Chemistry 8

ปัจจัยที่มีผลต่อการเปลี่ยนแปลงภาวะสมดุลมีดังนี้          

1.  ความเข้มข้นของสารในภาวะสมดุล

                ระบบต่าง ๆ ที่อยู่ในภาวะสมดุลนั้น  สารเคมีที่อยู่ทางซ้ายของสมการเคมีทำหน้าที่เป็นสารตั้งต้นของปฏิกิริยาไปข้างหน้า  ในเวลาเดียวกันสารที่อยู่ทางขวาของสมการเคมีจะทำหน้าที่เป็นสารตั้งต้นของปฏิกิริยาย้อนกลีบ  ฉะนั้นไม่ว่าจะเปลี่ยนแปลงปริมาณของสารชนิดใดชนิดหนึ่ง  ก็ย่อมจะมีผลให้อัตราเร็วของปฏิกิริยาในทิศทางใดทิศทางหนึ่งเปลี่ยนแปลงไป  ทำให้ภาวะสมดุลเปลี่ยนแปลงไปด้วย

                             
                                           


 ถ้าภาวะสมดุลเป็นดังนี้

                H₂(g) + I₂(g)     ↔     2HI(g) 

           เมื่อเราเติมสาร H₂ ซึ่งเป็นสารตั้งต้นของปฏิกิริยาไปข้างหน้าลงไป  อัตราเร็วของปฏิกิริยาไปข้างหน้าก็จะเพิ่มขึ้นทันที  อาจเรียกว่าภาวะสมดุลเลื่อนไปทางขวา  ผลก็คือมีสาร HI เพิ่มขึ้น  ขณะที่  I₂ ลดลง  เนื่องจากต้องใช้ไปอีกเพื่อการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าที่เพิ่มขึ้น  ทำให้  H₂  ที่เติมลงไปนั้นก็จะถูกกำจัดให้เหลือน้อยลง  แต่ก็ยังเหบืออยู่มากกว่าก่อนเติม  แล้วเข้าสู่ภาวะสมดุลใหม่อีกครั้งหนึ่ง (final equilibrium )  แต่ไม่ใช้สมดุลเดิม (initial equilibrium )  ดังกราฟ

2.  ผลของความดันที่มีต่อภาวะสมดุลของก๊าซ

                ในกรณีที่เป็นภาวะสมดุลของก๊าซนั้น  ถ้าเราพิจารณาสมบัติของก๊าซตามทฤษฎีจลน์ของก๊าซ  เราก็จะทราบว่าโมเลกุลของก๊าซอยู่ห่างกันมีที่ว่างมาก  ถ้าก๊าซมีจำนวนโมลคงที่ (มวลคงที่  จำนวนโมเลกุลคงที่)  การเพิ่มหรือลดลงของปริมาตรของก๊าซก็จะมีผลให้ระยะห่างระหว่างโมเลกุลของก๊าซเปลี่ยนไป  การที่ปริมาตรของก๊าซเปลี่ยนไปในขณะที่มวลของก๊าซ  หรือจำนวนโมเลกุลของก๊าซคงที่  จึงมีผลให้ความหนาแน่นของก๊าซเปลี่ยนไปด้วย จะเรียกว่าความเข้มข้นเปลี่ยนไปก็ได้               
                การเพิ่มความดันโดยลดปริมาตรของก๊าซ  จึงมีผลให้ความหนาแน่นของก๊าซเพิ่มขึ้น  ซึ่งก็หมายถึงทำให้ความเข้มข้นในหน่วยโมล/ลิตรเพิ่มขึ้นนั่นเอง  จึงมีผลให้อัตราเร็วของปฏิกิริยาในภาวะสมดุลเปลี่ยนไป  ทำให้ภาวะสมดุลเปลี่ยนไป


                                      


ถ้าภาวะสมดุลของก๊าซคือ

                                     3H₂(g) + N₂(g)         ↔            2NH₃(g)  ;  ปริมาตร  1  ลิตร

ความเข้มข้นของสาร              3M         1M                               2M

ถ้าเพิ่มความดันขึ้นเป็น 2 เท่า  ปริมาตรก็จะลดลงเหลือครึ่งหนึ่งของปริมาตรเดิม (ตามกฎของบอยล์) ทำให้ความเข้มข้นของก๊าซทุกชนิดเพิ่มขึ้นเป็น  2  เท่า  ดังนี้

                                     3H₂(g)   + N₂(g)          ↔         2NH₃(g)  ;  ปริมาตร  1  ลิตร

ความเข้มข้นของสาร              6M          2M                           4M

            ผลของการเพิ่มความดันโดยการลดปริมาตรลงครึ่งหนึ่งดังกล่าวมานี้  แม้จะทำให้ความเข้มข้นของก๊าซเพิ่มขึ้นเป็น 2 เท่า  ทั้งทางซ้ายและทางขวาก็ตาม  แต่จำนวนโมลของก๊าซทางซ้ายมากกว่าก๊าซทางขวา  จึงมีผลให้ปฏิกิริยาจากซ้ายไปขวาเกิดได้ดีขึ้น  หรือเรียกว่าภาวะสมดุลเลื่อนไปทางขวา  เพื่อให้สะดวกและง่ายต่อการทำความเข้าใจจึงอาจกล่าวในหลักการโดยสรุปว่า ในภาวะสมดุลต่าง ๆ ของก๊าซ  ถ้าจำนวนโมลของก๊าซทางซ้ายและทางขวาเท่ากัน  ความดันจะไม่มีผลต่อการเปลี่ยนแปลงภาวะสมดุลนั้น ๆ  เช่น  H₂(g) + Cl₂(g) →   2HCl(g)    แต่สำหรับภาวะสมดุลของก๊าซที่มีจำนวนโมลของก๊าซทางซ้ายกับทางขวาไม่เท่ากันแล้ว  ความดันจะมีผลต่อภาวะสมดุลนั้น  เช่น  3H₂(g) +  N₂(g) ↔   2NH₃(g)  ผลของความดันต่อภาวะสมดุลมีหลักการทั่วไปดังนี้

                          -  เมื่อเพิ่มความดันจะมีผลให้ปฏิกิริยาจากด้านที่มีจำนวนโมลของก๊าซมากกว่า  ไปทางด้านที่มีจำนวนโมลของก๊าซน้อยกว่าจะเพิ่มขึ้น
                             (กรณีนี้ถ้าเพิ่มความดันจะได้  NH₃  มากขึ้น)
                          -  ถ้าลดความดันจะมมีผลให้ปฏิกิริยาจากด้านที่มีจำนวนโมลของก๊าซน้อยกว่า  ไปทางด้านที่มีจำนวนโมลของก๊าซมากกว่าจะเพิ่มขึ้น
                             (กรณีนี้ถ้าลดความดัน  NH₃  จะเหลือน้อยลง)

3.  ผลของอุณหภูมิที่มีต่อภาวะสมดุล
            ในภาวะสมดุลต่าง ๆ ย่อมมีทั้งการเปลี่ยนแปลงไปข้างหน้าและย้อยกลับเกิดขึ้นพร้อมกันอยู่ตลอดเวลา  การเปลี่ยนแปลงดังกล่าวนี้ถ้าด้านหนึ่งเป็นแบบดูดความร้อนอีกด้านหน่ึงก็จะเป็นแบบคายความร้อน  ดังรูป

                                               
                ฉะนั้นไม่ว่าจะเพิ่มหรือลดอุณหภูมิก็จะมีผลให้ภาวะสมดุลเปลี่ยนแปลงได้ทั้งสองกรณี     คือ  ถ้าเพิ่มอุณหภูมิการเปลี่ยนแปลงทางด้านดูดความร้อนจะเกิดได้ดีขึ้น  แต่ถ้าลดอุณหภูมิการเปลี่ยนแปลงทางด้านคายความร้อนจะเกิดได้ดีขึ้น
                 -  กรณีนี้ถ้าเพิ่มอุณหภูมิจะได้  C  มากขึ้น
                 -  ถ้าลดอุณหภูมิ  C  จะเหลือน้อยลง

Chemistry 7

ค่า K ของปฏิกิริยา
            ปฏิกิริยาใดๆ ก็ตาม ที่อุณหภูมิใดอุณหภูมิหนึ่งจะมีค่าคงที่อยู่ค่าหนึ่ง ซึ่งบอกให้ทราบถึงความสัมพันธ์ระหว่าง ความเข้มข้นของสารต่างๆ ที่สภาวะสมดุล เรียกค่าคงที่นี้ว่า ค่าคงที่สมดุล (equilibrium constant, K) พิจารณาปฏิกิริยาต่อไปนี้

aA + bB () cC + dD

เมื่อ a, b, c และ d คือ เลขสัมประสิทธิ์จำนวนโมลของสาร A, B, C และ D ตามลำดับ

สามารถเขียนอัตราส่วนแสดงความสัมพันธ์ระหว่างความเข้มข้น (equilibrium expression) ได้ดังนี้

Kc =  ()

เมื่อ Kc คือค่าคงที่สมดุลที่แสดงในเทอมความเข้มข้นของสารในหน่วยโมลาร์ (โมล/ลิตร)

ถ้า K < 1 แสดงว่า ในสภาวะสมดุล [สารตั้งต้น] > [ผลิตผล] หรือปฏิกิริยาย้อนกลับเกิดขึ้นเกือบจะสมบูรณ์ ในขณะที่ปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะเกิดน้อยมาก

ในทางกลับกัน ถ้า K > 1 แสดงว่า ในสภาวะสมดุล [สารตั้งต้น] < [ผลิตผล] หรือปฏิกิริยาไปข้างหน้าเกิดขึ้นเกือบจะสมบูรณ์ 

ในกรณีที่หาค่าอัตราส่วนนี้ก่อนถึงสภาวะสมดุลหรือเมื่อสมดุลถูกรบกวนจะเรียกอัตราส่วนนี้ว่า โควเตียนของปฏิกิริยา (reaction quotient, Q) ณ เวลาใด ๆ และแสดงในเทอมของมวลได้ดังนี้

Qc = () ที่เวลาใดๆ

เมื่อใดที่ระบบอยู่ในภาวะสมดุล Q จะมีค่าเท่ากับ Kc เสมอ

ตัวอย่าง

i. ปฏิกิริยา steam reforming : CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)

Kc =  () หน่วย mol2 dm-6

ii. ปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนีย : N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Kc =  () หน่วย mol -2 dm6

iii. ปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียลดลงเหลือเท่าตัว : 1/2 N2(g) + 3/2H2(g) NH3(g)

Kc =  () หน่วย mol-1 dm3

ตัวอย่างการคำนวณโดยใช้ K

ตัวอย่าง ก๊าซไฮโดรเจน ไอโอไดด์สลายตัวได้ง่าย ดังสมการ : 2HI(g) () H2(g) + I2(g)

ถ้าบรรจุ HI 4.00 โมล ลงในภาชนะ 5.00 ลิตร ที่อุณหภูมิ 458oC พบว่าที่สมดุลจะมีปริมาณของ I2 0.442 โมล จงหาค่า Kc ของปฏิกิริยานี้

ตอบ 0.0201 

Chemistry 6

การไทเทรตกรด-เบส

     หมายถึง กระบวนการหาปริมาณสาร โดยวิธีใช้สารละลายมาตรฐานที่ทราบค่าความเข้มข้นที่
แน่นอน ให้ทำปฏิกิริยากับสารตัวอย่าง โดยอาศัยหลักการเกิดปฏิกิริยาระหว่างสารละลายกรดและเบสที่เข้าทำปฏิกิริยากันพอดี ทำให้คำนวณหาความเข้มข้นหรือปริมาณของสารตัวอย่างดังกล่าวได้
       วิธีการไทเทรตกรด-เบส คือ นำสารละลายกรดหรือเบสตัวอย่างที่ต้องการวิเคราะห์หาปริมาณ มาทำการไทเทรตกับสารละลายเบสหรือกรดมาตรฐานที่ทราบค่าความเข้มข้นที่แน่นอน กล่าวคือ ถ้าสารละลายตัวอย่างเป็นสารละลายกรด ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นเบส นำมาทำการไทเทรต แล้วบันทึกปริมาตรของสารละลายมาตรฐานที่ใช้ในการทำปฏิกิริยาพอดีกัน จากนั้นนำไปคำนวณหาปริมาณของสารตัวอย่างต่อไป หรือทางตรงกันข้าม ถ้าใช้สารละลายตัวอย่างเป็นเบส ก็ต้องใช้สารละลายมาตรฐานเป็นกรด
       ตัวอย่างเช่น การหาค่าสารละลายกรด HCl ว่ามีความเข้มข้นเท่าใดเราอาจใช้สารละลายมาตรฐาน NaOH เข้มข้น 0.100 โมล/ลิตร มาทำการไทเทรตกับสารละลาย HCl ตัวอย่าง จำนวนหนึ่ง (อาจจะเป็น 50 cm³ ) เมื่อทราบปริมาตรของ NaOH ที่ใช้ในการทำปฏิกิริยาพอดีกับ HCl จำนวน 50 cm³ นี้โดยอินดิเคเตอร์เป็นตัวบอกจุดยุติ แล้วเราก็สามารถคำนวณหาความเข้มข้นของกรด HCl ได้
       สารละลายมาตรฐาน ที่ทราบความเข้มข้นแน่นอน บรรจุอยู่ในเครื่องแก้วที่เรียกว่า บิวเรตต์ ซึ่งจะมีก๊อกไขปิด-เปิดเพื่อหยดสารละลายมาตรฐานมายังขวดรูปกรวยที่บรรจุสารละลายตัวอย่างที่ต้องการวิเคราะห์ ในการไทเทรต ค่อยๆ หยดสารละลายมาตรฐานลงมาทำปฏิกิริยากับสารตัวอย่างในขวดรูปกรวย เขย่าหรือหมุนขวดรูปกรวยเพื่อให้สารผสมกันพอดี ไทเรตจนกระทั่งอินดิเคเตอร์เปลี่ยนสีก็หยุดไทเทรต แล้วบันทึกปริมาตรสารละลายมาตรฐานที่ใช้ เพื่อนำไปคำนวณหา pH สารละลายต่อไป
เครื่องแก้วเชิงปริมาตร ที่ใช้ในการถ่ายเทของเหลวตัวอย่าง ลงในขวดรูปกรวยจะใช้เครื่องแก้วที่สามารถ อ่านปริมาตรได้ค่าที่ละเอียด และมีค่าถูกต้องมากที่สุด นั่นคือจะใช้ ปิเปตต์ (จะไม่ใช้กระบอกตวงเพราะให้ค่าที่ไม่ละเอียด และความถูกต้องน้อย) ซึ่งมีขนาดต่างๆ ให้เลือกใช้ เช่น ขนาด 1 cm³ , 5, 10, 25, 50 cm³ เป็นต้น วิธีใช้ปิเปตต์จะใช้ลูกยางช่วยในการดูดสารละลาย โดยในตอนแรก บีบอากาศออกจากลูกยาง ที่อยู่ปลายบนของปิเปตต์ แล้วจุ่มปลายปิเปตต์ ลงในสารละลายที่ต้องการปิเปตต์ แล้วค่อยๆ ปล่อยลูกยาง สารละลายจะถูกดูดขึ้นมาในปิเปตต์ เมื่อสารละลายอยู่เหนือขีดบอกปริมาตร ดึงลูกยางออก รีบใช้นิ้วชี้กดที่ปลายปิเปตต์ค่อยๆ ปล่อยสารละลายออกจนถึงขีดบอกปริมาตรบน จากนั้นก็ปล่อยสารละลาย ออกจากปิเปตต์สู่ขวดรูปกรวยจนหมด

การไทเทรตกรด-เบส

รูปแสดงการใช้ปิเปตต์

รูปแสดงการใช้บิวเรตต์ 

::กลับด้านบน:

อินดิเคเตอร์กับการไทเทรตกรด-เบส

       อินดิเคเตอร์กรด-เบส ที่เหมาะสมกับปฏิกิริยาการไทเทรตจะต้องมีค่า pH ที่จุดกึ่งกลางช่วงการเปลี่ยนสีใกล้เคียงหรือเท่ากับ pH ที่จุดสมมูลของปฏิกิริยา นอกจากนี้ การเลือกใช้อินดิเคเตอร์กรด-เบส ต้องพิจารณาสีที่ปรากฎ จะต้องมีความเข้มมากพอที่จะมองเห็นได้ง่าย หรือเห็นการเปลี่ยนสีได้ชัดเจน ช่วงการเปลี่ยนสีของอินดิเคเตอร์ จะเกิดขึ้นในช่วง 2 หน่วย pH
       ตัวอย่างเช่น การไทเทรตกรดแก่กับเบสแก่ pH ของสารละลายผลิตภัณฑ์ที่เกิดจากปฏิกิริยาการไทเทรต เมื่อถึงจุดสมมูลมีค่าใกล้เคียง 7 ก็ควรเลือกใช้อินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH ของการเปลี่ยนสีใกล้เคียงกับ 7 เช่น อาจใช้โบรโมไทมอลบลูหรือ ฟีนอล์ฟทาลีน ซึ่งจะเปลี่ยนจากไม่มีสีเป็นสีชมพู ในช่วง pH 8.20-10.00 เป็นต้น ดังนั้น ถ้าทราบ pH ของสารละลายที่จุดสมมูลของปฏิกิริยาการไทเทรตก็สามารถเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมได้
การเลือกอินดิเคเตอร์ ก็ขึ้นอยู่กับชนิดของปฏิกิริยาระหว่างกรดกับเบส เพราะที่จุดสมมูลของแต่ละปฏิกิริยานั้น มีค่า pH ที่ต่างกัน
       การฟของการไทเทรตจะช่วยในการเลือกอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมได้ดี เพราะกราฟจะแสดงค่า pH ของสารละลายขณะไทเทรต ตั้งแต่ก่อนจุดสมมูล ที่จุดสมมูล และหลังจุดสมมูล จุดที่ pH ของสารละลายเปลี่ยนแปลงมาก ซึ่งเป็นจุดสมมูลนั้น จะบอกช่วง pH ของอินดิเคเตอร์ที่จะเลือกใช้ ในการพิจารณาเลือกอินดิเคเตอร์ จากกราฟของการไทเทรต จะแบ่งออกตามชนิดของปฏิกิริยาดังนี้

1.อินดิเคเตอร์สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสแก่

รูปกราฟของการไทเทรตระหว่างกรดแก่และเบสแก่ จะแสดง pH ที่จุดสมมูลอยู่ที่ pH ใกล้เคียง 7

       จากกราฟ จะเห็นว่าค่า pH เปลี่ยนแปลงรวดเร็วที่จุดใกล้ๆ จุดยุติ (ตั้งแต่ pH 4-10) ดังนั้นอินดิเคเตอร์ที่มีช่วง pH ของการเปลี่ยนแปลงสีระหว่าง 4 ถึง 10 ก็สามารถนำมาใช้ได้ ซึ่งอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสมที่อาจใช้ได้ ได้แก่ เมทิลเรด (4.4-6.2) โบรโมไทมอลบลู (6.0-7.5) และฟีนอล์ฟทาลีน(8.2-10.0) ดังแสดงในภาพ แต่เรามักจะนิยมใช้ฟีนอล์ฟทาลีน เพราะสังเกตการเปลี่ยนแปลงสีได้ชัดเจน สำหรับ โบรโมคลีซอล กรีน (3.8-5.4) ไม่เหมาะสมที่จะใช้เป็นอินดิเคเตอร์สำหรับกรดแก่และเบสแก่ เพราะช่วงเปลี่ยนสีที่เป็นรูปเบสของอินดิเคเตอร์ จะเกิดก่อนจุดสมมูล ทำให้เกิดความคลาดเคลื่อนในการบอกจุดยุติ

2.อินดิเคเตอร์สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่

       การเลือกอินดิเคเตอร์สำหรับการไทเทรตกรดอ่อน เช่น กรดแอซิติก กับเบสแก่ เช่น NaOH จะมีข้อจำกัดมากกว่าที่จุดสมมูลของการไทเทรต สารละลายจะมีโซเดียมแอซิเตต ทำให้สารละลายเป็นเบส มี pH มากกว่า 7

รูปกราฟแสดงการไทเทรตระหว่างกรดอ่อนกับเบสแก่และอินดิเคเตอร์ที่เหมาะสม

       จากกราฟจะเห็นได้ว่า เมทิลเรด จะเปลี่ยนสีก่อนจุดสมมูลจึงไม่เหมาะที่จะใช้เป็นอินดิเคเตอร์สำหรับกรดแอซิติกกับ NaOH (เข้มข้น 0.100 M) ฟีนอล์ฟทาลีนเปลี่ยนสีที่ช่วงจุดสมมูลพอดี โบรโมไทมอลบลู อาจจะใช้เป็นอินดิเคเตอร์ได้ดี เมื่อใช้สีมาตรฐานเทียบ

3.อินดิเคเตอร์สำหรับปฏิกิริยาระหว่างกรดแก่กับเบสอ่อน

       การเปลี่ยนแปลง pH ของสารละลายขณะไทเทรตเบสอ่อน เช่น NH₃ กับกรดแก่ เช่น HCl จะค่อยๆ ลดลง เมื่อใช้ HCl เป็นสารมาตรฐาน ที่จุดยุติจะได้เกลือ NH₄Cl และ pH < 7 ในการไทเทรต 0.100 M NH₃ กับ 0.100 M HCl จะได้กราฟของการไทเทรต (ดังภาพ)

รูปกราฟของการไทเทรตระหว่าง 0.1000 M NH₃ กับ 0.1000 M HCl 
       จากกราฟ เราสามารถพิจารณาชาวง pH 3-7.5 ในการเลือกอินดิเคเตอร์ ซึ่งเราอาจใช้โบรโมไทมอลบลูหรือเมทิลเรดได้ แต่ไม่ควรใช้ฟีนอล์ฟทาลีนเพราะช่วง pH ของฟีนอล์ฟทาลีนมากกว่า 7 ทำให้เกิดความคลาดเคลื่อนในการบอกจุดสมมูล

Chemistry 5

สมดุลเคมี Chemical Equilibrium

ปฏิกิริยาเคมีส่วนใหญ่เป็นปฏิกิริยาที่ดำเนินไปทิศทางเดียวคือจากสารตั้งต้นเปลี่ยนแปลงไปเป็นผลิตภัณฑ์และเกิดขึ้นอย่างสมบูรณ์ เช่น การเผาไหม้น้ำมันเชื้อเพลิง เป็นต้น ปฏิกิริยานี้จัดเป็นปฏิกิริยาที่ผันกลับไม่ได้แต่เราก็จะพบเสมอว่าบางปฏิกิริยาไม่ดำเนินไปจนเสร็จสมบูรณ์ หมายความว่าตัวทำปฏิกิริยาทั้งหมดไม่ได้เปลี่ยนไปเป็นผลปฏิกิริยา ยังคงเหลือตัวทำปฏิกิริยาอยู่ ปฏิกิริยาเช่นนี้เรียกว่าปฏิกิริยาที่ผันกลับได้ (Reversible Reaction)

1. การเปลื่ยนแปลงที่ผันกลับได้    การเปลื่ยนแปลงที่เมื่อเปลี่ยนแปลงไปแล้วสามารถกลับคืนสู่สภาพ                                                           เดิมได้อีกหรือหมายถึงการเปลี่ยนแปลงที่มีทั้งการเปลี่ยนแปลงไป                                                           ข้างหน้าและการเปลี่ยนแปลงย้อนกลับได้

2. ภาวะสมดุล    เมื่อสารทำปฏิกิริยากันที่ภาวะสมดุลจะมีทั้งสารที่เข้าทำปฏิกิริยาและ ผลผลิต ภาวะ                                   สมดุลเกิดขึ้นเมื่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า เท่ากับอัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อ                                 กลับ ถ้าในระบบที่พิจารณาถ้าปฏิกิริยาเปลี่ยนไปข้างหน้าและย้อนกลับเกิดขึ้นตลอด                                 เวลา เรียกว่า สมดุลพลวัต หรือ สมดุลไดนามิก

3. การดำเนินเข้าสู่ภาวะสมดุลของระบบ    ไม่ขึ้นอยู่กับทิศทางไม่ว่าจะเริ่มจากการเปลี่ยนแปลงไปข้าง                                                                        หน้าหรือเริ่มจากการเปลี่ยนแปลงย้อนกลับเมื่อระบบเข้าสู่                                                                          ภาวะสมดุลภาวะสมดุลที่เกิดขึ้นจะมีลักษณะเหมือนกันทุก                                                                        ประการ

Chemistry 4

ปฏิกิริยาอันดับศูนย์

        ปฏิกิริยาอันดับหนึ่งและปฏิกิริยาอันดับสองเป็นปฏิกิริยาที่พบมากที่สุด ส่วนปฏิกิริยาอันดับศูนย์ (zero order) นั้นมีไม่มากนัก ปฏิกิริยาอันดับศูนย์เป็นปฏิกิริยาที่ศึกษาได้ง่ายเพราะมีกฎอัตราเป็นดังนี้

r    =     k[A]⁰ =     k

ดังนั้น ปฏิกิริยาชนิดนี้จึงมีอัตราการเกิดคงที่เสมอ ไม่ขึ้นกับความเข้มข้นของสารตั้งต้น

ตัวอย่าง การสลายตัวของ NH₃ บนผิวของโมลิบดีนัม (ตัวเร่งปฏิกิริยา) การเพิ่มความดัน (เพิ่มความเข้มข้น) ของแก๊สไม่ได้ช่วยเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยา ซึ่งเราจะเรียกว่า เป็นปฏิกิริยาอันดับศูนย์ (zero-order reaction)

จะเห็นได้ว่า อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะคงที่ตลอดเวลาที่เกิดปฏิกิริยา ถ้าเราเขียนกราฟแสดงความสัมพันธ์ระหว่าง [A] กับ t ก็จะได้กราฟเป็นเส้นตรงที่มีความชัน -k

 สำหรับปฏิกิริยาอันดับศูนย์ เราสามารถหาครึ่งชีวิตได้โดยการแทนค่า [A] = [A]₀/2 ลงในสมการ จะได้

จะสังเกตได้ว่า ค่าครึ่งชีวิตของปฏิกิริยาอันดับศูนย์แตกต่างจากค่าครึ่งชีวิตของปฏิกิริยาอันดับหนึ่งและอันดับสอง เราจึงสามารถบอกความแตกต่างของปฏิกิริยาอันดับศูนย์จากปฏิกิริยาหนึ่งและอันดับสองโดยใช้ครึ่งชีวิตได้

Chemistry 3

                                อันดับของปฏิกิริยา (Order of Reaction)

อันดับของปฏิกิริยา คือผลบวกของเลขชี้กำลังของความเข้มข้นของสารตั้งต้นในกฎอัตรา เช่น

      ถ้า n = 1 และ m = 1 รวมกันเป็น 2 เรียกว่า ปฏิกิริยาอันดับที่สอง (Second Order of Reaction)

                  เขียนกฎอัตราได้เป็น r = k[A]^1[B]^1

      ถ้า n = 2 และ m = 1 รวมกันเป็น 3 เรียกว่า ปฏิกิริยาอันดับที่สาม (Third Order of Reaction)

                  เขียนกฎอัตราได้เป็น r = k[A]^2[B]^1

      ถ้า n = 0 และ m = 1 รวมกันเป็น 1 เรียกว่า ปฏิกิริยาอันดับที่หนึ่ง (First Order of Reaction)

                  เขียนกฎอัตราได้เป็น r = k[A]^0[B]^1 หรือ k[B]^1

      สำหรับในกฎอัตราใดที่มีความเข้มข้นของสารตั้งต้นยกกำลังศูนย์ หมายความว่า การเปลี่ยนความเข้มข้นของสารตั้งต้น ไม่ว่าจะเพิ่มหรือลดลง ก็ไม่มีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีทั้งสิ้น

      จากกฎอัตราข้างต้น ถ้า n = 0 และ m = 0 เรียกว่า ปฏิกิริยาอันดับศูนย์

      เขียนกฎอัตราได้เป็น r = k[A]^0[B]^0 หรือ r = k

      ตัวอย่างปฏิกิริยาอันดันศูนย์ เช่น ปฏิกิริยาการกำจัดแอลกอฮอล์จากกระแสเลือดในตับของคน 

เมื่อแอลกอฮอล์เข้าสู่กระแสเลือด ร่างกายก็จะขับออกด้วยอัตราการสลายคงที่ ไม่ว่าปริมาณแอลกอฮอล์ในเลือดจะมีความเข้มข้นมากหรือน้อยเพียงใดก็ตาม

                               พลังงานก่อกัมมันต์ (Activation energy)

พลังงานก่อกัมมันต์ (Activation energy : Ea) คือ พลังงานจำนวนน้อยที่สุดที่เกิดจากการชนกันของอนุภาคของสารตั้งต้นแล้วทำให้เกิดปฏิกิริยาเคมี ใช้หน่วยเป็น kJ/mol หรือ kcal/mol

ข้อสำคัญของพลังงานก่อกัมมันต์

1. ปฏิกิริยาเคมีต่างกัน พลังงานก่อกัมมันต์ต่างกัน

2. ปฏิกิริยาที่มีพลังงานก่อกัมมันต์ต่ำ ปฏิกิริยาจะเกิดง่ายหรือเร็วกว่า ปฏิกิริยาที่มีพลังงานก่อกัมมันต์สูง

3. พลังงานก่อกัมมันต์ไม่เกี่ยวข้องกับอัตราการเกิดปฏิกิริยา กล่าวคือ ปฏิกิริยาที่มีพลังงานก่อกัมมันต์ต่ำ     ปฏิกิริยานั้นอาจจะมีอัตราการเกิดปฏิกิริยาเร็วหรือสูงก็ได้

4. พลังงานก่อกัมมันต์ไม่เกี่ยวข้องกับพลังงานของปฏิกิริยา

       

Chemistry 2

แนวคิดเกี่ยวกับการเกิดปฏิกิริยาเคมี
- ทฤษฎีการชน 
เป็นทฤษฎีที่อธิบายว่า ผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นก็ต่อเมื่ออนุภาคของสารตั้งต้นนั้นจะต้องมาชนกัน  และการชนนั้นจะต้องอาศัยการจัดตัวอย่างเหมาะสมและมีพลังงานมากพอจึงสามารถเกิดปฏิกิริยาได้ โดยพลังงานที่น้อยที่สุดที่ทำให้เกิดปฏกิริยาเคมีขึ้น เรียกว่า พลัีงงานก่อกัมมันต์ Ea- ทฤษฎีสารเชิงซ้อนที่ถูกกระุตุ้นอธิบายว่า อนุภาคสารเป็นกลุ่มหมอกอิเล็กตรอนห่อหุ้มอยู่ เมื่อเคลื่อนที่เข้าหากันในระยะที่เหมาะสม จะถูกกระทบกระเทือน ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงพันธะเคมี เรียกว่า สารเชิงซ้อนที่ถูกกระตุ้น สารนี้จะไม่อยู่ตัวจนจะสลายตัวให้ผลิตภัณฑ์ หรือเป็นสารตั้งต้นดังเดิมก็ได้






กฏอัตรา

1. กฏอัตราสำหรับปฏิกิริยาหนึ่งหาได้จากการผลทดลอง
2. เลขชี้กำลังของความเข้มข้นของสารตั้งต้นในกฏอัตราบอกให้ทราบว่าการเปลี่ยนความเข้มข้นของสาร     ตั้งต้นนั้นมีผลต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยามากน้อยเพียงใด
    เช่น ถ้าปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นคือ aA+bB ------} cC+dD
                                   
                                               กฏอัตรา  R=K[A]^n [B]^m

   ถ้า m และ n มีค่ามากกว่าศูนย์ แสดงว่าอัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของ A และ B เมื่อ    เพิ่มความเข้มข้นของสารตั้งต้นใด อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็เพิ่มตามและถ้าลดความเข้มข้นของสารตั้ง      ต้นใด อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็ลดตามไปด้วย    
   ผลบวกของเลขชี้กำลังของความเข้มข้นของสารตั้งต้นในกฏอัตราเรียกว่า  อันดับของปฏิกิริยา
   (Order of Reaction)