Hvordan beregne den termiske effekten av en reaksjon. Beregninger etter termokjemiske ligninger

Oppgave #6

Beregn den gjennomsnittlige varmekapasiteten til stoffet gitt i tabellen. 6, i temperaturområdet fra 298 til T TIL.

Tabell 6

	Substans			Substans

Løsning:

Vurder beregningen av den gjennomsnittlige varmekapasiteten til ammoniakk i temperaturområdet fra 298 til 800 TIL.

Varmekapasitet- dette er forholdet mellom mengden varme som absorberes av kroppen under oppvarming og temperaturøkningen som følger med oppvarming. For et enkelt stoff er det spesifikk(ett kilo) og jeksel(en mol) varmekapasitet.

Ekte varmekapasitet

, (21)

hvor δ Q er den uendelige mengden varme som kreves for å heve temperaturen til en kropp med en uendelig liten mengde dT .

Gjennomsnittlig varmekapasitet er forholdet mellom varme Q til temperaturøkning ∆ T = T 2 – T 1 ,

Siden varme ikke er en tilstandsfunksjon og avhenger av prosessveien, er det nødvendig å spesifisere betingelsene for at oppvarmingsprosessen skal skje. I isokoriske og isobariske prosesser for en uendelig liten endring δ Q V = dU og δ Q s = dH, derfor

og
. (22)

Forbindelse mellom ekte isokorisk(FRA V) og isobarisk (C s) varmekapasiteter stoffer og gjennomsnitt isokorisk
og isobarisk
varmekapasiteter i temperaturområdet fra T 1 før T 2 er uttrykt ved ligning (23) og (24):

; (23)

. (24)

Avhengighetene til den sanne varmekapasiteten av temperatur er uttrykt ved følgende empiriske ligninger:

; (for uorganiske stoffer) (25)

. (for organiske stoffer) (26)

La oss bruke referanseboken for fysiske og kjemiske mengder. La oss skrive koeffisientene (a, b, c) til ligningen for avhengigheten av den isobariske varmekapasiteten til ammoniakk på temperaturen:

Tabell 7

Substans
Substans	b·ti 3	c / ·ti –5

Vi skriver ligningen for avhengigheten av den sanne varmekapasiteten til ammoniakk på temperaturen:

Vi erstatter denne ligningen i formel (24) og beregner den gjennomsnittlige varmekapasiteten til ammoniakk:

= 1/(800-298)
=

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

Oppgave #7

For den kjemiske reaksjonen gitt i tabellen. 2, plott summen av varmekapasitetene til reaksjonsproduktene som funksjon av temperaturen
og summen av varmekapasitetene til de opprinnelige stoffene på temperatur
. Avhengighetsligninger
ta det fra håndboken. Beregn endringen i varmekapasitet under en kjemisk reaksjon (
) ved temperaturer på 298 K, 400 K og T K (tabell 6).

Løsning:

La oss beregne endringen i varmekapasitet ved temperaturer på 298 K, 400 K og 600 K ved å bruke ammoniakksyntesereaksjonen som et eksempel:

La oss skrive ut koeffisientene (a, b, c, c /) 1 av ligningene for avhengigheten av den sanne varmekapasiteten til ammoniakk på temperaturen for de opprinnelige stoffene og reaksjonsproduktene, under hensyntagen til de støkiometriske koeffisientene . La oss beregne summen av koeffisientene. For eksempel summen av koeffisientene en for utgangsmaterialer er lik

= 27,88 + 3 27,28 = 109,72.

Summen av koeffisientene en for reaksjonsproduktene er

= 2 29,8 = 59,6.

=
=59,6 – 109,72 = –50,12.

Tabell 8

Substans	b·ti 3	c / ·ti – 5	s 10 6
første stoffer
første stoffer
( , , )

( , , )
, ,

Altså avhengighetsligningen

for reaksjonsprodukter har følgende form:

\u003d 59,60 + 50,96 10 -3 T - 3,34 10 5 / T 2.

Å plotte avhengigheten av summen av varmekapasiteten til reaksjonsproduktene av temperaturen
beregne summen av varmekapasiteter ved flere temperaturer:

Ved T = 298 K

\u003d 59,60 + 50,96 10 -3 298 - 3,34 10 5 / 298 2 \u003d 71,03 J / K;

Hos T = 400 K
= 77,89 J/K;

Ved T = 600 K
= 89,25 J/K.

Avhengighetsligning
for utgangsmaterialer har formen:

\u003d 109,72 + 14,05 10 -3 T + 1,50 10 -5 / T 2.

På samme måte regner vi
utgangsmaterialer ved flere temperaturer:

Ved T=298 K

\u003d 109,72 + 14,05 10 -3 298 + 1,50 10 5 / 298 2 \u003d 115,60 J / K;

Ved T = 400 K
= 116,28 J/K;

Ved T = 600 K
= 118,57 J/K.

Deretter beregner vi endringen i isobarisk varmekapasitet
under reaksjonen ved flere temperaturer:

\u003d -50,12 + 36,91 10 -3 T - 4,84 10 5 / T 2,

= -44,57 J/K;

= -38,39 J/K;

= -29,32 J/K.

Basert på de beregnede verdiene bygger vi grafer over avhengigheten av summen av varmekapasitetene til reaksjonsproduktene og summen av varmekapasitetene til utgangsstoffene av temperaturen.

Figur 2. Avhengighet av den totale varmekapasiteten til startstoffene og reaksjonsproduktene av temperatur for ammoniakksyntesereaksjonen

I dette temperaturområdet er den totale varmekapasiteten til utgangsmaterialene høyere enn den totale varmekapasiteten til produktene, derfor
over hele temperaturområdet fra 298 K til 600 K.

Oppgave #8

Beregn den termiske effekten av reaksjonen gitt i tabellen. 2, ved temperatur T K (tabell 6).

Løsning:

La oss beregne den termiske effekten av ammoniakksyntesereaksjonen ved en temperatur på 800 TIL.

Avhengighet av termisk effekt
temperaturrespons beskriver Kirchhoffs lov

, (27)

hvor
- endring i varmekapasiteten til systemet under reaksjonen. La oss analysere ligningen:

1) Hvis
> 0, dvs. summen av varmekapasitetene til reaksjonsproduktene er større enn summen av varmekapasitetene til utgangsmaterialene, da > 0,. avhengighet
økende, og med økende temperatur øker den termiske effekten.

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

3) Hvis
= 0, da = 0, den termiske effekten avhenger ikke av temperaturen.

I integrert form har Kirchhoff-ligningen følgende form:

. (28)

a) hvis varmekapasiteten ikke endres under prosessen, dvs. summen av varmekapasitetene til reaksjonsproduktene er lik summen av varmekapasitetene til utgangsmaterialene (
), så avhenger ikke den termiske effekten av temperaturen

= konst.

b) for omtrentlig utregning vi kan neglisjere avhengigheten av varmekapasiteter på temperatur og bruke verdiene til den gjennomsnittlige varmekapasiteten til reaksjonsdeltakerne (
). I dette tilfellet gjøres beregningen i henhold til formelen

c) for nøyaktig beregning data er nødvendig på avhengigheten av varmekapasiteten til alle deltakerne i reaksjonen på temperaturen
. I dette tilfellet beregnes den termiske effekten av formelen

(30)

Vi skriver ut referansedataene (tabell 9) og beregner endringene i de tilsvarende verdiene for hver kolonne i analogi med oppgave nr. 7). Vi bruker de innhentede dataene til å beregne:

Omtrent:

\u003d -91880 + (-31,88) (800 - 298) \u003d -107883,8 J \u003d - 107,88 kJ.

\u003d -91880 + (-50,12) (800 - 298) + 1/2 36,91 10 -3 (800 2 - 298 2) +

- (-4,84 10 5) (1/800 - 1/298) \u003d - 107815 J \u003d - 107,82 kJ.

For ammoniakksyntesereaksjonen, endringen i varmekapasitet under reaksjonen
< 0 (см. задачу №7). Следовательно< 0, с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

Tabell 9

	Substans	Sum for reaksjonsprodukter	Mengde for utgangsstoffer	Endring i løpet av en reaksjon
		Sum for reaksjonsprodukter	Mengde for utgangsstoffer	Endring i løpet av en reaksjon
,		=	=	=
, J/(mol K)		=	=	=
		=	=	=
		=	=	=
		=	= 1,5	=
		= 0	= 0	= 0

Som et resultat av å studere dette emnet, vil du lære:

Hvordan skiller de vanlige ligningene for kjemiske reaksjoner seg fra deres termokjemiske ligninger.
Hvilke faktorer påvirker hastigheten på kjemiske reaksjoner?
Hvordan skiller sann (kjemisk) likevekt seg fra tilsynelatende likevekt.
I hvilken retning skifter likevekten når ytre forhold endres.
Hva er mekanismen for homogen og heterogen katalyse.
Hva er hemmere og promotere.

Som et resultat av å studere dette emnet, vil du lære:

Beregn de termiske effektene av kjemiske reaksjoner ved å bruke entalpiene for dannelse av stoffer.
Utfør beregninger ved å bruke det matematiske uttrykket til van't Hoff-prinsippet.
Bestem retningen for skift i kjemisk likevekt med endringer i temperatur og trykk.

Studiespørsmål:

6.1. Energi til kjemiske prosesser

6.1.1. Intern energi og entalpi

I enhver prosess blir loven om bevaring av energi observert:

Q = ∆U + A.

Denne likheten betyr at hvis varme Q tilføres systemet, så brukes den på å endre den interne energien Δ U og på å utføre arbeid A.

Indre energi systemet er dens totale reserve, inkludert energien til translasjons- og rotasjonsbevegelsen til molekyler, energien til bevegelsen til elektroner i atomer, energien til interaksjon av kjerner med elektroner, kjerner med kjerner, etc., dvs. alle typer energi, bortsett fra den kinetiske og potensielle energien til systemet som helhet.

Arbeidet som utføres av systemet under overgangen fra tilstand 1, karakterisert ved volum V 1, til tilstand 2 (volum V 2) ved konstant trykk (ekspansjonsarbeid), er lik:

A \u003d p (V 2 - V 1).

Ved konstant trykk (р=const), tatt i betraktning uttrykket for utvidelsesarbeidet, vil energisparingsloven skrives som følger:

Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).

Summen av den indre energien til et system og produktet av dets volum og trykk kalles entalpi H:

Siden den nøyaktige verdien av den interne energien til systemet er ukjent, kan heller ikke de absolutte verdiene til entalpiene oppnås. Endringer i entalpier Δ H er av vitenskapelig betydning og praktisk anvendelse.

Intern energi U og entalpi H er statlige funksjoner systemer. Tilstandsfunksjoner er slike kjennetegn ved systemet, endringer i disse bestemmes kun av systemets endelige og innledende tilstand, dvs. er uavhengig av prosessveien.

6.1.2. Ekso- og endoterme prosesser

Strømmen av kjemiske reaksjoner er ledsaget av absorpsjon eller frigjøring av varme. eksotermisk kalt en reaksjon som fortsetter med frigjøring av varme til miljøet, og endotermisk- med absorpsjon av varme fra omgivelsene.

Mange prosesser i industrien og i laboratoriepraksis foregår ved konstant trykk og temperatur (T=konst, p=konst). Energikarakteristikken til disse prosessene er endringen i entalpien:

Q P \u003d -Δ N.

For prosesser som skjer ved konstant volum og temperatur (T=const, V=const) Q V =-Δ U.

For eksoterme reaksjoner Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. For eksempel,

N 2 (g) + SO 2 (g) \u003d N 2 O (g); ΔН 298 = +82kJ,

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g); AN 298 = -802kJ.

Kjemiske ligninger der den termiske effekten av reaksjonen i tillegg er angitt (verdien av DH-prosessen), samt tilstanden til aggregering av stoffer og temperatur, kalles termokjemisk ligninger.

I termokjemiske ligninger er fasetilstanden og allotropiske modifikasjoner av reagenser og dannede stoffer notert: d - gassformig, g - væske, k - krystallinsk; S (rombe), S (monocle), C (grafitt), C (diamant), etc.

6.1.3. Termokjemi; Hess' lov

Energifenomener som følger med studier av fysiske og kjemiske prosesser termokjemi. Termokjemiens grunnleggende lov er loven formulert av den russiske forskeren G.I. Hess i 1840.

Hess lov: endringen i prosessens entalpi avhenger av typen og tilstanden til utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene, men er ikke avhengig av prosessens vei.

Når man vurderer termokjemiske effekter, brukes ofte uttrykket "prosessentalpi" i stedet for begrepet "endring i prosessens entalpi", som med dette konseptet betyr verdien av Δ H. Det er feil å bruke begrepet "varmeeffekt". av prosessen» når Hess-loven formuleres, siden verdien av Q i det generelle tilfellet ikke er en funksjon av staten . Som nevnt ovenfor, kun ved et konstant trykk Q P =-Δ N (ved et konstant volum Q V =-Δ U).

Så dannelsen av PCl 5 kan betraktes som et resultat av samspillet mellom enkle stoffer:

P (c, hvit) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (c); Δ H 1,

eller som et resultat av en prosess som foregår i flere stadier:

P (k, hvit) + 3/2Cl2 (g) = PCl3 (g); Δ H 2,

PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (c); Δ H 3,

eller totalt:

P (c, hvit) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Entalpier ved dannelse av stoffer

Dannelsesentalpien er entalpien til prosessen med dannelse av et stoff i en gitt aggregeringstilstand fra enkle stoffer som er i stabile modifikasjoner. Entalpien for dannelse av natriumsulfat, for eksempel, er reaksjonsentalpien:

2Na (c) + S (rombe) + 2O 2 (g) \u003d Na 2 SO 4 (c).

Entalpien for dannelse av enkle stoffer er null.

Siden den termiske effekten av en reaksjon avhenger av tilstanden til stoffene, temperatur og trykk, ble det avtalt å bruke i termokjemiske beregninger standard formasjonsentalpier er entalpiene for dannelse av stoffer som har en gitt temperatur i standard tilstand. Som standardtilstand for stoffer i kondensert tilstand tas den virkelige tilstanden til stoffet ved en gitt temperatur og trykk på 101.325 kPa (1 atm). Oppslagsbøker gir vanligvis standardentalpier for dannelse av stoffer ved en temperatur på 25 o C (298K), referert til 1 mol av et stoff (Δ H f o 298). Standardentalpier for dannelse av noen stoffer ved T=298K er gitt i tabell. 6.1.

Tabell 6.1.

Standardentalpier for dannelse (Δ H f o 298) av noen stoffer

Substans	Δ H f o 298, kJ/mol	Substans	Δ H f o 298, kJ/mol

Standardentalpiene for dannelse for de fleste komplekse stoffer er negative verdier. For et lite antall ustabile stoffer, Δ H f o 298 > 0. Slike stoffer inkluderer spesielt nitrogenoksid (II) og nitrogenoksid (IV), tabell 6.1.

6.1.5. Beregning av termiske effekter av kjemiske reaksjoner

For å beregne entalpiene til prosesser brukes en konsekvens av Hess-loven: reaksjonsentalpien er lik summen av dannelsesentalpiene til reaksjonsproduktene minus summen av dannelsesentalpiene til utgangsstoffene, tatt i betraktning de støkiometriske koeffisientene.

Beregn entalpien for dekomponering av kalsiumkarbonat. Prosessen beskrives med følgende ligning:

CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (g).

Entalpien til denne reaksjonen vil være lik summen av entalpiene for dannelse av kalsiumoksid og karbondioksid minus entalpien for dannelse av kalsiumkarbonat:

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)).

Bruke dataene i Tabell 6.1. vi får:

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

Det følger av de oppnådde dataene at den betraktede reaksjonen er endoterm, dvs. fortsetter med absorpsjon av varme.

CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)

Ledsaget av frigjøring av varme. Dens entalpi vil være lik

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

6.2. Hastigheten av kjemiske reaksjoner

6.2.1. Konseptet med reaksjonshastighet

Den grenen av kjemi som omhandler hastigheten og mekanismene for kjemiske reaksjoner kalles kjemisk kinetikk. Et av nøkkelbegrepene i kjemisk kinetikk er hastigheten på en kjemisk reaksjon.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon bestemmes av endringen i konsentrasjonen av de reagerende stoffene per tidsenhet ved et konstant volum av systemet.

Vurder følgende prosess:

La på et tidspunkt t 1 konsentrasjonen av stoff A være lik verdien c 1, og i øyeblikket t 2 - verdien c 2 . I en periode fra t 1 til t 2 vil endringen i konsentrasjon være Δ c \u003d c 2 - c 1. Gjennomsnittlig reaksjonshastighet er:

Minustegnet settes fordi når reaksjonen fortsetter (Δ t> 0), synker konsentrasjonen av stoffet (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Hastigheten til en kjemisk reaksjon avhenger av reaktantenes natur og av reaksjonsbetingelsene: konsentrasjon, temperatur, tilstedeværelse av en katalysator, trykk (for gassreaksjoner) og noen andre faktorer. Spesielt, med en økning i kontaktområdet til stoffer, øker reaksjonshastigheten. Reaksjonshastigheten øker også med en økning i omrøringshastigheten til reaktantene.

Den numeriske verdien av reaksjonshastigheten avhenger også av hvilken komponent som brukes for å beregne reaksjonshastigheten. For eksempel hastigheten på prosessen

H 2 + I 2 \u003d 2HI,

beregnet fra endringen i konsentrasjonen av HI er det dobbelte av reaksjonshastigheten beregnet fra endringen i konsentrasjonen av reagensene H 2 eller I 2 .

6.2.2. Avhengighet av reaksjonshastighet på konsentrasjon; rekkefølgen og molekylæriteten til reaksjonen

Grunnloven for kjemisk kinetikk er lov om masseaksjon- fastslår reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reaktantene.

Reaksjonshastigheten er proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene. For en reaksjon skrevet i generell form som

aA + bB = cC + dD,

avhengigheten av reaksjonshastigheten på konsentrasjon har formen:

v = k [A] α [B] β .

I denne kinetiske ligningen er k proporsjonalitetsfaktoren, kalt hastighetskonstant; [A] og [B] er konsentrasjonene av stoffene A og B. Reaksjonshastighetskonstanten k avhenger av de reagerende stoffenes natur og av temperaturen, men er ikke avhengig av konsentrasjonene deres. Koeffisientene α og β er funnet fra eksperimentelle data.

Summen av eksponentene i de kinetiske ligningene kalles totalen i rekkefølge reaksjoner. Det er også en spesiell rekkefølge av reaksjonen i en av komponentene. For eksempel for reaksjonen

H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1

Den kinetiske ligningen ser slik ut:

v = k 1/2,

de. den totale rekkefølgen er 1,5 og reaksjonsrekkefølgene for H2- og C12-komponentene er henholdsvis 1 og 0,5.

Molekulæritet reaksjonen bestemmes av antall partikler, hvis samtidige kollisjon er den elementære handlingen av kjemisk interaksjon. Elementær akt (elementært stadium)- en enkelt handling av interaksjon eller transformasjon av partikler (molekyler, ioner, radikaler) til andre partikler. For elementære reaksjoner er molekylæriteten og rekkefølgen til reaksjonen den samme. Hvis prosessen er flertrinns og derfor reaksjonsligningen ikke avslører prosessens mekanisme, faller ikke rekkefølgen av reaksjonen sammen med dens molekylaritet.

Kjemiske reaksjoner er delt inn i enkle (entrinns) og komplekse, som skjer i flere stadier.

Monomolekylær reaksjon er en reaksjon der den elementære handlingen er en kjemisk transformasjon av ett molekyl. For eksempel:

CH 3 CHO (g) \u003d CH 4 (g) + CO (g).

Bimolekylær reaksjon- en reaksjon der den elementære handlingen utføres når to partikler kolliderer. For eksempel:

H 2 (g) + I 2 (g) \u003d 2 HI (g).

trimolekylær reaksjon- en enkel reaksjon, hvis elementære handling utføres med samtidig kollisjon av tre molekyler. For eksempel:

2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2 NO 2 (g).

Det er fastslått at samtidig kollisjon av mer enn tre molekyler, som fører til dannelse av reaksjonsprodukter, praktisk talt er umulig.

Loven om massevirkning gjelder ikke for reaksjoner som involverer faste stoffer, siden deres konsentrasjoner er konstante og de reagerer bare på overflaten. Hastigheten av slike reaksjoner avhenger av størrelsen på kontaktflaten mellom reaktantene.

6.2.3. Temperaturavhengighet av reaksjonshastigheten

Hastigheten av kjemiske reaksjoner øker med økende temperatur. Denne økningen er forårsaket av en økning i den kinetiske energien til molekylene. I 1884 formulerte den nederlandske kjemikeren van't Hoff regelen: for hver 10 graders temperaturøkning øker hastigheten på kjemiske reaksjoner med 2-4 ganger.

Van't Hoffs regel er skrevet som:

hvor V t 1 og V t 2 er reaksjonshastighetene ved temperaturer t 1 og t 2; γ - temperaturkoeffisient for hastighet, lik 2 - 4.

Van't Hoff-regelen brukes til å tilnærme effekten av temperatur på reaksjonshastigheten. En mer nøyaktig ligning som beskriver avhengigheten av reaksjonshastighetskonstanten av temperaturen ble foreslått i 1889 av den svenske forskeren S. Arrhenius:

I Arrhenius-ligningen er A en konstant, E er aktiveringsenergien (J/mol); T er temperatur, K.

Ifølge Arrhenius fører ikke alle kollisjoner av molekyler til kjemiske transformasjoner. Bare molekyler med noe overskuddsenergi er i stand til å reagere. Denne overskuddsenergien som kolliderende partikler må ha for at det skal skje en reaksjon mellom dem kalles aktiveringsenergi.

6.3. Konseptet med katalyse og katalysatorer

En katalysator er et stoff som endrer hastigheten på en kjemisk reaksjon, men forblir kjemisk uendret ved slutten av reaksjonen.

Noen katalysatorer fremskynder reaksjonen, mens andre ringte inhibitorer, ta det rolig. For eksempel, tilsetning av en liten mengde MnO 2 som en katalysator til hydrogenperoksid H2O2 forårsaker rask nedbrytning:

2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

I nærvær av små mengder svovelsyre observeres en reduksjon i nedbrytningshastigheten av H 2 O 2. I denne reaksjonen virker svovelsyre som en inhibitor.

Avhengig av om katalysatoren er i samme fase som reaktantene eller danner en uavhengig fase, er det homogen og heterogen katalyse.

homogen katalyse

Ved homogen katalyse er reaktantene og katalysatoren i samme fase, for eksempel gassformige. Virkningsmekanismen til katalysatoren er basert på det faktum at den interagerer med reaktanter for å danne mellomliggende forbindelser.

Vurder virkningsmekanismen til katalysatoren. I fravær av en katalysator, reaksjonen

Det flyter veldig sakte. Katalysatoren danner med utgangsmaterialene (for eksempel med substans B) et reaktivt mellomprodukt:

som reagerer kraftig med et annet utgangsmateriale for å danne det endelige reaksjonsproduktet:

VK + A \u003d AB + K.

Homogen katalyse finner for eksempel sted i prosessen med oksidasjon av svovel(IV)oksid til svovel(VI)oksid, som skjer i nærvær av nitrogenoksider.

homogen reaksjon

2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3

i fravær av en katalysator er svært langsom. Men når en katalysator (NO) introduseres, dannes det en mellomforbindelse (NO2):

O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,

som lett oksiderer SO 2:

NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.

Aktiveringsenergien til sistnevnte prosess er svært lav, så reaksjonen fortsetter med høy hastighet. Dermed reduseres virkningen av katalysatorer til en reduksjon i aktiveringsenergien til reaksjonen.

heterogen katalyse

I heterogen katalyse er katalysatoren og reaktantene i forskjellige faser. Katalysatoren er vanligvis i fast tilstand og reaktantene er i flytende eller gassform. Ved heterogen katalyse er akselerasjonen av prosessen vanligvis forbundet med den katalytiske effekten av katalysatoroverflaten.

Katalysatorer er forskjellige i selektivitet (selektivitet) av handling. Så, for eksempel, i nærvær av en aluminiumoksidkatalysator Al 2 O 3 ved 300 o C, oppnås vann og etylen fra etylalkohol:

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

Ved samme temperatur, men i nærvær av kobber Cu som katalysator, dehydrogeneres etylalkohol:

C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2.

Små mengder av visse stoffer reduserer eller til og med fullstendig ødelegger aktiviteten til katalysatorer (katalysatorforgiftning). Slike stoffer kalles katalytiske giftstoffer. For eksempel forårsaker oksygen reversibel forgiftning av jernkatalysatoren i syntesen av NH 3 . Aktiviteten til katalysatoren kan gjenopprettes ved å føre en frisk blanding av nitrogen og hydrogen renset fra oksygen. Svovel forårsaker irreversibel forgiftning av katalysatoren i syntesen av NH 3 . Dens aktivitet kan ikke lenger gjenopprettes ved å passere en fersk blanding av N 2 + H 2 .

Stoffer som forsterker virkningen av katalysatorer kalles promotører, eller aktivatorer(fremme av platinakatalysatorer, for eksempel, utføres ved å tilsette jern eller aluminium).

Mekanismen for heterogen katalyse er mer kompleks. For å forklare det, brukes adsorpsjonsteorien om katalyse. Overflaten til katalysatoren er heterogen, så den har de såkalte aktive sentrene. Reagerende stoffer adsorberes på aktive steder. Den sistnevnte prosessen forårsaker tilnærmingen til de reagerende molekylene og en økning i deres kjemiske aktivitet, siden bindingen mellom atomene til de adsorberte molekylene svekkes, øker avstanden mellom atomene.

På den annen side antas det at den akselererende effekten av en katalysator i heterogen katalyse skyldes det faktum at reaktantene danner mellomliggende forbindelser (som ved homogen katalyse), noe som fører til en reduksjon i aktiveringsenergien.

6.4. Kjemisk likevekt

Irreversible og reversible reaksjoner

Reaksjoner som bare går i én retning og ender med fullstendig transformasjon av utgangsstoffene til sluttstoffer kalles irreversible.

Irreversibel, dvs. fortsetter til slutten er reaksjoner der

Kjemiske reaksjoner som kan gå i motsatte retninger kalles reversible. Typiske reversible reaksjoner er reaksjonene av ammoniakksyntese og oksidasjon av svovel(IV)oksid til svovel(VI)oksid:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3.

Når du skriver ligningene for reversible reaksjoner, i stedet for likhetstegnet, sett to piler som peker i motsatte retninger.

I reversible reaksjoner har hastigheten på den direkte reaksjonen i det første øyeblikket en maksimal verdi, som avtar når konsentrasjonen av de første reagensene avtar. Tvert imot har den omvendte reaksjonen i utgangspunktet en minimumshastighet, som øker når konsentrasjonen av produktene øker. Som et resultat kommer det et øyeblikk da hastighetene for forover- og reversreaksjonene blir like og kjemisk likevekt etableres i systemet.

Kjemisk likevekt

Tilstanden til et system av reaktanter der hastigheten på fremreaksjonen blir lik hastigheten på den omvendte reaksjonen kalles kjemisk likevekt.

Kjemisk likevekt kalles også ekte likevekt. I tillegg til likheten mellom ratene for forover- og reversreaksjoner, er sann (kjemisk) likevekt preget av følgende egenskaper:

uforanderligheten til systemets tilstand er forårsaket av strømmen av direkte og omvendte reaksjoner, det vil si at likevektstilstanden er dynamisk;

tilstanden til systemet forblir uendret over tid hvis det ikke er ekstern påvirkning på systemet;

enhver ytre påvirkning forårsaker et skifte i systemets likevekt; imidlertid, hvis den ytre påvirkningen fjernes, går systemet tilbake til sin opprinnelige tilstand igjen;

tilstanden til systemet er den samme uavhengig av hvilken side systemet nærmer seg likevekt fra - fra siden av utgangsstoffene eller fra siden av reaksjonsproduktene.

må skilles fra det virkelige tilsynelatende likevekt. Så for eksempel kan en blanding av oksygen og hydrogen i et lukket kar ved romtemperatur lagres i vilkårlig lang tid. Men initieringen av reaksjonen (elektrisk utladning, ultrafiolett bestråling, temperaturøkning) fører til at reaksjonen av vanndannelse fortsetter irreversibelt.

6.5. Le Chateliers prinsipp

Påvirkningen av endringer i ytre forhold på likevektsposisjonen bestemmes av Le Chatel-prinsippet e (Frankrike, 1884): hvis et system i likevekt utsettes for en ekstern handling, vil likevekten i systemet skifte i retning av å svekke denne effekten.

Le Chateliers prinsipp gjelder ikke bare for kjemiske prosesser, men også for fysiske prosesser, som koking, krystallisering, oppløsning, etc.

Vurder påvirkningen av ulike faktorer på den kjemiske likevekten ved å bruke ammoniakksyntesereaksjonen som et eksempel:

N2 + 3 H22NH3; AH = -91,8 kJ.

Effekt av konsentrasjon på kjemisk likevekt.

I samsvar med Le Chateliers prinsipp forskyver en økning i konsentrasjonen av startstoffene likevekten mot dannelsen av reaksjonsprodukter. En økning i konsentrasjonen av reaksjonsproduktene forskyver likevekten mot dannelsen av utgangsstoffene.

I prosessen med ammoniakksyntese som er vurdert ovenfor, forårsaker innføring av ytterligere mengder N 2 eller H 2 i likevektssystemet et skifte i likevekten i retningen som konsentrasjonen av disse stoffene avtar, derfor skifter likevekten mot dannelsen av NH3. Å øke konsentrasjonen av ammoniakk flytter likevekten mot utgangsmaterialene.

En katalysator fremskynder både forover- og bakreaksjonene like mye, så innføringen av en katalysator påvirker ikke den kjemiske likevekten.

Effekt av temperatur på kjemisk likevekt

Når temperaturen stiger, skifter likevekten mot en endoterm reaksjon, og når temperaturen synker, skifter den mot en eksoterm reaksjon.

Graden av likevektsforskyvning bestemmes av den absolutte verdien av den termiske effekten: jo større verdien av ΔH av reaksjonen, desto større er effekten av temperaturen.

I den aktuelle ammoniakksyntesereaksjonen vil en temperaturøkning forskyve likevekten mot utgangsmaterialene.

Effekt av trykk på kjemisk likevekt

En endring i trykk påvirker den kjemiske likevekten med deltakelse av gassformige stoffer. I følge Le Chateliers prinsipp forskyver en økning i trykk likevekten i retning av en reaksjon som fortsetter med en reduksjon i volumet av gassformige stoffer, og en trykkreduksjon forskyver likevekten i motsatt retning. Ammoniakksyntesereaksjonen fortsetter med en reduksjon i volumet av systemet (det er fire volumer på venstre side av ligningen, og to volumer til høyre). Derfor forskyver en økning i trykket likevekten mot dannelsen av ammoniakk. En reduksjon i trykk vil forskyve likevekten i motsatt retning. Hvis i den reversible reaksjonsligningen antall molekyler av gassformige stoffer i høyre og venstre del er like (reaksjonen fortsetter uten å endre volumet av gassformige stoffer), så påvirker ikke trykket likevektsposisjonen i dette systemet.

Trening 81.
Beregn mengden varme som vil frigjøres under reduksjonen av Fe 2O3 metallisk aluminium dersom det ble oppnådd 335,1 g jern. Svar: 2543,1 kJ.
Løsning:
Reaksjonsligning:

\u003d (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ

Beregning av mengden varme som frigjøres ved mottak av 335,1 g jern, produserer vi fra andelen:

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

hvor 55,85 er atommassen til jern.

Svar: 2543,1 kJ.

Termisk effekt av reaksjonen

Oppgave 82.
Gassformig etylalkohol C2H5OH kan oppnås ved interaksjon av etylen C 2 H 4 (g) og vanndamp. Skriv den termokjemiske ligningen for denne reaksjonen, etter å ha beregnet dens termiske effekt tidligere. Svar: -45,76 kJ.
Løsning:
Reaksjonsligningen er:

C2H4 (g) + H2O (g) \u003d C2H5OH (g); = ?

Verdiene for standardvarmene for dannelse av stoffer er gitt i spesielle tabeller. Tatt i betraktning at varmen for dannelse av enkle stoffer er betinget tatt lik null. Beregn den termiske effekten av reaksjonen, ved å bruke konsekvensen av Hess-loven, får vi:

\u003d (C 2 H 5 OH) - [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] \u003d
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ

Reaksjonsligninger der deres aggregeringstilstander eller krystallinsk modifikasjon er indikert nær symbolene til kjemiske forbindelser, så vel som den numeriske verdien av termiske effekter, kalles termokjemiske. I termokjemiske ligninger, med mindre annet er spesifisert, er verdiene av termiske effekter ved et konstant trykk Q p indikert lik endringen i entalpien til systemet. Verdien er vanligvis gitt på høyre side av ligningen, atskilt med komma eller semikolon. Følgende forkortelser for stoffets aggregerte tilstand er akseptert: G- gassformig, og- væske, til

Hvis varme frigjøres som følge av en reaksjon, da< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

C2H4 (g) + H2O (g) \u003d C2H5OH (g); = -45,76 kJ.

Svar:- 45,76 kJ.

Oppgave 83.
Beregn den termiske effekten av reduksjonsreaksjonen av jern(II)oksid med hydrogen, basert på følgende termokjemiske ligninger:

a) EEO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/20 2 (g) = CO 2 (g); = -283,0 kJ;
c) H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ.
Svar: +27,99 kJ.

Løsning:
Reaksjonsligningen for reduksjon av jernoksid (II) med hydrogen har formen:

EeO (k) + H 2 (g) \u003d Fe (k) + H 2 O (g); = ?

\u003d (H2O) - [ (FeO)

Varmen fra dannelsen av vann er gitt av ligningen

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ,

og dannelsesvarmen av jernoksid (II) kan beregnes hvis ligning (a) trekkes fra ligning (b).

\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241.83 - [-283.o - (-13.18)] \u003d + 27.99 kJ.

Svar:+27,99 kJ.

Oppgave 84.
Under samspillet mellom gassformig hydrogensulfid og karbondioksid dannes vanndamp og karbondisulfid СS 2 (g). Skriv den termokjemiske ligningen for denne reaksjonen, foreløpig beregne dens termiske effekt. Svar: +65,43 kJ.
Løsning:
G- gassformig, og- væske, til- krystallinsk. Disse symbolene er utelatt hvis den aggregerte tilstanden til stoffer er åpenbar, for eksempel O 2, H 2, etc.
Reaksjonsligningen er:

2H2S (g) + CO2 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = ?

Verdiene for standardvarmene for dannelse av stoffer er gitt i spesielle tabeller. Tatt i betraktning at varmen for dannelse av enkle stoffer er betinget tatt lik null. Den termiske effekten av reaksjonen kan beregnes ved å bruke konsekvensen e fra Hess-loven:

\u003d (H 2 O) + (CS 2) - [(H 2 S) + (CO 2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.

2H2S (g) + CO2 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.

Svar:+65,43 kJ.

Termokjemisk reaksjonsligning

Oppgave 85.
Skriv den termokjemiske ligningen for reaksjonen mellom CO (g) og hydrogen, som et resultat av at CH 4 (g) og H 2 O (g) dannes. Hvor mye varme vil frigjøres under denne reaksjonen hvis det ble oppnådd 67,2 liter metan i form av normale forhold? Svar: 618,48 kJ.
Løsning:
Reaksjonsligninger der deres aggregeringstilstander eller krystallinsk modifikasjon er indikert nær symbolene til kjemiske forbindelser, så vel som den numeriske verdien av termiske effekter, kalles termokjemiske. I termokjemiske ligninger, med mindre det er spesifikt angitt, er verdiene av termiske effekter ved konstant trykk Q p indikert lik endringen i systemets entalpi. Verdien er vanligvis gitt på høyre side av ligningen, atskilt med komma eller semikolon. Følgende forkortelser for stoffets aggregerte tilstand er akseptert: G- gassformig, og- noe til- krystallinsk. Disse symbolene er utelatt hvis den aggregerte tilstanden til stoffer er åpenbar, for eksempel O 2, H 2, etc.
Reaksjonsligningen er:

CO (g) + 3H2 (g) \u003d CH4 (g) + H20 (g); = ?

\u003d (H 2 O) + (CH 4) - (CO)];
\u003d (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) \u003d -206,16 kJ.

Den termokjemiske ligningen vil se slik ut:

22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67,2 (-206,16) / 22? 4 \u003d -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.

Svar: 618,48 kJ.

Formasjonsvarme

Oppgave 86.
Den termiske effekten av hvilken reaksjon er lik formasjonsvarmen. Beregn dannelsesvarmen av NO fra følgende termokjemiske ligninger:
a) 4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH3 (g) + 302 (g) \u003d 2N2 (g) + 6H20 (g); = -1530,28 kJ
Svar: 90,37 kJ.
Løsning:
Standard dannelsesvarmen er lik dannelsesvarmen til 1 mol av dette stoffet fra enkle stoffer under standardbetingelser (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). Dannelsen av NO fra enkle stoffer kan representeres som følger:

1/2N2 + 1/2O2 = NEI

Gitt reaksjonen (a) hvor det dannes 4 mol NO og reaksjonen (b) er gitt hvor det dannes 2 mol N2. Begge reaksjonene involverer oksygen. Derfor, for å bestemme standard dannelsesvarmen til NO, komponerer vi følgende Hess-syklus, det vil si at vi må trekke fra ligning (a) fra ligning (b):

Således, 1/2N2 + 1/202 = NEI; = +90,37 kJ.

Svar: 618,48 kJ.

Oppgave 87.
Krystallinsk ammoniumklorid dannes ved interaksjon mellom gassformig ammoniakk og hydrogenklorid. Skriv den termokjemiske ligningen for denne reaksjonen, etter å ha beregnet dens termiske effekt tidligere. Hvor mye varme vil frigjøres hvis 10 liter ammoniakk ble forbrukt i reaksjonen i form av normale forhold? Svar: 78,97 kJ.
Løsning:
Reaksjonsligninger der deres aggregeringstilstander eller krystallinsk modifikasjon er indikert nær symbolene til kjemiske forbindelser, så vel som den numeriske verdien av termiske effekter, kalles termokjemiske. I termokjemiske ligninger, med mindre det er spesifikt angitt, er verdiene av termiske effekter ved konstant trykk Q p indikert lik endringen i systemets entalpi. Verdien er vanligvis gitt på høyre side av ligningen, atskilt med komma eller semikolon. Følgende godtas til- krystallinsk. Disse symbolene er utelatt hvis den aggregerte tilstanden til stoffer er åpenbar, for eksempel O 2, H 2, etc.
Reaksjonsligningen er:

NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4Cl (k). ; = ?

\u003d (NH4Cl) - [(NH3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.

Den termokjemiske ligningen vil se slik ut:

Varmen som frigjøres under reaksjonen av 10 liter ammoniakk i denne reaksjonen bestemmes fra andelen:

22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.

Svar: 78,97 kJ.

7. Beregn den termiske effekten av reaksjonen under standardbetingelser: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), hvis dannelsesvarmen: 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),

Når vi kjenner til standard termiske effekter av forbrenning av de opprinnelige stoffene og reaksjonsproduktene, beregner vi den termiske effekten av reaksjonen under standardforhold:

16. Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen. Van't Hoffs regel. Reaksjonstemperaturkoeffisient.

Bare kollisjoner mellom aktive molekyler fører til reaksjoner, hvis gjennomsnittlige energi overstiger gjennomsnittsenergien til deltakerne i reaksjonen.

Når en viss aktiveringsenergi E kommuniseres til molekyler (overskuddsenergi over gjennomsnittet), reduseres den potensielle energien for interaksjon av atomer i molekyler, bindinger i molekyler svekkes, molekyler blir reaktive.

Aktiveringsenergien tilføres ikke nødvendigvis fra utsiden; den kan gis til en del av molekylene ved å omfordele energien under deres kollisjoner. I følge Boltzmann er det blant N-molekyler følgende antall aktive molekyler N   med økt energi  :

N N e – E / RT

hvor E er aktiveringsenergien, som viser det nødvendige overskuddet av energi sammenlignet med gjennomsnittsnivået som molekyler må ha for at reaksjonen skal bli mulig; resten av betegnelsene er velkjente.

Under termisk aktivering for to temperaturer T 1 og T 2 vil forholdet mellom hastighetskonstantene være:

, (2)

, (3)

som lar deg bestemme aktiveringsenergien ved å måle reaksjonshastigheten ved to forskjellige temperaturer T 1 og T 2 .

En økning i temperaturen med 10 0 øker reaksjonshastigheten med 2–4 ganger (omtrentlig van't Hoff-regel). Tallet som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten (og dermed hastighetskonstanten) øker med en temperaturøkning med 10 0 kalles temperaturkoeffisienten for reaksjonen:

 (4)

.(5)

Dette betyr for eksempel at med en temperaturøkning med 100 0 for en konvensjonelt akseptert økning i gjennomsnittshastigheten med 2 ganger ( = 2), øker reaksjonshastigheten med 2 10, d.v.s. cirka 1000 ganger, og når  = 4 - 4 10 , dvs. 1000 000 ganger. Van't Hoff-regelen gjelder for reaksjoner som skjer ved relativt lave temperaturer i et smalt område. Den kraftige økningen i reaksjonshastigheten med økende temperatur forklares med at antallet aktive molekyler øker eksponentielt.

25. Van't Hoff kjemisk reaksjon isoterm ligning.

I samsvar med loven om masseaksjon for en vilkårlig reaksjon

og A + bB = cC + dD

Ligningen for hastigheten på en direkte reaksjon kan skrives:

og for hastigheten på den omvendte reaksjonen:

Når reaksjonen fortsetter fra venstre til høyre, vil konsentrasjonene av stoffene A og B avta og hastigheten på den fremadrettede reaksjonen vil avta. På den annen side, ettersom reaksjonsproduktene C og D akkumuleres, vil reaksjonshastigheten øke fra høyre til venstre. Det kommer et øyeblikk når hastighetene υ 1 og υ 2 blir de samme, konsentrasjonene av alle stoffer forblir uendret, derfor,

Hvor K c = k 1 / k 2 =

Konstanten K c, lik forholdet mellom hastighetskonstantene for de direkte og omvendte reaksjonene, beskriver kvantitativt likevektstilstanden gjennom likevektskonsentrasjonene av utgangsstoffene og produktene av deres interaksjon (i form av deres støkiometriske koeffisienter) og kalles likevektskonstanten. Likevektskonstanten er konstant kun for en gitt temperatur, dvs.

K c \u003d f (T). Likevektskonstanten til en kjemisk reaksjon uttrykkes vanligvis som et forhold, hvis teller er produktet av de molare likevektskonsentrasjonene til reaksjonsproduktene, og nevneren er produktet av konsentrasjonene av utgangsstoffene.

Hvis reaksjonskomponentene er en blanding av ideelle gasser, uttrykkes likevektskonstanten (K p) i form av partialtrykket til komponentene:

For overgangen fra K p til K med bruker vi tilstandslikningen P · V = n · R · T. Fordi det

, så P = C·R·T. .

Det følger av ligningen at K p = K s, forutsatt at reaksjonen fortsetter uten å endre antall mol i gassfasen, dvs. når (c + d) = (a + b).

Hvis reaksjonen fortsetter spontant ved konstant P og T eller V og T, kan verdieneG og F for denne reaksjonen fås fra ligningene:

hvor C A, C B, C C, C D er ikke-likevektskonsentrasjonene av startstoffene og reaksjonsproduktene.

hvor P A, P B, P C, P D er partialtrykkene til startstoffene og reaksjonsproduktene.

De to siste ligningene kalles van't Hoff kjemiske reaksjon isoterme ligninger. Denne relasjonen gjør det mulig å beregne verdiene av G og F for reaksjonen, for å bestemme retningen ved forskjellige konsentrasjoner av de opprinnelige stoffene.

Det skal bemerkes at både for gasssystemer og for løsninger med deltagelse av faste stoffer i reaksjonen (dvs. for heterogene systemer), er ikke konsentrasjonen av fast fase inkludert i uttrykket for likevektskonstanten, siden denne konsentrasjonen er praktisk talt konstant. Så for reaksjonen

2 CO (g) \u003d CO 2 (g) + C (t)

likevektskonstanten skrives som

Avhengigheten av likevektskonstanten av temperatur (for temperatur T 2 i forhold til temperatur T 1) er uttrykt ved følgende van't Hoff-ligning:

hvor Н 0 er den termiske effekten av reaksjonen.

For en endoterm reaksjon (reaksjonen fortsetter med absorpsjon av varme), øker likevektskonstanten med økende temperatur, systemet motstår så å si oppvarming.

34. Osmose, osmotisk trykk. Van't Hoff-ligning og osmotisk koeffisient.

Osmose er den spontane bevegelsen av løsemiddelmolekyler gjennom en semipermeabel membran som skiller løsninger med forskjellige konsentrasjoner fra en løsning med lavere konsentrasjon til en løsning med høyere konsentrasjon, noe som fører til fortynning av sistnevnte. Som en semi-permeabel membran, gjennom små hull som bare små løsemiddelmolekyler kan passere selektivt og store eller solvatiserte molekyler eller ioner beholdes, brukes ofte en cellofanfilm - for stoffer med høy molekylvekt, og for lav molekylvekt - en film av kobberferrocyanid. Prosessen med løsningsmiddeloverføring (osmose) kan forhindres hvis et eksternt hydrostatisk trykk påføres en løsning med høyere konsentrasjon (under likevektsforhold vil dette være det såkalte osmotiske trykket, betegnet med bokstaven ). For å beregne verdien av  i løsninger av ikke-elektrolytter, brukes den empiriske Van't Hoff-ligningen:

hvor C er den molare konsentrasjonen av stoffet, mol/kg;

R er den universelle gasskonstanten, J/mol K.

Verdien av osmotisk trykk er proporsjonal med antall molekyler (i det generelle tilfellet antall partikler) av ett eller flere stoffer oppløst i et gitt volum av løsningen, og avhenger ikke av deres natur og løsningsmidlets natur. I løsninger av sterke eller svake elektrolytter øker det totale antallet individuelle partikler på grunn av dissosiasjonen av molekyler; derfor er det nødvendig å innføre den passende proporsjonalitetskoeffisienten, kalt den isotoniske koeffisienten, i ligningen for å beregne det osmotiske trykket.

i C R T,

hvor i er den isotoniske koeffisienten, beregnet som forholdet mellom summen av antall ioner og udissosierte elektrolyttmolekyler til det opprinnelige antallet molekyler av dette stoffet.

Så hvis graden av elektrolyttdissosiasjon, dvs. forholdet mellom antall molekyler dekomponert til ioner og det totale antallet molekyler i det oppløste stoffet er  og elektrolyttmolekylet dekomponeres til n ioner, deretter beregnes den isotoniske koeffisienten som følger:

i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).

For sterke elektrolytter kan du ta  = 1, deretter i = n, og koeffisienten i (også større enn 1) kalles den osmotiske koeffisienten.

Fenomenet osmose er av stor betydning for plante- og dyreorganismer, siden membranene til cellene deres i forhold til løsninger av mange stoffer har egenskapene til en semipermeabel membran. I rent vann svulmer cellen kraftig, i noen tilfeller opp til brudd på skallet, og i løsninger med høy saltkonsentrasjon, tvert imot, avtar den i størrelse og krymper på grunn av det store tapet av vann. Derfor, når du konserverer mat, tilsettes en stor mengde salt eller sukker til dem. Celler av mikroorganismer under slike forhold mister en betydelig mengde vann og dør.

Reaksjonsvarmen (reaksjonens varmeeffekt) er mengden varme som frigjøres eller absorberes Q. Hvis varme frigjøres under reaksjonen kalles en slik reaksjon eksoterm, hvis varme absorberes kalles reaksjonen endoterm.

Reaksjonsvarmen bestemmes basert på termodynamikkens første lov (begynnelsen), hvis matematiske uttrykk i sin enkleste form for kjemiske reaksjoner er ligningen:

Q = ΔU + рΔV (2.1)

der Q er reaksjonsvarmen, ΔU er endringen i indre energi, p er trykket, ΔV er endringen i volum.

Termokjemisk beregning består i å bestemme den termiske effekten av reaksjonen. I samsvar med ligning (2.1) avhenger den numeriske verdien av reaksjonsvarmen av metoden for implementeringen. I en isokorisk prosess utført ved V=const, er reaksjonsvarmen Q V =Δ U, i isobarisk prosess ved p=konst termisk effekt Q P =Δ H. Dermed er den termokjemiske beregningen i bestemme mengden endring i enten indre energi eller entalpi under en reaksjon. Siden de aller fleste reaksjoner foregår under isobariske forhold (dette er for eksempel alle reaksjoner i åpne kar som foregår ved atmosfærisk trykk), når man tar med termokjemiske beregninger, beregnes ΔН nesten alltid . Hvis enΔ H<0, то реакция экзотермическая, если же Δ H>0, da er reaksjonen endoterm.

Termokjemiske beregninger er gjort ved å bruke enten Hess' lov, ifølge hvilken den termiske effekten av en prosess ikke avhenger av dens vei, men bare bestemmes av arten og tilstanden til de opprinnelige stoffene og produktene i prosessen, eller, oftest, en konsekvens av Hess' lov: den termiske effekten av en reaksjon er lik summen av varme (entalpier ) dannelsen av produkter minus summen av varmene (entalpiene) av dannelsen av reaktantene.

I beregninger i henhold til Hess-loven brukes likningene for hjelpereaksjoner, hvis termiske effekter er kjent. Essensen av operasjoner i beregninger i henhold til Hess-loven er at slike algebraiske operasjoner utføres på likningene til hjelpereaksjoner som fører til en reaksjonsligning med ukjent termisk effekt.

Eksempel 2.1. Bestemmelse av reaksjonsvarmen: 2CO + O 2 \u003d 2CO 2 ΔH - ?

Vi bruker reaksjonene som hjelpemidler: 1) C + O 2 \u003d C0 2;Δ H1 = -393,51 kJ og 2) 2C + O2 = 2CO;Δ H 2 \u003d -220,1 kJ, hvorΔ N/iΔ H 2 - termiske effekter av hjelpereaksjoner. Ved å bruke likningene til disse reaksjonene kan man få likningen for en gitt reaksjon dersom hjelpeligningen 1) multipliseres med to og likning 2) trekkes fra resultatet. Derfor er den ukjente varmen til en gitt reaksjon:

Δ H = 2Δ H1-Δ H 2 \u003d 2 (-393,51) - (-220,1) \u003d -566,92 kJ.

Hvis en konsekvens av Hess-loven brukes i den termokjemiske beregningen, brukes relasjonen for reaksjonen uttrykt ved ligningen aA+bB=cC+dD:

ΔН =(сΔНоbr,с + dΔHobr D) - (аΔНоbr A + bΔН arr,c) (2.2)

hvor ΔН er reaksjonsvarmen; ΔH o br - varme (entalpi) ved dannelse av henholdsvis reaksjonsproduktene C og D og reagensene A og B; c, d, a, b - støkiometriske koeffisienter.

Varmen (entalpien) ved dannelse av en forbindelse er varmeeffekten av en reaksjon der 1 mol av denne forbindelsen dannes fra enkle stoffer som er i termodynamisk stabile faser og modifikasjoner 1 *. For eksempel , dannelsesvarmen av vann i damptilstand er lik halvparten av reaksjonsvarmen, uttrykt ved ligningen: 2H 2 (g)+ Omtrent 2 (d)= 2H20(g).Enheten for formasjonsvarme er kJ/mol.

I termokjemiske beregninger bestemmes reaksjonsvarmene vanligvis for standardforhold, for hvilke formel (2.2) har formen:

ΔН°298 = (сΔН° 298, arr, С + dΔH° 298, o 6 p, D) - (аΔН° 298, arr A + bΔН° 298, arr, c)(2.3)

hvor ΔH° 298 er standard reaksjonsvarmen i kJ (standardverdien er indikert med hevet "0") ved en temperatur på 298K, og ΔH° 298,arr er standardvarmene (entalpier) for formasjon også ved en temperatur på 298K. ΔH°-verdier 298 rev.er definert for alle tilkoblinger og er tabelldata. 2 * - se brukstabell.

Eksempel 2.2. Beregning av standardvarme s e andeler uttrykt ved ligningen:

4NH 3 (r) + 5O 2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H 2 O (g).

I henhold til konsekvensen av Hess lov skriver vi 3*:

Δ H 0 298 = (4Δ H 0 298. o b p. Nei+6∆H0 298. kode N20) - 4∆H0 298 arr. NH h. Ved å erstatte de tabellformede verdiene til standard dannelsesvarmer av forbindelsene presentert i ligningen, får vi:Δ H °298= (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-46,19) = -904,8 kJ.

Det negative tegnet på reaksjonsvarmen indikerer at prosessen er eksoterm.

I termokjemi er det vanlig å indikere termiske effekter i reaksjonsligninger. Slik ligninger med en utpekt termisk effekt kalles termokjemiske. For eksempel, den termokjemiske ligningen for reaksjonen vurdert i eksempel 2.2 er skrevet:

4NH3 (g) + 50 2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H 2 0 (g);Δ H°298 = -904,8 kJ.

Hvis forholdene avviker fra standard, tillater det i praktiske termokjemiske beregninger Xia tilnærmet bruk:Δ H ≈Δ Nr. 298 (2,4) Uttrykk (2.4) gjenspeiler reaksjonsvarmens svake avhengighet av betingelsene for dens forekomst.