การคำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาทางอ้อม อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

ในทางอุณหเคมีคือปริมาณความร้อน ถามที่ถูกปล่อยออกมาหรือถูกดูดซึมอันเป็นผลมาจากปฏิกิริยาเคมีเรียกว่า ผลความร้อนปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นเมื่อปล่อยความร้อนเรียกว่า คายความร้อน (ถาม>0) และด้วยการดูดซับความร้อน - ดูดความร้อน (ถาม<0 ).

ในอุณหพลศาสตร์เรียกว่ากระบวนการที่ปล่อยความร้อนออกมา คายความร้อนและกระบวนการดูดซับความร้อน - ดูดความร้อน.

ตามข้อพิสูจน์ของกฎข้อที่หนึ่งของอุณหพลศาสตร์ สำหรับกระบวนการไอโซคอริก-ไอโซเทอร์มอล ผลกระทบทางความร้อนจะเท่ากับการเปลี่ยนแปลงพลังงานภายในของระบบ .

เนื่องจากในอุณหเคมีจึงใช้เครื่องหมายตรงกันข้ามกับอุณหพลศาสตร์

สำหรับกระบวนการไอโซบาริก-ไอโซเทอร์มอล ผลกระทบทางความร้อนจะเท่ากับการเปลี่ยนแปลงเอนทาลปีของระบบ .

ถ้า D เอช > 0- กระบวนการเกิดขึ้นพร้อมกับการดูดซับความร้อนและเป็น ดูดความร้อน

ถ้า D ชม< 0 - กระบวนการนี้มาพร้อมกับการปล่อยความร้อนและเป็น คายความร้อน

จากกฎข้อที่หนึ่งของอุณหพลศาสตร์เป็นไปตามนั้นกฎของเฮสส์:

ผลความร้อน ปฏิกริยาเคมีขึ้นอยู่กับชนิดและสถานะของสารเริ่มต้นและผลิตภัณฑ์ขั้นสุดท้ายเท่านั้น แต่ไม่ได้ขึ้นอยู่กับเส้นทางการเปลี่ยนจากสถานะเริ่มต้นไปสู่สถานะสุดท้าย

ผลที่ตามมาของกฎหมายฉบับนี้ก็คือกฎที่ว่า ด้วยสมการอุณหเคมี คุณสามารถดำเนินการพีชคณิตธรรมดาได้

ตัวอย่างเช่น พิจารณาปฏิกิริยาของปฏิกิริยาออกซิเดชันของถ่านหินกับ CO 2

การเปลี่ยนจากสารตั้งต้นไปเป็นสารสุดท้ายสามารถทำได้โดยการเผาไหม้ถ่านหินโดยตรงเป็น CO 2:

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

ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยานี้คือ Δ เอช 1.

กระบวนการนี้สามารถดำเนินการได้ในสองขั้นตอน (รูปที่ 4) ในระยะแรก คาร์บอนจะเผาไหม้เป็น CO ตามปฏิกิริยา

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

ใน CO ที่สองจะเผาไหม้เหลือ CO 2

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

ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเหล่านี้คือ Δ ตามลำดับ เอช 2และΔ ยังไม่มีข้อความ 3.

ข้าว. 4. โครงการกระบวนการเผาถ่านหินเป็น CO 2

ทั้งสามกระบวนการมีการใช้กันอย่างแพร่หลายในทางปฏิบัติ กฎของเฮสส์อนุญาตให้เราเชื่อมโยงผลกระทบทางความร้อนของกระบวนการทั้งสามนี้ด้วยสมการ:

Δ เอช 1=Δ เอช 2 + Δ ยังไม่มีข้อความ 3.

ผลกระทบทางความร้อนของกระบวนการที่หนึ่งและสามสามารถวัดได้ค่อนข้างง่าย แต่การเผาไหม้ของถ่านหินเป็นคาร์บอนมอนอกไซด์ที่ อุณหภูมิสูงยาก. สามารถคำนวณผลกระทบทางความร้อนได้:

Δ เอช 2=Δ เอช 1 - Δ ยังไม่มีข้อความ 3.

ค่า Δ เอช 1และ ∆ เอช 2ขึ้นอยู่กับชนิดของถ่านหินที่ใช้ ค่า ∆ ยังไม่มีข้อความ 3ไม่เกี่ยวข้องกับเรื่องนี้ เมื่อ CO หนึ่งโมลถูกเผาไหม้ที่ความดันคงที่ที่ 298K ปริมาณความร้อนจะเท่ากับ Δ ยังไม่มีข้อความ 3= -283.395 กิโลจูล/โมล Δ เอช 1= -393.86 กิโลจูล/โมลที่ 298K จากนั้นที่ 298K Δ เอช 2= -393.86 + 283.395 = -110.465 กิโลจูล/โมล

กฎของเฮสทำให้สามารถคำนวณผลกระทบทางความร้อนของกระบวนการที่ไม่มีข้อมูลการทดลองหรือไม่สามารถวัดได้ เงื่อนไขที่เหมาะสม. สิ่งนี้ใช้กับปฏิกิริยาเคมีและกระบวนการละลาย การระเหย การตกผลึก การดูดซับ ฯลฯ

เมื่อใช้กฎของ Hess ต้องปฏิบัติตามเงื่อนไขต่อไปนี้อย่างเคร่งครัด:

กระบวนการทั้งสองจะต้องมีสถานะเริ่มต้นที่เหมือนกันอย่างแท้จริงและสถานะสุดท้ายที่เหมือนกันอย่างแท้จริง

ไม่เพียงแต่จะต้องเหมือนกันเท่านั้น องค์ประกอบทางเคมีแต่ยังรวมถึงเงื่อนไขของการดำรงอยู่ (อุณหภูมิ ความดัน ฯลฯ) และสถานะของการรวมตัว และสำหรับ สารที่เป็นผลึกและการดัดแปลงคริสตัล

เมื่อคำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมีตามกฎของเฮสส์ มักจะใช้ผลกระทบทางความร้อนสองประเภท - ความร้อนจากการเผาไหม้และความร้อนของการก่อตัว

ความร้อนของการก่อตัวเรียกว่าผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาการก่อตัวของสารประกอบที่กำหนดจาก สารง่ายๆ.

ความร้อนจากการเผาไหม้คือผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาออกซิเดชันของสารประกอบที่กำหนดกับออกซิเจนเพื่อสร้างออกไซด์ที่สูงขึ้นขององค์ประกอบหรือสารประกอบที่สอดคล้องกันของออกไซด์เหล่านี้

ค่าอ้างอิงสำหรับผลกระทบทางความร้อนและปริมาณอื่นๆ มักจะอ้างอิงถึงสถานะมาตรฐานของสาร

เช่น สภาพมาตรฐานของเหลวส่วนบุคคลและ ของแข็งรับสถานะของพวกเขาที่อุณหภูมิที่กำหนดและที่ความดันเท่ากับหนึ่งบรรยากาศและสำหรับก๊าซแต่ละชนิด - สถานะของพวกเขาเมื่ออยู่ที่อุณหภูมิและความดันที่กำหนดเท่ากับ 1.01 10 5 Pa (1 atm.) พวกเขามีคุณสมบัติ ก๊าซในอุดมคติ. เพื่อความสะดวกในการคำนวณ จึงมีการอ้างอิงข้อมูลอ้างอิง อุณหภูมิมาตรฐาน 298 ก.

หากองค์ประกอบใดสามารถมีอยู่ในการปรับเปลี่ยนหลายอย่าง การปรับเปลี่ยนนั้นจะมีความเสถียรที่ 298 K และ ความดันบรรยากาศเท่ากับ 1.01·10 5 Pa (1 atm.)

ปริมาณทั้งหมดที่เกี่ยวข้องกับสถานะมาตรฐานของสารจะถูกทำเครื่องหมายด้วยตัวยกในรูปของวงกลม: . ในกระบวนการทางโลหะวิทยา สารประกอบส่วนใหญ่เกิดขึ้นจากการปล่อยความร้อน ดังนั้นเอนทาลปีที่เพิ่มขึ้นสำหรับพวกมันคือ สำหรับองค์ประกอบที่อยู่ในสถานะมาตรฐาน ค่าจะเป็น

การใช้ข้อมูลอ้างอิงสำหรับความร้อนมาตรฐานของการก่อตัวของสารที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยา คุณสามารถคำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาได้อย่างง่ายดาย

จากกฎของเฮสส์จะได้ดังนี้ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเท่ากับความแตกต่างระหว่างความร้อนในการก่อตัวของสารทั้งหมดที่ระบุไว้ทางด้านขวาของสมการ(สารสุดท้ายหรือผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยา) และความร้อนของการก่อตัวของสารทั้งหมดที่ระบุทางด้านซ้ายของสมการ(วัสดุเริ่มต้น) , ถ่ายด้วยสัมประสิทธิ์, ค่าสัมประสิทธิ์เท่ากันก่อนสูตรของสารเหล่านี้ในสมการปฏิกิริยา:

ที่ไหน n- จำนวนโมลของสารที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยา

ตัวอย่าง. ลองคำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 ความร้อนของการก่อตัวของสารที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยาคือ: สำหรับ Fe 3 O 4 สำหรับ CO สำหรับ FeO สำหรับ CO 2

ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา:

เนื่องจากปฏิกิริยาที่ 298K เป็นแบบดูดความร้อน กล่าวคือ มาพร้อมการดูดซับความร้อน

เหมือนอย่างใดอย่างหนึ่ง ลักษณะทางกายภาพคนเป็น ความแข็งแกร่งทางกายภาพ, ลักษณะที่สำคัญที่สุดของพันธะเคมีใดๆ คือ ความแข็งแรงของพันธะ เช่น พลังงานของเธอ

ขอให้เราระลึกว่าพลังงานของพันธะเคมีคือพลังงานที่ปล่อยออกมาระหว่างการก่อตัวของพันธะเคมีหรือพลังงานที่ต้องใช้เพื่อทำลายพันธะนี้

ปฏิกิริยาเคมีใน กรณีทั่วไป- นี่คือการเปลี่ยนแปลงของสารหนึ่งไปสู่อีกสารหนึ่ง ดังนั้นในระหว่างปฏิกิริยาเคมี พันธะบางส่วนจะขาดและบางส่วนก็ก่อตัวขึ้น เช่น การแปลงพลังงาน

กฎพื้นฐานของฟิสิกส์ระบุว่าพลังงานไม่ได้ปรากฏขึ้นจากความว่างเปล่าและไม่หายไปอย่างไร้ร่องรอย แต่เพียงส่งผ่านจากรูปแบบหนึ่งไปยังอีกรูปแบบหนึ่งเท่านั้น เนื่องจากมีความเป็นสากล หลักการนี้จึงใช้ได้กับปฏิกิริยาเคมีอย่างเห็นได้ชัด

ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี เรียกว่าปริมาณความร้อน

ปล่อยออกมา (หรือถูกดูดซึม) ในระหว่างปฏิกิริยาและอ้างอิงถึง 1 โมลของสารที่เกิดปฏิกิริยา (หรือก่อตัว)

ผลกระทบจากความร้อนแสดงด้วยตัวอักษร Q และโดยปกติจะวัดเป็น kJ/mol หรือ kcal/mol

หากปฏิกิริยาเกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยความร้อน (Q > 0) เรียกว่าคายความร้อน และหากเกิดการดูดซับความร้อน (Q< 0) – эндотермической.

หากเราแสดงโปรไฟล์พลังงานของปฏิกิริยาในเชิงแผนผัง ดังนั้น สำหรับปฏิกิริยาดูดความร้อน ผลิตภัณฑ์จะมีพลังงานสูงกว่าสารตั้งต้น และในทางกลับกัน สำหรับปฏิกิริยาคายความร้อน ผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยาจะมีพลังงานต่ำกว่า (เสถียรมากกว่า) มากกว่าสารตั้งต้น

ชัดเจนว่าอะไร. สารมากขึ้นจะตอบสนองดังนั้น ปริมาณมากพลังงานจะถูกปล่อยออกมา (หรือถูกดูดซึม) เช่น ผลกระทบทางความร้อนเป็นสัดส่วนโดยตรงกับปริมาณของสาร ดังนั้น การระบุผลกระทบทางความร้อนเท่ากับ 1 โมลของสารนั้นเกิดจากความปรารถนาของเราที่จะเปรียบเทียบผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาต่างๆ

การบรรยายครั้งที่ 6 อุณหเคมี ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี ตัวอย่างที่ 1 เมื่อคอปเปอร์(II) ออกไซด์ลดลง 8.0 กรัมด้วยไฮโดรเจน จะเกิดทองแดงที่เป็นโลหะและไอน้ำ และปล่อยความร้อนออกมา 7.9 กิโลจูล คำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยารีดักชันของคอปเปอร์ (II) ออกไซด์

สารละลาย . สมการปฏิกิริยา: CuO (ของแข็ง) + H2 (g) = Cu (ตัวละลาย) + H2 O (g) + Q (*)

มาสร้างสัดส่วนกันเถอะ: เมื่อปล่อย 0.1 โมล - 7.9 กิโลจูล เมื่อลด 1 โมล - x กิโลจูล

โดยที่ x = + 79 kJ/mol สมการ (*) อยู่ในรูปแบบ

CuO (ของแข็ง) + H2 (g) = Cu (ของแข็ง) + H2 O (g) +79 kJ

สมการอุณหเคมีคือสมการของปฏิกิริยาเคมี ซึ่งระบุสถานะการรวมตัวของส่วนประกอบของส่วนผสมของปฏิกิริยา (รีเอเจนต์และผลิตภัณฑ์) และผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา

ดังนั้น ในการละลายน้ำแข็งหรือน้ำระเหย จำเป็นต้องใช้ความร้อนจำนวนหนึ่ง ในขณะที่เมื่อน้ำของเหลวแข็งตัวหรือไอน้ำควบแน่น ความร้อนในปริมาณเท่ากันจะถูกปล่อยออกมา นี่คือเหตุผลว่าทำไมเราถึงรู้สึกหนาวเมื่อขึ้นจากน้ำ (การระเหยของน้ำออกจากผิวกายต้องใช้พลังงาน) และเหงื่อออกเป็นส่วนทางชีวภาพ กลไกการป้องกันจากความร้อนในร่างกายมากเกินไป ในทางตรงกันข้าม ตู้แช่แข็งจะทำให้น้ำกลายเป็นน้ำแข็งและทำให้ห้องโดยรอบร้อนขึ้น และปล่อยความร้อนส่วนเกินออกไป

บน ในตัวอย่างนี้แสดงให้เห็นผลกระทบทางความร้อนจากการเปลี่ยนแปลงสถานะการรวมตัวของน้ำ ความร้อนของการหลอมเหลว (ที่ 0o C) แล = 3.34×105 J/kg (ฟิสิกส์) หรือ Qpl = - 6.02 kJ/mol (เคมี), ความร้อนของการระเหย (การกลายเป็นไอ) (ที่ 100o C) q = 2.26×106 J/kg (ฟิสิกส์) หรือ Qex = - 40.68 กิโลจูล/โมล (เคมี)

ละลาย

		การระเหย

อ๊าก 298.

การบรรยายครั้งที่ 6 อุณหเคมี ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี แน่นอนว่ากระบวนการระเหิดเป็นไปได้เมื่อมีของแข็ง

ผ่านเข้าสู่เฟสก๊าซบายพาส สถานะของเหลวและกระบวนการย้อนกลับของการสะสม (การตกผลึก) จากเฟสก๊าซ ซึ่งยังสามารถคำนวณหรือวัดผลกระทบทางความร้อนได้อีกด้วย

เป็นที่ชัดเจนว่าสารทุกชนิดประกอบด้วย พันธะเคมีดังนั้นแต่ละสารจึงมีพลังงานจำนวนหนึ่ง อย่างไรก็ตามไม่ใช่ว่าสารทุกชนิดจะสามารถแปลงเป็นสารอื่นได้ด้วยปฏิกิริยาเคมีเพียงครั้งเดียว ดังนั้นเราจึงตกลงที่จะแนะนำสถานะมาตรฐาน

สถานะมาตรฐานของสสาร– นี่คือสภาวะการรวมตัวของสารที่อุณหภูมิ 298 เคลวิน ความดัน 1 บรรยากาศในการดัดแปลงอัลโลทรอปิกที่เสถียรที่สุดภายใต้สภาวะเหล่านี้

เงื่อนไขมาตรฐาน– มีอุณหภูมิ 298 K และความดัน 1 บรรยากาศ เงื่อนไขมาตรฐาน (เงื่อนไขมาตรฐาน) ระบุด้วยดัชนี 0

ความร้อนมาตรฐานของการเกิดสารประกอบ คือผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาทางเคมีของการก่อตัวของสารประกอบที่กำหนดจากสารธรรมดาที่อยู่ในสถานะมาตรฐาน ความร้อนของการก่อตัวของสารประกอบแสดงด้วยสัญลักษณ์ Q 0 สำหรับสารประกอบหลายชนิด ความร้อนมาตรฐานของการก่อตัวมีระบุไว้ในหนังสืออ้างอิงเกี่ยวกับปริมาณเคมีกายภาพ

ความร้อนมาตรฐานของการก่อตัวของสารอย่างง่ายมีค่าเท่ากับ 0 ตัวอย่างเช่น ตัวอย่าง Q0, 298 (O2, แก๊ส) = ​​0, ตัวอย่าง Q0, 298 (C, ของแข็ง, กราไฟท์) = 0

ตัวอย่างเช่น . เขียนสมการเทอร์โมเคมีสำหรับการเกิดคอปเปอร์ (II) ซัลเฟต จากหนังสืออ้างอิงตัวอย่าง Q0 298 (CuSO4) = 770 kJ/mol

Cu (ของแข็ง) + S (ของแข็ง) + 2O2 (g) = CuSO4 (ของแข็ง) + 770 kJ

หมายเหตุ: สามารถเขียนสมการอุณหเคมีสำหรับสารใดๆ ก็ได้ แต่ต้องเข้าใจว่าเป็นสมการนั้น ชีวิตจริงปฏิกิริยาเกิดขึ้นในลักษณะที่แตกต่างไปจากเดิมอย่างสิ้นเชิง: จากรีเอเจนต์ที่ระบุไว้ คอปเปอร์ (II) และซัลเฟอร์ (IV) ออกไซด์จะเกิดขึ้นเมื่อถูกความร้อน แต่คอปเปอร์ (II) ซัลเฟตจะไม่เกิดขึ้น ข้อสรุปที่สำคัญ: สมการเทอร์โมเคมีเป็นแบบจำลองที่ช่วยให้สามารถคำนวณได้ ซึ่งสอดคล้องกับข้อมูลเทอร์โมเคมีอื่นๆ เป็นอย่างดี แต่ไม่สามารถรองรับการทดสอบภาคปฏิบัติได้ (กล่าวคือ ไม่สามารถทำนายความเป็นไปได้หรือความเป็นไปไม่ได้ของปฏิกิริยาได้อย่างถูกต้อง)

(B j ) - ∑ a ผม × Q arr 0 .298 ผม

การบรรยายครั้งที่ 6 อุณหเคมี ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี

ชี้แจง. เพื่อไม่ให้คุณเข้าใจผิด ฉันจะเพิ่มอุณหพลศาสตร์เคมีนั้นทันที สามารถทำนายความเป็นไปได้/เป็นไปไม่ได้ของปฏิกิริยาได้อย่างไรก็ตาม สิ่งนี้ต้องการ "เครื่องมือ" ที่จริงจังมากกว่าที่นอกเหนือไปจากนั้น หลักสูตรของโรงเรียนเคมี. สมการทางอุณหเคมีเมื่อเปรียบเทียบกับเทคนิคเหล่านี้เป็นขั้นตอนแรกกับพื้นหลังของปิรามิด Cheops - คุณไม่สามารถทำได้หากไม่มีมัน แต่คุณไม่สามารถสูงขึ้นได้

ตัวอย่างที่ 2 คำนวณผลกระทบทางความร้อนของการควบแน่นของน้ำที่มีน้ำหนัก 5.8 กรัม สารละลาย มีการอธิบายกระบวนการควบแน่น สมการอุณหเคมี H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q – การควบแน่นมักเป็นกระบวนการคายความร้อน ความร้อนของการควบแน่นของน้ำที่อุณหภูมิ 25o C คือ 37 kJ/mol (หนังสืออ้างอิง)

ดังนั้น Q = 37 × 0.32 = 11.84 กิโลจูล

ในศตวรรษที่ 19 Hess นักเคมีชาวรัสเซียผู้ศึกษาผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาได้ทำการทดลองกฎการอนุรักษ์พลังงานที่เกี่ยวข้องกับปฏิกิริยาเคมี - กฎของ Hess

ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมีไม่ได้ขึ้นอยู่กับเส้นทางของกระบวนการ และถูกกำหนดโดยความแตกต่างระหว่างสถานะสุดท้ายและสถานะเริ่มต้นเท่านั้น

จากมุมมองของเคมีและคณิตศาสตร์ กฎหมายฉบับนี้หมายความว่าเรามีอิสระที่จะเลือก “วิถีการคำนวณ” ใดๆ เพื่อคำนวณกระบวนการ เนื่องจากผลลัพธ์ไม่ได้ขึ้นอยู่กับมัน ด้วยเหตุนี้ กฎเฮสส์ที่สำคัญมากจึงมีความสำคัญอย่างไม่น่าเชื่อ ข้อพิสูจน์ของกฎของเฮสส์.

ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี เท่ากับผลรวมความร้อนของการก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาลบด้วยผลรวมของความร้อนของการก่อตัวของสารตั้งต้น (โดยคำนึงถึงค่าสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์)

จากมุมมอง การใช้ความคิดเบื้องต้นผลที่ตามมานี้สอดคล้องกับกระบวนการที่สารตั้งต้นทั้งหมดถูกแปลงเป็นสารอย่างง่ายในขั้นแรก จากนั้นจึงประกอบกลับเป็นผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา

ในรูปแบบสมการ ผลลัพธ์ของกฎของเฮสส์จะเป็นดังนี้: สมการปฏิกิริยา: a 1 A 1 + a 2 A 2 + … + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + … b

ในกรณีนี้ a และ b j เป็นสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ A i คือรีเอเจนต์ B j คือผลคูณของปฏิกิริยา

ผลที่ตามมาของกฎของเฮสส์จะมีรูปแบบ Q = ∑ b j × Q arr 0 .298

เค บีเค + คิว

(AI)

การบรรยายครั้งที่ 6 อุณหเคมี ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี เนื่องจากความร้อนมาตรฐานของการก่อตัวของสารหลายชนิด

a) สรุปไว้ในตารางพิเศษหรือ b) สามารถกำหนดได้จากการทดลอง จากนั้นจึงเป็นไปได้ที่จะทำนาย (คำนวณ) ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาจำนวนมากด้วยความแม่นยำสูงพอสมควร

ตัวอย่างที่ 3 (ข้อพิสูจน์ของกฎของเฮสส์) คำนวณผลกระทบทางความร้อนของการปฏิรูปไอน้ำของมีเทนที่เกิดขึ้นในเฟสก๊าซภายใต้เงื่อนไขมาตรฐาน:

CH4 (g) + H2 O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)

ตรวจสอบว่าปฏิกิริยานี้เป็นปฏิกิริยาคายความร้อนหรือดูดความร้อนหรือไม่?

วิธีแก้ปัญหา: ข้อพิสูจน์ของกฎของเฮสส์

ถาม = 3 Q0			ช ) +คิว 0		(CO ,ก. ) −Q 0		ช ) −Q 0		O, g) - เข้า ปริทัศน์.
	อ๊าก 298			อ๊าก 298	อ๊าก 298		อ๊าก 298
Q รอบ 0	298 (ส2,ก) = 0			สารธรรมดาในสถานะมาตรฐาน

จากหนังสืออ้างอิง เราพบความร้อนของการก่อตัวของส่วนประกอบที่เหลือของส่วนผสม

		O,g) = 241.8			(คาร์บอนไดออกไซด์,ก.) = 110.5				Г) = 74.6
อ๊าก 298				อ๊าก 298			อ๊าก 298

การแทนค่าลงในสมการ

Q = 0 + 110.5 – 74.6 – 241.8 = -205.9 kJ/mol ปฏิกิริยาเป็นแบบดูดความร้อนสูง

คำตอบ: Q = -205.9 kJ/mol, ดูดความร้อน

ตัวอย่างที่ 4 (การประยุกต์ใช้กฎของเฮสส์) ปฏิกิริยาที่ทราบกันดี

C (ของแข็ง) + ½ O (g) = CO (g) + 110.5 กิโลจูล

C (ของแข็ง) + O2 (g) = CO2 (g) + 393.5 kJ ค้นหาผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา 2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) วิธีแก้ไข คูณสมการที่หนึ่งและที่สองบน 2

2C (โซล.) + O2 (ก.) = 2CO2 (ก.) + 221 กิโลจูล 2C (โซล.) + 2O2 (ก.) = 2CO2 (ก.) + 787 กิโลจูล

ลบอันแรกออกจากสมการที่สอง

O2 (ก.) = 2CO2 (ก.) + 787 กิโลจูล – 2CO (ก.) – 221 กิโลจูล

2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ คำตอบ: 566 kJ/mol

หมายเหตุ: เมื่อศึกษาอุณหเคมี เราจะพิจารณาปฏิกิริยาเคมีจากภายนอก (ภายนอก) ในทางตรงกันข้าม อุณหพลศาสตร์เคมีเป็นศาสตร์แห่งพฤติกรรม ระบบเคมี– พิจารณาระบบจากภายในและทำงานโดยใช้แนวคิด “เอนทาลปี” H เป็นพลังงานความร้อนของระบบ เอนทาลปี นั่นเอง

การบรรยายครั้งที่ 6 อุณหเคมี ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมีมีความหมายเหมือนกับปริมาณความร้อน แต่มี เครื่องหมายตรงข้าม: หากพลังงานถูกปล่อยออกจากระบบ สิ่งแวดล้อมจะได้รับความร้อนขึ้น และระบบจะสูญเสียพลังงาน

วรรณกรรม:

1. หนังสือเรียน V.V. เอเรมิน, N.E. Kuzmenko และคณะ เคมีเกรด 9 ย่อหน้าที่ 19

2. คู่มือการศึกษาและระเบียบวิธี“พื้นฐาน เคมีทั่วไป" ส่วนที่ 1.

เรียบเรียงโดย S.G. บารัม, ไอ.เอ็น. มิโรนอฟ. - พาไปด้วย! สำหรับการสัมมนาครั้งต่อไป

3. อ.วี. มานูอิลอฟ. พื้นฐานของเคมี http://hemi.nsu.ru/index.htm

§9.1 ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี กฎพื้นฐานของอุณหเคมี

§9.2** อุณหเคมี (ต่อ) ความร้อนที่เกิดจากการก่อตัวของสารจากธาตุ

เอนทาลปีมาตรฐานของการก่อตัว

ความสนใจ!

เรากำลังมุ่งหน้าสู่การแก้ปัญหาการคำนวณ ดังนั้น เครื่องคิดเลขจึงเป็นที่ต้องการสำหรับการสัมมนาวิชาเคมี

7. คำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาภายใต้สภาวะมาตรฐาน: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g) ถ้าความร้อนของการก่อตัว: Fe 2 O 3 (t) = – 821.3 kJ/mol; CO (g ) = – 110.5 กิโลจูล/โมล;

CO 2 (ก.) = – 393.5 กิโลจูล/โมล

เฟ 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 เฟ (t) + 3 CO 2 (g)

เมื่อทราบผลกระทบทางความร้อนมาตรฐานของการเผาไหม้ของวัสดุตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา เราคำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาภายใต้เงื่อนไขมาตรฐาน:

16. การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีกับอุณหภูมิ กฎของแวนต์ ฮอฟฟ์ ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยา

ปฏิกิริยาเกิดจากการชนกันระหว่างโมเลกุลที่แอคทีฟซึ่งมีพลังงานเฉลี่ยเกินเท่านั้น พลังงานเฉลี่ยผู้เข้าร่วมปฏิกิริยา

เมื่อโมเลกุลได้รับพลังงานกระตุ้น E (พลังงานส่วนเกินที่สูงกว่าค่าเฉลี่ย) พลังงานศักย์ของอันตรกิริยาระหว่างอะตอมในโมเลกุลจะลดลง พันธะภายในโมเลกุลจะอ่อนตัวลง และโมเลกุลจะมีปฏิกิริยา

พลังงานกระตุ้นไม่จำเป็นต้องได้รับจากภายนอก แต่สามารถส่งไปยังบางส่วนของโมเลกุลได้โดยการกระจายพลังงานใหม่ระหว่างการชนกัน ตามข้อมูลของ Boltzmann ในบรรดาโมเลกุล N นั้นมีอยู่ หมายเลขถัดไปโมเลกุลที่ใช้งานอยู่ N   มีพลังงานเพิ่มขึ้น :

ไม่มี  N·e – E / RT (1)

โดยที่ E คือพลังงานกระตุ้นซึ่งแสดงพลังงานส่วนเกินที่จำเป็นเมื่อเปรียบเทียบกับระดับเฉลี่ยที่โมเลกุลนั้นต้องมีจึงจะเกิดปฏิกิริยาได้ ชื่อที่เหลือเป็นที่รู้จักกันดี

ด้วยการเปิดใช้งานความร้อนสำหรับสองอุณหภูมิ T 1 และ T 2 อัตราส่วนของค่าคงที่อัตราจะเป็น:

, (2) , (3)

ซึ่งทำให้สามารถกำหนดพลังงานกระตุ้นได้โดยการวัดอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิต่างกัน 2 อุณหภูมิ T 1 และ T 2

การเพิ่มขึ้นของอุณหภูมิ 10 0 จะเพิ่มอัตราการเกิดปฏิกิริยา 2–4 เท่า (กฎของ Van't Hoff โดยประมาณ) ตัวเลขที่แสดงจำนวนครั้งที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา (และดังนั้นอัตราคงที่) จะเพิ่มขึ้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 10 0 เรียกว่าค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิของปฏิกิริยา:

 (4) .(5)

ซึ่งหมายความว่าเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น 100 0 สำหรับการเพิ่มขึ้นของอัตราเฉลี่ยที่ยอมรับตามอัตภาพ 2 เท่า ( = 2) อัตราการเกิดปฏิกิริยาจะเพิ่มขึ้น 2 10 เช่น ประมาณ 1,000 ครั้ง และเมื่อ  = 4 – 4 10 เช่น 1000000 ครั้ง กฎของแวนต์ ฮอฟฟ์ใช้ได้กับปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นที่อุณหภูมิค่อนข้างต่ำในช่วงอุณหภูมิที่แคบ อัตราการเกิดปฏิกิริยาที่เพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นอธิบายได้จากข้อเท็จจริงที่ว่าจำนวนโมเลกุลที่ทำงานอยู่เพิ่มขึ้นแบบทวีคูณ

25. สมการไอโซเทอร์มของปฏิกิริยาเคมีของแวนท์ ฮอฟฟ์

ตามกฎหมาย มวลชนที่ใช้งานอยู่สำหรับปฏิกิริยาโดยสมัครใจ

และ A + bB = cC + dD

สมการอัตราสำหรับปฏิกิริยาไปข้างหน้าสามารถเขียนได้:

,

และสำหรับอัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ:

.

เมื่อปฏิกิริยาเกิดขึ้นจากซ้ายไปขวา ความเข้มข้นของสาร A และ B จะลดลง และอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าจะลดลง ในทางกลับกัน เมื่อผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา C และ D สะสม อัตราการเกิดปฏิกิริยาจากขวาไปซ้ายจะเพิ่มขึ้น มีช่วงเวลาที่ความเร็ว υ 1 และ υ 2 เท่ากัน ความเข้มข้นของสารทั้งหมดยังคงไม่เปลี่ยนแปลง ดังนั้น

,

โดยที่K ค = k 1 / k 2 =

.

คงที่ K c เท่ากับอัตราส่วนของอัตราคงที่ของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับอธิบายเชิงปริมาณสถานะของสมดุลผ่านความเข้มข้นสมดุลของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ของปฏิกิริยาของพวกมัน (จนถึงขอบเขตของสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์) และเรียกว่า ค่าคงที่สมดุล ค่าคงที่สมดุลจะคงที่เฉพาะอุณหภูมิที่กำหนดเท่านั้น เช่น

K ค = ฉ (T) ค่าคงที่สมดุลของปฏิกิริยาเคมีมักจะแสดงเป็นอัตราส่วน โดยตัวเศษคือผลคูณของสมดุล ความเข้มข้นของฟันกรามผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา และตัวส่วนเป็นผลคูณของความเข้มข้นของสารตั้งต้น

หากส่วนประกอบของปฏิกิริยาเป็นส่วนผสมของก๊าซในอุดมคติ ค่าคงที่สมดุล (K p) จะแสดงผ่าน แรงกดดันบางส่วนส่วนประกอบ:

.

ในการย้ายจาก K p ไปยัง K c เราใช้สมการของสถานะ P · V = n · R · T เพราะว่า

แล้ว P = C·R·T .

จากสมการดังต่อไปนี้ K p = K c โดยมีเงื่อนไขว่าปฏิกิริยาจะเกิดขึ้นโดยไม่เปลี่ยนจำนวนโมลในเฟสก๊าซเช่น เมื่อ (c + d) = (a + b)

หากปฏิกิริยาเกิดขึ้นเองตามธรรมชาติที่ค่าคงที่ P และ T หรือ V และ T ดังนั้นค่าของ G และ F ของปฏิกิริยานี้สามารถหาได้จากสมการ:

,

โดยที่ С А, С В, С С, С D คือความเข้มข้นที่ไม่สมดุลของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยา

,

โดยที่ Р А, Р В, Р С, Р D คือแรงกดดันบางส่วนของสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยา

สมการสองสมการสุดท้ายเรียกว่าสมการไอโซเทอร์มของปฏิกิริยาเคมีของแวนท์ ฮอฟฟ์ ความสัมพันธ์นี้ทำให้สามารถคำนวณค่าG และ F ของปฏิกิริยาและกำหนดทิศทางที่ความเข้มข้นต่างกันของสารตั้งต้น

ควรสังเกตว่าสำหรับ ระบบแก๊สและสำหรับการแก้ปัญหาด้วยการมีส่วนร่วมในปฏิกิริยา ของแข็ง(เช่น สำหรับระบบที่ต่างกัน) ความเข้มข้นของเฟสของแข็งจะไม่รวมอยู่ในการแสดงออกของค่าคงที่สมดุล เนื่องจากความเข้มข้นนี้แทบจะคงที่ ใช่เพื่อปฏิกิริยา

2 CO (ก.) = CO 2 (ก.) + C (t)

ค่าคงที่สมดุลเขียนเป็น

.

การขึ้นต่อกันของค่าคงที่สมดุลกับอุณหภูมิ (สำหรับอุณหภูมิ T 2 สัมพันธ์กับอุณหภูมิ T 1) แสดงได้ด้วยสมการ van't Hoff ต่อไปนี้:

,

โดยที่Н 0 คือผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา

สำหรับปฏิกิริยาดูดความร้อน (ปฏิกิริยาเกิดขึ้นกับการดูดซับความร้อน) ค่าคงที่สมดุลจะเพิ่มขึ้นตามอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น ดูเหมือนว่าระบบจะต้านทานความร้อนได้

34. ออสโมซิส แรงดันออสโมติก สมการแวนต์ฮอฟฟ์และสัมประสิทธิ์ออสโมติก

ออสโมซิสคือการเคลื่อนที่ที่เกิดขึ้นเองของโมเลกุลตัวทำละลายผ่านสารละลายเมมเบรนกึ่งซึมผ่านได้ที่มีความเข้มข้นต่างกัน จากสารละลายที่มีความเข้มข้นต่ำไปจนถึงสารละลายที่มีความเข้มข้นสูง ความเข้มข้นสูงซึ่งนำไปสู่การเจือจางของสิ่งหลัง ฟิล์มกระดาษแก้วมักถูกใช้เป็นเมมเบรนแบบกึ่งซึมผ่านได้ โดยผ่านรูเล็กๆ ซึ่งมีเพียงโมเลกุลตัวทำละลายที่มีปริมาตรน้อยเท่านั้นที่สามารถเลือกผ่านได้ และโมเลกุลหรือไอออนขนาดใหญ่หรือที่เป็นโซลเวตหรือไอออนจะยังคงอยู่ - สำหรับสารที่มีโมเลกุลสูงและฟิล์มทองแดงเฟอร์โรไซยาไนด์ สำหรับสารที่มีโมเลกุลต่ำ กระบวนการถ่ายโอนตัวทำละลาย (ออสโมซิส) สามารถป้องกันได้หากใช้แรงดันอุทกสถิตภายนอกกับสารละลายที่มีความเข้มข้นสูงกว่า (ภายใต้สภาวะสมดุล นี่จะเรียกว่าแรงดันออสโมติก ซึ่งแสดงด้วยตัวอักษร ) ในการคำนวณค่า  ในสารละลายที่ไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์ จะใช้สมการแวนต์ฮอฟฟ์เชิงประจักษ์:

โดยที่ C คือความเข้มข้นของโมลาลของสาร โมล/กก.

R – ค่าคงที่ของแก๊สสากล, J/mol K

ขนาด แรงดันออสโมซิสแปรผันตามจำนวนโมเลกุล (โดยทั่วไปคือจำนวนอนุภาค) ของสารตั้งแต่หนึ่งชนิดขึ้นไปที่ละลาย ปริมาณที่กำหนดสารละลายและไม่ขึ้นอยู่กับธรรมชาติและลักษณะของตัวทำละลาย ในการแก้ปัญหาที่แข็งแกร่งหรือ อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอจำนวนรวมของอนุภาคแต่ละตัวเพิ่มขึ้นเนื่องจากการแยกตัวของโมเลกุล ดังนั้นจึงต้องนำค่าสัมประสิทธิ์สัดส่วนที่เหมาะสมที่เรียกว่าค่าสัมประสิทธิ์ไอโซโทนิกมาใช้ในสมการในการคำนวณความดันออสโมติก

ฉันซีอาร์ที

โดยที่ i คือสัมประสิทธิ์ไอโซโทนิก ซึ่งคำนวณเป็นอัตราส่วนของผลรวมของจำนวนไอออนและโมเลกุลอิเล็กโทรไลต์ที่ไม่แยกออกจากกันต่อจำนวนโมเลกุลเริ่มต้นของสารนี้

ดังนั้นหากระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์เช่น อัตราส่วนของจำนวนโมเลกุลที่สลายตัวเป็นไอออนต่อ จำนวนทั้งหมดโมเลกุลของสารที่ละลายจะเท่ากับ  และโมเลกุลของอิเล็กโทรไลต์จะแตกออกเป็น n ไอออน จากนั้นค่าสัมประสิทธิ์ไอโซโทนิกจะถูกคำนวณดังนี้:

ผม = 1 + (n – 1) · ,(i > 1)

สำหรับอิเล็กโทรไลต์เข้มข้น เราสามารถใช้  = 1 จากนั้น i = n และค่าสัมประสิทธิ์ i (มากกว่า 1 เช่นกัน) เรียกว่าสัมประสิทธิ์ออสโมติก

ปรากฏการณ์ออสโมซิสได้ ความสำคัญอย่างยิ่งสำหรับสิ่งมีชีวิตของพืชและสัตว์เนื่องจากเยื่อหุ้มเซลล์ที่เกี่ยวข้องกับสารละลายของสารหลายชนิดมีคุณสมบัติของเมมเบรนแบบกึ่งซึมผ่านได้ ใน น้ำสะอาดเซลล์จะบวมอย่างมากในบางกรณีจนถึงจุดที่เยื่อหุ้มเซลล์แตกและในสารละลายที่มีความเข้มข้นของเกลือสูง ในทางกลับกัน ขนาดและริ้วรอยจะลดลงเนื่องจากการสูญเสียน้ำจำนวนมาก ดังนั้นเมื่อถนอมผลิตภัณฑ์อาหารจึงเติมเข้าไป จำนวนมากเกลือหรือน้ำตาล. เซลล์จุลินทรีย์ภายใต้สภาวะดังกล่าวจะสูญเสียน้ำจำนวนมากและตายไป

จากการศึกษาหัวข้อนี้ คุณจะได้เรียนรู้: สมการปฏิกิริยาเคมีทั่วไปแตกต่างจากสมการเทอร์โมเคมีอย่างไร ปัจจัยใดเป็นตัวกำหนดอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี? สมดุลที่แท้จริง (เคมี) แตกต่างจากสมดุลที่ปรากฏอย่างไร สมดุลจะเปลี่ยนไปในทิศทางใดเมื่อสภาวะภายนอกเปลี่ยนแปลง? กลไกของการเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันและต่างกันคืออะไร สารยับยั้งและโปรโมเตอร์คืออะไร จากการศึกษาหัวข้อนี้ คุณจะได้เรียนรู้: คำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมีโดยใช้เอนทาลปีของการก่อตัวของสาร ทำการคำนวณโดยใช้ การแสดงออกทางคณิตศาสตร์หลักการของแวนท์ ฮอฟฟ์ กำหนดทิศทางการเปลี่ยนแปลงของสมดุลเคมีเมื่ออุณหภูมิและความดันเปลี่ยนแปลง คำถามการศึกษา:

6.1. พลังงานของกระบวนการทางเคมี

6.1.1. กำลังภายในและเอนทาลปี

ในกระบวนการใด ๆ จะต้องปฏิบัติตามกฎการอนุรักษ์พลังงาน:

ถาม = Δ U + A

ความเท่าเทียมกันนี้หมายความว่าหากความร้อน Q ถูกจ่ายให้กับระบบ ความร้อนนั้นจะถูกใช้ในการเปลี่ยนพลังงานภายใน Δ U และทำงาน A

กำลังภายในระบบคือการสำรองทั้งหมดรวมถึงพลังงานของการแปลและ การเคลื่อนไหวแบบหมุนโมเลกุล พลังงานการเคลื่อนที่ของอิเล็กตรอนในอะตอม พลังงานปฏิสัมพันธ์ระหว่างนิวเคลียสกับอิเล็กตรอน นิวเคลียสกับนิวเคลียส เป็นต้น เช่น พลังงานทุกประเภท ยกเว้นจลน์และ พลังงานศักย์ระบบโดยรวม

งานที่ระบบทำระหว่างการเปลี่ยนจากสถานะ 1 โดยมีปริมาตร V 1 เป็นสถานะ 2 (ปริมาตร V 2) ที่ความดันคงที่ (งานขยาย) เท่ากับ:

ก = พี(V 2 - V 1)

ที่ความดันคงที่ (p=const) เมื่อคำนึงถึงการแสดงออกของงานการขยายตัว กฎการอนุรักษ์พลังงานจะเขียนได้ดังนี้

Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1)

ผลรวมของพลังงานภายในของระบบและผลิตภัณฑ์ของปริมาตรและความดันเรียกว่า เอนทาลปียังไม่มีข้อความ:

เนื่องจากไม่ทราบค่าที่แน่นอนของพลังงานภายในของระบบ จึงไม่สามารถรับค่าสัมบูรณ์ของเอนทาลปีได้เช่นกัน ความสำคัญทางวิทยาศาสตร์มีและ การใช้งานจริงค้นหาการเปลี่ยนแปลงเอนทาลปี ΔH

พลังงานภายใน U และเอนทาลปี H คือ ฟังก์ชั่นของรัฐระบบ ฟังก์ชั่นสถานะคือคุณลักษณะของระบบ การเปลี่ยนแปลงที่กำหนดโดยสถานะสุดท้ายและสถานะเริ่มต้นของระบบเท่านั้น เช่น ไม่ขึ้นอยู่กับเส้นทางกระบวนการ

6.1.2. กระบวนการภายนอกและดูดความร้อน

การเกิดปฏิกิริยาเคมีจะมาพร้อมกับการดูดซับหรือการปล่อยความร้อน คายความร้อนเรียกว่าปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นพร้อมกับการปล่อยความร้อนเข้ามา สิ่งแวดล้อม, ก ดูดความร้อน– ด้วยการดูดซับความร้อนจากสิ่งแวดล้อม

กระบวนการต่างๆ ในอุตสาหกรรมและห้องปฏิบัติการเกิดขึ้นที่ความดันและอุณหภูมิคงที่ (T=const, p=const) ลักษณะพลังงานของกระบวนการเหล่านี้คือการเปลี่ยนแปลงเอนทาลปี:

Q P = -Δ N

สำหรับกระบวนการที่เกิดขึ้นที่ปริมาตรและอุณหภูมิคงที่ (T=const, V=const) Q V =-Δ U

สำหรับปฏิกิริยาคายความร้อน Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. ตัวอย่างเช่น

N 2 (g) + SO 2 (g) = N 2 O (g); ΔН 298 = +82 กิโลจูล

CH 4 (ก.) + 2O 2 (ก.) = CO 2 (ก.) + 2H 2 O (ก.); ΔН 298 = -802 กิโลจูล

สมการทางเคมีซึ่งระบุเพิ่มเติมถึงผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา (ค่า DN ของกระบวนการ) รวมถึงสถานะของการรวมตัวของสารและอุณหภูมิเรียกว่า เทอร์โมเคมีสมการ

ในสมการอุณหเคมีจะมีข้อสังเกต สถานะเฟสและ การปรับเปลี่ยนแบบ allotropicรีเอเจนต์และสารที่เกิดขึ้น: g - ก๊าซ, g - ของเหลว, j - ผลึก; S (เพชร), S (โมโนเคิล), C (กราไฟท์), C (เพชร) ฯลฯ

6.1.3. อุณหเคมี; กฎของเฮสส์

ศึกษาปรากฏการณ์พลังงานที่มาพร้อมกับกระบวนการทางกายภาพและเคมี อุณหเคมี. กฎพื้นฐานของอุณหเคมีคือกฎที่กำหนดโดยนักวิทยาศาสตร์ชาวรัสเซีย G.I. เฮสส์ในปี ค.ศ. 1840

กฎของเฮสส์: การเปลี่ยนแปลงเอนทาลปีของกระบวนการขึ้นอยู่กับชนิดและสถานะของวัสดุตั้งต้นและผลิตภัณฑ์จากปฏิกิริยา แต่ไม่ได้ขึ้นอยู่กับเส้นทางของกระบวนการ

เมื่อพิจารณาผลกระทบทางความร้อนเคมี แทนที่จะใช้แนวคิดเรื่อง "การเปลี่ยนแปลงเอนทาลปีของกระบวนการ" มักใช้นิพจน์ "เอนทัลปีของกระบวนการ" ซึ่งหมายความว่าตามแนวคิดนี้ค่า Δ H การใช้แนวคิดของ " ผลกระทบทางความร้อนของกระบวนการ” เมื่อกำหนดกฎของเฮสส์ เนื่องจากค่า Q ในกรณีทั่วไปไม่ใช่หน้าที่ของสถานะ ตามที่ระบุไว้ข้างต้น เฉพาะที่ความดันคงที่ Q P = -Δ N (ที่ปริมาตรคงที่ Q V = -Δ U)

ดังนั้นการก่อตัวของ PCl 5 จึงถือได้ว่าเป็นผลมาจากปฏิกิริยาของสารธรรมดา:

P (k, สีขาว) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; ∆H 1,

หรือเป็นผลจากกระบวนการที่เกิดขึ้นหลายขั้นตอน:

P (k, สีขาว) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); ∆H 2,

PCl 3(g) + Cl 2(g) = PCl 5(k); ∆H 3,

หรือทั้งหมด:

P (k, สีขาว) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (k) ; Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3

6.1.4. เอนทาลปีของการก่อตัวของสาร

เอนทัลปีของการก่อตัวคือเอนทัลปีของกระบวนการก่อตัวของสารในสถานะการรวมตัวที่กำหนดจากสารธรรมดาที่มีการดัดแปลงที่เสถียร ตัวอย่างเช่น เอนทัลปีของการก่อตัวของโซเดียมซัลเฟตคือเอนทัลปีของปฏิกิริยา:

2Na (k) + S (สี่เหลี่ยมขนมเปียกปูน) + 2O 2 (g) = นา 2 SO 4 (k)

เอนทาลปีของการก่อตัวของสารเชิงเดี่ยวเป็นศูนย์

เนื่องจากผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาขึ้นอยู่กับสถานะของสาร อุณหภูมิ และความดัน เมื่อดำเนินการ การคำนวณอุณหเคมีตกลงที่จะใช้ เอนทาลปีมาตรฐานของการก่อตัว– เอนทาลปีของการก่อตัวของสารที่อยู่ ณ อุณหภูมิที่กำหนดใน สภาพมาตรฐาน. สถานะที่แท้จริงของสารที่อุณหภูมิและความดันที่กำหนด 101.325 kPa (1 atm) ถือเป็นสถานะมาตรฐานสำหรับสารในสถานะควบแน่น หนังสืออ้างอิงมักจะให้เอนทาลปีมาตรฐานของการก่อตัวของสารที่อุณหภูมิ 25 o C (298 K) ซึ่งอ้างอิงถึง 1 โมลของสาร (Δ H f o 298) เอนทาลปีมาตรฐานของการก่อตัวของสารบางชนิดที่ T = 298 K แสดงไว้ในตาราง 1 6.1.

ตารางที่ 6.1.

เอนทาลปีมาตรฐานของการก่อตัว (Δ H f o 298) ของสารบางชนิด

สาร	Δ Н f หรือ 298, kJ/mol	สาร	Δ Н f หรือ 298, kJ/mol

เอนทาลปีมาตรฐานของการก่อตัวมากที่สุด สารที่ซับซ้อนเป็น ค่าลบ. สำหรับสารที่ไม่เสถียรจำนวนเล็กน้อย Δ Н f o 298 > 0 โดยเฉพาะอย่างยิ่งสารดังกล่าว ได้แก่ ไนตริกออกไซด์ (II) และไนตริกออกไซด์ (IV) ตารางที่ 6.1

6.1.5. การคำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี

ในการคำนวณเอนทาลปีของกระบวนการจะใช้ข้อพิสูจน์จากกฎของเฮสส์: เอนทัลปีของปฏิกิริยาเท่ากับผลรวมของเอนทัลปีของการก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาลบด้วยผลรวมของเอนทัลปีของการก่อตัวของสารเริ่มต้นโดยคำนึงถึง สัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์

ลองคำนวณเอนทัลปีของการสลายตัวของแคลเซียมคาร์บอเนตกัน กระบวนการนี้อธิบายได้ด้วยสมการต่อไปนี้:

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

เอนทัลปีของปฏิกิริยานี้จะเท่ากับผลรวมของเอนทัลปีของการก่อตัวของแคลเซียมออกไซด์และ คาร์บอนไดออกไซด์ลบเอนทาลปีของการก่อตัวของแคลเซียมคาร์บอเนต:

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

การใช้ข้อมูลในตารางที่ 6.1 เราได้รับ:

Δ H o 298 = - 635.1 -393.5 + 1206.8 = + 178.2 กิโลจูล

จากข้อมูลที่ได้รับจะเป็นไปตามว่าปฏิกิริยาที่กำลังพิจารณาคือการดูดความร้อน กล่าวคือ ดำเนินการดูดซับความร้อน

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

ตามมาด้วยการปล่อยความร้อนออกมา เอนทาลปีของมันจะเท่ากัน

Δ H หรือ 298 = -1206.8 +635.1 + 393.5 = -178.2 กิโลจูล

6.2. อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี

6.2.1. แนวคิดเรื่องความเร็วของปฏิกิริยา

สาขาวิชาเคมีที่เกี่ยวข้องกับอัตราและกลไกของปฏิกิริยาเคมีเรียกว่า จลนพลศาสตร์เคมี. หนึ่งใน แนวคิดหลักในจลนศาสตร์เคมีคืออัตราของปฏิกิริยาเคมี

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีถูกกำหนดโดยการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของสารตั้งต้นต่อหน่วยเวลาโดยมีปริมาตรคงที่ของระบบ

พิจารณากระบวนการต่อไปนี้:

ให้ ณ จุดใดจุดหนึ่ง เสื้อ 1 ความเข้มข้นของสาร A เท่ากับค่า c 1 และในขณะนี้ เสื้อ 2 – ถึงค่า c 2 . ในช่วงเวลาตั้งแต่ t 1 ถึง t 2 การเปลี่ยนแปลงของความเข้มข้นจะเป็น Δ c = c 2 – c 1 ความเร็วเฉลี่ยปฏิกิริยาเท่ากับ:

ใส่เครื่องหมายลบเนื่องจากเมื่อปฏิกิริยาดำเนินไป (Δ t> 0) ความเข้มข้นของสารจะลดลง (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

อัตราของปฏิกิริยาเคมีขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้นและสภาวะของปฏิกิริยา: ความเข้มข้น อุณหภูมิ การมีอยู่ของตัวเร่งปฏิกิริยา ความดัน (สำหรับปฏิกิริยาก๊าซ) และปัจจัยอื่นๆ บางประการ โดยเฉพาะอย่างยิ่งเมื่อพื้นที่สัมผัสของสารเพิ่มขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาก็จะเพิ่มขึ้น อัตราการเกิดปฏิกิริยายังเพิ่มขึ้นตามความเร็วในการผสมสารตั้งต้นที่เพิ่มขึ้น

ค่าตัวเลขของอัตราการเกิดปฏิกิริยายังขึ้นอยู่กับองค์ประกอบที่ใช้คำนวณอัตราการเกิดปฏิกิริยาด้วย เช่น ความเร็วของกระบวนการ

H 2 + ฉัน 2 = 2HI

คำนวณจากการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของ HI เป็นสองเท่าของอัตราการเกิดปฏิกิริยาที่คำนวณจากการเปลี่ยนแปลงความเข้มข้นของรีเอเจนต์ H 2 หรือ I 2

6.2.2. การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยาต่อความเข้มข้น ลำดับและความเป็นโมเลกุลของปฏิกิริยา

กฎหมายพื้นฐาน จลนพลศาสตร์เคมี – กฎแห่งการกระทำของมวลชน– สร้างการพึ่งพาอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นของสารตั้งต้น

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเป็นสัดส่วนกับผลคูณของความเข้มข้นของสารตั้งต้น. สำหรับปฏิกิริยาเขียนในรูปแบบทั่วไปว่า

AA + bB = ซีซี + dD,

การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับความเข้มข้นมีรูปแบบ:

โวลต์ = k [A] α [B] β .

ในสมการจลนศาสตร์นี้ k คือสัมประสิทธิ์สัดส่วนที่เรียกว่า อัตราคงที่; [A] และ [B] คือความเข้มข้นของสาร A และ B ค่าคงที่อัตราการเกิดปฏิกิริยา k ขึ้นอยู่กับลักษณะของสารตั้งต้นและอุณหภูมิ แต่ไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารเหล่านั้น ค่าสัมประสิทธิ์ α และ β พบได้จากข้อมูลการทดลอง

ผลรวมของเลขยกกำลังในสมการจลน์เรียกว่าผลรวม ตามลำดับปฏิกิริยา นอกจากนี้ยังมีลำดับปฏิกิริยาเฉพาะสำหรับส่วนประกอบตัวใดตัวหนึ่งด้วย ตัวอย่างเช่นสำหรับปฏิกิริยา

ฮ 2 + C1 2 = 2 HC1

สมการจลนศาสตร์ดูเหมือนว่า:

โวลต์ = k 1/2,

เหล่านั้น. ลำดับโดยรวมคือ 1.5 และลำดับปฏิกิริยาสำหรับส่วนประกอบ H 2 และ C1 2 คือ 1 และ 0.5 ตามลำดับ

โมเลกุลปฏิกิริยาถูกกำหนดโดยจำนวนอนุภาคที่มีการชนกันพร้อมกันซึ่งทำให้เกิดการกระทำเบื้องต้น ปฏิกิริยาทางเคมี. การแสดงเบื้องต้น (ขั้นประถมศึกษา)– การกระทำเพียงครั้งเดียวของปฏิสัมพันธ์หรือการเปลี่ยนแปลงของอนุภาค (โมเลกุล ไอออน อนุมูล) ไปเป็นอนุภาคอื่น สำหรับ ปฏิกิริยาเบื้องต้นความเป็นโมเลกุลและลำดับปฏิกิริยาเหมือนกัน หากกระบวนการเป็นแบบหลายขั้นตอน ดังนั้นการเขียนสมการปฏิกิริยาจึงไม่เปิดเผยกลไกของกระบวนการ ลำดับของปฏิกิริยาจะไม่ตรงกับความเป็นโมเลกุลของมัน

ปฏิกิริยาเคมีแบ่งออกเป็นขั้นง่าย (ขั้นตอนเดียว) และซับซ้อน ซึ่งเกิดขึ้นในหลายขั้นตอน

ปฏิกิริยาโมเลกุลเดี่ยวคือปฏิกิริยาที่การกระทำเบื้องต้นคือการเปลี่ยนแปลงทางเคมีของโมเลกุลหนึ่ง ตัวอย่างเช่น:

CH 3 C H O (ก.) = CH 4 (ก.) + CO (ก.)

ปฏิกิริยาสองโมเลกุล– ปฏิกิริยาที่การกระทำเบื้องต้นเกิดขึ้นเมื่ออนุภาคสองตัวชนกัน ตัวอย่างเช่น:

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

ปฏิกิริยาไตรโมเลกุล – ปฏิกิริยาง่ายๆการกระทำเบื้องต้นที่เกิดขึ้นระหว่างการชนกันของโมเลกุลทั้งสามพร้อมกัน ตัวอย่างเช่น:

2NO (ก.) + O 2 (ก.) = 2 ไม่ 2 (ก.)

เป็นที่ยอมรับแล้วว่าการชนกันของโมเลกุลมากกว่าสามโมเลกุลพร้อมกันซึ่งนำไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยานั้นเป็นไปไม่ได้ในทางปฏิบัติ

กฎการออกฤทธิ์ของมวลใช้ไม่ได้กับปฏิกิริยาที่เกี่ยวข้องกับของแข็ง เนื่องจากความเข้มข้นของสารนั้นคงที่และจะทำปฏิกิริยาเฉพาะบนพื้นผิวเท่านั้น อัตราการเกิดปฏิกิริยาดังกล่าวขึ้นอยู่กับขนาดของพื้นผิวสัมผัสระหว่างสารที่ทำปฏิกิริยา

6.2.3. การขึ้นอยู่กับอัตราการเกิดปฏิกิริยากับอุณหภูมิ

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีเพิ่มขึ้นตามอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น การเพิ่มขึ้นนี้เกิดจากการเพิ่มขึ้น พลังงานจลน์โมเลกุล ในปี พ.ศ. 2427 Van't Hoff นักเคมีชาวดัตช์ได้กำหนดกฎไว้ดังนี้: เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นทุกๆ 10 องศา อัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมีจะเพิ่มขึ้น 2-4 เท่า

กฎของ Van't Hoff เขียนไว้ว่า:

,

โดยที่ V t 1 และ V t 2 คืออัตราการเกิดปฏิกิริยาที่อุณหภูมิ t 1 และ t 2; γ - ค่าสัมประสิทธิ์อุณหภูมิความเร็วเท่ากับ 2 - 4

กฎของแวนต์ ฮอฟฟ์ใช้เพื่อประมาณผลกระทบของอุณหภูมิต่ออัตราการเกิดปฏิกิริยา สมการที่แม่นยำยิ่งขึ้นซึ่งอธิบายการขึ้นอยู่กับค่าคงที่ของอัตราการเกิดปฏิกิริยาต่ออุณหภูมิถูกเสนอในปี พ.ศ. 2432 โดยนักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดน S. Arrhenius:

.

ในสมการอาร์เรเนียส A คือค่าคงที่ E คือพลังงานกระตุ้น (J/mol) T – อุณหภูมิเค

จากข้อมูลของ Arrhenius การชนกันของโมเลกุลไม่ได้ส่งผลให้เกิดการชนกันทุกครั้ง การเปลี่ยนแปลงทางเคมี. มีเพียงโมเลกุลที่มีพลังงานส่วนเกินเท่านั้นที่สามารถทำปฏิกิริยาได้ พลังงานส่วนเกินที่อนุภาคที่ชนกันต้องมีเพื่อให้เกิดปฏิกิริยาระหว่างกันเรียกว่า พลังงานกระตุ้น.

6.3. แนวคิดเรื่องตัวเร่งปฏิกิริยาและตัวเร่งปฏิกิริยา

ตัวเร่งปฏิกิริยาคือสารที่เปลี่ยนแปลงอัตราการเกิดปฏิกิริยาเคมี แต่ยังคงไม่มีการเปลี่ยนแปลงทางเคมีหลังจากปฏิกิริยาเสร็จสิ้น

ตัวเร่งปฏิกิริยาบางตัวเร่งปฏิกิริยา บางตัวเรียกว่า สารยับยั้งชะลอความคืบหน้า ตัวอย่างเช่น การเติม MnO 2 จำนวนเล็กน้อยลงในไฮโดรเจนเปอร์ออกไซด์ H2O2 เป็นตัวเร่งปฏิกิริยาทำให้เกิดการสลายตัวอย่างรวดเร็ว:

2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2

ในกรณีที่มีกรดซัลฟิวริกจำนวนเล็กน้อยจะพบว่าอัตราการสลายตัวของ H 2 O 2 ลดลง ในปฏิกิริยานี้ กรดซัลฟูริกทำหน้าที่เป็นตัวยับยั้ง

ขึ้นอยู่กับว่าตัวเร่งปฏิกิริยาอยู่ในเฟสเดียวกับตัวทำปฏิกิริยาหรือก่อตัวเป็นเฟสอิสระหรือไม่ เป็นเนื้อเดียวกันและ การเร่งปฏิกิริยาต่างกัน.

การเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน

ในกรณีของการเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน สารตั้งต้นและตัวเร่งปฏิกิริยาจะอยู่ในเฟสเดียวกัน เช่น ก๊าซ กลไกการออกฤทธิ์ของตัวเร่งปฏิกิริยานั้นขึ้นอยู่กับความจริงที่ว่ามันทำปฏิกิริยากับสารที่ทำปฏิกิริยาเพื่อสร้างสารประกอบระดับกลาง

ให้เราพิจารณากลไกการออกฤทธิ์ของตัวเร่งปฏิกิริยา ในกรณีที่ไม่มีตัวเร่งปฏิกิริยาก็จะเกิดปฏิกิริยา

มันดำเนินไปช้ามาก ตัวเร่งปฏิกิริยาก่อให้เกิดผลิตภัณฑ์ขั้นกลางที่เกิดปฏิกิริยากับสารตั้งต้น (ตัวอย่างเช่น กับสาร B):

ซึ่งทำปฏิกิริยาอย่างแรงกับสารตั้งต้นอื่นเพื่อสร้างผลิตภัณฑ์ปฏิกิริยาขั้นสุดท้าย:

VK + A = AB + K

การเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกันเกิดขึ้น เช่น ในกระบวนการออกซิเดชันของซัลเฟอร์ (IV) ออกไซด์เป็นซัลเฟอร์ (VI) ออกไซด์ ซึ่งเกิดขึ้นในที่ที่มีไนโตรเจนออกไซด์

ปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน

2 ดังนั้น 2 + O 2 = 2 ดังนั้น 3

หากไม่มีตัวเร่งปฏิกิริยาก็จะดำเนินไปช้ามาก แต่เมื่อมีการใช้ตัวเร่งปฏิกิริยา (NO) จะเกิดสารประกอบตัวกลาง (NO2) ขึ้น:

O 2 + 2 ไม่ = 2 ไม่ 2

ซึ่งออกซิไดซ์ SO 2 ได้อย่างง่ายดาย:

ไม่ 2 + ดังนั้น 2 = ดังนั้น 3 + ไม่

พลังงานกระตุ้นของกระบวนการหลังต่ำมาก ดังนั้นปฏิกิริยาจึงเกิดขึ้นที่ความเร็วสูง ดังนั้นผลกระทบของตัวเร่งปฏิกิริยาจึงลดลงจนเป็นการลดพลังงานกระตุ้นของปฏิกิริยา

การเร่งปฏิกิริยาแบบต่างกัน

ในการเร่งปฏิกิริยาแบบต่างกัน ตัวเร่งปฏิกิริยาและสารตั้งต้นจะอยู่ในเฟสที่ต่างกัน ตัวเร่งปฏิกิริยามักจะอยู่ในของแข็งและสารตั้งต้นอยู่ในของเหลวหรือ สถานะก๊าซ. ในการเร่งปฏิกิริยาแบบเฮเทอโรจีนัส ความเร่งของกระบวนการมักจะสัมพันธ์กับผลการเร่งปฏิกิริยาของพื้นผิวตัวเร่งปฏิกิริยา

ตัวเร่งปฏิกิริยามีความโดดเด่นด้วยการเลือกปฏิบัติ เช่น เมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยาอะลูมิเนียมออกไซด์ Al 2 O 3 ที่อุณหภูมิ 300 o C จาก เอทิลแอลกอฮอล์รับน้ำและเอทิลีน:

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

ที่อุณหภูมิเดียวกัน แต่เมื่อมีทองแดง Cu เป็นตัวเร่งปฏิกิริยา ดีไฮโดรจิเนชันของเอทิลแอลกอฮอล์จะเกิดขึ้น:

C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2 .

สารบางชนิดในปริมาณเล็กน้อยจะลดหรือทำลายการทำงานของตัวเร่งปฏิกิริยาได้อย่างสมบูรณ์ (พิษจากตัวเร่งปฏิกิริยา) สารดังกล่าวมีชื่อเรียกว่า สารพิษเร่งปฏิกิริยา. ตัวอย่างเช่น ออกซิเจนทำให้เกิดพิษที่พลิกกลับได้ของตัวเร่งปฏิกิริยาเหล็กในระหว่างการสังเคราะห์ NH 3 กิจกรรมของตัวเร่งปฏิกิริยาสามารถฟื้นฟูได้โดยการส่งส่วนผสมใหม่ของไนโตรเจนและไฮโดรเจนที่บริสุทธิ์จากออกซิเจน ซัลเฟอร์ทำให้เกิดพิษของตัวเร่งปฏิกิริยาที่ไม่สามารถกลับคืนสภาพเดิมได้ในระหว่างการสังเคราะห์ NH 3 กิจกรรมไม่สามารถเรียกคืนได้โดยการผ่านส่วนผสม N 2 + H 2 ใหม่

สารที่ช่วยเพิ่มประสิทธิภาพการทำงานของตัวเร่งปฏิกิริยาเรียกว่า โปรโมเตอร์, หรือ ตัวกระตุ้น(ตัวเร่งปฏิกิริยาแพลตตินัมได้รับการส่งเสริม เช่น โดยการเติมเหล็กหรืออะลูมิเนียม)

กลไกของการเร่งปฏิกิริยาต่างกันนั้นซับซ้อนกว่า ทฤษฎีการดูดซับของตัวเร่งปฏิกิริยาใช้เพื่ออธิบาย พื้นผิวของตัวเร่งปฏิกิริยานั้นต่างกัน ดังนั้นจึงมีสิ่งที่เรียกว่าศูนย์กลางแบบแอคทีฟอยู่ การดูดซับของสารที่ทำปฏิกิริยาเกิดขึ้นที่ศูนย์กลางที่ใช้งานอยู่ กระบวนการหลังทำให้โมเลกุลที่ทำปฏิกิริยาอยู่ใกล้กันมากขึ้นและเพิ่มกิจกรรมทางเคมี เนื่องจากพันธะระหว่างอะตอมในโมเลกุลที่ถูกดูดซับจะอ่อนลงและระยะห่างระหว่างอะตอมก็เพิ่มขึ้น

ในทางกลับกัน เชื่อกันว่าผลการเร่งของตัวเร่งปฏิกิริยาในการเร่งปฏิกิริยาต่างกันนั้นเกิดจากการที่สารตั้งต้นก่อตัวเป็นสารประกอบระดับกลาง (เช่นในกรณีของการเร่งปฏิกิริยาที่เป็นเนื้อเดียวกัน) ซึ่งส่งผลให้พลังงานกระตุ้นลดลง

6.4. สมดุลเคมี

ปฏิกิริยาที่ย้อนกลับไม่ได้และย้อนกลับได้

ปฏิกิริยาที่ดำเนินไปในทิศทางเดียวและจบลงด้วยการเปลี่ยนสารตั้งต้นให้เป็นสารสุดท้ายโดยสมบูรณ์ เรียกว่าไม่สามารถย้อนกลับได้

กลับไม่ได้เช่น การดำเนินไปจนเสร็จสิ้นนั้นเป็นปฏิกิริยาที่เกิดขึ้น

ปฏิกิริยาเคมีที่สามารถไปในทิศทางตรงกันข้ามเรียกว่าปฏิกิริยาย้อนกลับได้ปฏิกิริยาผันกลับได้โดยทั่วไปคือการสังเคราะห์แอมโมเนียและการเกิดออกซิเดชันของซัลเฟอร์ (IV) ออกไซด์เป็นซัลเฟอร์ (VI) ออกไซด์:

ยังไม่มีข้อความ 2 + 3 ชั่วโมง 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

เมื่อเขียนสมการสำหรับปฏิกิริยาผันกลับได้ แทนที่จะใช้เครื่องหมายเท่ากับ ให้ใช้ลูกศรสองตัวชี้ไปในทิศทางตรงกันข้าม

ในปฏิกิริยาผันกลับได้ อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าคือ ช่วงเวลาเริ่มต้นมีเวลา ค่าสูงสุดซึ่งจะลดลงเมื่อความเข้มข้นของรีเอเจนต์เริ่มแรกลดลง ในทางตรงกันข้าม ปฏิกิริยาย้อนกลับเริ่มแรกจะมีอัตราขั้นต่ำ โดยจะเพิ่มขึ้นเมื่อความเข้มข้นของผลิตภัณฑ์เพิ่มขึ้น เป็นผลให้มีช่วงเวลาที่อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับมีค่าเท่ากันและระบบจะสร้าง สมดุลเคมี.

สมดุลเคมี

สถานะของระบบสารที่ทำปฏิกิริยาซึ่งมีอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้า ความเร็วเท่ากันปฏิกิริยาย้อนกลับเรียกว่าสมดุลเคมี

สมดุลเคมีเรียกอีกอย่างว่าสมดุลที่แท้จริง นอกเหนือจากความเท่าเทียมกันของอัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับแล้ว ความสมดุลที่แท้จริง (เคมี) ยังมีคุณสมบัติดังต่อไปนี้:

ความคงที่ของสถานะของระบบเกิดจากการเกิดขึ้นของปฏิกิริยาโดยตรงและย้อนกลับนั่นคือสถานะสมดุลเป็นแบบไดนามิก

สถานะของระบบยังคงไม่เปลี่ยนแปลงเมื่อเวลาผ่านไปหากระบบไม่ได้รับผลกระทบ อิทธิพลภายนอก;

อิทธิพลภายนอกใด ๆ ทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลของระบบ อย่างไรก็ตามหากอิทธิพลภายนอกถูกลบออกไป ระบบจะกลับสู่สถานะเดิม

• สถานะของระบบจะเหมือนกันไม่ว่าด้านใดที่ระบบจะเข้าใกล้สมดุลจาก - จากด้านของสารตั้งต้นหรือจากด้านของผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยา

ก็ควรจะแยกออกจากความเป็นจริง ความสมดุลที่ชัดเจน. ตัวอย่างเช่น ส่วนผสมของออกซิเจนและไฮโดรเจนในภาชนะปิดที่อุณหภูมิห้องสามารถเก็บไว้ได้นานอย่างไม่มีกำหนด อย่างไรก็ตาม การเริ่มต้นของปฏิกิริยา (การปล่อยกระแสไฟฟ้า การฉายรังสีอัลตราไวโอเลต อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น) ทำให้เกิดปฏิกิริยาการก่อตัวของน้ำที่ไม่สามารถย้อนกลับได้

6.5. หลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์

พิจารณาอิทธิพลของการเปลี่ยนแปลงสภาวะภายนอกต่อตำแหน่งสมดุล หลักการของเลอชาแตล e (ฝรั่งเศส, 1884): หากอิทธิพลภายนอกใดๆ ถูกนำไปใช้กับระบบที่อยู่ในสภาวะสมดุล ความสมดุลในระบบจะเปลี่ยนไปสู่การทำให้อิทธิพลนี้อ่อนลง

หลักการของ Le Chatelier ไม่เพียงแต่นำไปใช้กับ กระบวนการทางเคมีแต่ยังรวมไปถึงวัตถุทางกายภาพด้วย เช่น การเดือด การตกผลึก การละลาย เป็นต้น

พิจารณาผลกระทบ ปัจจัยต่างๆเพื่อความสมดุลทางเคมีโดยใช้ตัวอย่างปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนีย:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ; ∆H = -91.8 กิโลจูล

ผลของความเข้มข้นต่อสมดุลเคมี

ตามหลักการของ Le Chatelier การเพิ่มความเข้มข้นของสารตั้งต้นจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่การก่อตัวของผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยา ความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นของผลิตภัณฑ์ที่ทำปฏิกิริยาจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่การก่อตัวของสารตั้งต้น

ในกระบวนการสังเคราะห์แอมโมเนียที่กล่าวถึงข้างต้น การแนะนำปริมาณ N 2 หรือ H 2 เพิ่มเติมเข้าสู่ระบบสมดุลทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงในสมดุลในทิศทางที่ความเข้มข้นของสารเหล่านี้ลดลง ดังนั้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่การก่อตัว ของ NH3 ความเข้มข้นของแอมโมเนียที่เพิ่มขึ้นจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่สารตั้งต้น

ตัวเร่งปฏิกิริยาจะเร่งทั้งทางตรงและทางตรง ฟันเฟืองนั่นเป็นเหตุผลว่าทำไม การแนะนำตัวเร่งปฏิกิริยาไม่ส่งผลกระทบต่อสมดุลเคมี

ผลของอุณหภูมิต่อสมดุลเคมี

เมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้น สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาคายความร้อน และเมื่ออุณหภูมิลดลง สมดุลจะเปลี่ยนไปสู่ปฏิกิริยาคายความร้อน

กำหนดระดับการเปลี่ยนแปลงสมดุล ค่าสัมบูรณ์ผลกระทบทางความร้อน: ยิ่งค่า ΔH ของปฏิกิริยามากเท่าใด อิทธิพลของอุณหภูมิก็จะยิ่งมากขึ้นเท่านั้น

ในปฏิกิริยาการสังเคราะห์แอมโมเนียที่กำลังพิจารณา อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่สารตั้งต้น

ผลของความดันต่อสมดุลเคมี

การเปลี่ยนแปลงความดันส่งผลต่อสมดุลทางเคมีที่เกี่ยวข้องกับสารที่เป็นก๊าซ ตามหลักการของเลอ ชาเตอลิเยร์ การเพิ่มความดันจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่ปฏิกิริยาที่เกิดขึ้นกับปริมาตรของสารที่เป็นก๊าซที่ลดลง และความดันที่ลดลงจะเปลี่ยนสมดุลไปทาง ฝั่งตรงข้าม. ปฏิกิริยาของการสังเคราะห์แอมโมเนียเกิดขึ้นเมื่อปริมาตรของระบบลดลง (ด้านซ้ายของสมการมีปริมาตรสี่ปริมาตร และด้านขวาสองปริมาตร) ดังนั้นการเพิ่มขึ้นของความดันจะเปลี่ยนสมดุลไปสู่การก่อตัวของแอมโมเนีย ความดันที่ลดลงจะเปลี่ยนสมดุลไปเป็น ด้านหลัง. ถ้าอยู่ในสมการ ปฏิกิริยาย้อนกลับจำนวนโมเลกุลของสารก๊าซทางด้านขวาและด้านซ้ายเท่ากัน (ปฏิกิริยาเกิดขึ้นโดยไม่เปลี่ยนปริมาตรของสารก๊าซ) จากนั้นความดันจะไม่ส่งผลต่อตำแหน่งสมดุลในระบบนี้

ปฏิกิริยาเคมีใด ๆ จะมาพร้อมกับการปล่อยหรือการดูดซับพลังงานในรูปของความร้อน

ขึ้นอยู่กับการปล่อยหรือการดูดซับความร้อนจะแยกแยะได้ คายความร้อนและ ดูดความร้อนปฏิกิริยา

คายความร้อนปฏิกิริยาคือปฏิกิริยาระหว่างที่ความร้อนถูกปล่อยออกมา (+Q)

ปฏิกิริยาดูดความร้อนคือปฏิกิริยาระหว่างที่ความร้อนถูกดูดซับ (-Q)

ผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา (ถาม) คือปริมาณความร้อนที่ถูกปล่อยออกมาหรือดูดซับระหว่างปฏิกิริยาของรีเอเจนต์เริ่มต้นจำนวนหนึ่ง

สมการอุณหเคมีเป็นสมการที่ระบุผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี ตัวอย่างเช่น สมการเทอร์โมเคมีคือ:

ควรสังเกตว่าสมการอุณหเคมีจำเป็นต้องมีข้อมูลเกี่ยวกับ สถานะของการรวมตัวรีเอเจนต์และผลิตภัณฑ์เนื่องจากค่าของผลกระทบทางความร้อนขึ้นอยู่กับสิ่งนี้

การคำนวณผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา

ตัวอย่าง งานทั่วไปเพื่อหาผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา:

เมื่อกลูโคส 45 กรัมทำปฏิกิริยากับออกซิเจนส่วนเกินตามสมการ

C 6 H 12 O 6 (ของแข็ง) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q

ปล่อยความร้อนออกมา 700 กิโลจูล กำหนดผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยา (เขียนตัวเลขให้เป็นจำนวนเต็มที่ใกล้ที่สุด)

สารละลาย:

คำนวณปริมาณกลูโคส:

n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 กรัม / 180 กรัม/โมล = 0.25 โมล

เหล่านั้น. เมื่อกลูโคส 0.25 โมลทำปฏิกิริยากับออกซิเจน จะปล่อยความร้อนออกมา 700 กิโลจูล จากสมการทางอุณหเคมีที่นำเสนอในสภาวะ จะตามมาว่าอันตรกิริยาของกลูโคส 1 โมลกับออกซิเจนทำให้เกิดปริมาณความร้อนเท่ากับ Q (ผลทางความร้อนของปฏิกิริยา) ดังนั้นสัดส่วนต่อไปนี้จึงถูกต้อง:

กลูโคส 0.25 โมล - 700 กิโลจูล

กลูโคส 1 โมล - Q

จากสัดส่วนนี้สมการที่เกี่ยวข้องจะเป็นดังนี้:

0.25 / 1 = 700 / คิว

การแก้ปัญหาใดเราพบว่า:

ดังนั้นผลทางความร้อนของปฏิกิริยาคือ 2800 กิโลจูล

การคำนวณโดยใช้สมการอุณหเคมี

บ่อยขึ้นมากใน งานสอบ Unified Stateในอุณหเคมีค่าของผลกระทบทางความร้อนเป็นที่ทราบกันดีอยู่แล้วเพราะว่า เงื่อนไขจะให้สมการเทอร์โมเคมีที่สมบูรณ์

ในกรณีนี้ จำเป็นต้องคำนวณปริมาณความร้อนที่ปล่อยออกมา/ดูดซับด้วยจำนวนรีเอเจนต์หรือผลิตภัณฑ์ที่ทราบ หรือในทางกลับกัน โดย คุณค่าที่ทราบความร้อนเป็นสิ่งจำเป็นในการกำหนดมวล ปริมาตร หรือปริมาณของสารที่ผู้เข้าร่วมในปฏิกิริยา

ตัวอย่างที่ 1

ตามสมการปฏิกิริยาเทอร์โมเคมี

3Fe 3 O 4 (ทีวี) + 8Al (ทีวี) = 9Fe (ทีวี) + 4Al 2 O 3 (ทีวี) + 3330 kJ

เกิดอะลูมิเนียมออกไซด์ 68 กรัม ความร้อนถูกปล่อยออกมาเท่าไร? (เขียนตัวเลขให้เป็นจำนวนเต็มที่ใกล้ที่สุด)

สารละลาย

ลองคำนวณปริมาณของสารอลูมิเนียมออกไซด์:

n(อัล 2 O 3) = ม.(อัล 2 O 3) / M(อัล 2 O 3) = 68 กรัม / 102 กรัม/โมล = 0.667 โมล

ตามสมการอุณหเคมีของปฏิกิริยา เมื่อเกิดอลูมิเนียมออกไซด์ 4 โมล จะมีการปล่อย 3330 กิโลจูลออกมา ในกรณีของเรา เกิดอะลูมิเนียมออกไซด์ 0.6667 โมล เมื่อแสดงปริมาณความร้อนที่ปล่อยออกมาในกรณีนี้ด้วย x kJ เราจึงสร้างสัดส่วน:

4 โมล อัล 2 โอ 3 - 3330 กิโลจูล

0.667 โมล อัล 2 O 3 - x กิโลจูล

สัดส่วนนี้สอดคล้องกับสมการ:

4 / 0.6667 = 3330 / x

เมื่อแก้โจทย์ข้อใด เราจะพบว่า x = 555 kJ

เหล่านั้น. เมื่ออะลูมิเนียมออกไซด์ 68 กรัมเกิดขึ้นตามสมการอุณหเคมีในสภาวะ จะปล่อยความร้อนออกมา 555 กิโลจูล

ตัวอย่างที่ 2

ซึ่งเป็นผลมาจากปฏิกิริยาซึ่งเกิดสมการทางอุณหเคมี

4FeS 2 (ทีวี) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (ทีวี) + 3310 kJ

ปล่อยความร้อนออกมา 1,655 กิโลจูล กำหนดปริมาตร (l) ของซัลเฟอร์ไดออกไซด์ที่ปล่อยออกมา (หมายเลข) (เขียนตัวเลขให้เป็นจำนวนเต็มที่ใกล้ที่สุด)

สารละลาย

ตามสมการเทอร์โมเคมีของปฏิกิริยา เมื่อ SO 2 เกิดขึ้น 8 โมล จะปล่อยความร้อนออกมา 3310 กิโลจูล ในกรณีของเรา ความร้อนถูกปล่อยออกมา 1,655 กิโลจูล ให้ปริมาณ SO 2 ที่เกิดขึ้นในกรณีนี้คือ x โมล ดังนั้นสัดส่วนต่อไปนี้จึงยุติธรรม:

8 โมล SO 2 - 3310 กิโลจูล

x โมล SO 2 - 1,655 กิโลจูล

ซึ่งสมการดังต่อไปนี้:

8/x = 3310/1655

การแก้ปัญหาใดเราพบว่า:

ดังนั้นปริมาณของสาร SO 2 ที่เกิดขึ้นในกรณีนี้คือ 4 โมล ดังนั้นปริมาตรจึงเท่ากับ:

V(SO 2) = V m ∙ n(SO 2) = 22.4 ลิตร/โมล ∙ 4 โมล = 89.6 ลิตร กลับไปยัง 90 ลิตร(ปัดเศษเป็นจำนวนเต็ม เนื่องจากจำเป็นในเงื่อนไข)

คุณจะพบปัญหาที่ได้รับการวิเคราะห์เพิ่มเติมเกี่ยวกับผลกระทบทางความร้อนของปฏิกิริยาเคมี