפלת ריכוז כל תוצר בחזקת המקדם הסטוכיומטרי שלו חלקי מכפלת ריכוז כל מגיב בחזקת המקדם הסטוכיומטרי שלו. כך לכל תגובת שיווי משקל קבוע משלה. קבוע שיווי המשקל משתנה בהתאם לטמפרטורה - בחום גבוה יותר או נמוך יותר המערכת תתאזן באופן שונה.

דוגמאות[עריכת קוד מקור | עריכה]

קבוע שיווי המשקל של הנוסחה הכימית A+3B \leftrightharpoons 2C הוא:

K=\frac{[C]^2}{[A]\cdot [B]^3}.

דרכים לשליטה בתגובה הכימית[עריכת קוד מקור | עריכה]

סכימה המתארת את תהליך שיווי המשקל בין מולקולות מימן ומולקולות חנקן

דוגמה לתגובה של שיווי משקל כימי היא תגובה בין מולקולות דו-אטומיות, גז המימן H הדו-אטומי, המתנגש במולקולות דו-אטומיות של גז החנקן N. בתהליך ההתנגשות יכולים לקרות שני דברים: אטום של מימן יפרד מהמולקולה שלו ויקשר לאטום חנקן שנפרד מהמולקולה שלו כתוצאה ממהתנגשות, או שהאטומים יפרדו מהמולקולות שלהם ויחזרו למצב הקודם. החומר הנוצר מהתנגשות בין מולקולות דו-אטומיות של מימן וחנקן הוא גז האמוניה. במהלך התגובה מולקולות האמוניה, המכילות אטום חנקן ושלושה אטומי מימן, מתנגשות גם הן בשכנותיהן. כתוצאה, האמוניה מתחילה להתפרק מחדש למרכיביה. במצב של שיווי משקל, מספר המולקולות של האמוניה שמתפרקות ליחידת זמן שווה למספר המולקולות של האמוניה הנוצרות באותה יחידת זמן.

מערכות בשיווי משקל הן מערכות שקל מאוד לעשות עליהן מניפולציה. על ידי שינוי החום במכל התגובה, הלחץ, או ריכוז התוצרים, ניתן לתכנן את התגובה כך שתיתן יותר תוצר. למשל, תגובה אקסותרמית היא תגובה שפולטת חום. אם התגובה של יצירת האמוניה היא אקסותרמית אז קירור מכל התגובה יגרום ליצירה של כמות גדולה יותר של אמוניה.

שינוי שמבוצע במערכת הנמצאת בשיווי-משקל יגרום לה לתגובה נגדית. למשל אם מקררים את מכל התגובה - המערכת תשאף ליצור חום. אם כיוון התגובה כלפי התוצרים יצור חום זו תהיה התגובה המועדפת, ואילו אם כיוון התגובה כלפי המגיבים יצור חום זו תהיה התגובה שתתרחש. עקרון זה ידוע בשם עקרון לה שטליה, על שם הכימאי הצרפתי שגילה אותו.

עוד שתי דוגמאות לעקרון לה שטליה הן שינוי הלחץ ושינוי הריכוז:

  • שינוי לחץ: התוצר דחוס יותר, האטומים נדחסים כשנוצרת מולקולה חדשה. אם נגביר את הלחץ במכל התגובה של יצירת האמוניה המערכת תשאף ליצור יותר אמוניה כדי להוריד את הלחץ. מארבעה מולים של מימן וחנקן נוצרים שני מולים של אמוניה.
  • שינוי בריכוז: לאחר שהמערכת הגיעה לשיווי משקל ניתן להוציא את האמוניה מהמכל. ניתן לעשות זאת על ידי קירור, תוך ניצול הבדלים בנקודת הרתיחה של החומרים המשתתפים בתהליך. האמוניה תהיה נוזלית בעוד שהמימן והחנקן ישארו גזים. כעת לפי עקרון לה-שטליה המערכת תשאף להגדיל את ריכוז התוצר מאחר שהפחתנו אותו. משמע: תיווצר לנו עוד אמוניה.

חשיבות בתעשייה[עריכת קוד מקור | עריכה]

הידע הנצבר בתחום שיווי המשקל הכימי הודות לאנרי לה שטלייה והעקרון שניסח, וכן כימאים נוספים, תרם תרומה חשובה לתעשייה. ניתנו לתעשייה שלוש דרגות חופש על מנת להגביר את התפוקה: טמפרטורה, לחץ וריכוז.

בעיה חשובה שנוצרה עקב עקרון שיווי המשקל היא כדלקמן: נניח ויש לנו תגובה אקסותרמית (פולטת חום). ככל שנקרר את מכל התגובה המערכת תפעל נגדנו להגברת החום ותייצר עוד תוצרים. אלא, שקירור מאט את מספר ההתנגשויות והקשרים הנוצרים בפרק זמן, כך שקירור המכל יביא בסופו לכמות סופית גדולה יותר של תוצר אבל התגובה תארך זמן ארוך. לכן בתעשייה מתחשבים בבעיה זאת ומשלבים חום גבוה יחסית עם לחץ גבוה וכדומה.

דרך נוספת לחסוך בזמן ולהגדיל את התפוקה היא לבצע מיחזור. דוגמה: בסופו של תהליך היווצרות האמוניה מוציאים אותה מן המכל, שבו נותרו מולקולות גז של חנקן ומימן, שאותן שואבים ומעבירים למכלים המאחסנים חנקן ומימן במצב גזי.

קישורים חיצוניים[עריכת קוד מקור | עריכה]