Πώς να υπολογίσετε τη θερμική επίδραση μιας αντίδρασης. Υπολογισμοί με χρήση θερμοχημικών εξισώσεων

Εργασία Αρ.6

Υπολογίστε τη μέση θερμοχωρητικότητα της ουσίας που δίνεται στον πίνακα. 6, στο εύρος θερμοκρασίας από 298 έως ΤΠΡΟΣ ΤΗΝ.

Πίνακας 6

	Ουσία			Ουσία

Λύση:

Ας εξετάσουμε τον υπολογισμό της μέσης θερμοχωρητικότητας της αμμωνίας στο εύρος θερμοκρασίας από 298 έως 800 ΠΡΟΣ ΤΗΝ.

Θερμοχωρητικότηταείναι ο λόγος της ποσότητας θερμότητας που απορροφάται από ένα σώμα όταν θερμαίνεται προς την αύξηση της θερμοκρασίας που συνοδεύει τη θέρμανση. Για μια μεμονωμένη ουσία υπάρχουν ειδικός(ένα κιλό) και τραπεζίτης(ένα mole) θερμοχωρητικότητα.

Πραγματική θερμοχωρητικότητα

, (21)

Οπου δ Q - απειροελάχιστη ποσότητα θερμότητας που απαιτείται για να αυξηθεί η θερμοκρασία του σώματος κατά ένα απειροελάχιστο ποσό dT .

Μέση θερμοχωρητικότηταείναι ο λόγος της ποσότητας της θερμότητας Qσε αύξηση της θερμοκρασίας ∆ Τ = Τ 2 – Τ 1 ,

.

Δεδομένου ότι η θερμότητα δεν είναι συνάρτηση της κατάστασης και εξαρτάται από τη διαδρομή της διαδικασίας, είναι απαραίτητο να υποδειχθούν οι συνθήκες για τη διαδικασία θέρμανσης. Σε ισοχωρικές και ισοβαρικές διεργασίες για απειροελάχιστη μεταβολή δ Q V = dU Και δ Q Π = dH, Να γιατί

Και
. (22)

Σύνδεση μεταξύ αληθινό ισοχορικό(ΜΕ V) Και ισοβαρής (ντο Π) θερμικές ικανότητεςουσίες και τους μέση τιμήισοχωρικός
και ισοβαρική
θερμικές ικανότητεςστο εύρος θερμοκρασίας από Τ 1 πριν Τ 2 εκφράζεται με τις εξισώσεις (23) και (24):

; (23)

. (24)

Η εξάρτηση της πραγματικής θερμοχωρητικότητας από τη θερμοκρασία εκφράζεται με τις ακόλουθες εμπειρικές εξισώσεις:

; (για όχι οργανική ύλη) (25)

. (για οργανικές ουσίες) (26)

Ας χρησιμοποιήσουμε έναν κατάλογο φυσικών και χημικών μεγεθών. Ας γράψουμε τους συντελεστές (a, b, c) της εξίσωσης για την εξάρτηση της ισοβαρικής θερμοχωρητικότητας της αμμωνίας από τη θερμοκρασία:

Πίνακας 7

Ουσία
		σι·10 3	ντο / ·10 –5

Ας γράψουμε την εξίσωση για την εξάρτηση της πραγματικής θερμοχωρητικότητας της αμμωνίας από τη θερμοκρασία:

.

Ας αντικαταστήσουμε αυτήν την εξίσωση με τον τύπο (24) και ας υπολογίσουμε τη μέση θερμοχωρητικότητα της αμμωνίας:

= 1/(800-298)
=

0,002 = 43,5 J/mol K.

Πρόβλημα Νο. 7

Για τη χημική αντίδραση που δίνεται στον πίνακα. 2, σχεδιάστε τις εξαρτήσεις του αθροίσματος των θερμικών ικανοτήτων των προϊόντων αντίδρασης από τη θερμοκρασία
και το άθροισμα των θερμοχωρητικοτήτων των αρχικών ουσιών ανάλογα με τη θερμοκρασία
. Εξισώσεις εξάρτησης
πάρτε το από το βιβλίο αναφοράς. Υπολογίστε τη μεταβολή της θερμοχωρητικότητας κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης (
) σε θερμοκρασίες 298 K, 400 K και ΤΚ (Πίνακας 6).

Λύση:

Ας υπολογίσουμε τη μεταβολή της θερμοχωρητικότητας σε θερμοκρασίες 298 K, 400 K και 600 K χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης σύνθεσης αμμωνίας:

Ας γράψουμε τους συντελεστές (a, b, c, c /) 1 των εξισώσεων για την εξάρτηση της πραγματικής θερμοχωρητικότητας της αμμωνίας από τη θερμοκρασία για τις πρώτες ύλες και τα προϊόντα αντίδρασης, λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές . Ας υπολογίσουμε το άθροισμα των συντελεστών. Για παράδειγμα, το άθροισμα των συντελεστών ΕΝΑγια τις αρχικές ουσίες ισούται με

= 27,88 + 3·27,28 = 109,72.

Άθροισμα πιθανοτήτων ΕΝΑγια τα προϊόντα αντίδρασης ισούται με

= 2·29,8 = 59,6.

=
=59,6 – 109,72 = –50,12.

Πίνακας 8

Ουσία			σι·10 3	ντο / ·10 – 5	s·10 6
πρωτότυπο ουσίες
( , , )
( , , )
, ,

Έτσι, η εξίσωση εξάρτησης

για τα προϊόντα αντίδρασης έχει την ακόλουθη μορφή:

= 59,60 + 50,96·10 –3 T – 3,34·10 5 /T 2.

Να σχεδιάσετε την εξάρτηση του αθροίσματος της θερμοχωρητικότητας των προϊόντων αντίδρασης από τη θερμοκρασία
Ας υπολογίσουμε το άθροισμα των θερμικών ικανοτήτων σε διάφορες θερμοκρασίες:

Στο T = 298 K

= 59,60 + 50,96 10 –3 298 – 3,34 10 5 /298 2 = 71,03 J/K;

Στο Τ = 400 Κ
= 77,89 J/K;

Στο T = 600 K
= 89,25 J/K.

Εξίσωση εξάρτησης
για τις αρχικές ουσίες έχει τη μορφή:

= 109,72 + 14,05·10 –3 T + 1,50·10 -5 /T 2 .

Υπολογίζουμε παρόμοια
αρχικές ουσίες σε διάφορες θερμοκρασίες:

Στο T=298 K

=109,72 + 14,05 10 –3 298 + 1,50 10 5 /298 2 =115,60 J/K;

Στο T = 400 K
= 116,28 J/K;

Στο T = 600 K
= 118,57 J/K.

Στη συνέχεια, υπολογίζουμε τη μεταβολή της ισοβαρικής θερμοχωρητικότητας
κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης σε πολλές θερμοκρασίες:

= –50,12 + 36,91 10 –3 T – 4,84 10 5 /T 2,

= –44,57 J/K;

= –38,39 J/K;

= –29,32 J/K.

Χρησιμοποιώντας τις υπολογισμένες τιμές, κατασκευάζουμε γραφήματα των εξαρτήσεων του αθροίσματος των θερμοχωρητικοτήτων των προϊόντων αντίδρασης και του αθροίσματος των θερμοχωρητικοτήτων των αρχικών ουσιών από τη θερμοκρασία.

Σχήμα 2. Εξαρτήσεις της συνολικής θερμικής ικανότητας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης από τη θερμοκρασία για την αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας

Σε αυτό το εύρος θερμοκρασίας, η συνολική θερμοχωρητικότητα των αρχικών ουσιών είναι υψηλότερη από τη συνολική θερμοχωρητικότητα των προϊόντων, επομένως,
σε όλο το εύρος θερμοκρασίας από 298 K έως 600 K.

Πρόβλημα Νο 8

Υπολογίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης που δίνεται στον πίνακα. 2, σε θερμοκρασία ΤΚ (Πίνακας 6).

Λύση:

Ας υπολογίσουμε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης σύνθεσης αμμωνίας σε θερμοκρασία 800°C ΠΡΟΣ ΤΗΝ.

Εξάρτηση θερμικής επίδρασης
περιγράφει αντιδράσεις από τη θερμοκρασία Ο νόμος του Kirchhoff

, (27)

Οπου
- αλλαγή στη θερμοχωρητικότητα του συστήματος κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Ας αναλύσουμε την εξίσωση:

1) Αν
> 0, δηλαδή το άθροισμα των θερμοχωρητικοτήτων των προϊόντων αντίδρασης είναι μεγαλύτερο από το άθροισμα των θερμοχωρητικοτήτων των αρχικών ουσιών, τότε > 0,. εθισμός
αυξάνεται και με την αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνεται το θερμικό αποτέλεσμα.

2) Αν
< 0, то< 0, т.е. зависимость убывающая, и с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

3) Αν
= 0, λοιπόν = 0, το θερμικό αποτέλεσμα δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία.

Σε ολοκληρωμένη μορφή, η εξίσωση Kirchhoff έχει την ακόλουθη μορφή:

. (28)

α) εάν η θερμοχωρητικότητα δεν αλλάξει κατά τη διάρκεια της διαδικασίας, δηλ. το άθροισμα των θερμοχωρητικοτήτων των προϊόντων αντίδρασης είναι ίσο με το άθροισμα των θερμοχωρητικοτήτων των αρχικών ουσιών (
), τότε το θερμικό αποτέλεσμα δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία

= συστ.

β) για κατά προσέγγιση υπολογισμόςμπορούμε να παραμελήσουμε την εξάρτηση της θερμικής ικανότητας από τη θερμοκρασία και να χρησιμοποιήσουμε τις τιμές της μέσης θερμικής ικανότητας των συμμετεχόντων στην αντίδραση (
). Σε αυτή την περίπτωση, ο υπολογισμός γίνεται χρησιμοποιώντας τον τύπο

γ) για ακριβής υπολογισμόςαπαιτούνται δεδομένα σχετικά με την εξάρτηση της θερμικής ικανότητας όλων των συμμετεχόντων στην αντίδραση από τη θερμοκρασία
. Σε αυτή την περίπτωση, το θερμικό αποτέλεσμα υπολογίζεται χρησιμοποιώντας τον τύπο

(30)

Καταγράφουμε τα δεδομένα αναφοράς (Πίνακας 9) και υπολογίζουμε τις αλλαγές στις αντίστοιχες τιμές για κάθε στήλη κατ' αναλογία με την εργασία Νο. 7). Χρησιμοποιούμε τα δεδομένα που λαμβάνονται για να υπολογίσουμε:

Κατά προσέγγιση:

= –91880 + (–31,88)(800 – 298) = –107883,8 J = – 107,88 kJ.

= –91880 + (–50,12)(800 – 298) + 1/2·36,91·10 -3 (800 2 – 298 2) +

– (–4,84·10 5)(1/800 – 1/298) = – 107815 J = – 107,82 kJ.

Για την αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας, η μεταβολή της θερμοχωρητικότητας κατά τη διάρκεια της αντίδρασης
< 0 (см. задачу №7). Следовательно< 0, с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

Πίνακας 9

	Ουσία			Άθροισμα προϊόντων αντίδρασης	Ποσότητα για αρχικές ουσίες	Αλλαγή κατά την αντίδραση
,				=	=	=
, J/(mol K)				=	=	=
				=	=	=
				=	=	=
				=	= 1,5	=
				= 0	= 0	= 0

Ως αποτέλεσμα της μελέτης αυτού του θέματος, θα μάθετε: Από τις συνηθισμένες εξισώσεις χημικές αντιδράσειςδιαφέρουν από τις θερμοχημικές τους εξισώσεις. Ποιοι παράγοντες καθορίζουν τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων; Πώς διαφέρει η αληθινή (χημική) ισορροπία από τη φαινομενική ισορροπία; Προς ποια κατεύθυνση μεταβάλλεται η ισορροπία όταν αλλάζουν οι εξωτερικές συνθήκες; Ποιος είναι ο μηχανισμός της ομοιογενούς και ετερογενούς κατάλυσης. Τι είναι οι αναστολείς και οι προαγωγείς. Ως αποτέλεσμα της μελέτης αυτού του θέματος, θα μάθετε: Υπολογίζω θερμικές επιδράσειςχημικές αντιδράσεις που χρησιμοποιούν ενθαλπίες σχηματισμού ουσιών. Εκτελέστε υπολογισμούς χρησιμοποιώντας τη μαθηματική έκφραση της αρχής του Van't Hoff. Προσδιορίστε την κατεύθυνση της μετατόπισης στη χημική ισορροπία όταν η θερμοκρασία και η πίεση αλλάζουν. Ερωτήσεις μελέτης:

6.1. Ενέργεια χημικών διεργασιών

6.1.1. Εσωτερική ενέργεια και ενθαλπία

Σε κάθε διαδικασία τηρείται ο νόμος διατήρησης της ενέργειας:

Q = Δ U + A.

Αυτή η ισότητα σημαίνει ότι εάν η θερμότητα Q παρέχεται στο σύστημα, τότε δαπανάται για αλλαγή εσωτερική ενέργειαΔ U και να εκτελέσει το έργο Α.

Εσωτερική ενέργειασύστημα είναι το συνολικό του απόθεμα, συμπεριλαμβανομένης της ενέργειας της μεταφραστικής και περιστροφική κίνησημόρια, η ενέργεια κίνησης των ηλεκτρονίων στα άτομα, η ενέργεια αλληλεπίδρασης πυρήνων με ηλεκτρόνια, πυρήνων με πυρήνες κ.λπ., δηλ. όλα τα είδη ενέργειας, εκτός από την κινητική και τη δυναμική ενέργεια του συστήματος στο σύνολό του.

Η εργασία που εκτελείται από το σύστημα κατά τη μετάβαση από την κατάσταση 1, που χαρακτηρίζεται από τον όγκο V 1, στην κατάσταση 2 (όγκος V 2) σε σταθερή πίεση (εργασία διαστολής) είναι ίση με:

A = p(V 2 - V 1).

Σε σταθερή πίεση (p=const), λαμβάνοντας υπόψη την έκφραση για το έργο της διαστολής, ο νόμος διατήρησης της ενέργειας θα γραφεί ως εξής:

Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).

Το άθροισμα της εσωτερικής ενέργειας ενός συστήματος και του γινόμενου του όγκου και της πίεσης του λέγεται ενθαλπία N:

Δεδομένου ότι η ακριβής τιμή της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος είναι άγνωστη, οι απόλυτες τιμές των ενθαλπιών επίσης δεν μπορούν να ληφθούν. Επιστημονική σημασίαέχουν και πρακτική χρήσηβρείτε αλλαγές ενθαλπίας ΔΗ.

Η εσωτερική ενέργεια U και η ενθαλπία H είναι κρατικές λειτουργίεςσυστήματα. Συναρτήσεις κατάστασης είναι εκείνα τα χαρακτηριστικά του συστήματος, οι αλλαγές στα οποία καθορίζονται μόνο από την τελική και αρχική κατάσταση του συστήματος, δηλ. δεν εξαρτώνται από τη διαδρομή της διαδικασίας.

6.1.2. Εξω- και ενδόθερμες διεργασίες

Η εμφάνιση χημικών αντιδράσεων συνοδεύεται από απορρόφηση ή απελευθέρωση θερμότητας. Εξώθερμοονομάζεται αντίδραση που συμβαίνει με την απελευθέρωση θερμότητας μέσα περιβάλλον, ΕΝΑ ενδόθερμος– με την απορρόφηση θερμότητας από το περιβάλλον.

Πολλές διεργασίες στη βιομηχανία και στην εργαστηριακή πρακτική λαμβάνουν χώρα σε σταθερή πίεση και θερμοκρασία (T=const, p=const). Ενεργειακά χαρακτηριστικάαπό αυτές τις διαδικασίες είναι η αλλαγή στην ενθαλπία:

Q P = -Δ N.

Για διεργασίες που συμβαίνουν σε σταθερό όγκο και θερμοκρασία (T=const, V=const) Q V =-Δ U.

Για εξώθερμες αντιδράσεις ΔΗ< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Για παράδειγμα,

N2 (g) + SO2 (g) = N2O (g); ΔΝ 298 = +82 kJ,

CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g); ΔΝ 298 = -802 kJ.

Χημικές εξισώσεις, που υποδηλώνουν επιπλέον τη θερμική επίδραση της αντίδρασης (την τιμή DH της διεργασίας), καθώς και κατάσταση συνάθροισηςουσίες και θερμοκρασία λέγονται θερμοχημικήεξισώσεις.

Στις θερμοχημικές εξισώσεις σημειώνεται κατάσταση φάσηςΚαι αλλοτροπικές τροποποιήσειςαντιδραστήρια και προκύπτουσες ουσίες: g - αέριο, g - υγρό, j - κρυσταλλικό. S (διαμάντι), S (μονόκλινο), C (γραφίτης), C (διαμάντι), κ.λπ.

6.1.3. Θερμοχημεία; Ο νόμος του Hess

Μελετά ενεργειακά φαινόμενα που συνοδεύουν φυσικές και χημικές διεργασίες θερμοχημεία. Ο βασικός νόμος της θερμοχημείας είναι ο νόμος που διατύπωσε ο Ρώσος επιστήμονας G.I. Ο Χες το 1840.

Νόμος του Hess: η αλλαγή στην ενθαλπία μιας διεργασίας εξαρτάται από τον τύπο και την κατάσταση των πρώτων υλών και των προϊόντων αντίδρασης, αλλά δεν εξαρτάται από την πορεία της διαδικασίας.

Κατά την εξέταση των θερμοχημικών επιδράσεων, αντί για την έννοια της «αλλαγής στην ενθαλπία μιας διεργασίας», χρησιμοποιείται συχνά η έκφραση «ενθαλπία μιας διεργασίας», που σημαίνει με αυτήν την έννοια την τιμή Δ H. Είναι λάθος να χρησιμοποιείται η έννοια της « θερμική επίδραση μιας διεργασίας» κατά τη διατύπωση του νόμου του Hess, αφού η τιμή του Q σε γενική περίπτωσηδεν είναι συνάρτηση του κράτους. Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, μόνο σε σταθερή πίεση Q P = -Δ N (σε σταθερό όγκο Q V = -Δ U).

Έτσι, ο σχηματισμός PCl 5 μπορεί να θεωρηθεί ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης απλές ουσίες:

P (k, λευκό) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (k) ; ΔH 1,

ή ως αποτέλεσμα μιας διαδικασίας που λαμβάνει χώρα σε διάφορα στάδια:

P (k, λευκό) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); ΔH 2,

PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(k); ΔH 3,

ή συνολικά:

P (k, λευκό) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (k) ; Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Ενθαλπίες σχηματισμού ουσιών

Η ενθαλπία σχηματισμού είναι η ενθαλπία της διαδικασίας σχηματισμού μιας ουσίας σε μια δεδομένη κατάσταση συσσωμάτωσης από απλές ουσίες που βρίσκονται σε σταθερές τροποποιήσεις. Η ενθαλπία σχηματισμού θειικού νατρίου, για παράδειγμα, είναι η ενθαλπία της αντίδρασης:

2Na (k) + S (ρόμβος) + 2O 2 (g) = Na 2 SO 4 (k).

Η ενθαλπία σχηματισμού απλών ουσιών είναι μηδέν.

Δεδομένου ότι η θερμική επίδραση της αντίδρασης εξαρτάται από την κατάσταση των ουσιών, τη θερμοκρασία και την πίεση, κατά τη διεξαγωγή θερμοχημικών υπολογισμών συμφωνήθηκε να χρησιμοποιηθεί τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού– ενθαλπία σχηματισμού ουσιών που βρίσκονται σε δεδομένη θερμοκρασία σε τυπική κατάσταση. Η πραγματική κατάσταση της ουσίας σε μια δεδομένη θερμοκρασία και πίεση 101,325 kPa (1 atm) λαμβάνεται ως η τυπική κατάσταση για ουσίες σε συμπυκνωμένη κατάσταση. Τα βιβλία αναφοράς δίνουν συνήθως τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού ουσιών σε θερμοκρασία 25 o C (298 K), που αναφέρονται σε 1 mole ουσίας (Δ H f o 298). Οι τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού ορισμένων ουσιών σε T = 298 K δίνονται στον πίνακα. 6.1.

Πίνακας 6.1.

Τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού (Δ H f o 298) ορισμένων ουσιών

Ουσία	Δ Н f o 298, kJ/mol	Ουσία	Δ Н f o 298, kJ/mol

Τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού των περισσότερων σύνθετες ουσίεςείναι αρνητικές τιμές. Για μικρό αριθμό ασταθών ουσιών, Δ Н f o 298 > 0. Τέτοιες ουσίες, ειδικότερα, περιλαμβάνουν το μονοξείδιο του αζώτου (II) και το μονοξείδιο του αζώτου (IV), Πίνακας 6.1.

6.1.5. Υπολογισμός θερμικών επιδράσεων χημικών αντιδράσεων

Για τον υπολογισμό των ενθαλπιών των διεργασιών, χρησιμοποιείται ένα συμπέρασμα από το νόμο του Hess: η ενθαλπία μιας αντίδρασης είναι ίση με το άθροισμα των ενθαλπιών σχηματισμού των προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των ενθαλπιών σχηματισμού των αρχικών ουσιών, λαμβάνοντας υπόψη στοιχειομετρικοί συντελεστές.

Ας υπολογίσουμε την ενθαλπία αποσύνθεσης του ανθρακικού ασβεστίου. Η διαδικασία περιγράφεται από την ακόλουθη εξίσωση:

CaCO 3 (k) = CaO (k) + CO 2 (g).

Η ενθαλπία αυτής της αντίδρασης θα είναι ίση με το άθροισμα των ενθαλπιών σχηματισμού του οξειδίου του ασβεστίου και διοξείδιο του άνθρακαμείον την ενθαλπία σχηματισμού ανθρακικού ασβεστίου:

Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (k)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (k)).

Χρησιμοποιώντας τα δεδομένα στον Πίνακα 6.1. παίρνουμε:

Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.

Από τα δεδομένα που ελήφθησαν προκύπτει ότι η υπό εξέταση αντίδραση είναι ενδόθερμη, δηλ. προχωρά με την απορρόφηση της θερμότητας.

CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)

Συνοδεύεται από απελευθέρωση θερμότητας. Η ενθαλπία του θα είναι ίση

Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.

6.2. Ρυθμός χημικών αντιδράσεων

6.2.1. Έννοια ταχύτητας αντίδρασης

Ο κλάδος της χημείας που ασχολείται με τον ρυθμό και τους μηχανισμούς των χημικών αντιδράσεων ονομάζεται χημική κινητική. Ενας από βασικές έννοιεςστη χημική κινητική είναι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης καθορίζεται από τη μεταβολή της συγκέντρωσης των αντιδρώντων ανά μονάδα χρόνου με σταθερό όγκο του συστήματος.

Εξετάστε την ακόλουθη διαδικασία:

Έστω κάποια στιγμή στο χρόνο t 1 η συγκέντρωση της ουσίας A είναι ίση με την τιμή c 1 , και τη στιγμή t 2 – με την τιμή c 2 . Κατά τη διάρκεια της χρονικής περιόδου από t 1 έως t 2, η αλλαγή στη συγκέντρωση θα είναι Δ c = c 2 – c 1. Ο μέσος ρυθμός αντίδρασης είναι:

Το σύμβολο μείον τοποθετείται γιατί όσο προχωρά η αντίδραση (Δ t> 0) η συγκέντρωση της ουσίας μειώνεται (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και από τις συνθήκες αντίδρασης: συγκέντρωση, θερμοκρασία, παρουσία καταλύτη, πίεση (για αντιδράσεις αερίων) και ορισμένοι άλλοι παράγοντες. Συγκεκριμένα, όσο αυξάνεται η περιοχή επαφής των ουσιών, αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης. Ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται επίσης με την αύξηση της ταχύτητας ανάμιξης των αντιδρώντων.

Η αριθμητική τιμή του ρυθμού αντίδρασης εξαρτάται επίσης από το συστατικό από το οποίο υπολογίζεται ο ρυθμός αντίδρασης. Για παράδειγμα, η ταχύτητα της διαδικασίας

H 2 + I 2 = 2HI,

που υπολογίζεται από τη μεταβολή της συγκέντρωσης του HI είναι διπλάσιος από τον ρυθμό αντίδρασης που υπολογίζεται από τη μεταβολή στη συγκέντρωση των αντιδραστηρίων H 2 ή I 2.

6.2.2. Εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση. σειρά και μοριακότητα της αντίδρασης

Ο βασικός Νόμος χημική κινητική – νόμος ενεργές μάζες – καθορίζει την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων.

Ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος του προϊόντος των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων. Για την αντίδραση που γράφτηκε γενική εικόναΠως

aA + bB = cC + dD,

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση έχει τη μορφή:

v = k [A] α [B] β .

Σε αυτή την κινητική εξίσωση, k είναι ο συντελεστής αναλογικότητας, που ονομάζεται σταθερά ρυθμού; [Α] και [Β] είναι οι συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β. Η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης k εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και από τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις τους. Οι συντελεστές α και β βρίσκονται από πειραματικά δεδομένα.

Το άθροισμα των εκθετών στις κινητικές εξισώσεις ονομάζεται άθροισμα για νααντιδράσεις. Υπάρχει επίσης μια συγκεκριμένη σειρά αντίδρασης για ένα από τα συστατικά. Για παράδειγμα, για την αντίδραση

H 2 + C1 2 = 2 HC1

Κινητική εξίσωσημοιάζει με αυτό:

v = k 1/2,

εκείνοι. γενική τάξηείναι ίση με 1,5 και οι εντολές αντίδρασης για τα συστατικά H 2 και C1 2 είναι ίσες με 1 και 0,5, αντίστοιχα.

ΜοριακότηταΗ αντίδραση καθορίζεται από τον αριθμό των σωματιδίων των οποίων η ταυτόχρονη σύγκρουση επιφέρει μια στοιχειώδη δράση χημική αλληλεπίδραση. Στοιχειώδης πράξη (στοιχειώδες στάδιο)– μια ενιαία πράξη αλληλεπίδρασης ή μετατροπής σωματιδίων (μόρια, ιόντα, ρίζες) σε άλλα σωματίδια. Για στοιχειώδεις αντιδράσειςΗ μοριακότητα και η σειρά αντίδρασης είναι ίδιες. Εάν η διεργασία είναι πολλαπλών σταδίων και επομένως η γραφή της εξίσωσης αντίδρασης δεν αποκαλύπτει τον μηχανισμό της διαδικασίας, η σειρά της αντίδρασης δεν συμπίπτει με τη μοριακή της.

Οι χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε απλές (μονοβάθμιες) και σύνθετες, που συμβαίνουν σε διάφορα στάδια.

Μονομοριακή αντίδρασηείναι μια αντίδραση στην οποία η στοιχειώδης δράση είναι ένας χημικός μετασχηματισμός ενός μορίου. Για παράδειγμα:

CH 3 CHO (g) = CH 4 (g) + CO (g).

Διμοριακή αντίδραση– μια αντίδραση στην οποία η στοιχειώδης πράξη συμβαίνει όταν δύο σωματίδια συγκρούονται. Για παράδειγμα:

H 2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).

Τριμοριακή αντίδραση – απλή αντίδραση, η στοιχειώδης πράξη του οποίου συμβαίνει κατά την ταυτόχρονη σύγκρουση τριών μορίων. Για παράδειγμα:

2NO (g) + O 2 (g) = 2 NO 2 (g).

Έχει διαπιστωθεί ότι η ταυτόχρονη σύγκρουση περισσότερων από τριών μορίων, που οδηγεί στον σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης, είναι πρακτικά αδύνατη.

Ο νόμος της μαζικής δράσης δεν ισχύει για αντιδράσεις που περιλαμβάνουν στερεά, αφού οι συγκεντρώσεις τους είναι σταθερές και αντιδρούν μόνο στην επιφάνεια. Ο ρυθμός τέτοιων αντιδράσεων εξαρτάται από το μέγεθος της επιφάνειας επαφής μεταξύ των αντιδρώντων ουσιών.

6.2.3. Εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία

Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας. Αυτή η αύξηση προκαλείται από μια αύξηση κινητική ενέργειαμόρια. Το 1884, ο Ολλανδός χημικός Van't Hoff διατύπωσε τον κανόνα: Με κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

Ο κανόνας του Van't Hoff γράφεται ως:

,

όπου V t 1 και V t 2 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης σε θερμοκρασίες t 1 και t 2. γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας, ίσος με 2 - 4.

Ο κανόνας του Van't Hoff χρησιμοποιείται για να προσεγγίσει την επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης. Μια πιο ακριβής εξίσωση που περιγράφει την εξάρτηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία προτάθηκε το 1889 από τον Σουηδό επιστήμονα S. Arrhenius:

.

Στην εξίσωση Arrhenius, το A είναι μια σταθερά, το E είναι η ενέργεια ενεργοποίησης (J/mol). T – θερμοκρασία, Κ.

Σύμφωνα με τον Arrhenius, δεν καταλήγουν όλες οι μοριακές συγκρούσεις χημικούς μετασχηματισμούς. Μόνο τα μόρια με κάποια περίσσεια ενέργειας μπορούν να αντιδράσουν. Αυτή η περίσσεια ενέργειας που πρέπει να έχουν τα συγκρουόμενα σωματίδια για να συμβεί μια αντίδραση μεταξύ τους ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης.

6.3. Έννοια της κατάλυσης και των καταλυτών

Ο καταλύτης είναι μια ουσία που αλλάζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, αλλά παραμένει χημικά αμετάβλητη μετά την ολοκλήρωση της αντίδρασης.

Μερικοί καταλύτες επιταχύνουν την αντίδραση, άλλοι καλούνται αναστολείς, επιβραδύνετε την πρόοδό του. Για παράδειγμα, η προσθήκη μικρής ποσότητας MnO 2 στο υπεροξείδιο του υδρογόνου H2O2 ως καταλύτης προκαλεί ταχεία αποσύνθεση:

2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

Παρουσία μικρών ποσοτήτων θειικού οξέος, παρατηρείται μείωση του ρυθμού αποσύνθεσης του H 2 O 2. Σε αυτή την αντίδραση θειικό οξύδρα ως αναστολέας.

Ανάλογα με το αν ο καταλύτης βρίσκεται στην ίδια φάση με τα αντιδρώντα ή σχηματίζει μια ανεξάρτητη φάση, διακρίνονται ομοιογενήςΚαι ετερογενής κατάλυση.

Ομοιογενής κατάλυση

Στην περίπτωση της ομογενούς κατάλυσης, τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται στην ίδια φάση, για παράδειγμα, αέρια. Ο μηχανισμός δράσης του καταλύτη βασίζεται στο γεγονός ότι αλληλεπιδρά με αντιδρώντες ουσίες σχηματίζοντας ενδιάμεσες ενώσεις.

Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό δράσης του καταλύτη. Ελλείψει καταλύτη, η αντίδραση

Προχωράει πολύ αργά. Ο καταλύτης σχηματίζει ένα αντιδραστικό ενδιάμεσο προϊόν με τις αρχικές ουσίες (για παράδειγμα, με την ουσία Β):

το οποίο αντιδρά έντονα με άλλο υλικό έναρξης για να σχηματίσει το τελικό προϊόν της αντίδρασης:

VK + A = AB + K.

Η ομοιογενής κατάλυση λαμβάνει χώρα, για παράδειγμα, στη διαδικασία οξείδωσης του οξειδίου του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI), η οποία συμβαίνει παρουσία οξειδίων του αζώτου.

Ομοιογενής αντίδραση

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

ελλείψει καταλύτη πηγαίνει πολύ αργά. Αλλά όταν εισάγεται ένας καταλύτης (NO), σχηματίζεται μια ενδιάμεση ένωση (NO2):

O 2 + 2 NO = 2 NO 2,

που οξειδώνει εύκολα το SO 2:

NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.

Η ενέργεια ενεργοποίησης της τελευταίας διαδικασίας είναι πολύ χαμηλή, επομένως η αντίδραση προχωρά με υψηλή ταχύτητα. Έτσι, η επίδραση των καταλυτών μειώνεται στη μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης της αντίδρασης.

Ετερογενής κατάλυση

Στην ετερογενή κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις. Ο καταλύτης είναι συνήθως σε στερεό και τα αντιδρώντα είναι σε υγρό ή αέριες καταστάσεις. Στην ετερογενή κατάλυση, η επιτάχυνση της διεργασίας συνήθως συνδέεται με την καταλυτική επίδραση της επιφάνειας του καταλύτη.

Οι καταλύτες διακρίνονται από την επιλεκτικότητα δράσης τους. Έτσι, για παράδειγμα, με την παρουσία ενός καταλύτη οξειδίου του αργιλίου Al 2 O 3 στους 300 o C, το νερό και το αιθυλένιο λαμβάνονται από αιθυλική αλκοόλη:

C 2 H 5 OH – (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.

Στην ίδια θερμοκρασία, αλλά παρουσία χαλκού Cu ως καταλύτη, λαμβάνει χώρα αφυδρογόνωση της αιθυλικής αλκοόλης:

C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2 .

Μικρές ποσότητες ορισμένων ουσιών μειώνουν ή και καταστρέφουν εντελώς τη δραστηριότητα των καταλυτών (δηλητηρίαση από καταλύτες). Τέτοιες ουσίες ονομάζονται καταλυτικά δηλητήρια. Για παράδειγμα, το οξυγόνο προκαλεί αναστρέψιμη δηλητηρίαση του καταλύτη σιδήρου κατά τη σύνθεση της NH 3. Η δραστηριότητα του καταλύτη μπορεί να αποκατασταθεί περνώντας ένα φρέσκο ​​μείγμα αζώτου και υδρογόνου καθαρισμένου από οξυγόνο. Το θείο προκαλεί μη αναστρέψιμη δηλητηρίαση του καταλύτη κατά τη σύνθεση της NH 3. Η δραστηριότητά του δεν μπορεί να αποκατασταθεί περνώντας ένα φρέσκο ​​μείγμα N 2 + H 2.

Οι ουσίες που ενισχύουν τη δράση των καταλυτών αντίδρασης ονομάζονται υποστηρικτές, ή ενεργοποιητές(οι καταλύτες πλατίνας προωθούνται, για παράδειγμα, με την προσθήκη σιδήρου ή αλουμινίου).

Ο μηχανισμός της ετερογενούς κατάλυσης είναι πιο περίπλοκος. Για να το εξηγήσει χρησιμοποιείται η θεωρία προσρόφησης της κατάλυσης. Η επιφάνεια του καταλύτη είναι ετερογενής, επομένως υπάρχουν τα λεγόμενα ενεργά κέντρα σε αυτόν. Η προσρόφηση των αντιδρώντων ουσιών λαμβάνει χώρα σε ενεργά κέντρα. Η τελευταία διεργασία φέρνει τα αντιδρώντα μόρια πιο κοντά μεταξύ τους και αυξάνει τη χημική τους δραστηριότητα, αφού οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων στα προσροφημένα μόρια εξασθενούν και η απόσταση μεταξύ των ατόμων αυξάνεται.

Από την άλλη πλευρά, πιστεύεται ότι το επιταχυντικό αποτέλεσμα του καταλύτη στην ετερογενή κατάλυση οφείλεται στο γεγονός ότι τα αντιδρώντα σχηματίζουν ενδιάμεσες ενώσεις (όπως στην περίπτωση της ομογενούς κατάλυσης), γεγονός που οδηγεί σε μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης.

6.4. Χημική ισορροπία

Μη αναστρέψιμες και αναστρέψιμες αντιδράσεις

Οι αντιδράσεις που προχωρούν προς μία μόνο κατεύθυνση και τελειώνουν με την πλήρη μετατροπή των αρχικών ουσιών σε τελικές ουσίες ονομάζονται μη αναστρέψιμες.

Μη αναστρέψιμη, δηλ. προχωρούν στην ολοκλήρωση αντιδράσεις στις οποίες

Οι χημικές αντιδράσεις που μπορούν να πάνε σε αντίθετες κατευθύνσεις ονομάζονται αναστρέψιμες.Τυπικές αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι η σύνθεση αμμωνίας και η οξείδωση του οξειδίου του θείου (IV) σε οξείδιο του θείου (VI):

N 2 + 3 H 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Όταν γράφετε εξισώσεις για αντιστρέψιμες αντιδράσεις, αντί για ίσο, χρησιμοποιήστε δύο βέλη που δείχνουν προς αντίθετες κατευθύνσεις.

Στις αναστρέψιμες αντιδράσεις, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης είναι στιγμή έναρξηςέχει χρόνο μέγιστη αξία, το οποίο μειώνεται όσο μειώνεται η συγκέντρωση των αρχικών αντιδραστηρίων. Αντίθετα, η αντίστροφη αντίδραση έχει αρχικά έναν ελάχιστο ρυθμό, που αυξάνεται όσο αυξάνεται η συγκέντρωση των προϊόντων. Ως αποτέλεσμα, έρχεται μια στιγμή που οι ρυθμοί των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων γίνονται ίσοι μεταξύ τους και το σύστημα καθιερώνει χημική ισορροπία.

Χημική ισορροπία

Η κατάσταση ενός συστήματος ουσιών που αντιδρούν στην οποία γίνεται ο ρυθμός μιας μπροστινής αντίδρασης ίση ταχύτηταΗ αντίστροφη αντίδραση ονομάζεται χημική ισορροπία.

Η χημική ισορροπία ονομάζεται επίσης αληθινή ισορροπία. Εκτός από την ισότητα των ταχυτήτων της ευθείας και αντίστροφες αντιδράσεις, η αληθινή (χημική) ισορροπία χαρακτηρίζεται από τα ακόλουθα χαρακτηριστικά:

η μεταβλητότητα της κατάστασης του συστήματος προκαλείται από την εμφάνιση άμεσων και αντίστροφων αντιδράσεων, δηλαδή η κατάσταση ισορροπίας είναι δυναμική.

η κατάσταση του συστήματος παραμένει αμετάβλητη με την πάροδο του χρόνου εάν το σύστημα δεν επηρεάζεται εξωτερική επιρροή;

οποιαδήποτε εξωτερική επιρροή προκαλεί μια μετατόπιση στην ισορροπία του συστήματος. Ωστόσο, εάν αφαιρεθεί η εξωτερική επιρροή, το σύστημα επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση.

• η κατάσταση του συστήματος είναι η ίδια ανεξάρτητα από το από ποια πλευρά το σύστημα προσεγγίζει την ισορροπία - από την πλευρά των αρχικών ουσιών ή από την πλευρά των προϊόντων της αντίδρασης.

Πρέπει να διακρίνεται από το αληθινό φαινομενική ισορροπία. Για παράδειγμα, ένα μείγμα οξυγόνου και υδρογόνου σε ένα κλειστό δοχείο σε θερμοκρασία δωματίου μπορεί να αποθηκευτεί για απεριόριστα μεγάλο χρονικό διάστημα. Ωστόσο, η έναρξη της αντίδρασης (ηλεκτρική εκκένωση, υπεριώδης ακτινοβολία, αυξημένη θερμοκρασία) προκαλεί τη μη αναστρέψιμη αντίδραση σχηματισμού νερού.

6.5. Η αρχή του Le Chatelier

Προσδιορίζεται η επίδραση των αλλαγών στις εξωτερικές συνθήκες στη θέση ισορροπίας Η αρχή του Le Châtel e (Γαλλία, 1884): εάν εφαρμοστεί οποιαδήποτε εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας, τότε η ισορροπία στο σύστημα θα μετατοπιστεί προς την αποδυνάμωση αυτής της επιρροής.

Η αρχή του Le Chatelier δεν ισχύει μόνο για χημικές διεργασίες, αλλά και σε φυσικές, όπως βρασμό, κρυστάλλωση, διάλυση κ.λπ.

Σκεφτείτε τον αντίκτυπο διάφορους παράγοντεςγια χημική ισορροπία χρησιμοποιώντας το παράδειγμα αντίδρασης σύνθεσης αμμωνίας:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ; ΔΗ = -91,8 kJ.

Επίδραση της συγκέντρωσης στη χημική ισορροπία.

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η αύξηση της συγκέντρωσης των αρχικών ουσιών μετατοπίζει την ισορροπία προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης. Η αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων αντίδρασης μετατοπίζει την ισορροπία προς το σχηματισμό των αρχικών ουσιών.

Στη διαδικασία σύνθεσης αμμωνίας που συζητήθηκε παραπάνω, η εισαγωγή πρόσθετων ποσοτήτων N 2 ή H 2 στο σύστημα ισορροπίας προκαλεί μια μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνση στην οποία μειώνεται η συγκέντρωση αυτών των ουσιών, επομένως η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό της ΝΗ3. Η αύξηση της συγκέντρωσης αμμωνίας μετατοπίζει την ισορροπία προς τις μητρικές ουσίες.

Επομένως, ο καταλύτης επιταχύνει εξίσου τις αντιδράσεις προς τα εμπρός και τις αντίστροφες η εισαγωγή ενός καταλύτη δεν επηρεάζει τη χημική ισορροπία.

Επίδραση της θερμοκρασίας στη χημική ισορροπία

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, προς την εξώθερμη αντίδραση.

Καθορίζεται ο βαθμός μετατόπισης ισορροπίας απόλυτη τιμήθερμική επίδραση: όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή ΔΗ της αντίδρασης, τόσο μεγαλύτερη είναι η επίδραση της θερμοκρασίας.

Στην υπό εξέταση αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας, μια αύξηση της θερμοκρασίας θα μετατοπίσει την ισορροπία προς τις πρώτες ουσίες.

Επίδραση της πίεσης στη χημική ισορροπία

Οι αλλαγές στην πίεση επηρεάζουν τη χημική ισορροπία που περιλαμβάνει αέριες ουσίες. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς μια αντίδραση που συμβαίνει με μείωση του όγκου των αερίων ουσιών και μια μείωση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίθετη πλευρά. Η αντίδραση της σύνθεσης αμμωνίας προχωρά με μείωση του όγκου του συστήματος (υπάρχουν τέσσερις όγκοι στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης, δύο στη δεξιά). Επομένως, μια αύξηση της πίεσης μετατοπίζει την ισορροπία προς το σχηματισμό αμμωνίας. Η μείωση της πίεσης θα μετατοπίσει την ισορροπία σε αντιθετη πλευρα. Αν στην εξ. αναστρέψιμη αντίδρασηο αριθμός των μορίων των αερίων ουσιών στη δεξιά και την αριστερή πλευρά είναι ίσος (η αντίδραση προχωρά χωρίς να αλλάξει ο όγκος των αερίων ουσιών), τότε η πίεση δεν επηρεάζει τη θέση ισορροπίας σε αυτό το σύστημα.

Ασκηση 81.
Να υπολογίσετε την ποσότητα θερμότητας που θα εκλυθεί κατά την αναγωγή του Fe 2 Ο 3 μεταλλικό αλουμίνιο εάν ελήφθησαν 335,1 g σιδήρου. Απάντηση: 2543,1 kJ.
Λύση:
Εξίσωση αντίδρασης:

= (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) = -1669,8 -(-822,1) = -847,7 kJ

Ο υπολογισμός της ποσότητας θερμότητας που απελευθερώνεται κατά τη λήψη 335,1 g σιδήρου γίνεται από την αναλογία:

(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : Χ; x = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,

όπου 55,85 ατομική μάζααδένας.

Απάντηση: 2543,1 kJ.

Θερμική επίδραση της αντίδρασης

Εργασία 82.
Αεριώδης αιθανόληΤο C2H5OH μπορεί να ληφθεί με την αλληλεπίδραση αιθυλενίου C 2 H 4 (g) και υδρατμών. Να γράψετε τη θερμοχημική εξίσωση αυτής της αντίδρασης, αφού πρώτα υπολογίσετε τη θερμική της επίδραση. Απάντηση: -45,76 kJ.
Λύση:
Η εξίσωση της αντίδρασης είναι:

C2H4 (g) + H2O (g) = C2H5OH (g); = ?

Οι τιμές των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού ουσιών δίνονται σε ειδικούς πίνακες. Λαμβάνοντας υπόψη ότι οι θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδενικές. Ας υπολογίσουμε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης χρησιμοποιώντας μια συνέπεια του νόμου του Hess, παίρνουμε:

= (C 2 H 5 OH) – [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] =
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ

Εξισώσεις αντίδρασης στις οποίες για τα σύμβολα χημικές ενώσειςυποδεικνύονται οι καταστάσεις συσσωμάτωσης ή κρυσταλλικής τους τροποποίησης, καθώς και αριθμητική αξίαΟι θερμικές επιδράσεις ονομάζονται θερμοχημικές. Στις θερμοχημικές εξισώσεις, εκτός αν αναφέρεται συγκεκριμένα, οι τιμές των θερμικών επιδράσεων σε σταθερή πίεση Q p υποδεικνύονται ίσες με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος. Η τιμή δίνεται συνήθως στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, χωρισμένη με κόμμα ή ερωτηματικό. Γίνονται αποδεκτές οι ακόλουθες συντομευμένες ονομασίες για την κατάσταση συσσωμάτωσης μιας ουσίας: σολ- αέρια, και- υγρό, Προς την

Εάν η θερμότητα απελευθερωθεί ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης, τότε< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

C2H4 (g) + H2O (g) = C2H5OH (g); = - 45,76 kJ.

Απάντηση:- 45,76 kJ.

Εργασία 83.
Υπολογίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης αναγωγής του οξειδίου του σιδήρου (II) με το υδρογόνο με βάση τις ακόλουθες θερμοχημικές εξισώσεις:

α) EO (k) + CO (g) = Fe (k) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
β) CO (g) + 1/2O 2 (g) = CO 2 (g); = -283,0 kJ;
γ) H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ.
Απάντηση: +27,99 kJ.

Λύση:
Η εξίσωση αντίδρασης για την αναγωγή του οξειδίου του σιδήρου (II) με υδρογόνο έχει τη μορφή:

EeO (k) + H2 (g) = Fe (k) + H2O (g); = ?

= (H2O) – [ (FeO)

Η θερμότητα σχηματισμού του νερού δίνεται από την εξίσωση

H2 (g) + 1/2O2 (g) = H2O (g); = -241,83 kJ,

και η θερμότητα σχηματισμού του οξειδίου του σιδήρου (II) μπορεί να υπολογιστεί αφαιρώντας την εξίσωση (α) από την εξίσωση (β).

=(γ) - (β) - (α) = -241,83 – [-283,o – (-13,18)] = +27,99 kJ.

Απάντηση:+27,99 kJ.

Εργασία 84.
Όταν το αέριο υδρόθειο και το διοξείδιο του άνθρακα αλληλεπιδρούν, σχηματίζονται υδρατμοί και δισουλφίδιο του άνθρακα CS 2 (g). Γράψτε τη θερμοχημική εξίσωση αυτής της αντίδρασης και υπολογίστε πρώτα τη θερμική της επίδραση. Απάντηση: +65,43 kJ.
Λύση:
σολ- αέρια, και- υγρό, Προς την-- κρυσταλλικό. Αυτά τα σύμβολα παραλείπονται εάν η αθροιστική κατάσταση των ουσιών είναι προφανής, για παράδειγμα, O 2, H 2 κ.λπ.
Η εξίσωση της αντίδρασης είναι:

2H2S (g) + CO2 (g) = 2H2O (g) + CS2 (g); = ?

Οι τιμές των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού ουσιών δίνονται σε ειδικούς πίνακες. Λαμβάνοντας υπόψη ότι οι θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδενικές. Το θερμικό αποτέλεσμα μιας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας ένα συμπέρασμα του νόμου του Hess:

= (H 2 O) + (СS 2) – [(H 2 S) + (СO 2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.

2H2S (g) + CO2 (g) = 2H2O (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.

Απάντηση:+65,43 kJ.

Εξίσωση θερμοχημικής αντίδρασης

Εργασία 85.
Να γράψετε τη θερμοχημική εξίσωση για την αντίδραση μεταξύ CO (g) και υδρογόνου, ως αποτέλεσμα της οποίας σχηματίζονται CH 4 (g) και H 2 O (g). Πόση θερμότητα θα απελευθερωθεί κατά τη διάρκεια αυτής της αντίδρασης εάν ληφθούν 67,2 λίτρα μεθανίου ως προς φυσιολογικές συνθήκες? Απάντηση: 618,48 kJ.
Λύση:
Οι εξισώσεις αντίδρασης στις οποίες η κατάσταση συσσωμάτωσης ή η τροποποίηση των κρυστάλλων τους, καθώς και η αριθμητική τιμή των θερμικών επιδράσεων υποδεικνύονται δίπλα στα σύμβολα των χημικών ενώσεων, ονομάζονται θερμοχημικές. Στις θερμοχημικές εξισώσεις, εκτός αν αναφέρεται συγκεκριμένα, υποδεικνύονται οι τιμές των θερμικών επιδράσεων σε σταθερή πίεση Q p ίσες με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος. Η τιμή δίνεται συνήθως στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, χωρισμένη με κόμμα ή ερωτηματικό. Γίνονται αποδεκτές οι ακόλουθες συντομευμένες ονομασίες για την κατάσταση συσσωμάτωσης μιας ουσίας: σολ- αέρια, και- κάτι, Προς την- κρυσταλλικό. Αυτά τα σύμβολα παραλείπονται εάν η αθροιστική κατάσταση των ουσιών είναι προφανής, για παράδειγμα, O 2, H 2 κ.λπ.
Η εξίσωση της αντίδρασης είναι:

CO (g) + 3H2 (g) = CH4 (g) + H2O (g); = ?

Οι τιμές των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού ουσιών δίνονται σε ειδικούς πίνακες. Λαμβάνοντας υπόψη ότι οι θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδενικές. Το θερμικό αποτέλεσμα μιας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας ένα συμπέρασμα του νόμου του Hess:

= (H 2 O) + (CH 4) – (CO)];
= (-241,83) + (-74,84) – (-110,52) = -206,16 kJ.

Η θερμοχημική εξίσωση θα είναι:

22,4 : -206,16 = 67,2 : Χ; x = 67,2 (-206,16)/22?4 = -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.

Απάντηση: 618,48 kJ.

Θερμότητα σχηματισμού

Εργασία 86.
Θερμική επίδραση ποιας αντίδρασης ίσο με θερμότηταεκπαίδευση. Υπολογίστε τη θερμότητα σχηματισμού του ΝΟ με βάση τις ακόλουθες θερμοχημικές εξισώσεις:
α) 4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4NO (g) + 6H2O (l); = -1168,80 kJ;
β) 4NH3 (g) + 3O2 (g) = 2N2 (g) + 6H2O (l); = -1530,28 kJ
Απάντηση: 90,37 kJ.
Λύση:
Η τυπική θερμότητα σχηματισμού είναι ίση με τη θερμότητα αντίδρασης του σχηματισμού 1 mol αυτής της ουσίας από απλές ουσίες υπό τυπικές συνθήκες (T = 298 K, p = 1,0325,105 Pa). Ο σχηματισμός ΝΟ από απλές ουσίες μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:

1/2N 2 + 1/2O 2 = ΟΧΙ

Δίνεται η αντίδραση (α), η οποία παράγει 4 mol ΝΟ, και δεδομένη η αντίδραση (β), η οποία παράγει 2 mol N2. Το οξυγόνο εμπλέκεται και στις δύο αντιδράσεις. Επομένως, για να προσδιορίσουμε την τυπική θερμότητα σχηματισμού του ΝΟ, συνθέτουμε τον ακόλουθο κύκλο Hess, δηλαδή πρέπει να αφαιρέσουμε την εξίσωση (a) από την εξίσωση (b):

Έτσι, 1/2N 2 + 1/2O 2 = NO; = +90,37 kJ.

Απάντηση: 618,48 kJ.

Εργασία 87.
Το κρυσταλλικό χλωριούχο αμμώνιο σχηματίζεται από την αντίδραση της αμμωνίας και των αερίων υδροχλωρίου. Να γράψετε τη θερμοχημική εξίσωση αυτής της αντίδρασης, έχοντας προηγουμένως υπολογίσει τη θερμική της επίδραση. Πόση θερμότητα θα απελευθερωθεί εάν στην αντίδραση καταναλωθούν 10 λίτρα αμμωνίας, υπολογιζόμενη υπό κανονικές συνθήκες; Απάντηση: 78,97 kJ.
Λύση:
Οι εξισώσεις αντίδρασης στις οποίες η κατάσταση συσσωμάτωσης ή η τροποποίηση των κρυστάλλων τους, καθώς και η αριθμητική τιμή των θερμικών επιδράσεων υποδεικνύονται δίπλα στα σύμβολα των χημικών ενώσεων, ονομάζονται θερμοχημικές. Στις θερμοχημικές εξισώσεις, εκτός αν αναφέρεται συγκεκριμένα, υποδεικνύονται οι τιμές των θερμικών επιδράσεων σε σταθερή πίεση Q p ίσες με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος. Η τιμή δίνεται συνήθως στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, χωρισμένη με κόμμα ή ερωτηματικό. Έγιναν δεκτά τα ακόλουθα: Προς την-- κρυσταλλικό. Αυτά τα σύμβολα παραλείπονται εάν η αθροιστική κατάσταση των ουσιών είναι προφανής, για παράδειγμα, O 2, H 2 κ.λπ.
Η εξίσωση της αντίδρασης είναι:

NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4Cl (k). ; = ?

Οι τιμές των τυπικών θερμοτήτων σχηματισμού ουσιών δίνονται σε ειδικούς πίνακες. Λαμβάνοντας υπόψη ότι οι θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται συμβατικά μηδενικές. Το θερμικό αποτέλεσμα μιας αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας ένα συμπέρασμα του νόμου του Hess:

= (NH4Cl) – [(NH 3) + (HCl)];
= -315,39 – [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.

Η θερμοχημική εξίσωση θα είναι:

Η θερμότητα που απελευθερώνεται κατά την αντίδραση 10 λίτρων αμμωνίας σε αυτή την αντίδραση προσδιορίζεται από την αναλογία:

22,4 : -176,85 = 10 : Χ; x = 10 (-176,85)/22,4 = -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.

Απάντηση: 78,97 kJ.

7. Υπολογίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης υπό τυπικές συνθήκες: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), εάν η θερμότητα σχηματισμού: Fe 2 O 3 (t) = – 821,3 kJ/mol CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;

CO 2 (g) = – 393,5 kJ/mol.

Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),

Γνωρίζοντας τις τυπικές θερμικές επιδράσεις της καύσης των πρώτων υλών και των προϊόντων αντίδρασης, υπολογίζουμε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης υπό τυπικές συνθήκες:

16. Εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία. Ο κανόνας του Van't Hoff. Συντελεστής θερμοκρασίας αντίδρασης.

Οι αντιδράσεις προκύπτουν μόνο από συγκρούσεις μεταξύ ενεργών μορίων των οποίων η μέση ενέργεια υπερβαίνει μέση ενέργειασυμμετέχοντες στην αντίδραση.

Όταν δίνεται στα μόρια κάποια ενέργεια ενεργοποίησης η Ε (υπερβολική ενέργεια πάνω από το μέσο όρο) μειώνεται δυναμική ενέργειααλληλεπιδράσεις ατόμων στα μόρια, οι δεσμοί μέσα στα μόρια εξασθενούν, τα μόρια γίνονται αντιδραστικά.

Η ενέργεια ενεργοποίησης δεν παρέχεται απαραίτητα από το εξωτερικό, μπορεί να μεταδοθεί σε κάποιο μέρος των μορίων με την ανακατανομή της ενέργειας κατά τη διάρκεια των συγκρούσεων. Σύμφωνα με τον Boltzmann, μεταξύ Ν μορίων υπάρχει επόμενος αριθμόςενεργά μόρια N   που έχουν αυξημένη ενέργεια :

N  N·e – E / RT (1)

όπου Ε είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, η οποία δείχνει την απαραίτητη περίσσεια ενέργειας, σε σύγκριση με το μέσο επίπεδο, που πρέπει να έχουν τα μόρια για να καταστεί δυνατή η αντίδραση. οι υπόλοιποι χαρακτηρισμοί είναι γνωστοί.

Με τη θερμική ενεργοποίηση για δύο θερμοκρασίες T 1 και T 2, ο λόγος των σταθερών ρυθμού θα είναι:

, (2) , (3)

που καθιστά δυνατό τον προσδιορισμό της ενέργειας ενεργοποίησης μετρώντας τον ρυθμό αντίδρασης σε δύο διαφορετικές θερμοκρασίες T 1 και T 2.

Μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 0 αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης κατά 2–4 φορές (κατά προσέγγιση κανόνας Van't Hoff). Ο αριθμός που δείχνει πόσες φορές ο ρυθμός αντίδρασης (και επομένως η σταθερά του ρυθμού) αυξάνεται όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 0 ονομάζεται συντελεστής θερμοκρασίαςαντιδράσεις:

 (4) .(5)

Αυτό σημαίνει, για παράδειγμα, ότι με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 100 0 για μια συμβατικά αποδεκτή αύξηση μέση ταχύτητακατά 2 φορές ( = 2) ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2 10, δηλ. περίπου 1000 φορές, και όταν  = 4 – 4 10, δηλ. 1000000 φορές. Ο κανόνας του Van't Hoff ισχύει για αντιδράσεις που συμβαίνουν σε σχετικά χαμηλές θερμοκρασίες σε στενό εύρος θερμοκρασιών. Η απότομη αύξηση του ρυθμού αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας εξηγείται από το γεγονός ότι ο αριθμός των ενεργών μορίων αυξάνεται εκθετικά.

25. Ισόθερμη εξίσωση χημικής αντίδρασης Van't Hoff.

Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης για μια αυθαίρετη αντίδραση

και A + bB = cC + dD

η εξίσωση ταχύτητας για την μπροστινή αντίδραση μπορεί να γραφτεί:

,

και για το ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης:

.

Καθώς η αντίδραση προχωρά από αριστερά προς τα δεξιά, οι συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β θα μειωθούν και ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης θα μειωθεί. Από την άλλη πλευρά, καθώς τα προϊόντα της αντίδρασης C και D συσσωρεύονται, ο ρυθμός της αντίδρασης από τα δεξιά προς τα αριστερά θα αυξηθεί. Έρχεται μια στιγμή που οι ταχύτητες υ 1 και υ 2 γίνονται ίδιες, οι συγκεντρώσεις όλων των ουσιών παραμένουν αμετάβλητες, επομένως,

,

ΌπουK c = k 1 / k 2 =

.

ΣυνεχήςΤο K c, ίσο με τον λόγο των σταθερών ρυθμού των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων, περιγράφει ποσοτικά την κατάσταση ισορροπίας μέσω των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων της αλληλεπίδρασής τους (στο βαθμό των στοιχειομετρικών τους συντελεστών) και ονομάζεται η σταθερά ισορροπίας. Η σταθερά ισορροπίας είναι σταθερή μόνο για μια δεδομένη θερμοκρασία, δηλ.

K c = f (T). Η σταθερά ισορροπίας μιας χημικής αντίδρασης εκφράζεται συνήθως ως λόγος, ο αριθμητής της οποίας είναι το γινόμενο της ισορροπίας μοριακές συγκεντρώσειςπροϊόντα αντίδρασης, και ο παρονομαστής είναι το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών.

Εάν τα συστατικά της αντίδρασης είναι μείγμα ιδανικών αερίων, τότε η σταθερά ισορροπίας (K p) εκφράζεται μέσω μερικές πιέσειςσυστατικά:

.

Για να μετακινηθούμε από το K p στο K c, χρησιμοποιούμε την εξίσωση της κατάστασης P · V = n · R · T. Επειδή η

, τότε P = C·R·T. .

Από την εξίσωση προκύπτει ότι K p = K c υπό την προϋπόθεση ότι η αντίδραση προχωρά χωρίς να αλλάξει ο αριθμός των moles στην αέρια φάση, δηλ. όταν (γ + δ) = (α + β).

Εάν η αντίδραση προχωρήσει αυθόρμητα σε σταθερά P και T ή V και T, τότε οι τιμές των G και F αυτής της αντίδρασης μπορούν να ληφθούν από τις εξισώσεις:

,

όπου С А, С В, С С, С D είναι μη ισορροπημένες συγκεντρώσεις αρχικών ουσιών και προϊόντων αντίδρασης.

,

όπου Р А, Р В, Р С, Р D είναι οι μερικές πιέσεις των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης.

Οι δύο τελευταίες εξισώσεις ονομάζονται ισόθερμες εξισώσεις χημικής αντίδρασης van't Hoff. Αυτή η σχέση καθιστά δυνατό τον υπολογισμό των τιμών των G και F της αντίδρασης και τον προσδιορισμό της κατεύθυνσής της σε διαφορετικές συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών.

Πρέπει να σημειωθεί ότι ως προς συστήματα αερίου, και για λύσεις, με συμμετοχή στην αντίδραση στερεά(δηλαδή για ετερογενή συστήματα) η συγκέντρωση της στερεάς φάσης δεν περιλαμβάνεται στην έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας, αφού αυτή η συγκέντρωση είναι πρακτικά σταθερή. Ναι, για αντίδραση

2 CO (g) = CO 2 (g) + C (t)

η σταθερά ισορροπίας γράφεται ως

.

Η εξάρτηση της σταθεράς ισορροπίας από τη θερμοκρασία (για τη θερμοκρασία T 2 σε σχέση με τη θερμοκρασία T 1) εκφράζεται από την ακόλουθη εξίσωση van't Hoff:

,

όπου Н 0 είναι η θερμική επίδραση της αντίδρασης.

Για μια ενδόθερμη αντίδραση (η αντίδραση συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας), η σταθερά ισορροπίας αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας, το σύστημα φαίνεται να αντιστέκεται στη θέρμανση.

34. Όσμωση, ωσμωτική πίεση. Εξίσωση Van't Hoff και ωσμωτικός συντελεστής.

Η όσμωση είναι η αυθόρμητη κίνηση των μορίων του διαλύτη μέσα από μια ημιπερατή μεμβράνη που διαχωρίζει διαλύματα διαφορετικών συγκεντρώσεων, από ένα διάλυμα χαμηλότερης συγκέντρωσης σε ένα διάλυμα υψηλότερης συγκέντρωσης. υψηλή συγκέντρωση, που οδηγεί σε αραίωση του τελευταίου. Μια μεμβράνη σελοφάν χρησιμοποιείται συχνά ως ημιδιαπερατή μεμβράνη, μέσα από τις μικρές οπές της οποίας μπορούν επιλεκτικά να περάσουν μόνο μικρού όγκου μόρια διαλύτη και διατηρούνται μεγάλα ή διαλυτωμένα μόρια ή ιόντα - για ουσίες με υψηλή μοριακή απόδοση, και ένα φιλμ σιδηροκυανιούχου χαλκού για ουσίες χαμηλού μοριακού βάρους. Η διαδικασία μεταφοράς διαλύτη (όσμωση) μπορεί να αποτραπεί εάν εφαρμοστεί εξωτερική υδροστατική πίεση σε διάλυμα με υψηλότερη συγκέντρωση (σε συνθήκες ισορροπίας αυτή θα είναι η λεγόμενη οσμωτική πίεση, που συμβολίζεται με το γράμμα ). Για τον υπολογισμό της τιμής του  σε διαλύματα μη ηλεκτρολυτών, χρησιμοποιείται η εμπειρική εξίσωση Van't Hoff:

όπου C είναι η μοριακή συγκέντρωση της ουσίας, mol/kg.

R – καθολική σταθερά αερίου, J/mol K.

Μέγεθος οσμωτική πίεσηανάλογο με τον αριθμό των μορίων (γενικά, τον αριθμό των σωματιδίων) μιας ή περισσότερων ουσιών που διαλύονται σε δεδομένου όγκουδιάλυμα, και δεν εξαρτάται από τη φύση τους και τη φύση του διαλύτη. Σε διαλύματα ισχυρών ή ασθενών ηλεκτρολυτών, ο συνολικός αριθμός των μεμονωμένων σωματιδίων αυξάνεται λόγω της διάστασης των μορίων, επομένως, ένας κατάλληλος συντελεστής αναλογικότητας, που ονομάζεται ισοτονικός συντελεστής, πρέπει να εισαχθεί στην εξίσωση για τον υπολογισμό της οσμωτικής πίεσης.

i C R T,

όπου i είναι ο ισοτονικός συντελεστής, που υπολογίζεται ως ο λόγος του αθροίσματος των αριθμών των ιόντων και των μορίων του ηλεκτρολύτη που δεν έχουν διαχωριστεί προς τον αρχικό αριθμό των μορίων αυτής της ουσίας.

Έτσι, αν ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη, δηλ. αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς συνολικός αριθμόςτα μόρια της διαλυμένης ουσίας είναι ίσα με  και το μόριο του ηλεκτρολύτη διασπάται σε n ιόντα, τότε ο ισοτονικός συντελεστής υπολογίζεται ως εξής:

i = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).

Για ισχυρούς ηλεκτρολύτεςμπορούμε να πάρουμε  = 1, μετά i = n, και ο συντελεστής i (επίσης μεγαλύτερος από 1) ονομάζεται οσμωτικός συντελεστής.

Το φαινόμενο της όσμωσης έχει μεγάλης σημασίαςγια φυτικούς και ζωικούς οργανισμούς, αφού οι μεμβράνες των κυττάρων τους σε σχέση με διαλύματα πολλών ουσιών έχουν ιδιότητες ημιπερατής μεμβράνης. ΣΕ καθαρό νερότο κύτταρο διογκώνεται πολύ, σε ορισμένες περιπτώσεις μέχρι το σημείο ρήξης της μεμβράνης και σε διαλύματα με υψηλές συγκεντρώσεις αλάτων, αντίθετα μειώνεται σε μέγεθος και ρυτιδώνεται λόγω μεγάλης απώλειας νερού. Επομένως, κατά τη συντήρηση των προϊόντων διατροφής, προστίθεται ένας μεγάλος αριθμός απόαλάτι ή ζάχαρη. Τα μικροβιακά κύτταρα κάτω από τέτοιες συνθήκες χάνουν σημαντική ποσότητα νερού και πεθαίνουν.

Η θερμότητα της αντίδρασης (η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης) είναι η ποσότητα της θερμότητας Q που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης, η αντίδραση ονομάζεται εξώθερμη.

Η θερμότητα της αντίδρασης προσδιορίζεται με βάση τον πρώτο νόμο (νόμο) της θερμοδυναμικής,η μαθηματική έκφραση της οποίας στην απλούστερη μορφή της για τις χημικές αντιδράσεις είναι η εξίσωση:

Q = ΔU + ρΔV (2.1)

όπου Q είναι η θερμότητα της αντίδρασης, ΔU η μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας, p η πίεση, ΔV η μεταβολή του όγκου.

Ο θερμοχημικός υπολογισμός συνίσταται στον προσδιορισμό της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης.Σύμφωνα με την εξίσωση (2.1), η αριθμητική τιμή της θερμότητας της αντίδρασης εξαρτάται από τη μέθοδο εφαρμογής της. Σε μια ισοχωρική διεργασία που πραγματοποιείται σε V=const, η θερμότητα της αντίδρασης Q V =Δ U, σε μια ισοβαρική διεργασία σε p=const θερμική επίδραση Q P =Δ H.Έτσι, ο θερμοχημικός υπολογισμός είναι Vπροσδιορίζοντας το μέγεθος της μεταβολής είτε στην εσωτερική ενέργεια είτε στην ενθαλπία κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης. Δεδομένου ότι η συντριπτική πλειονότητα των αντιδράσεων συμβαίνει υπό ισοβαρικές συνθήκες (για παράδειγμα, όλες αυτές είναι αντιδράσεις σε ανοιχτά αγγεία που συμβαίνουν σε ατμοσφαιρική πίεση), όταν γίνονται θερμοχημικοί υπολογισμοί, ο υπολογισμός του ΔΗ πραγματοποιείται σχεδόν πάντα . ΑνΔ Ν<0, то реакция экзотермическая, если же Δ Η>0, τότε η αντίδραση είναι ενδόθερμη.

Οι θερμοχημικοί υπολογισμοί γίνονται χρησιμοποιώντας είτε τον νόμο του Hess, σύμφωνα με τον οποίο η θερμική επίδραση μιας διεργασίας δεν εξαρτάται από την πορεία της, αλλά καθορίζεται μόνο από τη φύση και την κατάσταση των αρχικών ουσιών και προϊόντων της διαδικασίας, είτε, τις περισσότερες φορές, συμπέρασμα από το νόμο του Hess: η θερμική επίδραση της αντίδρασης ίσο με το άθροισμαθερμότητες (ενθαλπίες) σχηματισμού προϊόντων μείον το άθροισμα θερμότητας (ενθαλπίες) σχηματισμού αντιδρώντων.

Σε υπολογισμούς σύμφωνα με το νόμο του Hess, χρησιμοποιούνται εξισώσεις βοηθητικών αντιδράσεων των οποίων τα θερμικά αποτελέσματα είναι γνωστά. Η ουσία των πράξεων στους υπολογισμούς σύμφωνα με το νόμο του Hess είναι ότι οι αλγεβρικές πράξεις εκτελούνται στις εξισώσεις των βοηθητικών αντιδράσεων που οδηγούν σε μια εξίσωση αντίδρασης με άγνωστο θερμικό αποτέλεσμα.

Παράδειγμα 2.1. Προσδιορισμός της θερμότητας αντίδρασης: 2СО + O 2 = 2СО 2 ΔН - ?

Χρησιμοποιούμε τις παρακάτω αντιδράσεις ως βοηθητικές: 1) C + O 2 = C0 2;Δ Η1 = -393,51 kJ και 2) 2C + O2 = 2CO;Δ H 2 = -220,1 kJ, όπουΔ N/aΔ H 2 - θερμικές επιδράσεις βοηθητικών αντιδράσεων. Χρησιμοποιώντας τις εξισώσεις αυτών των αντιδράσεων, είναι δυνατό να ληφθεί η εξίσωση μιας δεδομένης αντίδρασης εάν η βοηθητική εξίσωση 1) πολλαπλασιαστεί επί δύο και η εξίσωση 2) ​​αφαιρεθεί από το αποτέλεσμα που προκύπτει. Επομένως, η άγνωστη θερμότητα μιας δεδομένης αντίδρασης είναι ίση με:

Δ H = 2Δ H 1 -Δ H2 = 2(-393,51) - (-220,1) = -566,92 kJ.

Εάν σε έναν θερμοχημικό υπολογισμό χρησιμοποιείται συμπέρασμα από το νόμο του Hess, τότε για την αντίδραση που εκφράζεται από την εξίσωση aA+bB=cC+dD, χρησιμοποιείται η ακόλουθη σχέση:

ΔH = (cΔNobr,s + dΔHobr D) - (aΔNobr A + bΔH rev,c) (2.2)

όπου ΔΝ είναι η θερμότητα της αντίδρασης. ΔН o br - θερμότητα (ενθαλπία) σχηματισμού, αντίστοιχα, των προϊόντων αντίδρασης C και D και των αντιδραστηρίων Α και Β. c, d, a, b - στοιχειομετρικοί συντελεστές.

Η θερμότητα (ενθαλπία) του σχηματισμού μιας ένωσης είναι η θερμική επίδραση της αντίδρασης κατά την οποία σχηματίζεται 1 mole αυτής της ένωσης από απλές ουσίες που βρίσκονται σε θερμοδυναμικά σταθερές φάσεις και τροποποιήσεις 1 *. Για παράδειγμα , η θερμότητα σχηματισμού του νερού σε κατάσταση ατμού είναι ίση με το ήμισυ της θερμότητας της αντίδρασης, εκφραζόμενη με την εξίσωση: 2H 2 (g)+ O 2 (g)= 2Η2Ο(g).Η διάσταση της θερμότητας σχηματισμού είναι kJ/mol.

ΣΕ θερμοχημικούς υπολογισμούςΟι θερμότητες των αντιδράσεων, κατά κανόνα, προσδιορίζονται για τυπικές συνθήκες, για τις οποίες ο τύπος (2.2) έχει τη μορφή:

ΔН°298 = (σΔΝ° 298, στοιχ. C + dΔH° 298, o 6 p , D) - (αΔΝ° 298, στοιχ. A + bΔΝ° 298, στοιχ. γ)(2.3)

όπου ΔН° 298 είναι η τυπική θερμότητα αντίδρασης σε kJ (η τυπική τιμή υποδεικνύεται από τον εκθέτη "0") σε θερμοκρασία 298 K, και ΔН° 298,obR είναι οι τυπικές θερμότητες (ενθαλπίες) σχηματισμού επίσης σε μια θερμοκρασία των 298 χιλ. ΔΝ° τιμές 298 .obR.ορίζονται για όλες τις συνδέσεις και είναι δεδομένα πίνακα. 2 * - βλέπε πίνακα παραρτήματος.

Παράδειγμα 2.2. Υπολογισμός τυπικής θερμότητας σελμι στοκ, εκφράζεται με την εξίσωση:

4NH3 (r) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6H2O (g).

Σύμφωνα με το συμπέρασμα του νόμου του Hess, γράφουμε 3*:

Δ Ν 0 298 = (4Δ N 0 298. o b p . Όχι + 6ΔH 0 298. δρ.Η20) - 4ΔH 0 298 αρ. NH z. Αντικατάσταση τιμές πίνακατυπικές θερμότητες σχηματισμού ενώσεων που παρουσιάζονται στην εξίσωση, λαμβάνουμε:Δ Ν °298= (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-46,19) = - 904,8 kJ.

Ένα αρνητικό πρόσημο για τη θερμότητα της αντίδρασης δείχνει ότι η διαδικασία είναι εξώθερμη.

Στη θερμοχημεία, οι θερμικές επιδράσεις συνήθως υποδεικνύονται στις εξισώσεις αντίδρασης. Τέτοιος Οι εξισώσεις με καθορισμένη θερμική επίδραση ονομάζονται θερμοχημικές.Για παράδειγμα, η θερμοχημική εξίσωση της αντίδρασης που εξετάζεται στο παράδειγμα 2.2 γράφεται:

4NH3 (g) + 50 2 (g) = 4NO (g) + 6H20 (g);Δ Н° 29 8 = - 904,8 kJ.

Εάν οι συνθήκες διαφέρουν από τις τυπικές, σε πρακτικούς θερμοχημικούς υπολογισμούς επιτρέπει Xiaχρησιμοποιώντας ζουμ:Δ N ≈Δ Ν° 298 (2.4)Η έκφραση (2.4) αντανακλά την ασθενή εξάρτηση της θερμότητας της αντίδρασης από τις συνθήκες εμφάνισής της.