Reaktsioonide soojusmõjude arvutamine kaudsel viisil. Keemiliste reaktsioonide kiirus
Termokeemias soojushulk K mida keemilise reaktsiooni tulemusena eraldub või imendub nimetatakse termiline efekt. Reaktsioone, mis eraldavad soojust, nimetatakse eksotermiline (Q>0) ja soojuse neeldumisega - endotermiline (K<0 ).
Termodünaamikas nimetatakse vastavalt soojuse vabanemise protsesse eksotermiline ja protsessid, milles soojus neeldub - endotermiline.
Vastavalt termodünaamika esimese seaduse järeldusele isohoori-isotermiliste protsesside puhul võrdub soojusefekt süsteemi siseenergia muutusega .
Kuna termokeemias kasutatakse termodünaamika suhtes vastupidist märki, siis .
Isobaar-isotermiliste protsesside puhul võrdub termiline efekt süsteemi entalpia muutusega .
Kui D H > 0- protsess kulgeb soojuse neeldumisega ja on endotermiline.
Kui D H< 0 - protsessiga kaasneb soojuse eraldumine ja on eksotermiline.
Termodünaamika esimesest seadusest järeldub Hessi seadus:
keemiliste reaktsioonide termiline efekt sõltub ainult lähteainete ja lõppsaaduste tüübist ja olekust, kuid ei sõltu algolekust lõppolekusse ülemineku teest.
Selle seaduse tagajärg on reegel, et termokeemiliste võrrandite abil saate teha tavalisi algebralisi toiminguid.
Vaatleme näiteks kivisöe oksüdatsiooni reaktsiooni CO 2 -ks.
Üleminek algainetelt lõplikele ainetele võib toimuda söe otsese põletamise teel CO 2 -ks:
C (t) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g).
Selle reaktsiooni termiline efekt Δ H 1.
Seda protsessi saab läbi viia kahes etapis (joonis 4). Esimeses etapis põleb süsinik reaktsiooni käigus CO-ks
C (t) + O 2 (g) \u003d CO (g),
teisel CO põleb CO2-ks
CO (t) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g).
Nende reaktsioonide termilised mõjud vastavalt Δ H 2 ja Δ H 3.
Riis. 4. Söe CO 2 -ks põlemisprotsessi skeem
Kõik kolm protsessi kasutatakse praktikas laialdaselt. Hessi seadus võimaldab teil seostada nende kolme protsessi soojusefekte võrrandiga:
Δ H 1=Δ H 2 + Δ H 3.
Esimese ja kolmanda protsessi soojusefekte saab mõõta suhteliselt lihtsalt, kuid kivisöe põletamine süsinikmonooksiidiks kõrgel temperatuuril on keeruline. Selle soojusefekti saab arvutada:
Δ H 2=Δ H 1 - Δ H 3.
Väärtused H 1 ja Δ H 2 sõltuvad kasutatava söe tüübist. Väärtus Δ H 3 pole sellega seotud. Ühe mooli CO põlemisel konstantsel rõhul temperatuuril 298 K on soojushulk Δ H 3= -283,395 kJ/mol. Δ H 1\u003d -393,86 kJ / mol 298K juures. Siis 298K Δ juures H 2\u003d -393,86 + 283,395 \u003d -110,465 kJ / mol.
Hessi seadus võimaldab arvutada selliste protsesside soojusefekte, mille kohta puuduvad katseandmed või mille kohta ei saa neid nõutavatel tingimustel mõõta. See kehtib ka keemiliste reaktsioonide ning lahustumis-, aurustumis-, kristalliseerumis-, adsorptsiooni- jne protsesside kohta.
Hessi seaduse rakendamisel tuleb rangelt järgida järgmisi tingimusi:
Mõlemal protsessil peavad olema tegelikult samad algusolekud ja tegelikult samad lõppolekud;
Samad ei peaks olema mitte ainult toodete keemiline koostis, vaid ka nende olemasolu tingimused (temperatuur, rõhk jne) ja agregatsiooni olek ning kristalsete ainete puhul kristalne modifikatsioon.
Keemiliste reaktsioonide soojusmõjude arvutamisel Hessi seaduse alusel kasutatakse tavaliselt kahte tüüpi soojusefekte - põlemissoojust ja tekkesoojust.
Hariduse kuumus nimetatakse lihtsatest ainetest antud ühendi moodustumise reaktsiooni termiliseks efektiks.
Põlemissoojus nimetatakse antud ühendi oksüdatsiooni reaktsiooni termiliseks efektiks hapnikuga koos vastavate elementide või nende oksiidide ühendite kõrgemate oksiidide moodustumisega.
Soojusmõjude ja muude suuruste võrdlusväärtusi viidatakse tavaliselt aine standardolekule.
Nagu standardseisundüksikud vedelad ja tahked ained omandavad oma oleku antud temperatuuril ja rõhul, mis on võrdne ühe atmosfääriga, ning üksikute gaaside puhul on nende olek selline, et antud temperatuuril ja rõhul on 1,01 10 5 Pa (1 atm), Neil on ideaalse gaasi omadused. Arvutuste hõlbustamiseks vaadake võrdlusandmeid standardne temperatuur 298 K.
Kui mõni element võib esineda mitmes modifikatsioonis, siis võetakse standardseks selline modifikatsioon, mis on stabiilne temperatuuril 298 K ja atmosfäärirõhul 1,01 10 5 Pa (1 atm.)
Kõik ainete standardolekuga seotud kogused on tähistatud ringikujulise ülaindeksiga: 
. Metallurgilistes protsessides moodustub enamik ühendeid soojuse vabanemisega, seega suureneb nende jaoks entalpia juurdekasv. Standardolekus elementide puhul on väärtus .
Reaktsioonis osalevate ainete moodustumise standardsoojuste võrdlusandmeid kasutades saab kergesti arvutada reaktsiooni soojusefekti.
Hessi seadusest järeldub:reaktsiooni termiline efekt on võrdne võrrandi paremal küljel näidatud kõigi ainete moodustumissoojuste vahega(lõppained või reaktsioonisaadused) , ja võrrandi vasakus servas näidatud kõigi ainete tekkesoojused(lähtematerjalid) , mis on võetud koefitsientidega, mis on võrdsed nende ainete valemite ees olevate koefitsientidega reaktsioonivõrrandis:
kus n- reaktsioonis osaleva aine moolide arv.
Näide. Arvutame reaktsiooni Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 soojusefekti. Reaktsioonis osalevate ainete moodustumissoojused on: Fe 3 O 4, CO, FeO, CO 2 korral.
Reaktsiooni termiline mõju:
Kuna , on reaktsioon temperatuuril 298 K endotermiline, st. käib koos soojuse neeldumisega.
Nii nagu inimese üks füüsikalisi omadusi on füüsiline tugevus, on iga keemilise sideme kõige olulisem omadus sideme tugevus, s.t. tema energiat.
Tuletage meelde, et keemilise sideme energia on energia, mis vabaneb keemilise sideme moodustumisel või energia, mida on vaja kulutada selle sideme hävitamiseks.
Üldiselt on keemiline reaktsioon ühe aine muundumine teiseks. Järelikult keemilise reaktsiooni käigus ühed sidemed katkevad ja tekivad teised, s.t. energia muundamine.
Füüsika põhiseadus ütleb, et energia ei teki millestki ega kao jäljetult, vaid läheb ainult ühest vormist teise. Oma universaalsuse tõttu kehtib see põhimõte ilmselt keemilise reaktsiooni puhul.
Keemilise reaktsiooni termiline mõju nimetatakse soojushulgaks
reaktsiooni käigus vabanenud (või imendunud) ja viitanud 1 moolile reageerinud (või moodustunud) ainele.
Termiline efekt on tähistatud tähega Q ja seda mõõdetakse tavaliselt kJ/mol või kcal/mol.
Kui reaktsioon toimub soojuse eraldumisega (Q > 0), nimetatakse seda eksotermiliseks ja kui reaktsioon toimub soojuse neeldumisega (Q< 0) – эндотермической.
Kui kujutada skemaatiliselt reaktsiooni energiaprofiili, siis endotermiliste reaktsioonide puhul on produktid energiaga kõrgemad kui reagendid ja eksotermiliste reaktsioonide puhul, vastupidi, reaktsioonisaadused asuvad energiaga madalamal (stabiilsemad) kui reagendid. .
On selge, et mida rohkem ainet reageerib, seda rohkem energiat vabaneb (või neeldub), s.t. termiline efekt on otseselt võrdeline aine kogusega. Seetõttu on termilise efekti omistamine 1 moolile ainele tingitud meie soovist võrrelda erinevate reaktsioonide soojusmõjusid omavahel.
Loeng 6. Termokeemia. Keemilise reaktsiooni termiline mõju Näide 1. 8,0 g vask(II)oksiidi redutseerimisel vesinikuga tekkis metalliline vask ja veeaur ning eraldus 7,9 kJ soojust. Arvutage vask(II)oksiidi redutseerimisreaktsiooni termiline efekt.
Lahendus. Reaktsioonivõrrand CuO (tahke) + H2 (g) = Cu (tahke) + H2O (g) + Q (*)
Teeme proportsiooni 0,1 mol vähendamiseks - vabaneb 7,9 kJ, 1 mol taastamiseks vabaneb - x kJ
kus x = + 79 kJ/mol. Võrrand (*) muutub
CuO (tahke) + H2 (g) = Cu (tahke) + H2O (g) +79 kJ
Termokeemiline võrrand- see on keemilise reaktsiooni võrrand, milles on näidatud reaktsioonisegu komponentide (reaktiivide ja saaduste) agregatsiooni olek ja reaktsiooni termiline efekt.
Seega on jää sulatamiseks või vee aurustamiseks vaja kulutada teatud koguses soojust, samas kui vedela vee külmumisel või veeauru kondenseerumisel eraldub sama palju soojust. Seetõttu on meil veest välja tulles külm (vee aurustumine keha pinnalt nõuab energiat) ning higistamine on bioloogiline kaitsemehhanism keha ülekuumenemise vastu. Vastupidi, sügavkülmik külmutab vee ja soojendab ümbritsevat ruumi, andes sellele liigse soojuse.
See näide näitab vee agregatsiooni oleku muutuse soojuslikku mõju. Sulamissoojus (0o C juures) λ = 3,34×105 J/kg (füüsika) ehk Qpl. \u003d - 6,02 kJ / mol (keemia), aurustumissoojus (aurustus) (temperatuuril 100 ° C) q \u003d 2,26 × 106 J / kg (füüsika) või Qisp. \u003d - 40,68 kJ / mol (keemia).
sulamine
aurustumine |
|||||
mood 298.
Loeng 6. Termokeemia. Keemilise reaktsiooni termiline efekt Muidugi on sublimatsiooniprotsessid võimalikud, kui tahke aine
läheb gaasifaasi, jättes mööda vedelast olekust ja gaasifaasist sadestumise (kristalliseerumise) pöördprotsessid, on võimalik ka nende jaoks soojusefekti arvutada või mõõta.
On selge, et igas aines on keemilised sidemed, seega on igal ainel teatud hulk energiat. Kõiki aineid ei saa aga ühe keemilise reaktsiooniga üksteiseks muuta. Seetõttu leppisime kokku standardse oleku kehtestamises.
standardne aine olek on aine agregatsiooni olek temperatuuril 298 K ja rõhul 1 atmosfäär nendes tingimustes kõige stabiilsemas allotroopses modifikatsioonis.
Standardtingimused on temperatuur 298 K ja rõhk 1 atmosfäär. Standardtingimused (standardseisund) on tähistatud indeksiga 0 .
Ühendi standardsoojus nimetatakse antud ühendi moodustumise keemilise reaktsiooni termiliseks efektiks nende standardolekus võetud lihtainetest. Ühendi moodustumise soojust tähistatakse sümboliga Q 0 Paljude ühendite standardsed moodustumissoojused on toodud füüsikalis-keemiliste suuruste teatmeteoses.
Lihtainete standardsoojused on 0. Näiteks Q0 arr.298 (O2, gaas) = 0, Q0 arr.298 (C, tahke aine, grafiit) = 0.
Näiteks . Kirjutage üles vask(II)sulfaadi moodustumise termokeemiline võrrand. Teatmeteosest Q0 arr 298 (CuSO4 ) = 770 kJ/mol.
Cu (s.) + S (s.) + 2O2 (g.) = CuSO4 (s.) + 770 kJ.
Märkus: termokeemilise võrrandi võib kirjutada iga aine kohta, kuid tuleb mõista, et päriselus toimub reaktsioon hoopis teistmoodi: kuumutamisel tekivad loetletud reagentidest vask(II) ja väävel(IV)oksiidid, kuid vask(II)sulfaat ei moodustu . Oluline järeldus: termokeemiline võrrand on mudel, mis võimaldab arvutusi, see on hästi kooskõlas teiste termokeemiliste andmetega, kuid ei kannata praktilist testimist (st ei suuda õigesti ennustada reaktsiooni võimalikkust või võimatust).
(B j ) - ∑ a i × Q arr 0,298 i
Loeng 6. Termokeemia. Keemilise reaktsiooni termiline mõju
Selgitamine . Et teid mitte eksitada, lisan kohe, et keemiline termodünaamika oskab ennustada reaktsiooni võimalikkust/võimatust selleks on aga vaja tõsisemaid “tööriistu”, mis väljuvad kooli keemiakursuse raamest. Termokeemiline võrrand võrreldes nende meetoditega on esimene samm Cheopsi püramiidi taustal - ilma selleta ei saa, kuid ei saa ka kõrgele tõusta.
Näide 2 . Arvutage 5,8 g massiga vee kondenseerumise termiline efekt Lahus. Kondensatsiooniprotsessi kirjeldatakse termokeemilise võrrandiga H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q - kondenseerumine on tavaliselt eksotermiline protsess.Vee kondenseerumissoojus 25o C juures on 37 kJ/mol (teatmik).
Seetõttu Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
19. sajandil pani vene keemik Hess, kes uuris reaktsioonide soojusmõjusid, eksperimentaalselt paika energia jäävuse seaduse seoses keemiliste reaktsioonidega – Hessi seaduse.
Keemilise reaktsiooni termiline efekt ei sõltu protsessi käigust ja selle määrab ainult lõpp- ja algoleku erinevus.
Keemia ja matemaatika seisukohalt tähendab see seadus, et protsessi arvutamiseks saame vabalt valida mis tahes “arvutustrajektoori”, sest tulemus sellest ei sõltu. Sel põhjusel on väga olulisel Hesseni seadusel uskumatult oluline Hessi seaduse tagajärg.
Keemilise reaktsiooni termiline efekt on võrdne reaktsioonisaaduste moodustumise soojuste summaga, millest on lahutatud reagentide moodustumise soojuste summa (võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente).
Terve mõistuse seisukohalt vastab see tagajärg protsessile, mille käigus kõik reagendid muudeti esmalt lihtsateks aineteks, mis seejärel monteeriti uuel viisil, nii et saadi reaktsiooniproduktid.
Võrrandi kujul näeb Hessi seaduse tagajärg välja selline Reaktsioonivõrrand: a 1 A 1 + a 2 A 2 + ... + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ... b
Sel juhul on a i ja b j stöhhiomeetrilised koefitsiendid, A i on reagendid, B j on reaktsiooniproduktid.
Siis on Hessi seaduse tagajärg kujul Q = ∑ b j × Q arr 0 .298
k Bk + Q
(A i )
Loeng 6. Termokeemia. Keemilise reaktsiooni termiline efekt Kuna paljude ainete moodustumise standardsoojused
a) on kokku võetud spetsiaalsetesse tabelitesse või b) saab määrata katseliselt, siis saab väga suure hulga reaktsioonide soojusefekti piisavalt suure täpsusega võimalikuks ennustada (arvutada).
Näide 3. (Hessi seaduse tagajärg). Arvutage gaasifaasis standardtingimustes esineva metaani aurureformimise termiline efekt:
CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)
Tehke kindlaks, kas see reaktsioon on eksotermiline või endotermiline?
Lahendus: Hessi seaduse tagajärg
Q = 3 Q0 | D) +Q 0 | (CO ,g ) −Q 0 | D) −Q 0 | O, d) - üldiselt. |
|||||
mood ,298 | mood ,298 | mood ,298 | mood ,298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H 2, g) \u003d 0 | Tavalises olekus lihtne aine |
|||||||
Teatmeteosest leiame segu ülejäänud komponentide tekkesoojused.
O,g) = 241,8 | (CO,g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
mood ,298 | mood ,298 | mood ,298 | |||||||||
Väärtuste ühendamine võrrandisse
Q \u003d 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 \u003d -205,9 kJ / mol, reaktsioon on tugevalt endotermiline.
Vastus: Q \u003d -205,9 kJ / mol, endotermiline
Näide 4. (Hessi seaduse rakendamine). Tuntud reaktsioonisoojused
C (tahke) + ½ O (g) \u003d CO (g) + 110,5 kJ
C (s.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Leia reaktsiooni soojusefekt 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Lahendus Korrutame esimese ja teine võrrand punktil 2
2C (s.) + O2 (g.) \u003d 2CO (g.) + 221 kJ 2C (s.) + 2O2 (g.) \u003d 2CO2 (g.) + 787 kJ
Lahutage esimene teisest võrrandist
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Vastus: 566 kJ/mol.
Märkus: termokeemia uurimisel käsitleme keemilist reaktsiooni väljastpoolt (väljastpoolt). Vastupidi, keemiline termodünaamika – keemiliste süsteemide käitumise teadus – käsitleb süsteemi seestpoolt ja opereerib mõistega "entalpia" H kui süsteemi soojusenergia. entalpia, nii
Loeng 6. Termokeemia. Keemilise reaktsiooni termiline efekt on sama tähendusega kui soojushulk, kuid on vastupidise märgiga: kui süsteemist eraldub energiat, võtab keskkond selle vastu ja soojeneb ning süsteem kaotab energiat.
Kirjandus:
1. õpik, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko ja teised, keemia klass 9, punkt 19,
2. Õppe- ja metoodiline käsiraamat "Üldkeemia alused" 1. osa.
Koostanud S.G. Baram, I.N. Mironov. - võta kaasa! järgmiseks seminariks
3. A.V. Manuilov. Keemia alused. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Keemilise reaktsiooni termiline mõju. Termokeemia põhiseadused.
§9.2** Termokeemia (järg). Aine moodustumise soojus elementidest.
Standardne moodustumise entalpia.
Tähelepanu!
Liigume arvutusülesannete lahendamisele, seetõttu on edaspidi soovitav kalkulaator keemia seminaridel.
7. Arvutage reaktsiooni termiline efekt standardtingimustes: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), kui moodustumise soojus: Fe 2 O 3 (t) \u003d - 821,3 kJ / mol; CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;
CO 2 (g) \u003d - 393,5 kJ / mol.
Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),
Teades lähteainete ja reaktsioonisaaduste põlemisel tekkivaid standardseid soojusefekte, arvutame reaktsiooni soojusefekti standardtingimustes:
16. Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist. Van't Hoffi reegel. Reaktsiooni temperatuuritegur.
Ainult aktiivsete molekulide kokkupõrked viivad reaktsioonideni, mille keskmine energia ületab reaktsioonis osalejate keskmist energiat.
Teatud aktiveerimisenergia E edastamisel molekulidele (liigenergia üle keskmise), väheneb aatomite potentsiaalne interaktsiooni energia molekulides, sidemed molekulides nõrgenevad, molekulid muutuvad reaktiivseks.
Aktiveerimisenergiat ei pruugita saada väljastpoolt, seda saab molekulide mõnele osale edasi anda, jaotades energia ümber nende kokkupõrgete ajal. Boltzmanni järgi on N molekulide hulgas järgmine arv aktiivseid molekule N suurenenud energiaga :
N N e – E / RT
kus E on aktiveerimisenergia, mis näitab vajalikku energia ülejääki võrreldes keskmise tasemega, mis molekulidel peab olema, et reaktsioon saaks võimalikuks; ülejäänud nimetused on hästi teada.
Termilise aktiveerimise ajal kahel temperatuuril T 1 ja T 2 on kiiruskonstantide suhe:
, (2)
, (3)
mis võimaldab määrata aktiveerimisenergiat, mõõtes reaktsioonikiirust kahel erineval temperatuuril T 1 ja T 2 .
Temperatuuri tõus 10 0 võrra suurendab reaktsiooni kiirust 2–4 korda (ligikaudne van't Hoffi reegel). Arvu, mis näitab, mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus (ja seega kiiruskonstant) temperatuuri tõusuga 10 0 võrra, nimetatakse reaktsiooni temperatuurikoefitsiendiks:
(4)
.(5)
See tähendab näiteks, et temperatuuri tõusuga 100 0 võrra tavapäraselt aktsepteeritud keskmise kiiruse 2-kordse suurenemise korral ( = 2) suureneb reaktsioonikiirus 2 10 võrra, s.o. ligikaudu 1000 korda ja kui = 4 - 4 10, s.o. 1000000 korda. Van't Hoffi reegel on rakendatav reaktsioonide puhul, mis toimuvad suhteliselt madalatel temperatuuridel kitsas vahemikus. Reaktsioonikiiruse järsk tõus temperatuuri tõusuga on seletatav asjaoluga, et aktiivsete molekulide arv suureneb eksponentsiaalselt.
25. Van't Hoffi keemilise reaktsiooni isotermi võrrand.
Vastavalt meelevaldse reaktsiooni massitegevuse seadusele
ja A + bB = cC + dD
Otsese reaktsiooni kiiruse võrrandi saab kirjutada:
,
ja pöördreaktsiooni kiiruse jaoks:
.
Kui reaktsioon kulgeb vasakult paremale, vähenevad ainete A ja B kontsentratsioonid ning edasisuunalise reaktsiooni kiirus. Teisest küljest, kui reaktsioonisaadused C ja D kogunevad, suureneb reaktsiooni kiirus paremalt vasakule. Saabub hetk, mil kiirused υ 1 ja υ 2 muutuvad samaks, kõigi ainete kontsentratsioonid jäävad muutumatuks, seetõttu
,Kus K c = k 1 / k 2 =
.
Konstantväärtus K c, mis on võrdne otse- ja pöördreaktsiooni kiiruskonstantide suhtega, kirjeldab kvantitatiivselt tasakaaluseisundit lähteainete tasakaalukontsentratsioonide ja nende vastasmõju produktide kaudu (nende stöhhiomeetriliste koefitsientide kaudu) ja nimetatakse tasakaalukonstandiks. Tasakaalukonstant on konstantne ainult antud temperatuuril, s.t.
K c \u003d f (T). Keemilise reaktsiooni tasakaalukonstanti väljendatakse tavaliselt suhtena, mille lugeja on reaktsioonisaaduste molaarsete tasakaalukontsentratsioonide korrutis ja nimetaja lähteainete kontsentratsioonide korrutis.
Kui reaktsiooni komponendid on ideaalsete gaaside segu, väljendatakse tasakaalukonstanti (K p) komponentide osarõhkude kaudu:
.
K p-lt K-le üleminekuks kasutame oleku võrrandit P · V = n · R · T. Kuna
, siis P = C·R·T. .Võrrandist järeldub, et K p = K s eeldusel, et reaktsioon kulgeb ilma gaasifaasis olevate moolide arvu muutmiseta, s.o. kui (c + d) = (a + b).
Kui reaktsioon kulgeb spontaanselt konstantse P ja T või V ja T juures, siis saab selle reaktsiooni väärtusedG ja F saada võrranditest:
,
kus C A, C B, C C, C D on lähteainete ja reaktsioonisaaduste mittetasakaalulised kontsentratsioonid.
,kus P A, P B, P C, P D on lähteainete ja reaktsioonisaaduste osarõhud.
Kaht viimast võrrandit nimetatakse van't Hoffi keemilise reaktsiooni isotermi võrranditeks. See seos võimaldab arvutada reaktsiooni G ja F väärtused, määrata selle suuna lähteainete erinevatel kontsentratsioonidel.
Tuleb märkida, et nii gaasisüsteemide kui ka lahuste puhul, milles reaktsioonis osalevad tahked ained (st heterogeensete süsteemide puhul), ei sisaldu tahke faasi kontsentratsioon tasakaalukonstandi avaldises, kuna see kontsentratsioon on praktiliselt konstantne. Nii et reaktsiooni jaoks
2 CO (g) \u003d CO 2 (g) + C (t)
tasakaalukonstant kirjutatakse kujul
.Tasakaalukonstandi sõltuvust temperatuurist (temperatuuri T 2 puhul temperatuuri T 1 suhtes) väljendatakse järgmise van't Hoffi võrrandiga:
,
kus Н 0 on reaktsiooni termiline efekt.
Endotermilise reaktsiooni korral (reaktsioon kulgeb soojuse neeldumisega) suureneb tasakaalukonstant temperatuuri tõustes, süsteem justkui peab kuumenemisele vastu.
34. Osmoos, osmootne rõhk. Van't Hoffi võrrand ja osmootne koefitsient.
Osmoos on lahusti molekulide spontaanne liikumine läbi poolläbilaskva membraani, mis eraldab erineva kontsentratsiooniga lahused madalama kontsentratsiooniga lahusest kõrgema kontsentratsiooniga lahusesse, mis viib viimase lahjendamiseni. Poolläbilaskva membraanina, millest väikestest aukudest pääsevad valikuliselt läbi vaid väikesed lahustimolekulid ja säilivad suured või solvateerunud molekulid või ioonid, kasutatakse sageli tsellofaankilet – suure molekulmassiga ainete puhul ja madala molekulmassiga – kilet. vaskferrotsüaniidist. Lahusti ülekande (osmoosi) protsessi saab ära hoida, kui suurema kontsentratsiooniga lahusele rakendatakse välist hüdrostaatilist rõhku (tasakaalutingimustes on selleks nn osmootne rõhk, mida tähistatakse tähega ). väärtuse arvutamiseks mitteelektrolüütide lahustes kasutatakse empiirilist Van't Hoffi võrrandit:
kus C on aine molaarne kontsentratsioon, mol/kg;
R on universaalne gaasikonstant, J/mol K.
Osmootse rõhu väärtus on võrdeline antud lahuse mahus lahustunud ühe või mitme aine molekulide arvuga (üldjuhul osakeste arvuga) ega sõltu nende olemusest ega lahusti olemusest. Tugevate või nõrkade elektrolüütide lahustes suureneb üksikute osakeste koguarv molekulide dissotsiatsiooni tõttu, seetõttu on vaja osmootse rõhu arvutamise võrrandisse lisada vastav proportsionaalsuskoefitsient, mida nimetatakse isotooniliseks koefitsiendiks.
i C R T,
kus i on isotooniline koefitsient, mis arvutatakse ioonide ja dissotsieerumata elektrolüüdi molekulide arvu ja selle aine molekulide esialgse arvu suhtena.
Niisiis, kui elektrolüütide dissotsiatsiooni aste, st. ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahustunud aine molekulide koguarvusse on ja elektrolüüdi molekul laguneb n ioonideks, siis arvutatakse isotooniline koefitsient järgmiselt:
i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).
Tugevate elektrolüütide puhul võite võtta = 1, siis i = n ja koefitsienti i (samuti suurem kui 1) nimetatakse osmootseks koefitsiendiks.
Osmoosi nähtus on taime- ja loomaorganismide jaoks väga oluline, kuna nende rakkude membraanidel on paljude ainete lahuste suhtes poolläbilaskva membraani omadused. Puhtas vees rakk paisub tugevalt, mõnel juhul kuni kesta purunemiseni, kõrge soolakontsentratsiooniga lahustes aga vastupidi, suure veekao tõttu väheneb ja kahaneb. Seetõttu lisatakse toiduainete säilitamisel neile suures koguses soola või suhkrut. Mikroorganismide rakud kaotavad sellistes tingimustes märkimisväärse koguse vett ja surevad.
|
Selle teema uurimise tulemusena saate teada:
Selle teema uurimise tulemusena saate teada:
Õppeküsimused: |
6.1. Keemiliste protsesside energia
6.1.1. Sisemine energia ja entalpia
Igas protsessis järgitakse energia jäävuse seadust:
Q = ∆U + A.
See võrdsus tähendab, et kui süsteemi antakse soojust Q, kulub see siseenergia Δ U muutmisele ja töö A tegemiseks.
Sisemine energia süsteem on selle kogureserv, mis sisaldab molekulide translatsiooni- ja pöörlemisliikumise energiat, elektronide liikumise energiat aatomites, tuumade interaktsiooni energiat elektronidega, tuumade tuumadega jne, s.o. kõik energialiigid, välja arvatud süsteemi kui terviku kineetiline ja potentsiaalne energia.
Süsteemi tehtud töö üleminekul olekust 1, mida iseloomustab ruumala V 1, olekusse 2 (maht V 2) konstantsel rõhul (paisumistöö), on võrdne:
A \u003d p (V 2 - V 1).
Konstantsel rõhul (р=const), võttes arvesse paisutustöö avaldist, kirjutatakse energia jäävuse seadus järgmiselt:
Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Nimetatakse süsteemi siseenergia summat ning selle ruumala ja rõhu korrutist entalpia H:
Kuna süsteemi siseenergia täpne väärtus pole teada, ei saa ka entalpiate absoluutväärtusi saada. Entalpiate Δ H muutused on teadusliku tähtsusega ja praktilise rakendusega.
Siseenergia U ja entalpia H on riigi funktsioonid süsteemid. Olekufunktsioonid on sellised süsteemi karakteristikud, mille muutumise määrab ainult süsteemi lõpp- ja algseisund, s.t. on protsessi teest sõltumatud.
6.1.2. Ekso- ja endotermilised protsessid
Keemiliste reaktsioonide vooluga kaasneb soojuse neeldumine või eraldumine. eksotermiline nimetatakse reaktsiooniks, mis kulgeb soojuse eraldumisega keskkonda, ja endotermiline- koos soojuse neeldumisega keskkonnast.
Paljud protsessid tööstuses ja laboripraktikas toimuvad konstantsel rõhul ja temperatuuril (T=const, p=const). Nende protsesside energiaomadus on entalpia muutus:
Q P \u003d -Δ N.
Konstantse ruumala ja temperatuuri juures toimuvate protsesside puhul (T=konst, V=konst) Q V =-Δ U.
Eksotermiliste reaktsioonide jaoks Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Näiteks
N2 (g) + SO2 (g) = N20 (g); ΔН 298 = +82 kJ,
CH4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g); ΔN 298 = -802kJ.
Nimetatakse keemilisi võrrandeid, milles on lisaks näidatud reaktsiooni termiline efekt (DH protsessi väärtus), samuti ainete agregatsiooni olek ja temperatuur. termokeemiline võrrandid.
Termokeemilistes võrrandites märgitakse reagentide ja moodustunud ainete faasiseisund ja allotroopsed modifikatsioonid: d - gaasiline, g - vedel, k - kristalne; S (romb), S (monokl), C (grafiit), C (teemant) jne.
6.1.3. Termokeemia; Hessi seadus
Füüsikaliste ja keemiliste protsesside õpingutega kaasnevad energianähtused termokeemia. Termokeemia põhiseadus on seadus, mille sõnastas vene teadlane G.I. Hess 1840. aastal.
Hessi seadus: protsessi entalpia muutumine sõltub lähteainete ja reaktsioonisaaduste tüübist ja olekust, kuid ei sõltu protsessi käigust.
Termokeemiliste mõjude käsitlemisel kasutatakse mõiste "protsessi entalpia muutus" asemel sageli väljendit "protsessi entalpia", mis tähendab selle mõiste all Δ H väärtust. On vale kasutada mõistet "soojusmõju". protsessist” Hessi seaduse sõnastamisel, kuna Q väärtus üldjuhul ei ole oleku funktsioon . Nagu eespool mainitud, ainult konstantsel rõhul Q P =-Δ N (konstantse mahu juures Q V =-Δ U).
Seega võib PCl 5 moodustumist pidada lihtsate ainete interaktsiooni tulemuseks:
P (c, valge) + 5/2Cl2 (g) = PCI5 (c); Δ H 1,
või mitmes etapis toimuva protsessi tulemusena:
P (k, valge) + 3/2Cl2 (g) = PCl3 (g); Δ H 2,
PCl3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl5 (c); Δ H 3,
või kokku:
P (c, valge) + 5/2Cl2 (g) = PCI5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Ainete moodustumise entalpiad
Moodustumise entalpia on aine moodustumise protsessi entalpia antud agregatsiooni olekus lihtsatest ainetest, mis on stabiilsetes modifikatsioonides. Näiteks naatriumsulfaadi moodustumise entalpia on reaktsiooni entalpia:
2Na (c) + S (romb) + 2O 2 (g) \u003d Na2S04 (c).
Lihtainete moodustumise entalpia on null.
Kuna reaktsiooni termiline efekt sõltub ainete olekust, temperatuurist ja rõhust, lepiti kokku kasutada termokeemilistes arvutustes standardsed moodustumise entalpiad on ainete moodustumise entalpiad, mis on antud temperatuuril standardseisund. Kondenseerunud ainete standardolekuna võetakse aine tegelik olek antud temperatuuril ja rõhul 101,325 kPa (1 atm). Teatmeteosed annavad tavaliselt ainete moodustumise standardsed entalpiad temperatuuril 25 o C (298K), mis on viidatud 1 mol aine kohta (Δ H f o 298). Mõnede ainete moodustumise standardsed entalpiad T=298K juures on toodud tabelis. 6.1.
Tabel 6.1.
Mõnede ainete standardsed moodustumise entalpiad (Δ H f o 298).
Aine |
ΔHf o 298, kJ/mol |
Aine |
ΔHf o 298, kJ/mol |
Enamiku keerukate ainete standardsed moodustumise entalpiad on negatiivsed väärtused. Väikese arvu ebastabiilsete ainete puhul on Δ H f o 298 > 0. Selliste ainete hulka kuuluvad eelkõige lämmastikoksiid (II) ja lämmastikoksiid (IV), tabel 6.1.
6.1.5. Keemiliste reaktsioonide soojusmõjude arvutamine
Protsesside entalpiate arvutamiseks kasutatakse Hessi seaduse tagajärge: reaktsiooni entalpia võrdub reaktsioonisaaduste moodustumise entalpiate summaga, millest on lahutatud lähteainete moodustumise entalpiate summa, võttes arvesse stöhhiomeetrilised koefitsiendid.
Arvutage kaltsiumkarbonaadi lagunemise entalpia. Protsessi kirjeldatakse järgmise võrrandiga:
CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (g).
Selle reaktsiooni entalpia võrdub kaltsiumoksiidi ja süsinikdioksiidi moodustumise entalpiate summaga, millest on lahutatud kaltsiumkarbonaadi moodustumise entalpia:
Δ H o 298 \u003d Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).
Tabeli 6.1 andmete kasutamine. saame:
ΔHo 298 = -635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Saadud andmetest järeldub, et vaadeldav reaktsioon on endotermiline, s.t. toimub soojuse neeldumisega.
CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)
Kaasas soojuse eraldumine. Selle entalpia on võrdne
ΔHo 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Keemiliste reaktsioonide kiirus
6.2.1. Reaktsioonikiiruse mõiste
Keemia haru, mis tegeleb keemiliste reaktsioonide kiiruse ja mehhanismidega, nimetatakse keemiline kineetika. Üks keemilise kineetika põhimõisteid on keemilise reaktsiooni kiirus.
Keemilise reaktsiooni kiiruse määrab reageerivate ainete kontsentratsiooni muutus ajaühikus süsteemi konstantse mahu juures.
Kaaluge järgmist protsessi:
Olgu aine A kontsentratsioon mingil ajahetkel t 1 võrdne väärtusega c 1 ja hetkel t 2 väärtusega c 2 . Ajavahemikul t 1 kuni t 2 on kontsentratsiooni muutus Δ c \u003d c 2 - c 1. Keskmine reaktsioonikiirus on:
Miinusmärk pannakse seetõttu, et reaktsiooni kulgedes (Δ t> 0) aine kontsentratsioon väheneb (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest ja reaktsioonitingimustest: kontsentratsioon, temperatuur, katalüsaatori olemasolu, rõhk (gaasireaktsioonide korral) ja mõned muud tegurid. Eelkõige suureneb reaktsioonikiirus ainete kokkupuutepinna suurenemisega. Reaktsiooni kiirus suureneb ka reagentide segamiskiiruse suurenedes.
Reaktsioonikiiruse arvväärtus sõltub ka sellest, millist komponenti reaktsioonikiiruse arvutamisel kasutatakse. Näiteks protsessi kiirus
H 2 + I 2 \u003d 2HI,
HI kontsentratsiooni muutuse põhjal arvutatud on kahekordne reaktsioonikiirus, mis on arvutatud reaktiivide H 2 või I 2 kontsentratsiooni muutusest.
6.2.2. Reaktsioonikiiruse sõltuvus kontsentratsioonist; reaktsiooni järjekord ja molekulaarsus
Keemilise kineetika põhiseadus on massilise tegevuse seadus- määrab reaktsiooni kiiruse sõltuvuse reagentide kontsentratsioonist.
Reaktsiooni kiirus on võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega. Reaktsiooni jaoks, mis on kirjutatud üldkujul kui
aA + bB = cC + dD,
reaktsioonikiiruse sõltuvus kontsentratsioonist on järgmine:
v = k [A] α [B] β .
Selles kineetilises võrrandis on k proportsionaalsustegur, nn kiiruskonstant; [A] ja [B] on ainete A ja B kontsentratsioonid. Reaktsioonikiiruse konstant k sõltub reageerivate ainete olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu nende kontsentratsioonist. Koefitsiendid α ja β leitakse katseandmetest.
Kineetilistes võrrandites olevate eksponentide summat nimetatakse summaarseks korras reaktsioonid. Ühes komponendis on ka teatud reaktsiooni järjekord. Näiteks reaktsiooni jaoks
H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1
Kineetiline võrrand näeb välja selline:
v = k 1/2,
need. üldine järjestus on 1,5 ja H2 ja C12 komponentide reaktsioonijärjekorrad on vastavalt 1 ja 0,5.
Molekulaarsus Reaktsiooni määrab osakeste arv, mille samaaegne kokkupõrge on keemilise interaktsiooni elementaarne toiming. Algtegu (algjärgus)- osakeste (molekulid, ioonid, radikaalid) üksainus interaktsiooniakt või muundamine teisteks osakesteks. Elementaarreaktsioonide puhul on reaktsiooni molekulaarsus ja järjekord samad. Kui protsess on mitmeastmeline ja seetõttu reaktsioonivõrrand ei paljasta protsessi mehhanismi, ei kattu reaktsiooni järjekord selle molekulaarsusega.
Keemilised reaktsioonid jagunevad lihtsateks (üheetapilisteks) ja keerukateks, mis toimuvad mitmes etapis.
Monomolekulaarne reaktsioon on reaktsioon, milles elementaarakt on ühe molekuli keemiline muundumine. Näiteks:
CH3CHO (g) \u003d CH4 (g) + CO (g).
Bimolekulaarne reaktsioon- reaktsioon, mille käigus kahe osakese põrkumisel toimub elementaarne toiming. Näiteks:
H2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).
trimolekulaarne reaktsioon- lihtne reaktsioon, mille elementaarne toiming viiakse läbi kolme molekuli samaaegsel kokkupõrkel. Näiteks:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g).
On kindlaks tehtud, et enam kui kolme molekuli samaaegne kokkupõrge, mis põhjustab reaktsiooniproduktide moodustumist, on praktiliselt võimatu.
Massi mõju seadus ei kehti reaktsioonide puhul, mis hõlmavad tahkeid aineid, kuna nende kontsentratsioonid on konstantsed ja nad reageerivad ainult pinnal. Selliste reaktsioonide kiirus sõltub reagentide vahelise kontaktpinna suurusest.
6.2.3. Reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist
Keemiliste reaktsioonide kiirus suureneb temperatuuri tõustes. Selle tõusu põhjustab molekulide kineetilise energia suurenemine. 1884. aastal sõnastas Hollandi keemik van't Hoff reegli: iga 10 kraadise temperatuuritõusu korral suureneb keemiliste reaktsioonide kiirus 2-4 korda.
Van't Hoffi reegel on kirjutatud järgmiselt:
,
kus Vt1 ja Vt2 on reaktsioonikiirused temperatuuridel t1 ja t2; γ - temperatuuri kiirustegur, võrdne 2–4.
Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele ligikaudseks hindamiseks kasutatakse van't Hoffi reeglit. Täpsema võrrandi, mis kirjeldab reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvust temperatuurist, pakkus 1889. aastal välja Rootsi teadlane S. Arrhenius:
.
Arrheniuse võrrandis on A konstant, E on aktiveerimisenergia (J/mol); T on temperatuur, K.
Arrheniuse sõnul ei too kõik molekulide kokkupõrked kaasa keemilisi transformatsioone. Reageerida suudavad ainult need molekulid, millel on mingi üleliigne energia. Seda üleliigset energiat, mis põrkuvatel osakestel peab olema, et nende vahel reaktsioon toimuks, nimetatakse aktiveerimise energia.
6.3. Katalüüsi ja katalüsaatorite mõiste
Katalüsaator on aine, mis muudab keemilise reaktsiooni kiirust, kuid jääb reaktsiooni lõpus keemiliselt muutumatuks.
Mõned katalüsaatorid kiirendavad reaktsiooni, teised aga nn inhibiitorid, aeglustage seda. Näiteks väikese koguse MnO 2 lisamine katalüsaatorina vesinikperoksiidile H2O2 põhjustab kiiret lagunemist:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
Väikese koguse väävelhappe juuresolekul täheldatakse H 2 O 2 lagunemiskiiruse vähenemist. Selles reaktsioonis toimib väävelhape inhibiitorina.
Sõltuvalt sellest, kas katalüsaator on reaktiividega samas faasis või moodustab iseseisva faasi, on olemas homogeenne ja heterogeenne katalüüs.
homogeenne katalüüs
Homogeense katalüüsi korral on reagendid ja katalüsaator samas faasis, näiteks gaasilised. Katalüsaatori toimemehhanism põhineb asjaolul, et see interakteerub reagentidega, moodustades vaheühendeid.
Mõelge katalüsaatori toimemehhanismile. Katalüsaatori puudumisel toimub reaktsioon
See voolab väga aeglaselt. Katalüsaator moodustab koos lähteainetega (näiteks ainega B) reaktiivse vaheprodukti:
mis reageerib intensiivselt teise lähteainega, moodustades reaktsiooni lõppsaaduse:
VK + A \u003d AB + K.
Homogeenne katalüüs toimub näiteks väävel(IV)oksiidi oksüdeerimisel väävel(VI)oksiidiks, mis toimub lämmastikoksiidide juuresolekul.
homogeenne reaktsioon
2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3
katalüsaatori puudumisel on väga aeglane. Kuid katalüsaatori (NO) sisestamisel moodustub vaheühend (NO2):
O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,
mis oksüdeerib kergesti SO 2:
NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.
Viimase protsessi aktiveerimisenergia on väga madal, mistõttu reaktsioon kulgeb suure kiirusega. Seega väheneb katalüsaatorite toime reaktsiooni aktiveerimisenergia vähenemiseni.
heterogeenne katalüüs
Heterogeenses katalüüsis on katalüsaator ja reagendid erinevates faasides. Katalüsaator on tavaliselt tahkes olekus ja reagendid vedelas või gaasilises olekus. Heterogeense katalüüsi korral seostatakse protsessi kiirenemist tavaliselt katalüsaatori pinna katalüütilise toimega.
Katalüsaatorid erinevad toime selektiivsuse (selektiivsuse) poolest. Näiteks alumiiniumoksiidkatalüsaatori Al 2 O 3 juuresolekul 300 o C juures saadakse etüülalkoholist vesi ja etüleen:
C 2 H 5OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
Samal temperatuuril, kuid katalüsaatorina vase Cu juuresolekul, dehüdreeritakse etüülalkohol:
C2H5OH - (Cu)CH3CHO + H2.
Teatud ainete väikesed kogused vähendavad või isegi hävitavad täielikult katalüsaatorite aktiivsust (katalüsaatorimürgitus). Selliseid aineid nimetatakse katalüütilised mürgid. Näiteks põhjustab hapnik NH 3 sünteesil raudkatalüsaatori pöörduvat mürgitust. Katalüsaatori aktiivsust saab taastada hapnikust puhastatud värske lämmastiku ja vesiniku segu läbilaskmisega. Väävel põhjustab NH 3 sünteesil katalüsaatori pöördumatut mürgitust. Selle aktiivsust ei saa enam taastada värske N 2 + H 2 segu läbilaskmisega.
Nimetatakse aineid, mis suurendavad katalüsaatorite toimet promootorid, või aktivaatorid(näiteks plaatina katalüsaatorite reklaamimine toimub raua või alumiiniumi lisamisega).
Heterogeense katalüüsi mehhanism on keerulisem. Selle selgitamiseks kasutatakse katalüüsi adsorptsiooniteooriat. Katalüsaatori pind on heterogeenne, seega on sellel nn aktiivsed keskused. Reageerivad ained adsorbeeritakse aktiivsetele kohtadele. Viimane protsess põhjustab reageerivate molekulide lähenemise ja nende keemilise aktiivsuse suurenemise, kuna adsorbeerunud molekulide aatomite vaheline side nõrgeneb, aatomite vaheline kaugus suureneb.
Teisest küljest arvatakse, et katalüsaatori kiirendav toime heterogeenses katalüüsis on tingitud sellest, et reagendid moodustavad vaheühendeid (nagu homogeense katalüüsi puhul), mis viib aktiveerimisenergia vähenemiseni.
6.4. Keemiline tasakaal
Pöördumatud ja pöörduvad reaktsioonid
Reaktsioone, mis kulgevad ainult ühes suunas ja lõppevad lähteainete täieliku muutumisega lõppaineteks, nimetatakse pöördumatuteks.
Pöördumatu, s.t. lõpuni kulgevad reaktsioonid, milles
Keemilisi reaktsioone, mis võivad kulgeda vastupidises suunas, nimetatakse pöörduvateks. Tüüpilised pöörduvad reaktsioonid on ammoniaagi sünteesi ja väävel(IV)oksiidi oksüdeerimise reaktsioonid väävel(VI)oksiidiks:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
Pööratavate reaktsioonide võrrandite kirjutamisel pange võrdusmärgi asemel kaks vastassuunda osutavat noolt.
Pöörduvates reaktsioonides on otsereaktsiooni kiirus algsel ajahetkel maksimumväärtusega, mis algreaktiivide kontsentratsiooni vähenedes väheneb. Vastupidi, pöördreaktsioonil on algselt minimaalne kiirus, mis suureneb toodete kontsentratsiooni suurenedes. Selle tulemusena saabub hetk, mil edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused muutuvad võrdseks ja süsteemis tekib keemiline tasakaal.
Keemiline tasakaal
Reagentide süsteemi olekut, milles edasisuunalise reaktsiooni kiirus võrdub pöördreaktsiooni kiirusega, nimetatakse keemiliseks tasakaaluks.
Keemilist tasakaalu nimetatakse ka tõeliseks tasakaaluks. Lisaks päri- ja tagurpidi reaktsioonide kiiruste võrdsusele iseloomustavad tõelist (keemilist) tasakaalu järgmised tunnused:
- süsteemi olek on sama sõltumata sellest, kummalt poolt süsteem tasakaalule läheneb - lähteainete poolelt või reaktsioonisaaduste poolelt.
süsteemi oleku muutumatus on põhjustatud otse- ja pöördreaktsioonide voolust, see tähendab, et tasakaaluolek on dünaamiline;
süsteemi olek jääb ajas muutumatuks, kui süsteemile puudub väline mõju;
igasugune välismõju põhjustab süsteemi tasakaalu nihke; kui aga väline mõju kõrvaldada, naaseb süsteem uuesti algsesse olekusse;
tuleb eristada tegelikust näiline tasakaal. Nii võib näiteks hapniku ja vesiniku segu suletud anumas toatemperatuuril säilitada meelevaldselt kaua. Reaktsiooni käivitamine (elektrilahendus, ultraviolettkiirgus, temperatuuri tõus) aga põhjustab vee moodustumise reaktsiooni pöördumatu kulgemise.
6.5. Le Chatelier’ põhimõte
Välistingimuste muutuste mõju tasakaaluasendile määrab Le Chateli põhimõte e (Prantsusmaa, 1884): kui tasakaalus olev süsteem on allutatud mõnele välistegevusele, siis tasakaal süsteemis nihkub selle mõju nõrgenemise suunas.
Le Chatelier’ põhimõte ei kehti ainult keemiliste protsesside, vaid ka füüsikaliste protsesside puhul, nagu keetmine, kristalliseerumine, lahustumine jne.
Mõelge erinevate tegurite mõjule keemilisele tasakaalule, kasutades näitena ammoniaagi sünteesi reaktsiooni:
N2 + 3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.
Kontsentratsiooni mõju keemilisele tasakaalule.
Vastavalt Le Chatelier' põhimõttele nihutab algainete kontsentratsiooni suurenemine tasakaalu reaktsioonisaaduste tekke suunas. Reaktsiooniproduktide kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu lähteainete moodustumise suunas.
Eespool vaadeldud ammoniaagi sünteesi protsessis põhjustab täiendavate koguste N 2 või H 2 sisestamine tasakaalusüsteemi tasakaalu nihke suunas, milles nende ainete kontsentratsioon väheneb, mistõttu tasakaal nihkub moodustumise suunas. NH3. Ammoniaagi kontsentratsiooni suurendamine nihutab tasakaalu lähteainete suunas.
Katalüsaator kiirendab võrdselt nii edasi- kui ka tagurpidi reaktsiooni katalüsaatori sisseviimine ei mõjuta keemilist tasakaalu.
Temperatuuri mõju keemilisele tasakaalule
Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas ja temperatuuri langedes eksotermilise reaktsiooni suunas.
Tasakaalu nihke aste määratakse termilise efekti absoluutväärtusega: mida suurem on reaktsiooni ΔH väärtus, seda suurem on temperatuuri mõju.
Vaadeldavas ammoniaagi sünteesireaktsioonis nihutab temperatuuri tõus tasakaalu lähteainete suunas.
Rõhu mõju keemilisele tasakaalule
Rõhu muutus mõjutab keemilist tasakaalu gaasiliste ainete osalusel. Le Chatelier’ printsiibi järgi nihutab rõhu tõus tasakaalu gaasiliste ainete mahu vähenemisega kulgeva reaktsiooni suunas, rõhu langus aga vastupidises suunas. Ammoniaagi sünteesireaktsioon kulgeb süsteemi ruumala vähenemisega (võrrandi vasakul küljel on neli mahtu ja paremal kaks mahtu). Seetõttu nihutab rõhu tõus tasakaalu ammoniaagi moodustumise suunas. Rõhu langus nihutab tasakaalu vastupidises suunas. Kui pöörduva reaktsiooni võrrandis on gaasiliste ainete molekulide arv paremas ja vasakpoolses osas võrdne (reaktsioon kulgeb gaasiliste ainete mahtu muutmata), siis rõhk selles süsteemis tasakaaluasendit ei mõjuta.
Iga keemilise reaktsiooniga kaasneb energia vabanemine või neeldumine soojuse kujul.
Soojuse eraldumise või neeldumise alusel eristatakse eksotermiline ja endotermiline reaktsioonid.
eksotermiline reaktsioonid – sellised reaktsioonid, mille käigus eraldub soojust (+ Q).
Endotermilised reaktsioonid - reaktsioonid, mille käigus neeldub soojust (-Q).
Reaktsiooni termiline efekt (K) on soojushulk, mis eraldub või neeldub teatud hulga algreaktiivide koosmõjul.
Termokeemiline võrrand on võrrand, milles on näidatud keemilise reaktsiooni soojusefekt. Näiteks on termokeemilised võrrandid:
Samuti tuleb märkida, et termokeemilised võrrandid peavad tingimata sisaldama teavet reagentide ja toodete agregaatide olekute kohta, kuna sellest sõltub termilise efekti väärtus.
Reaktsioonisoojuse arvutused
Näide tüüpilisest probleemist reaktsiooni soojusefekti leidmiseks:
45 g glükoosi koostoimel hapniku liiaga vastavalt võrrandile
C6H12O6 (tahke) + 6O2 (g) \u003d 6CO 2 (g) + 6H2O (g) + Q
Vabanes 700 kJ soojust. Määrake reaktsiooni termiline efekt. (Kirjutage number üles lähima täisarvuni.)
Lahendus:
Arvutage glükoosisisaldus:
n (C 6 H 12 O 6) \u003d m (C 6 H 12 O 6) / M (C 6 H 12 O 6) = 45 g / 180 g / mol \u003d 0,25 mol
Need. 0,25 mol glükoosi ja hapniku vastasmõjul vabaneb 700 kJ soojust. Tingimuses esitatud termokeemilisest võrrandist järeldub, et kui 1 mol glükoosi interakteerub hapnikuga, moodustub soojushulk, mis on võrdne Q-ga (reaktsioonisoojus). Siis on tõene järgmine proportsioon:
0,25 mol glükoosi - 700 kJ
1 mol glükoosi - Q
Sellest proportsioonist tuleneb vastav võrrand:
0,25 / 1 = 700 / Q
Mille lahendamisel leiame, et:
Seega on reaktsiooni termiline efekt 2800 kJ.
Arvutused termokeemiliste võrrandite järgi
Palju sagedamini on termokeemia USE ülesannetes soojusefekti väärtus juba teada, sest. täielik termokeemiline võrrand on antud tingimuses.
Sel juhul tuleb arvutada kas teadaoleva koguse reagendi või tootega eralduva/neeldunud soojuse hulk või, vastupidi, mis tahes protsessis osaleva isiku aine mass, maht või kogus. reaktsioon teadaolevast soojusväärtusest.
Näide 1
Vastavalt termokeemilise reaktsiooni võrrandile
3Fe 3 O 4 (tahke) + 8Al (tahke) \u003d 9Fe (tahke) + 4Al 2 O 3 (tahke) + 3330 kJ
moodustas 68 g alumiiniumoksiidi. Kui palju soojust sel juhul vabaneb? (Kirjutage number üles lähima täisarvuni.)
Lahendus
Arvutage alumiiniumoksiidi aine kogus:
n (Al 2 O 3) \u003d m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) \u003d 68 g / 102 g / mol \u003d 0,667 mol
Vastavalt reaktsiooni termokeemilisele võrrandile eraldub 4 mol alumiiniumoksiidi moodustumisel 3330 kJ. Meie puhul moodustub 0,6667 mol alumiiniumoksiidi. Tähistades sel juhul vabanenud soojushulka, moodustame läbi x kJ proportsiooni:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al2O3 - x kJ
See proportsioon vastab võrrandile:
4 / 0,6667 = 3330 / x
Mille lahendamisel leiame, et x = 555 kJ
Need. 68 g alumiiniumoksiidi moodustumisel eraldub vastavalt termokeemilisele võrrandile tingimusel 555 kJ soojust.
Näide 2
Reaktsiooni tulemusena, mille termokeemiline võrrand
4FeS 2 (tahke) + 11O 2 (g) \u003d 8SO 2 (g) + 2Fe 2O 3 (tahke) + 3310 kJ
Soojust vabanes 1655 kJ. Määrake eralduva vääveldioksiidi maht (l) (n.o.s.). (Kirjutage number üles lähima täisarvuni.)
Lahendus
Vastavalt termokeemilisele reaktsioonivõrrandile eraldub 8 mol SO 2 moodustumisel 3310 kJ soojust. Meie puhul eraldus 1655 kJ soojust. Olgu sel juhul moodustunud aine SO 2 kogus võrdne x mol. Siis kehtib järgmine proportsioon:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Millest tuleneb võrrand:
8 / x = 3310 / 1655
Mille lahendamisel leiame, et:
Seega on antud juhul moodustunud aine SO 2 kogus 4 mol. Seetõttu on selle maht:
V (SO 2) \u003d V m ∙ n (SO 2) \u003d 22,4 l / mol ∙ 4 mol \u003d 89,6 l ≈ 90 l(ümarda üles täisarvudeni, sest see on tingimuses nõutav.)
Rohkem analüüsitud probleeme võib leida keemilise reaktsiooni termilise mõju kohta.
Oratoorium kui ajakirjanduse prototüüp
Tsitaadid Napoleoni kohta - dslinkov - LiveJournal
Mulle kättemaks Buldooseriga sõitnud mees hävitas linna