Υπολογισμός των θερμικών επιδράσεων των αντιδράσεων έμμεσα. Ρυθμός χημικών αντιδράσεων
Στη θερμοχημεία, η ποσότητα της θερμότητας Qπου απελευθερώνεται ή απορροφάται ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης ονομάζεται θερμική επίδραση.Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν με την απελευθέρωση θερμότητας ονομάζονται εξώθερμη (Q>0), και με απορρόφηση θερμότητας - ενδόθερμος (Q<0 ).
Στη θερμοδυναμική, αναλόγως, ονομάζονται διεργασίες κατά τις οποίες απελευθερώνεται θερμότητα εξώθερμηκαι διεργασίες στις οποίες απορροφάται θερμότητα - ενδόθερμος.
Σύμφωνα με το συμπέρασμα του πρώτου νόμου της θερμοδυναμικής για ισοχορικές-ισόθερμες διεργασίες, το θερμικό αποτέλεσμα είναι ίσο με τη μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας του συστήματος .
Εφόσον στη θερμοχημεία χρησιμοποιείται το αντίθετο πρόσημο σε σχέση με τη θερμοδυναμική, τότε.
Για ισοβαρικές-ισόθερμες διεργασίες, το θερμικό αποτέλεσμα είναι ίσο με τη μεταβολή της ενθαλπίας του συστήματος .
Αν ο Δ H > 0- η διαδικασία συμβαίνει με την απορρόφηση της θερμότητας και είναι ενδόθερμος.
Αν ο Δ H< 0 - η διαδικασία συνοδεύεται από απελευθέρωση θερμότητας και είναι εξώθερμη.
Από τον πρώτο θερμοδυναμικό νόμο προκύπτειΟ νόμος του Hess:
θερμική επίδραση χημικές αντιδράσειςεξαρτάται μόνο από τον τύπο και την κατάσταση των αρχικών ουσιών και των τελικών προϊόντων, αλλά δεν εξαρτάται από τη διαδρομή μετάβασης από την αρχική κατάσταση στην τελική κατάσταση.
Συνέπεια αυτού του νόμου είναι ο κανόνας ότι Με τις θερμοχημικές εξισώσεις μπορείτε να εκτελέσετε συνηθισμένες αλγεβρικές πράξεις.
Ως παράδειγμα, εξετάστε την αντίδραση της οξείδωσης του άνθρακα σε CO 2.
Η μετάβαση από τις αρχικές ουσίες στις τελικές ουσίες μπορεί να επιτευχθεί με απευθείας καύση άνθρακα σε CO 2:
C (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Το θερμικό αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης είναι Δ H 1.
Αυτή η διαδικασία μπορεί να πραγματοποιηθεί σε δύο στάδια (Εικ. 4). Στο πρώτο στάδιο, ο άνθρακας καίγεται σε CO σύμφωνα με την αντίδραση
C (t) + O 2 (g) = CO (g),
στο δεύτερο το CO καίγεται σε CO 2
CO (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Τα θερμικά αποτελέσματα αυτών των αντιδράσεων είναι αντίστοιχα Δ H 2καιΔ Ν 3.
Ρύζι. 4. Σχέδιο της διαδικασίας καύσης άνθρακα σε CO 2
Και οι τρεις διαδικασίες χρησιμοποιούνται ευρέως στην πράξη. Ο νόμος του Hess μας επιτρέπει να συσχετίσουμε τα θερμικά αποτελέσματα αυτών των τριών διεργασιών με την εξίσωση:
Δ H 1=Δ H 2 + Δ Ν 3.
Τα θερμικά αποτελέσματα της πρώτης και τρίτης διεργασίας μπορούν να μετρηθούν σχετικά εύκολα, αλλά η καύση του άνθρακα σε μονοξείδιο του άνθρακα υψηλές θερμοκρασίεςδύσκολος. Η θερμική του επίδραση μπορεί να υπολογιστεί:
Δ H 2=Δ H 1 - Δ Ν 3.
Τιμές Δ H 1και Δ H 2εξαρτώνται από τον τύπο του άνθρακα που χρησιμοποιείται. Τιμή Δ Ν 3δεν σχετίζεται με αυτό. Όταν ένα mol CO καίγεται σε σταθερή πίεση στους 298K, η ποσότητα θερμότητας είναι Δ Ν 3= -283,395 kJ/mol. Δ H 1= -393,86 kJ/mol στους 298Κ. Στη συνέχεια στα 298Κ Δ H 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ/mol.
Ο νόμος του Hess καθιστά δυνατό τον υπολογισμό των θερμικών επιπτώσεων διεργασιών για τις οποίες δεν υπάρχουν πειραματικά δεδομένα ή για τις οποίες δεν μπορούν να μετρηθούν σε τις κατάλληλες συνθήκες. Αυτό ισχύει για τις χημικές αντιδράσεις και για τις διαδικασίες διάλυσης, εξάτμισης, κρυστάλλωσης, προσρόφησης κ.λπ.
Κατά την εφαρμογή του νόμου του Hess, πρέπει να τηρούνται αυστηρά οι ακόλουθες προϋποθέσεις:
Και οι δύο διεργασίες πρέπει να έχουν πραγματικά πανομοιότυπες αρχικές καταστάσεις και πραγματικά πανομοιότυπες τελικές καταστάσεις.
Όχι μόνο πρέπει να είναι το ίδιο χημικές συνθέσειςπροϊόντα, αλλά και τις συνθήκες ύπαρξής τους (θερμοκρασία, πίεση κ.λπ.) και κατάσταση συσσώρευσης, και για κρυσταλλικές ουσίεςκαι τροποποίηση κρυστάλλου.
Κατά τον υπολογισμό των θερμικών επιδράσεων των χημικών αντιδράσεων με βάση το νόμο του Hess, χρησιμοποιούνται συνήθως δύο τύποι θερμικών επιδράσεων - η θερμότητα της καύσης και η θερμότητα του σχηματισμού.
Η θερμότητα του σχηματισμούονομάζεται θερμική επίδραση της αντίδρασης σχηματισμού μιας δεδομένης ένωσης από απλές ουσίες.
Θερμότητα καύσηςείναι η θερμική επίδραση της αντίδρασης οξείδωσης μιας δεδομένης ένωσης με οξυγόνο για να σχηματιστούν ανώτερα οξείδια των αντίστοιχων στοιχείων ή ενώσεων αυτών των οξειδίων.
Οι τιμές αναφοράς για τις θερμικές επιδράσεις και άλλες ποσότητες αναφέρονται συνήθως στην τυπική κατάσταση της ουσίας.
Οπως και τυπική κατάστασηατομικό υγρό και στερεάπαίρνουν την κατάστασή τους σε μια δεδομένη θερμοκρασία και σε πίεση ίση με μία ατμόσφαιρα, και για μεμονωμένα αέρια - την κατάστασή τους όταν σε δεδομένη θερμοκρασία και πίεση ίση με 1,01 10 5 Pa (1 atm.), έχουν τις ιδιότητες ιδανικό αέριο. Για τη διευκόλυνση των υπολογισμών, αναφέρονται δεδομένα αναφοράς τυπική θερμοκρασία 298 Κ.
Εάν οποιοδήποτε στοιχείο μπορεί να υπάρχει σε πολλές τροποποιήσεις, τότε η τροποποίηση που είναι σταθερή στους 298 K και ατμοσφαιρική πίεση, ίσο με 1,01·10 5 Pa (1 atm.)
Όλες οι ποσότητες που σχετίζονται με την τυπική κατάσταση των ουσιών σημειώνονται με έναν εκθέτη σε μορφή κύκλου: 
. Στις μεταλλουργικές διεργασίες, οι περισσότερες ενώσεις σχηματίζονται με την απελευθέρωση θερμότητας, επομένως για αυτές η αύξηση της ενθαλπίας είναι . Για στοιχεία σε τυπική κατάσταση, η τιμή είναι .
Χρησιμοποιώντας δεδομένα αναφοράς για τις τυπικές θερμότητες σχηματισμού των ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση, μπορείτε εύκολα να υπολογίσετε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης.
Από το νόμο του Hess προκύπτει:η θερμική επίδραση της αντίδρασης είναι ίση με τη διαφορά μεταξύ των θερμοτήτων σχηματισμού όλων των ουσιών που υποδεικνύονται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης(τελικές ουσίες ή προϊόντα αντίδρασης) , και τις θερμότητες σχηματισμού όλων των ουσιών που υποδεικνύονται στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης(αρχικά υλικά) , λαμβάνονται με συντελεστές, ίσους συντελεστέςπριν από τους τύπους αυτών των ουσιών στην εξίσωση αντίδρασης:
Οπου n- τον αριθμό των mol της ουσίας που συμμετέχει στην αντίδραση.
Παράδειγμα. Ας υπολογίσουμε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2. Οι θερμότητες σχηματισμού των ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση είναι: για Fe 3 O 4, για CO, για FeO, για CO 2.
Θερμική επίδραση της αντίδρασης:
Εφόσον η αντίδραση στους 298Κ είναι ενδόθερμη, δηλ. συνοδεύεται από απορρόφηση θερμότητας.
Ακριβώς όπως ένα από τα φυσικά χαρακτηριστικάάτομο είναι σωματική δύναμη, το πιο σημαντικό χαρακτηριστικόοποιουδήποτε χημικού δεσμού είναι η ισχύς του δεσμού, δηλ. την ενέργειά της.
Ας θυμηθούμε ότι η ενέργεια ενός χημικού δεσμού είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού ή η ενέργεια που πρέπει να δαπανηθεί για να καταστραφεί αυτός ο δεσμός.
Χημική αντίδραση σε γενική περίπτωση- Αυτή είναι η μετατροπή μιας ουσίας σε μια άλλη. Κατά συνέπεια, κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, κάποιοι δεσμοί σπάνε και άλλοι σχηματίζονται, δηλ. μετατροπή ενέργειας.
Ο θεμελιώδης νόμος της φυσικής δηλώνει ότι η ενέργεια δεν εμφανίζεται από το τίποτα και δεν εξαφανίζεται χωρίς ίχνος, αλλά περνά μόνο από τη μια μορφή στην άλλη. Λόγω της καθολικότητας της, αυτή η αρχή είναι προφανώς εφαρμόσιμη στις χημικές αντιδράσεις.
Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης ονομάζεται ποσότητα θερμότητας
απελευθερώνεται (ή απορροφάται) κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης και αναφέρεται σε 1 mole αντιδράσας (ή σχηματισμένης) ουσίας.
Η θερμική επίδραση συμβολίζεται με το γράμμα Q και συνήθως μετράται σε kJ/mol ή kcal/mol.
Εάν μια αντίδραση συμβεί με την απελευθέρωση θερμότητας (Q > 0), ονομάζεται εξώθερμη και αν με την απορρόφηση θερμότητας (Q< 0) – эндотермической.
Αν απεικονίσουμε σχηματικά το ενεργειακό προφίλ μιας αντίδρασης, τότε για τις ενδόθερμες αντιδράσεις τα προϊόντα είναι υψηλότερα σε ενέργεια από τα αντιδρώντα και για τις εξώθερμες αντιδράσεις, αντίθετα, τα προϊόντα της αντίδρασης είναι χαμηλότερα σε ενέργεια (πιο σταθερά) από τα αντιδρώντα.
Είναι σαφές ότι τι περισσότερη ουσίαθα αντιδράσει, έτσι μεγάλη ποσότηταενέργεια θα απελευθερωθεί (ή θα απορροφηθεί), δηλ. το θερμικό αποτέλεσμα είναι ευθέως ανάλογο με την ποσότητα της ουσίας. Επομένως, η απόδοση της θερμικής επίδρασης σε 1 mole μιας ουσίας οφείλεται στην επιθυμία μας να συγκρίνουμε τα θερμικά αποτελέσματα διαφόρων αντιδράσεων.
Διάλεξη 6. Θερμοχημεία. Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης Παράδειγμα 1. Όταν 8,0 g οξειδίου του χαλκού (II) ανήχθησαν με υδρογόνο, σχηματίστηκαν μεταλλικός χαλκός και υδρατμοί και απελευθερώθηκαν 7,9 kJ θερμότητας. Υπολογίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης αναγωγής του οξειδίου του χαλκού(II).
Λύση . Εξίσωση αντίδρασης: CuO (στερεό) + H2 (g) = Cu (διάλυμα) + H2 O (g) + Q (*)
Ας κάνουμε μια αναλογία: όταν μειώνουμε 0,1 mol - απελευθερώνονται 7,9 kJ, όταν μειώνουμε 1 mol - απελευθερώνονται x kJ
Πού είναι x = + 79 kJ/mol. Η εξίσωση (*) παίρνει τη μορφή
CuO (στερεό.) + H2 (g.) = Cu (στερεό.) + H2 O (g.) +79 kJ
Θερμοχημική εξίσωσηείναι η εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης, η οποία δείχνει την κατάσταση συσσωμάτωσης των συστατικών του μείγματος αντίδρασης (αντιδραστήρια και προϊόντα) και τη θερμική επίδραση της αντίδρασης.
Έτσι, για να λιώσει ο πάγος ή να εξατμιστεί το νερό, απαιτούνται ορισμένες ποσότητες θερμότητας, ενώ όταν το υγρό νερό παγώνει ή οι υδρατμοί συμπυκνώνονται, απελευθερώνονται οι ίδιες ποσότητες θερμότητας. Αυτός είναι ο λόγος που νιώθουμε κρύο όταν βγαίνουμε από το νερό (η εξάτμιση του νερού από την επιφάνεια του σώματος απαιτεί ενέργεια) και η εφίδρωση είναι βιολογική μηχανισμός άμυναςαπό υπερθέρμανση του σώματος. Αντίθετα, ένας καταψύκτης παγώνει το νερό και θερμαίνει τον περιβάλλοντα χώρο, απελευθερώνοντας την υπερβολική θερμότητα σε αυτό.
Επί σε αυτό το παράδειγμαΕμφανίζονται οι θερμικές επιδράσεις των αλλαγών στην κατάσταση συσσώρευσης του νερού. Θερμότητα σύντηξης (στους 0o C) λ = 3,34×105 J/kg (φυσική), ή Qpl. = - 6,02 kJ/mol (χημεία), θερμότητα εξάτμισης (εξάτμιση) (στους 100o C) q = 2,26×106 J/kg (φυσική) ή Qex. = - 40,68 kJ/mol (χημεία).
τήξη
εξάτμιση |
|||||
αρ. 298.
Διάλεξη 6. Θερμοχημεία. Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης Φυσικά, οι διαδικασίες εξάχνωσης είναι δυνατές όταν ένα στερεό
περνά στην αέρια φάση, παρακάμπτοντας υγρή κατάστασηκαι αντίστροφες διεργασίες εναπόθεσης (κρυστάλλωσης) από την αέρια φάση, για αυτές είναι επίσης δυνατός ο υπολογισμός ή η μέτρηση του θερμικού αποτελέσματος.
Είναι σαφές ότι κάθε ουσία περιέχει χημικοί δεσμοίΕπομένως, κάθε ουσία έχει ένα ορισμένο ποσό ενέργειας. Ωστόσο, δεν μπορούν όλες οι ουσίες να μετατραπούν η μία στην άλλη με μία χημική αντίδραση. Ως εκ τούτου, συμφωνήσαμε να εισαγάγουμε μια τυπική κατάσταση.
Τυπική κατάσταση της ύλης– αυτή είναι η κατάσταση συσσωμάτωσης μιας ουσίας σε θερμοκρασία 298 K, πίεση 1 ατμόσφαιρας στην πιο σταθερή αλλοτροπική τροποποίηση υπό αυτές τις συνθήκες.
Τυπικοί όροι– πρόκειται για θερμοκρασία 298 K και πίεση 1 ατμόσφαιρα. Οι τυπικές συνθήκες (τυπική συνθήκη) υποδεικνύονται από τον δείκτη 0.
Τυπική θερμότητα σχηματισμού μιας ένωσης είναι η θερμική επίδραση της χημικής αντίδρασης του σχηματισμού μιας δεδομένης ένωσης από απλές ουσίες που λαμβάνονται στην τυπική τους κατάσταση. Η θερμότητα σχηματισμού μιας ένωσης υποδεικνύεται με το σύμβολο Q 0 Για πολλές ενώσεις, οι τυπικές θερμότητες σχηματισμού δίνονται σε βιβλία αναφοράς φυσικοχημικών ποσοτήτων.
Οι τυπικές θερμότητες σχηματισμού απλών ουσιών είναι ίσες με 0. Για παράδειγμα, δείγμα Q0, 298 (O2, αέριο) = 0, δείγμα Q0, 298 (C, στερεό, γραφίτης) = 0.
Για παράδειγμα . Να γράψετε τη θερμοχημική εξίσωση για το σχηματισμό θειικού χαλκού(II). Από το βιβλίο αναφοράς Q0 δείγμα 298 (CuSO4) = 770 kJ/mol.
Cu (στερεό) + S (στερεό) + 2O2 (g) = CuSO4 (στερεό) + 770 kJ.
Σημείωση: η θερμοχημική εξίσωση μπορεί να γραφτεί για οποιαδήποτε ουσία, αλλά πρέπει να καταλάβουμε ότι σε πραγματική ζωήη αντίδραση συμβαίνει με εντελώς διαφορετικό τρόπο: από τα αναφερόμενα αντιδραστήρια, σχηματίζονται οξείδια χαλκού (II) και θείου (IV) όταν θερμαίνονται, αλλά δεν σχηματίζεται θειικός χαλκός (II). Ένα σημαντικό συμπέρασμα: η θερμοχημική εξίσωση είναι ένα μοντέλο που επιτρέπει υπολογισμούς· συμφωνεί καλά με άλλα θερμοχημικά δεδομένα, αλλά δεν αντέχει σε πρακτικές δοκιμές (δηλαδή, δεν είναι σε θέση να προβλέψει σωστά την πιθανότητα ή την αδυναμία αντίδρασης).
(B j ) - ∑ a i × Q arr 0 ,298 i
Διάλεξη 6. Θερμοχημεία. Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης
Διευκρίνιση . Για να μην σας παραπλανήσω, θα προσθέσω αμέσως ότι η χημική θερμοδυναμική μπορεί να προβλέψει την πιθανότητα/αδυναμία αντίδρασηςΩστόσο, αυτό απαιτεί πιο σοβαρά «εργαλεία» που ξεπερνούν σχολικό μάθημαχημεία. Η θερμοχημική εξίσωση σε σύγκριση με αυτές τις τεχνικές είναι το πρώτο βήμα στο φόντο της πυραμίδας του Χέοπα - δεν μπορείτε να το κάνετε χωρίς αυτό, αλλά δεν μπορείτε να ανεβείτε ψηλά.
Παράδειγμα 2. Να υπολογίσετε τη θερμική επίδραση της συμπύκνωσης νερού βάρους 5,8 γρ. Διάλυμα. Περιγράφεται η διαδικασία συμπύκνωσης θερμοχημική εξίσωση H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q – η συμπύκνωση είναι συνήθως μια εξώθερμη διαδικασία Η θερμότητα της συμπύκνωσης του νερού στους 25o C είναι 37 kJ/mol (βιβλίο αναφοράς).
Επομένως, Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
Τον 19ο αιώνα, ο Ρώσος χημικός Hess, ο οποίος μελέτησε τις θερμικές επιδράσεις των αντιδράσεων, καθιέρωσε πειραματικά τον νόμο της διατήρησης της ενέργειας σε σχέση με τις χημικές αντιδράσεις - τον νόμο του Hess.
Η θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης δεν εξαρτάται από την πορεία της διεργασίας και καθορίζεται μόνο από τη διαφορά μεταξύ της τελικής και της αρχικής κατάστασης.
Από τη σκοπιά της χημείας και των μαθηματικών αυτός ο νόμοςσημαίνει ότι είμαστε ελεύθεροι να επιλέξουμε οποιαδήποτε «τροχιά υπολογισμού» για να υπολογίσουμε τη διαδικασία, επειδή το αποτέλεσμα δεν εξαρτάται από αυτήν. Για το λόγο αυτό, ο πολύ σημαντικός νόμος του Hess έχει ένα απίστευτα σημαντικό απόρροια του νόμου του Hess.
Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης ίσο με το άθροισμαθερμότητες σχηματισμού προϊόντων αντίδρασης μείον το άθροισμα των θερμοτήτων σχηματισμού των αντιδρώντων (λαμβάνοντας υπόψη τους στοιχειομετρικούς συντελεστές).
Από άποψη ΚΟΙΝΗ ΛΟΓΙΚΗΑυτή η συνέπεια αντιστοιχεί σε μια διαδικασία κατά την οποία όλα τα αντιδρώντα αρχικά μετατράπηκαν σε απλές ουσίες, οι οποίες στη συνέχεια επανασυναρμολογήθηκαν για να σχηματίσουν προϊόντα αντίδρασης.
Σε μορφή εξίσωσης, η συνέπεια του νόμου του Hess μοιάζει με αυτό: Εξίσωση αντίδρασης: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b
Στην περίπτωση αυτή, τα a i και b j είναι στοιχειομετρικοί συντελεστές, τα A i είναι αντιδραστήρια, τα B j είναι προϊόντα αντίδρασης.
Τότε η συνέπεια του νόμου του Hess έχει τη μορφή Q = ∑ b j × Q arr 0 .298
k Bk + Q
(Ολα συμπεριλαμβάνονται)
Διάλεξη 6. Θερμοχημεία. Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης Δεδομένου ότι οι τυπικές θερμότητες σχηματισμού πολλών ουσιών
α) συνοψίζονται σε ειδικούς πίνακες ή β) μπορούν να προσδιοριστούν πειραματικά, τότε καθίσταται δυνατή η πρόβλεψη (υπολογισμός) της θερμικής επίδρασης ενός πολύ μεγάλου αριθμού αντιδράσεων με αρκετά υψηλή ακρίβεια.
Παράδειγμα 3. (Συνέπεια του νόμου του Hess). Υπολογίστε τη θερμική επίδραση της αναμόρφωσης με ατμό του μεθανίου που εμφανίζεται στην αέρια φάση υπό τυπικές συνθήκες:
CH4 (g) + H2 O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Προσδιορίστε αν αυτή η αντίδραση είναι εξώθερμη ή ενδόθερμη;
Λύση: Συμπέρασμα του νόμου του Hess
Q = 3 Q0 | G) +Q 0 | (CO ,g ) −Q 0 | Ζ) −Q 0 | Ο, ζ) - σε γενική εικόνα. |
|||||
αρ. 298 | αρ. 298 | αρ. 298 | αρ. 298 | ||||||
Q rev0 | 298 (Η 2, g) = 0 | Απλή ουσία σε τυπική κατάσταση |
|||||||
Από το βιβλίο αναφοράς βρίσκουμε τις θερμότητες σχηματισμού των υπολοίπων συστατικών του μείγματος.
Ο, ζ) = 241,8 | (CO,g) = 110,5 | Γ) = 74,6 | |||||||||
αρ. 298 | αρ. 298 | αρ. 298 | |||||||||
Αντικατάσταση των τιμών στην εξίσωση
Q = 0 + 110,5 – 74,6 – 241,8 = -205,9 kJ/mol, η αντίδραση είναι εξαιρετικά ενδόθερμη.
Απάντηση: Q = -205,9 kJ/mol, ενδόθερμος
Παράδειγμα 4. (Εφαρμογή του νόμου του Hess). Γνωστές θερμότητες αντιδράσεων
C (στερεό) + ½ O (g) = CO (g) + 110,5 kJ
C (στερεό) + O2 (g) = CO2 (g) + 393,5 kJ Να βρείτε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης 2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) Λύση Πολλαπλασιάστε την πρώτη και τη δεύτερη εξίσωση στο 2
2C (διαλυτ.) + O2 (g.) = 2CO (g.) + 221 kJ 2C (διαλυτ.) + 2O2 (g.) = 2CO2 (g.) + 787 kJ
Αφαιρέστε την πρώτη από τη δεύτερη εξίσωση
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ – 2CO (g) – 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Απάντηση: 566 kJ/mol.
Σημείωση: Όταν μελετάμε θερμοχημεία, εξετάζουμε μια χημική αντίδραση από έξω (έξω). Αντίθετα, η χημική θερμοδυναμική είναι η επιστήμη της συμπεριφοράς χημικά συστήματα– θεωρεί το σύστημα εκ των έσω και λειτουργεί με την έννοια της «ενθαλπίας» H ως τη θερμική ενέργεια του συστήματος. Ενθαλπία, λοιπόν
Διάλεξη 6. Θερμοχημεία. Η θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης έχει την ίδια σημασία με την ποσότητα της θερμότητας, αλλά έχει αντίθετο σημάδι: εάν απελευθερωθεί ενέργεια από το σύστημα, το περιβάλλον την δέχεται και θερμαίνεται και το σύστημα χάνει ενέργεια.
Βιβλιογραφία:
1. σχολικό βιβλίο, V.V. Eremin, Ν.Ε. Kuzmenko et al., Χημεία 9η τάξη, παράγραφος 19,
2. Εκπαιδευτικό και μεθοδολογικό εγχειρίδιο«Βασικά γενική χημεία" Μέρος 1.
Συντάχθηκε από τον Σ.Γ. Μπαράμ, Ι.Ν. Μιρόνοφ. - Πάρε μαζί σου! για το επόμενο σεμινάριο
3. A.V. Μανουίλοφ. Βασικά στοιχεία της χημείας. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης. Βασικοί νόμοι της θερμοχημείας.
§9.2** Θερμοχημεία (συνέχεια). Η θερμότητα σχηματισμού μιας ουσίας από στοιχεία.
Τυπική ενθαλπία σχηματισμού.
Προσοχή!
Προχωράμε στην επίλυση προβλημάτων υπολογισμού, επομένως μια αριθμομηχανή είναι πλέον επιθυμητή για σεμινάρια χημείας.
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 στα μόρια δίνεται κάποια ενέργεια ενεργοποίησης Ε (υπερβολική ενέργεια πάνω από το μέσο όρο), η δυναμική ενέργεια αλληλεπίδρασης μεταξύ των ατόμων στα μόρια μειώνεται, οι δεσμοί μέσα στα μόρια εξασθενούν και τα μόρια γίνονται αντιδραστικά.
Η ενέργεια ενεργοποίησης δεν παρέχεται απαραίτητα από το εξωτερικό· μπορεί να μεταδοθεί σε κάποιο μέρος των μορίων αναδιανέμοντας ενέργεια κατά τη διάρκεια των συγκρούσεων τους. 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 αυξάνεται ο ρυθμός της αντίδρασης (και επομένως η σταθερά του ρυθμού) όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 0 ονομάζεται συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης:
(4)
.(5)
Αυτό σημαίνει, για παράδειγμα, ότι με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 100 0 για μια συμβατικά αποδεκτή αύξηση του μέσου ρυθμού κατά 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 τον νόμο ενεργές μάζεςγια εκούσια 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 οσμωτικός 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 ημιπερατή μεμβράνη, μέσω των μικρών οπών της οποίας μόνο μικρού όγκου μόρια διαλύτη μπορούν να περάσουν επιλεκτικά 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 έχουν διαλυθεί σε δεδομένου όγκουδιάλυμα, και δεν εξαρτάται από τη φύση τους και τη φύση του διαλύτη. Σε λύσεις ισχυρών ή ασθενείς ηλεκτρολύτεςο 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 ηλεκτρολύτες, μπορούμε 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.
|
Ως αποτέλεσμα της μελέτης αυτού του θέματος, θα μάθετε:
Ως αποτέλεσμα της μελέτης αυτού του θέματος, θα μάθετε:
Ερωτήσεις μελέτης: |
6.1. Ενέργεια χημικών διεργασιών
6.1.1. Εσωτερική ενέργειακαι 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 την αλλαγή της εσωτερικής ενέργειας Δ U και την εκτέλεση του έργου 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 δυναμική ενέργειασυστήματα στο σύνολό τους.
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 DN της διεργασίας), καθώς και την κατάσταση συσσωμάτωσης των ουσιών και τη θερμοκρασία, ονομάζονται 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 Q στη γενική περίπτωση δεν είναι συνάρτηση της κατάστασης . 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 απλών ουσιών:
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 μιας αντίδρασης εξαρτάται από την κατάσταση των ουσιών, τη θερμοκρασία και την πίεση, όταν διεξάγεται θερμοχημικούς υπολογισμούςσυμφώνησε να χρησιμοποιήσει 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. μέση ταχύτηταη αντίδραση ισούται με:
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 της μαζικής δράσης– καθορίζει την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων.
Ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος του προϊόντος των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων. Για μια αντίδραση γραμμένη σε γενική μορφή ως
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. η συνολική σειρά είναι 1,5 και οι τάξεις αντίδρασης για τα συστατικά Η2 και C12 είναι 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 δράσης της μάζας δεν ισχύει για αντιδράσεις που περιλαμβάνουν στερεά, καθώς 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 - συντελεστής θερμοκρασίαςταχύτητα ίση 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. Για παράδειγμα, παρουσία ενός καταλύτη οξειδίου του αλουμινίου Al 2 O 3 στους 300 o C από εθυλική αλκοόληπάρτε νερό και αιθυλένιο:
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 ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων, η αληθινή (χημική) ισορροπία χαρακτηρίζεται από τα ακόλουθα χαρακτηριστικά:
- 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.
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.
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 αόριστο 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.
Ο καταλύτης επιταχύνει τόσο απευθείας όσο και Αντίκτυπος, Να γιατί 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.
Οποιαδήποτε χημική αντίδραση συνοδεύεται από την απελευθέρωση ή την απορρόφηση ενέργειας με τη μορφή θερμότητας.
Με βάση την απελευθέρωση ή την απορρόφηση θερμότητας, διακρίνουν εξώθερμηΚαι ενδόθερμοςαντιδράσεις.
ΕξώθερμοΟι αντιδράσεις είναι αντιδράσεις κατά τις οποίες απελευθερώνεται θερμότητα (+Q).
Οι ενδόθερμες αντιδράσεις είναι αντιδράσεις κατά τις οποίες απορροφάται θερμότητα (-Q).
Θερμική επίδραση της αντίδρασης (Q) είναι η ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά την αλληλεπίδραση ορισμένης ποσότητας αρχικών αντιδραστηρίων.
Μια θερμοχημική εξίσωση είναι μια εξίσωση που προσδιορίζει τη θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης. Έτσι, για παράδειγμα, οι θερμοχημικές εξισώσεις είναι:
Θα πρέπει επίσης να σημειωθεί ότι οι θερμοχημικές εξισώσεις πρέπει απαραίτητα να περιλαμβάνουν πληροφορίες σχετικά με καταστάσεις συνάθροισηςαντιδραστήρια και προϊόντα, δεδομένου ότι η τιμή της θερμικής επίδρασης εξαρτάται από αυτό.
Υπολογισμοί της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης
Παράδειγμα τυπική εργασίαγια να βρείτε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης:
Όταν 45 g γλυκόζης αντιδρούν με περίσσεια οξυγόνου σύμφωνα με την εξίσωση
C 6 H 12 O 6 (στερεό) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
Απελευθερώθηκαν 700 kJ θερμότητας. Προσδιορίστε τη θερμική επίδραση της αντίδρασης. (Γράψτε τον αριθμό στον πλησιέστερο ακέραιο αριθμό.)
Λύση:
Ας υπολογίσουμε την ποσότητα της γλυκόζης:
n(C 6 H 12 O 6) = m (C 6 H 12 O 6) / M (C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g/mol = 0,25 mol
Εκείνοι. Όταν 0,25 mol γλυκόζης αλληλεπιδρούν με το οξυγόνο, απελευθερώνονται 700 kJ θερμότητας. Από τη θερμοχημική εξίσωση που παρουσιάζεται στη συνθήκη, προκύπτει ότι η αλληλεπίδραση 1 mol γλυκόζης με οξυγόνο παράγει ποσότητα θερμότητας ίση με Q (θερμική επίδραση της αντίδρασης). Τότε η ακόλουθη αναλογία είναι σωστή:
0,25 mol γλυκόζης - 700 kJ
1 mole γλυκόζης - Q
Από την αναλογία αυτή προκύπτει η αντίστοιχη εξίσωση:
0,25 / 1 = 700 / Q
Λύνοντας το οποίο, βρίσκουμε ότι:
Έτσι, το θερμικό αποτέλεσμα της αντίδρασης είναι 2800 kJ.
Υπολογισμοί με χρήση θερμοχημικών εξισώσεων
Πολύ πιο συχνά σε Εργασίες Ενιαίας Κρατικής Εξετάσεωνστη θερμοχημεία, η αξία του θερμικού φαινομένου είναι ήδη γνωστή, γιατί η συνθήκη δίνει την πλήρη θερμοχημική εξίσωση.
Σε αυτήν την περίπτωση, είναι απαραίτητο να υπολογιστεί είτε η ποσότητα θερμότητας που απελευθερώνεται/απορροφάται με μια γνωστή ποσότητα αντιδραστηρίου ή προϊόντος, είτε, αντίθετα, με γνωστή αξίαθερμότητας, απαιτείται για τον προσδιορισμό της μάζας, του όγκου ή της ποσότητας μιας ουσίας οποιουδήποτε συμμετέχοντος στην αντίδραση.
Παράδειγμα 1
Σύμφωνα με την εξίσωση της θερμοχημικής αντίδρασης
3Fe 3 O 4 (tv.) + 8Al (tv.) = 9Fe (tv.) + 4Al 2 O 3 (tv.) + 3330 kJ
Σχηματίστηκαν 68 g οξειδίου του αργιλίου. Πόση θερμότητα απελευθερώθηκε; (Γράψτε τον αριθμό στον πλησιέστερο ακέραιο αριθμό.)
Λύση
Ας υπολογίσουμε την ποσότητα της ουσίας οξειδίου του αλουμινίου:
n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 g / 102 g/mol = 0,667 mol
Σύμφωνα με τη θερμοχημική εξίσωση της αντίδρασης, όταν σχηματίζονται 4 moles οξειδίου του αργιλίου, απελευθερώνονται 3330 kJ. Στην περίπτωσή μας, σχηματίζονται 0,6667 mol οξειδίου του αλουμινίου. Έχοντας υποδηλώσει την ποσότητα της θερμότητας που απελευθερώνεται σε αυτή την περίπτωση με x kJ, δημιουργούμε την αναλογία:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ
Αυτή η αναλογία αντιστοιχεί στην εξίσωση:
4 / 0,6667 = 3330 / x
Λύνοντας ποια, βρίσκουμε ότι x = 555 kJ
Εκείνοι. όταν σχηματίζονται 68 g οξειδίου του αργιλίου σύμφωνα με τη θερμοχημική εξίσωση της συνθήκης, απελευθερώνονται 555 kJ θερμότητας.
Παράδειγμα 2
Ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης, της οποίας η θερμοχημική εξίσωση
4FeS 2 (tv.) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (tv.) + 3310 kJ
Απελευθερώθηκαν 1655 kJ θερμότητας. Προσδιορίστε τον όγκο (l) του διοξειδίου του θείου που απελευθερώθηκε (αρ.). (Γράψτε τον αριθμό στον πλησιέστερο ακέραιο αριθμό.)
Λύση
Σύμφωνα με τη θερμοχημική εξίσωση της αντίδρασης, όταν σχηματίζονται 8 moles SO 2, απελευθερώνονται 3310 kJ θερμότητας. Στην περίπτωσή μας, απελευθερώθηκαν 1655 kJ θερμότητας. Έστω η ποσότητα του SO 2 που σχηματίζεται σε αυτή την περίπτωση x mol. Τότε η ακόλουθη αναλογία είναι δίκαιη:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Από την οποία προκύπτει η εξίσωση:
8 / x = 3310 / 1655
Λύνοντας το οποίο, βρίσκουμε ότι:
Έτσι, η ποσότητα της ουσίας SO 2 που σχηματίζεται σε αυτή την περίπτωση είναι 4 mol. Επομένως, ο όγκος του είναι ίσος με:
V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22,4 l/mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(στρογγυλοποιημένο σε ακέραιους αριθμούς, καθώς αυτό απαιτείται στη συνθήκη.)
Περισσότερα αναλυμένα προβλήματα σχετικά με τη θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης μπορούν να βρεθούν.
Τύποι δυνάμεων και ριζών
Μονομερείς προτάσεις (8η τάξη) Επιλογή ρωσικής γλώσσας 2 Παλαιοί Ρώσοι αρχιτέκτονες
Πότε χρησιμοποιείται κόμμα;