Розрахунок теплових ефектів реакцій непрямим шляхом. Швидкість хімічних реакцій
У термохімії кількість теплоти Qяка виділяється або поглинається в результаті хімічної реакції, називається тепловий ефект.Реакції, що протікають із виділенням тепла, називаються екзотермічними (Q>0), а з поглинанням тепла - ендотермічними (Q<0 ).
У термодинаміці відповідно процеси, за яких теплота виділяється, називаються екзотермічними, а процеси, за яких теплота поглинається - ендотермічними.
Відповідно до слідства з першого закону термодинаміки для ізохорно-ізотермічних процесів тепловий ефект дорівнює зміні внутрішньої енергії системи .
Оскільки в термохімії застосовується зворотний знак по відношенню до термодинаміки, то.
Для ізобарно-ізотермічних процесів тепловий ефект дорівнює зміні ентальпії системи .
Якщо D H> 0- процес протікає з поглинанням теплоти та є ендотермічним.
Якщо D H< 0 - процес супроводжується виділенням теплоти та є екзотермічним.
З першого початку термодинаміки випливаєзакон Гесса:
тепловий ефект хімічних реакцій залежить тільки від виду та стану вихідних речовин та кінцевих продуктів, але не залежить від шляху переходу з вихідного стану до кінцевого.
Наслідком цього закону є правило, згідно з яким з термохімічними рівняннями можна робити звичайні алгебраїчні дії.
Як приклад розглянемо реакцію окислення вугілля до 2 .
Перехід від вихідних речовин до кінцевого можна здійснити безпосередньо спалюючи вугілля до СО 2:
З (т) + Про 2 (г) = СО 2 (г).
Тепловий ефект цієї реакції Δ Н 1.
Можна провести цей процес у дві стадії (рис. 4). На першій стадії вуглець згоряє до З по реакції
З (т) + Про 2 (г) = СО (г) ,
на другий СО догоряє до СО 2
СО (т) + 2 (г) = 2 (г) .
Теплові ефекти цих реакцій відповідно Δ Н 2таΔ Н 3.
Рис. 4. Схема процесу горіння вугілля до СО 2
Усі три процесу знаходять широке застосування у практиці. Закон Гесса дозволяє пов'язати теплові ефекти цих трьох процесів рівнянням:
Δ Н 1=Δ Н 2 + Δ Н 3.
Теплові ефекти першого і третього процесів можна порівняно легко виміряти, але спалювання вугілля до окису вуглецю за високих температур важко. Його тепловий ефект можна розрахувати:
Δ Н 2=Δ Н 1 - Δ Н 3.
Значення Δ Н 1та Δ Н 2залежить від виду застосовуваного вугілля. Розмір Δ Н 3із цим не пов'язана. При згорянні одного моля З при постійному тиску при 298К кількість теплоти становить Δ Н 3= -283,395 кДж/моль. Δ Н 1= -393,86 кДж/моль при 298К. Тоді за 298К Δ Н 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 кДж/моль.
Закон Гесса дає можливість обчислити теплові ефекти процесів, котрим відсутні експериментальні дані чи котрим вони можуть бути виміряні у потрібних умовах. Це відноситься і до хімічних реакцій, і до процесів розчинення, випаровування, кристалізації, адсорбції та ін.
Застосовуючи закон Гесса, слід суворо дотримуватися таких умов:
В обох процесах повинні бути дійсно однакові початкові стани та дійсно однакові кінцеві стани;
Повинні бути однаковими як хімічні склади продуктів, а й умови існування (температура, тиск тощо.) і агрегатний стан, а кристалічних речовин і кристалічна модифікація.
При розрахунках теплових ефектів хімічних реакцій з урахуванням закону Гесса зазвичай використовують два виду теплових ефектів - теплоту згоряння і теплоту освіти.
Теплотою освітиназивається тепловий ефект реакції утворення даної сполуки із простих речовин.
Теплотою згорянняназивається тепловий ефект реакції окислення даної сполуки киснем з утворенням вищих оксидів відповідних елементів або цих оксидів.
Довідкові значення теплових ефектів та інших величин зазвичай відносять до стандартного стану речовини.
В якості стандартного стануіндивідуальних рідких і твердих речовин приймають стан їх при даній температурі і при тиску, що дорівнює одній атмосфері, а для індивідуальних газів - такий їх стан, коли при даній температурі і тиску, що дорівнює 1,01 · 10 5 Па (1атм.), вони мають властивостями ідеального газу Для полегшення розрахунків довідкові дані відносять до стандартній температурі 298 До.
Якщо якийсь елемент може існувати в декількох модифікаціях, то в якості стандартної приймають таку модифікацію, яка є стійкою при 298 К і атмосферному тиску, що дорівнює 1,01 10 5 Па (1атм.)
Усі величини, що належать до стандартного стану речовин, відзначають верхнім індексом у вигляді кола: 
. У металургійних процесах більшість сполук утворюється із теплотою, тому їм збільшення ентальпії . Для елементів у стандартному стані величина.
Користуючись довідковими даними стандартних теплот утворення речовин, що беруть участь у реакції, можна легко розрахувати тепловий ефект реакції.
Із закону Гесса випливає:тепловий ефект реакції дорівнює різниці між теплотами утворення всіх речовин, зазначених у правій частині рівняння(кінцевих речовин або продуктів реакції) , та теплотами утворення всіх речовин, зазначених у лівій частині рівняння(вихідних речовин) , узятих з коефіцієнтами, рівними коефіцієнтам перед формулами цих речовин у рівнянні реакції:
де n- кількість молей речовини, що у реакції.
приклад. Розрахуємо тепловий ефект реакції Fe3O4+CO=3FeO+CO2. Теплоти утворення речовин, що беруть участь в реакції, становлять: для Fe 3 O 4 для СО для FeO для CO 2 .
Тепловий ефект реакції:
Оскільки , реакція при 298К ендотермічна, тобто. йде із поглинанням теплоти.
Подібно до того, як однією з фізичних характеристик людини є фізична сила, найважливішою характеристикою будь-якого хімічного зв'язку є сила зв'язку, тобто. її енергія.
Нагадаємо, що енергія хімічного зв'язку – це та енергія, яка виділяється при утворенні хімічного зв'язку або та енергія, яку потрібно витратити, щоб цей зв'язок зруйнувати.
Хімічна реакція у випадку – це перетворення одних речовин на інші. Отже, під час хімічної реакції відбувається розрив одних зв'язків та освіту інших, тобто. перетворення енергії.
Фундаментальний закон фізики говорить, що енергія не виникає з нічого і не зникає безвісти, а лише переходить з одного виду в інший. З огляду на свою універсальність даний принцип, очевидно, застосовний і до хімічної реакції.
Тепловим ефектом хімічної реакції називається кількість теплоти,
що виділилося (або поглинулося) в ході реакції і відносяться до 1 моль речовини, що прореагував (або утворився).
Тепловий ефект позначається буквою Q і, як правило, вимірюється в кДж/моль або ккал/моль.
Якщо реакція відбувається із виділенням тепла (Q > 0), вона називається екзотермічною, і якщо з поглинанням тепла (Q< 0) – эндотермической.
Якщо схематично зобразити енергетичний профіль реакції, то для ендотермічних реакцій продукти знаходяться вище енергії, ніж реагенти, а для екзотермічних – навпаки, продукти реакції розташовуються нижче енергії (стабільніші), ніж реагенти.
Зрозуміло, що більше речовини прореагує, тим більше енергії виділиться (чи поглинеться), тобто. тепловий ефект прямо пропорційний кількості речовини. Тому віднесення теплового ефекту до 1 моль речовини обумовлено нашим прагненням порівнювати між собою теплові ефекти різних реакцій.
Лекція 6. Термохімія. Тепловий ефект хімічної реакції Приклад 1 . При відновленні 8,0 г оксиду міді(II) воднем утворилася металева мідь та пари води та виділилося 7,9 кДж теплоти. Обчисліть тепловий ефект реакції відновлення оксиду міді(ІІ).
Рішення . Рівняння реакції CuO (тв.) + H2 (р.) = Cu (тв.) + H2 O (р.) + Q (*)
Складемо пропорцію при відновленні 0,1 моль – виділяється 7,9 кДж; при відновленні 1 моль – виділяється x кДж
Звідки x = + 79 кДж/моль. Рівняння (*) набуває вигляду
CuO (тв.) + H2 (р.) = Cu (тв.) + H2 O (р.) +79 кДж
Термохімічне рівняння– це рівняння хімічної реакції, в якому вказано агрегатний стан компонентів реакційної суміші (реагентів та продуктів) та тепловий ефект реакції.
Так, щоб розплавити лід або випарувати воду, потрібно витратити певні кількості теплоти, тоді як при замерзанні рідкої води або конденсації водяної пари такі кількості теплоти виділяються. Саме тому нам холодно, коли ми виходимо з води (випаровування води з поверхні тіла потребує витрат енергії), а потовиділення є біологічним захисним механізмом від перегріву організму. Навпаки, морозильна камера заморожує воду і нагріває навколишнє приміщення, віддаючи йому надлишкове тепло.
На цьому прикладі показано теплові ефекти зміни агрегатного стану води. Теплота плавлення (при 0o C) = 3,34×105 Дж/кг (фізика), або Qпл. = - 6,02 кДж/моль (хімія), теплота випаровування (пароутворення) (при 100o C) q = 2,26×10 6 Дж/кг (фізика) або Qісп. = - 40,68 кДж/моль (хімія).
плавлення
випаровування |
|||||
обр ,298.
Лекція 6. Термохімія. Тепловий ефект хімічної реакції Зрозуміло, можливі процеси сублімації, коли тверда речовина
переходить у газову фазу, минаючи рідкий стан та зворотні процеси осадження (кристалізації) з газової фази, для них також можливо розрахувати або виміряти тепловий ефект.
Зрозуміло, що в кожній речовині є хімічні зв'язки, отже, кожна речовина має деякий запас енергії. Однак далеко не всі речовини можна перетворити одна на одну однією хімічною реакцією. Тому домовилися про запровадження стандартного стану.
Стандартний стан речовини– це агрегатний стан речовини при температурі 298 К, тиску 1 атмосфера найбільш стійкої в цих умовах алотропної модифікації.
Стандартні умови– це температура 298 К та тиск 1 атмосфера. Стандартні умови (стандартний стан) позначається індексом0.
Стандартною теплотою утворення з'єднання називається тепловий ефект хімічної реакції утворення даного з'єднання з простих речовин, взятих у їхньому стандартному стані. Теплота утворення з'єднання позначається символом Q 0 Для багатьох сполук стандартні теплоти освіти наведені у довідниках фізикохімічних величин.
Стандартні теплоти утворення простих речовин дорівнюють 0. Наприклад, Q0 обр,298 (O2, газ) = 0, Q0 обр,298 (C, тб., графіт) = 0.
Наприклад. Запишіть термохімічне рівняння утворення сульфату міді(ІІ). З довідника Q0 обр,298 (CuSO4) = 770 кДж/моль.
Cu (тв.) + S (тв.) + 2O2 (р.) = CuSO4 (тв.) + 770 кДж.
Зауваження: термохімічне рівняння можна записати для будь-якої речовини, проте треба розуміти, що в цьому житті реакція відбувається зовсім по-іншому: з перерахованих реагентів утворюються при нагріванні оксиди міді(II) та сірки(IV), але сульфат міді(II) не утворюється . Важливий висновок: термохімічне рівняння – модель, яка дозволяє проводити розрахунки, вона добре узгоджується з іншими термохімічними даними, але не витримує перевірки практикою (тобто не здатна правильно передбачити можливість або неможливість реакції).
(B j ) - ∑ a i × Q обр 0,298 i
Лекція 6. Термохімія. Тепловий ефект хімічної реакції
Уточнення. Для того, щоб не вводити Вас в оману, одразу додам, що хімічна термодинаміка може передбачати можливість/неможливість реакціїПроте для цього потрібні серйозніші «інструменти», які виходять за рамки шкільного курсу хімії. Термохімічне рівняння в порівнянні з цими прийомами - перша сходинка на тлі піраміди Хеопса - без нього не обійтися, але не піднятися високо.
Приклад 2 . Обчисліть тепловий ефект конденсації води масою 5,8 г. Рішення. Процес конденсації описується термохімічним рівнянням H2 O (р.) = H2 O (ж.) + Q – конденсація зазвичай екзотермічний процес Теплота конденсації води при 25 o C 37 кДж/моль (довідник).
Отже, Q = 37×0,32 = 11,84 кДж.
У 19 столітті російським хіміком Гессом, який вивчав теплові ефекти реакцій, експериментально встановлено закон збереження енергії стосовно хімічних реакцій – закон Гесса .
Тепловий ефект хімічної реакції залежить від шляху процесу визначається лише різницею кінцевого і початкового станів.
З точки зору хімії та математики цей закон означає, що ми вільні для розрахунку процесу вибрати будь-яку «траєкторію розрахунку», адже результат від неї не залежить. Тому дуже важливий закон Гесса має неймовірно важливе наслідок закону Гесса.
Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює сумі теплот утворення продуктів реакції за вирахуванням суми теплот утворення реагентів (з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів).
З погляду здорового глузду це слідство відповідає процесу, у якому спочатку всі реагенти перетворилися на прості речовини, які потім зібралися по-новому, отже вийшли продукти реакції.
У формі рівняння слідство закону Гесса виглядає так. Рівняння реакції: a 1 A 1 + a 2 A 2 + …
У цьому a i иb j – стехиометрические коефіцієнти, A i – реагенти, B j – продукти реакції.
Тоді слідство закону Гесса має вигляд Q = ∑ b j × Q обр 0,298
k Bk + Q
(A i )
Лекція 6. Термохімія. Тепловий ефект хімічної реакції Оскільки стандартні теплоти утворення багатьох речовин
а) зведені в спеціальні таблиці або б) можуть бути визначені експериментально, стає можливим передбачити (розрахувати) тепловий ефект дуже великої кількості реакцій з досить високою точністю.
Приклад 3 . (Наслідок закону Гесса). Розрахуйте тепловий ефект парової конверсії метану, що відбувається у газовій фазі за стандартних умов:
CH4 (р.) + H2 O (р.) = CO (р.) + 3 H2 (р.)
Визначте, чи є ця реакція екзотермічної чи ендотермічної?
Рішення: Наслідок закону Гесса
Q = 3 Q0 | Г) +Q 0 | (CO, г) −Q 0 | Г) −Q 0 | O, г) - у загальному вигляді. |
|||||
обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | ||||||
Q обр0 | 298 (H 2 г) = 0 | Проста речовина у стандартному стані |
|||||||
З довідника знаходимо теплоти утворення інших компонентів суміші.
O, г) = 241,8 | (З, г) = 110,5 | Р) = 74,6 | |||||||||
обр ,298 | обр ,298 | обр ,298 | |||||||||
Підставляємо значення рівняння
Q = 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 = -205,9 кДж/моль, реакція сильно ендотермічна.
Відповідь: Q = -205,9 кДж/моль, ендотермічна
Приклад 4. (Застосування закону Гесса). Відомі теплоти реакцій
C (тв.) + ½ O (р.) = CO (р.) + 110,5 кДж
З (тв.) + O2 (р.) = CO2 (р.) + 393,5 кДж Знайти тепловий ефект реакції 2CO (р.) + O2 (р.) = 2CO2 (р.).Рішення Помножимо перше і друге рівняння на 2
2C (тв.) + O2 (р.) = 2CO (р.) + 221 кДж 2С (тв.) + 2O2 (р.) = 2CO2 (р.) + 787 кДж
Віднімемо з другого рівняння перше
O2 (р.) = 2CO2 (р.) + 787 кДж - 2CO (р.) - 221 кДж,
2CO (р.) + O2 (р.) = 2CO2 (р.) + 566 кДж Відповідь: 566 кДж/моль.
При вивченні термохімії ми розглядаємо хімічну реакцію ззовні (зовні). Навпаки, хімічна термодинаміка – наука про поведінку хімічних систем – розглядає систему зсередини та оперує поняттям «ентальпії» Н як теплової енергії системи. Ентальпія, таким
Лекція 6. Термохімія. Тепловий ефект хімічної реакції чином, має той самий сенс, що і кількість теплоти, але має протилежний знак: якщо енергія виділяється із системи, довкілля її отримує та гріється, а система енергію втрачає.
Література:
1. підручник, В.В. Єрьомін, Н.Є. Кузьменко та ін., Хімія 9 клас, параграф 19,
2. Навчально-методичний посібник "Основи загальної хімії" Частина 1.
Укладачі – С.Г. Барам, І.М. Миронова. - взяти з собою! на наступне семінарське заняття
3. А.В. Мануйлів. Основи хімії. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Тепловий ефект хімічної реакції. Основні закони термохімії.
§9.2** Термохімія (продовження). Теплота утворення речовини із елементів.
Стандартна ентальпія освіти.
Увага!
Ми переходимо до вирішення розрахункових завдань, тому на семінари з хімії відтепер і надалі бажаним є калькулятор.
7. Обчислити тепловий ефект реакції за стандартних умов: Fe 2 O 3 (т) + 3 CO (г) = 2 Fe (т) + 3 CO 2 (г), якщо теплота освіти: Fe 2 O 3 (т) = - 821,3 кДж/моль; ) = - 110,5 кДж/моль;
СО 2 (г) = - 393,5 кДж/моль.
Fe 2 O 3 (т) + 3 CO (г) = 2 Fe (т) + 3 CO 2 (г) ,
Знаючи стандартні теплові ефекти згоряння вихідних речовин та продуктів реакції, розраховуємо тепловий ефект реакції за стандартних умов:
16. Залежність швидкості хімічної реакції від температури. Правило Вант-Гофф. Температурний коефіцієнт реакції.
До реакцій наводять лише зіткнення між активними молекулами, середня енергія яких перевищує середню енергію учасників реакції.
При повідомленні молекул деякої енергії активації Е (надмірна енергія над середньою) зменшується потенційна енергія взаємодії атомів у молекулах, зв'язки всередині молекул слабшають, молекули стають реакційноздатними.
Енергія активації не обов'язково підводиться ззовні, вона може бути повідомлена деякій частині молекул шляхом перерозподілу енергії при їх зіткненнях. За Больцманом, серед N молекул знаходиться така кількість активних молекул N з підвищеною енергією :
N N·e – E / RT (1)
де Е – енергія активації, що показує той необхідний надлишок енергії, порівняно із середнім рівнем, яким повинні мати молекули, щоб реакція стала можливою; інші позначення загальновідомі.
При термічній активації для двох температур T 1 і T 2 відношення констант швидкостей буде:
, (2)
, (3)
що дозволяє визначати енергію активації вимірювання швидкості реакції при двох різних температурах Т 1 і Т 2 .
Підвищення температури на 100 збільшує швидкість реакції у 2 – 4 рази (наближене правило Вант-Гоффа). Число, що показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції (отже константа швидкості) при збільшенні температури на 10 0 називається температурним коефіцієнтом реакції:
(4)
.(5)
Це означає, наприклад, що при збільшенні температури на 100 0 умовно прийнятого збільшення середньої швидкості в 2 рази ( = 2) швидкість реакції зростає в 2 10 , тобто. приблизно в 1000 разів, а при = 4 - 4 10 , тобто. у 1000000 разів. Правило Вант-Гоффа застосовується для реакцій, що протікають при порівняно невисоких температурах у вузькому інтервалі. Різке зростання швидкості реакції у разі підвищення температури пояснюється тим, що кількість активних молекул при цьому зростає в геометричній прогресії.
25. Рівняння ізотерми хімічної реакції Вант-Гоффа.
Відповідно до закону діючих мас для довільної реакції
а A + bB = cC + dD
рівняння швидкості прямої реакції можна записати:
,
а для швидкості зворотної реакції:
.
У міру протікання реакції зліва направо концентрації речовин А і зменшуватимуться і швидкість прямої реакції падатиме. З іншого боку, з накопиченням продуктів реакції C і D швидкість реакції справа наліво зростатиме. Настає момент, коли швидкості 1 і 2 стають однаковими, концентрації всіх речовин залишаються незмінними, отже,
,Звідки K c = k 1 / k 2 =
.
Постійна величина До, рівна відношенню констант швидкостей прямої та зворотної реакцій, кількісно описує стан рівноваги через рівноважні концентрації вихідних речовин і продуктів їх взаємодії (у ступені їх стехіометричних коефіцієнтів) і називається константою рівноваги. Константа рівноваги є постійної лише цієї температури, тобто.
С = f (Т). Константу рівноваги хімічної реакції прийнято висловлювати ставленням, у чисельнику якого стоїть добуток рівноважних молярних концентрацій продуктів реакції, а в знаменнику – добуток концентрацій вихідних речовин.
Якщо компоненти реакції являють собою суміш ідеальних газів, то константа рівноваги (К р) виражається через парціальний тиск компонентів:
.
Для переходу від К р до К з скористаємось рівнянням стану P · V = n · R · T. Оскільки
то P = C·R·T. .З рівняння випливає, що К р = К з за умови, якщо реакція без зміни числа моль у газовій фазі, тобто. коли (з + d) = (a + b).
Якщо реакція протікає мимовільно при постійних Р і Т або V і Т, то значення G і F цієї реакції можна отримати з рівнянь:
,
де С А, С, С, С D – нерівноважні концентрації вихідних речовин і продуктів реакції.
,де Р А, Р В, Р С, Р D – парціальні тиски вихідних речовин та продуктів реакції.
Два останні рівняння називаються рівняннями ізотерми хімічної реакції Вант-Гоффа. Це співвідношення дозволяє розрахувати значення G і F реакції, визначити її напрямок при різних концентраціях вихідних речовин.
Необхідно відзначити, що як для газових систем, так і для розчинів, за участю реакції твердих тіл (тобто для гетерогенних систем) концентрація твердої фази не входить у вираз для константи рівноваги, оскільки ця концентрація практично постійна. Так, для реакції
2 СО (г) = СО 2 (г) + С (т)
константа рівноваги записується у вигляді
.Залежність константи рівноваги від температури (для температури Т 2 щодо температури Т 1) виражається наступним рівнянням Вант-Гоффа:
,
де Н 0 – тепловий ефект реакції.
Для ендотермічної реакції (реакція йде з поглинанням тепла) константа рівноваги збільшується з підвищенням температури, система ніби чинить опір нагріванню.
34. Осмос, осмотичний тиск. Рівняння Вант-Гоффа та осмотичний коефіцієнт.
Осмос – мимовільний рух молекул розчинника через напівпроникну мембрану, що розділяє розчини різної концентрації, з меншого розчину концентрації в розчин з більш високою концентрацією, що призводить до розведення останнього. Як напівпроникна мембрана, через маленькі отвори якої можуть селективно проходити лише невеликі за обсягом молекули розчинника і затримуються великі або сольватовані молекули або іони, часто служить целофанова плівка – для високомолекулярних речовин, а для низькомолекулярних – плівка з ферроціаніду міді. Процес перенесення розчинника (осмос) можна запобігти, якщо на розчин з більшою концентрацією зовнішнє гідростатичний тиск (в умовах рівноваги це буде так званий осмотичний тиск, що позначається буквою ). Для розрахунку значення у розчинах неелектролітів використовується емпіричне рівняння Вант-Гоффа:
де С – молярна концентрація речовини, моль/кг;
R – універсальна газова стала, Дж/моль · До.
Величина осмотичного тиску пропорційна числу молекул (загалом числу частинок) однієї чи кількох речовин, розчинених у цьому обсязі розчину, і залежить від їхньої природи і природи розчинника. У розчинах сильних або слабких електролітів загальна кількість індивідуальних частинок збільшується внаслідок дисоціації молекул, тому рівняння для розрахунку осмотичного тиску необхідно вводити відповідний коефіцієнт пропорційності, званий ізотонічним коефіцієнтом.
i · C · R · T,
де i – ізотонічний коефіцієнт, що розраховується як відношення суми чисел іонів і молекул електроліту, що не продісоціювали, до початкового числа молекул цієї речовини.
Тож якщо ступінь дисоціації електроліту, тобто. відношення числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул розчиненої речовини дорівнює і молекула електроліту розпадається при цьому на n іонів, то ізотонічний коефіцієнт розраховується наступним чином:
i = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).
Для сильних електролітів можна прийняти = 1, тоді i = n, коефіцієнт i (також більше 1) носить назву осмотичного коефіцієнта.
Явище осмосу має велике значення для рослинних і тваринних організмів, оскільки оболонки їх клітин по відношенню до розчинів багатьох речовин мають властивості напівпроникної мембрани. У чистій воді клітина сильно набухає, у ряді випадків аж до розриву оболонки, а в розчинах з високою концентрацією солей, навпаки, зменшується в розмірах і зморщується через велику втрату води. Тому при консервуванні харчових продуктів до них додається велика кількість солі чи цукру. Клітини мікроорганізмів у таких умовах втрачають значну кількість води та гинуть.
|
В результаті вивчення даної теми ви дізнаєтесь:
В результаті вивчення даної теми ви навчитеся:
Навчальні питання: |
6.1. Енергетика хімічних процесів
6.1.1. Внутрішня енергія та ентальпія
У будь-якому процесі дотримується закон збереження енергії:
Q = U + A.
Ця рівність означає, що якщо до системи підводиться теплота Q, то вона витрачається на зміну внутрішньої енергії U і на здійснення роботи А.
Внутрішня енергіясистеми - це загальний її запас, що включає енергію поступального та обертального руху молекул, енергію руху електронів в атомах, енергію взаємодії ядер з електронами, ядер з ядрами і т.д. всі види енергії, крім кінетичної та потенційної енергії системи загалом.
Робота, що здійснюється системою при переході зі стану 1, характеризується обсягом V 1 , стан 2 (обсяг V 2) при постійному тиску (робота розширення), дорівнює:
А = р (V2 - V1).
При постійному тиску (р=const) з урахуванням висловлювання до роботи розширення закон збереження енергії запишеться так:
Q = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Сума внутрішньої енергії системи та добутку її обсягу на тиск називається ентальпієюН:
Оскільки точне значення внутрішньої енергії системи невідоме, абсолютні величини ентальпій також можуть бути отримані. Наукове значення мають і практичне застосування знаходять зміни ентальпій Н.
Внутрішня енергія U та ентальпія Н являють собою функції станусистеми. Функціями стану є характеристики системи, зміни яких визначаються лише кінцевим і початковим станом системи, тобто. не залежить від шляху процесу.
6.1.2. Екзо- та ендотермічні процеси
Протікання хімічних реакцій супроводжується поглинанням чи виділенням теплоти. Екзотермічноюназивають реакцію, що протікає з виділенням теплоти у навколишнє середовище, а ендотермічної- З поглинанням теплоти з навколишнього середовища.
Багато процесів у промисловості та в лабораторній практиці протікають при постійних тиску і температурі (Т=const, р=const). Енергетичною характеристикою цих процесів є зміна ентальпії:
Q P = -ΔН.
Для процесів, що протікають при постійних об'ємі та температурі (Т = const, V = const) Q V = - U.
Для екзотермічних реакцій Δ Н< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Наприклад,
N 2(г) + ЅO 2(г) = N 2 O (г); ΔН 298 = +82кДж,
CH 4(г) + 2O 2(г) = CO 2(г) + 2H 2 O(г); ΔН 298 = -802кДж.
Хімічні рівняння, в яких додатково вказується тепловий ефект реакції (величина DН процесу), а також агрегатний стан речовин та температура, називаються термохімічнимирівняннями.
У термохімічних рівняннях відзначають фазовий стан і алотропні модифікації реагентів і речовин, що утворюються: г - газоподібне, ж - рідке, до - кристалічний; S (ромб), S (монокл), С (графіт), С (алмаз) і т.д.
6.1.3. Термохімія; закон Гесса
Енергетичні явища, що супроводжують фізичні та хімічні процеси вивчає термохімія. Основним законом термохімії є закон, сформульований російським вченим Г.І. Гессом 1840 року.
Закон Гесса: зміна ентальпії процесу залежить від виду та стану вихідних речовин та продуктів реакції, але не залежить від шляху процесу.
При розгляді термохімічних ефектів часто замість поняття «зміна ентальпії процесу» використовують вираз «ентальпія процесу», маючи на увазі під цим поняттям величину Δ Н. Неправильно використовувати при формулюванні закону Гесса поняття «тепловий ефект процесу», оскільки величина Q у загальному випадку не є функцією стану . Як вище було зазначено, тільки при постійному тиску Q P =-Δ Н (при постійному обсязі Q V = U U).
Так, освіту PCl 5 можна як результат взаємодії простих речовин:
P (к, білий) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к); Δ Н 1 ,
або як результат процесу, що протікає в кілька стадій:
P (к, білий) + 3/2Cl 2(г) = PCl 3(г); Δ Н 2 ,
PCl 3(г) + Cl 2(г) = PCl 5(к); Δ Н 3 ,
або сумарно:
P (к, білий) + 5/2Cl 2(г) = PCl 5(к); Δ Н 1 = Δ Н 2 + Δ Н 3 .
6.1.4. Ентальпії утворення речовин
Ентальпією освіти називається ентальпія процесу утворення речовини в даному агрегатному стані із простих речовин, що знаходяться у стійких модифікаціях. Ентальпією утворення сульфату натрію, наприклад, є ентальпія реакції:
2Na(к) + S(ромб) +2O 2(г) = Na 2 SO 4(к) .
Ентальпія утворення простих речовин дорівнює нулю.
Оскільки тепловий ефект реакції залежить від стану речовин, температури та тиску, то при проведенні термохімічних розрахунків умовилися використовувати стандартні ентальпії освіти- ентальпії утворення речовин, що знаходяться при даній температурі стандартному стані. Як стандартний стан для речовин, що знаходяться в конденсованому стані прийнято реальний стан речовини при даній температурі та тиску 101,325 кПа (1 атм). У довідниках зазвичай наводяться стандартні ентальпії утворення речовин при температурі 25 o С (298К), віднесені до 1 моль речовини (Δ Н f o 298). Стандартні ентальпії утворення деяких речовин при Т=298К наведені у табл. 6.1.
Таблиця 6.1.
Стандартні ентальпії утворення (Δ Н f o 298) деяких речовин
Речовина |
Δ Н f o 298 , кДж/моль |
Речовина |
Δ Н f o 298 , кДж/моль |
Стандартні ентальпії утворення більшості складних речовин є негативними величинами. Для невеликої кількості нестійких речовин Δ Н f o 298 > 0. До таких речовин, зокрема, належать оксид азоту(II) і оксид азоту(IV), табл.6.1.
6.1.5. Розрахунок теплових ефектів хімічних реакцій
Для розрахунку ентальпій процесів використовується наслідок із закону Гесса: ентальпія реакції дорівнює сумі ентальпій утворення продуктів реакції за вирахуванням суми ентальпій утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.
Розрахуємо ентальпію розкладання карбонату кальцію. Процес описується наступним рівнянням:
СаСО 3(к) = CaO(к) + CO 2(г).
Ентальпія цієї реакції дорівнюватиме сумі ентальпій утворення оксиду кальцію та вуглекислого газу за вирахуванням ентальпії утворення карбонату кальцію:
Δ Н o 298 = Δ Н f o 298 (СаО (к)) + Δ Н f o 298 (СО 2(г)) - Δ Н f o 298 (СаСО 3(к)).
Використовуючи дані табл.6.1. отримуємо:
Δ Н o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 кДж.
З даних слід, що аналізована реакція є эндотермической, тобто. протікає із поглинанням тепла.
CaO(к) + CO 2(к) = СаСО 3(к)
Супроводжується виділенням теплоти. Її ентальпія виявиться рівною
Δ Н o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 кДж.
6.2. Швидкість хімічних реакцій
6.2.1. Поняття швидкості реакції
Розділ хімії, в якому розглядаються швидкість та механізми хімічних реакцій називається хімічною кінетикою. Одним із ключових понять у хімічній кінетиці є швидкість хімічної реакції.
Швидкість хімічної реакції визначається зміною концентрації речовин, що реагують, в одиницю часу при незмінному обсязі системи.
Розглянемо наступний процес:
Нехай у якийсь момент часу t 1 концентрація речовини А дорівнює величині з 1, а в момент t 2 – величині з 2 . За проміжок часу від t 1 до t 2 зміна концентрації складе Δ с = с 2 - с 1 . Середня швидкість реакції дорівнює:
Знак мінус ставиться тому, що в міру перебігу реакції (Δt>0) концентрація речовини зменшується (Δс< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин та умов перебігу реакцій: концентрації, температури, присутності каталізатора, тиску (для газових реакцій) та інших чинників. Зокрема, зі збільшенням площі зіткнення речовин швидкість реакції збільшується. Швидкість реакції також зростає зі збільшенням швидкості перемішування реагуючих речовин.
Чисельне значення швидкості реакції залежить також від того, яким компонентом розраховується швидкість реакції. Так, наприклад, швидкість процесу
Н 2 + I 2 = 2HI,
розрахована зі зміни концентрації HI вдвічі більше швидкості реакції, обчисленої зміни концентрації реагентів Н 2 або I 2 .
6.2.2. Залежність швидкості реакції від концентрації; порядок та молекулярність реакції
Основний закон хімічної кінетики – закон чинних мас-Встановлює залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.
Швидкість реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. Для реакції, записаної у загальному вигляді як
аA + bB = cC + dD,
залежність швидкості реакції від концентрації має вигляд:
v = k [A] α [B] β.
У даному кінетичному рівнянні k – коефіцієнт пропорційності, званий константою швидкості; [A] та [B] – концентрації речовин А та В. Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин та від температури, але не залежить від їх концентрацій. Коефіцієнти α та β знаходять із експериментальних даних.
Сума показників ступенів у кінетичних рівняннях називається загальним порядкомреакції. Розрізняють також окремий порядок реакції по одному з компонентів. Наприклад, для реакції
Н 2 + С1 2 = 2 НС1
Кінетичне рівняння виглядає так:
v = k 1/2
тобто. загальний порядок дорівнює 1,5, а порядки реакції по компонентах Н 2 і С1 2 рівні відповідно 1 і 0,5.
Молекулярністьреакції визначається числом частинок, одночасним зіткненням яких здійснюється елементарний акт хімічної взаємодії. Елементарний акт (елементарна стадія)– одиничний акт взаємодії чи перетворення частинок (молекул, іонів, радикалів) на інші частки. Для елементарних реакцій молекулярність та порядок реакції збігаються. Якщо процес багатостадій і тому запис рівняння реакції не розкриває механізм процесу, порядок реакції не збігається з її молекулярністю.
Хімічні реакції поділяють на прості (одностадійні) і складні, які у кілька стадій.
Мономолекулярна реакція– це реакція, у якій елементарний акт є хімічне перетворення однієї молекули. Наприклад:
СН 3 СНТ (г) = СН 4 (г) + СО (г) .
Бімолекулярна реакція- Реакція, елементарний акт в якій здійснюється при зіткненні двох частинок. Наприклад:
H 2(г) + I 2(г) = 2 HI(г) .
Тримолекулярна реакція- Проста реакція, елементарний акт якої здійснюється при одночасному зіткненні трьох молекул. Наприклад:
2NO(г) + O 2(г) = 2 NO 2(г) .
Встановлено, що одночасне зіткнення більш як трьох молекул, що призводить до утворення продуктів реакції, практично неможливе.
Закон мас, що діють, не поширюється на реакції, що протікають за участю твердих речовин, оскільки їх концентрації постійні і вони реагують лише на поверхні. Швидкість таких реакцій залежить від величини поверхні зіткнення між речовинами, що реагують.
6.2.3. Залежність швидкості реакції від температури
Швидкість хімічних реакцій у разі підвищення температури зростає. Це збільшення спричинене зростанням кінетичної енергії молекул. У 1884 році голландський хімік Вант-Гофф сформулював правило: у разі підвищення температури на кожні 10 градусів швидкість хімічних реакцій збільшується в 2-4 рази.
Правило Вант-Гоффа записується у вигляді:
,
де V t 1 і V t 2 - швидкості реакції при температурах t 1 і t 2; γ - температурний коефіцієнт швидкості, що дорівнює 2 - 4.
Правило Вант-Гоффа використовується для оцінки впливу температури на швидкість реакції. Точніше рівняння, що описує залежність константи швидкості реакції від температури, запропонував у 1889 році шведський учений С. Арреніус:
.
У рівнянні Арреніуса А – константа, Е – енергія активації (Дж/моль); Т – температура, До.
Згідно з Арреніус не всі зіткнення молекул призводять до хімічних перетворень. Лише молекули, що мають деяку надмірну енергію здатні прореагувати. Ця надмірна енергія, якою повинні мати частинки, що зіштовхуються, щоб між ними відбулася реакція, називається енергією активації.
6.3. Поняття про каталіз і каталізаторів
Каталізатором називається речовина, що змінює швидкість хімічної реакції, але залишається хімічно незмінним після закінчення реакції.
Одні каталізатори прискорюють реакцію, інші називаються інгібіторами, уповільнюють її перебіг. Наприклад, додавання як каталізатор невеликої кількості МnO 2 до пероксиду водню Н2О2 викликає бурхливе розкладання:
2 Н 2 O 2 - (MnO 2) 2 Н 2 O + O 2 .
У присутності невеликих кількостей сірчаної кислоти спостерігається зменшення швидкості розкладання Н2О2. У цій реакції сірчана кислота виступає як інгібітор.
Залежно від того, чи каталізатор знаходиться в тій же фазі, що і реагуючі речовини або утворює самостійну фазу, розрізняють гомогеннийі гетерогенний каталіз.
Гомогенний каталіз
У разі гомогенного каталізу реагуючі речовини та каталізатор знаходяться в одній фазі, наприклад, газоподібної. Механізм дії каталізатора заснований на тому, що він вступає у взаємодію з речовинами, що реагують, з утворенням проміжних сполук.
Розглянемо механізм дії каталізатора. За відсутності каталізатора реакція
Протікає дуже повільно. Каталізатор утворює з вихідними речовинами (наприклад, речовиною В) реакційноздатний проміжний продукт:
який енергійно реагує з іншою вихідною речовиною з утворенням кінцевого продукту реакції:
ВК+А=АВ+К.
Гомогенний каталіз має місце, наприклад, у процесі окислення оксиду сірки(IV) до оксиду сірки(VI), який відбувається в присутності оксидів азоту.
Гомогенна реакція
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
без каталізатора йде дуже повільно. Але при введенні каталізатора (NO) відбувається утворення проміжної сполуки (NO2):
O 2 + 2 NO = 2 NO 2 ,
яке легко окислює SO 2:
NO2+SO2=SO3+NO.
Енергія активації останнього процесу дуже мала, тому реакція протікає з високою швидкістю. Таким чином, дія каталізаторів зводиться до зменшення активації енергії реакції.
Гетерогенний каталіз
При гетерогенному каталізі каталізатор та реагуючі речовини знаходяться у різних фазах. Каталізатор зазвичай знаходиться в твердому, а реагуючі речовини в рідкому або газоподібному стані. При гетерогенному каталізі прискорення процесу пов'язане з каталітичною дією поверхні каталізатора.
Каталізатори відрізняються вибірковістю (селективністю) дії. Так, наприклад, у присутності каталізатора оксиду алюмінію Al 2 O 3 при 300 o З етилового спирту отримують воду і етилен:
З 2 Н 5 OН - (Al 2 O 3) З 2 Н 4 + Н 2 O.
При тій же температурі, але в присутності як каталізатор міді Cu відбувається дегідрування етилового спирту:
З 2 Н 5 OН - (Cu) СН 3 СНТ + Н 2 .
Невеликі кількості деяких речовин знижують або повністю знищують активність каталізаторів (отруєння каталізаторів). Такі речовини називаються каталітичними отрутами. Наприклад, кисень викликає оборотне отруєння залізного каталізатора при синтезі NH3. Відновити активність каталізатора можна шляхом пропускання очищеної від кисню свіжої суміші азоту та водню. Сірка викликає незворотне отруєння каталізатора при синтезі NH3. Його активність пропусканням свіжої суміші N 2 +Н 2 відновити не вдається.
Речовини, що підсилюють дію каталізаторів реакції, називаються промоторами, або активаторами(Промотування платинових каталізаторів, наприклад, проводиться шляхом добавок заліза або алюмінію).
Більш складний механізм гетерогенного каталізу. Для пояснення використовується адсорбційна теорія каталізу. Поверхня каталізатора неоднорідна, тому у ньому є звані активні центри. На активних центрах відбувається адсорбція речовин, що реагують. Останній процес викликає зближення реагуючих молекул і підвищення їхньої хімічної активності, так як у адсорбованих молекул послаблюється зв'язок між атомами, збільшується відстань між атомами.
З іншого боку, вважають, що прискорююча дія каталізатора в гетерогенному каталізі пов'язана з тим, що речовини, що реагують, утворюють проміжні сполуки (як і у разі гомогенного каталізу), що призводить до зниження енергії активації.
6.4. Хімічна рівновага
Необоротні та оборотні реакції
Реакції, що протікають тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних речовин на кінцеві речовини, називаються незворотними.
Необоротними, тобто. протікають до кінця, є реакції в яких
Хімічні реакції, які можуть бути в протилежних напрямках, називаються оборотними.Типовими оборотними реакціями є реакції синтезу аміаку та окислення оксиду сірки(IV) до оксиду сірки(VI):
N 2 + 3 H 2 2 NH 3 ,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
p align="justify"> При написанні рівнянь оборотних реакцій замість знака рівності ставлять дві стрілки, спрямовані в протилежні сторони.
У оборотних реакціях швидкість прямої реакції в початковий момент часу має максимальне значення, що зменшується в міру зменшення концентрації вихідних реагентів. Навпаки, зворотна реакція спочатку має мінімальну швидкість, що зростає зі збільшенням концентрації продуктів. В результаті, настає момент, коли швидкості прямої та зворотної реакції стають рівні між собою і в системі встановлюється хімічна рівновага.
Хімічна рівновага
Стан системи реагуючих речовин, при якому швидкість прямої реакції стає рівною швидкості зворотної реакції, називається хімічною рівновагою.
Хімічна рівновага називається також істинною рівновагою. Крім рівності швидкостей прямої та зворотної реакцій, істинна (хімічна) рівновага характеризується такими ознаками:
- стан системи однаково незалежно від цього, з якого боку система підходить до рівноваги – з боку вихідних речовин чи продуктів реакції.
незмінність стану системи викликана протіканням прямої та зворотної реакції, тобто рівноважний стан є динамічним;
стан системи залишається незмінним у часі, якщо систему не виявляється зовнішній вплив;
будь-яка зовнішня дія викликає зміщення рівноваги системи; однак, якщо зовнішній вплив знімається, система знову повертається у вихідний стан;
Від істинного слід відрізняти здавалося б рівновагу. Так, наприклад, суміш кисню і водню в закритій посудині при кімнатній температурі може зберігатися скільки завгодно довго. Однак ініціювання реакції (електричний розряд, ультрафіолетове опромінення, підвищення температури) викликає необоротне перебіг реакції утворення води.
6.5. Принцип Ле Шательє
Вплив зміни зовнішніх умов на положення рівноваги визначається принципом Ле Шателье (Франція, 1884 рік): якщо на систему, що перебуває в стані рівноваги, виробляти якийсь зовнішній вплив, то рівновага в системі зміститься у бік послаблення цього впливу.
Принцип Ле Шательє застосовується не тільки до хімічних процесів, але і до фізичних, таких як кипіння, кристалізація, розчинення і т.д.
Розглянемо вплив різних чинників на хімічну рівновагу з прикладу реакції синтезу аміаку:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3; Δ H = -91,8 кДж.
Вплив концентрації на хімічну рівновагу.
Відповідно до принципу Ле Шательє збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу у бік утворення продуктів реакції. Збільшення концентрації продуктів реакції зміщує рівновагу у бік утворення вихідних речовин.
У розглянутому вище процесі синтезу аміаку введення в рівноважну систему додаткових кількостей N 2 або H 2 викликає усунення рівноваги в тому напрямку, при якому концентрація цих речовин зменшується, отже, відбувається зсув рівноваги у бік утворення NH3. Збільшення концентрації аміаку зміщує рівновагу у бік вихідних речовин.
Каталізатор однаково прискорює як пряму, так і зворотну реакції, тому Введення каталізатора не впливає на хімічну рівновагу.
Вплив температури на хімічну рівновагу
При підвищенні температури рівновага зсувається у бік ендотермічної реакції, при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції.
Ступінь усунення рівноваги визначається абсолютною величиною теплового ефекту: чим більша величина ΔH реакції, тим значніший вплив температури.
У аналізованої реакції синтезу аміаку підвищення температури змістить рівновагу у бік вихідних речовин.
Вплив тиску на хімічну рівновагу
Зміна тиску впливає на хімічну рівновагу за участю газоподібних речовин. Згідно з принципом Ле Шательє, підвищення тиску зміщує рівновагу у бік реакції, що протікає зі зменшенням обсягу газоподібних речовин, а зниження тиску зсуває рівновагу в протилежний бік. Реакції синтезу аміаку протікає із зменшенням обсягу системи (у лівій частині рівняння знаходиться чотири обсяги, у правій – два). Тому підвищення тиску зміщує рівновагу у бік утворення аміаку. Зменшення тиску змістить рівновагу у зворотний бік. Якщо в рівнянні оборотної реакції кількість молекул газоподібних речовин у правій та лівій частинах рівні (реакція протікає без зміни обсягу газоподібних речовин), то тиск не впливає на положення рівноваги у цій системі.
Будь-яка хімічна реакція супроводжується виділенням чи поглинанням енергії як теплоти.
За ознакою виділення чи поглинання теплоти розрізняють екзотермічніі ендотермічніреакції.
Екзотермічніреакції – такі реакції, під час яких тепло виділяється (+Q).
Ендотермічні реакції - реакції, при протіканні яких тепло поглинається (-Q).
Тепловим ефектом реакції (Q) називають кількість теплоти, що виділяється чи поглинається при взаємодії певної кількості вихідних реагентів.
Термохімічним рівнянням називають рівняння, у якому вказано тепловий ефект хімічної реакції. Так, наприклад, термохімічними є рівняння:
Також слід зазначити, що термохімічні рівняння обов'язково повинні включати інформацію про агрегатні стани реагентів і продуктів, оскільки від цього залежить значення теплового ефекту.
Розрахунки теплового ефекту реакції
Приклад типового завдання перебування теплового ефекту реакції:
При взаємодії 45 г глюкози з надлишком кисню відповідно до рівняння
C 6 H 12 O 6(тв.) + 6O 2(г) = 6CO 2(г) + 6H 2 O(г) + Q
виділилося 700 кДж теплоти. Визначте тепловий ефект реакції. (Запишіть число з точністю до цілих.)
Рішення:
Розрахуємо кількість речовини глюкози:
n(C 6 H 12 O 6) = m(C 6 H 12 O 6) / M(C 6 H 12 O 6) = 45 г / 180 г/моль = 0,25 моль
Тобто. при взаємодії 0,25моль глюкози з киснем виділяється 700 кДж теплоти. З представленого за умови термохімічного рівняння випливає, що з взаємодії 1 моль глюкози з киснем утворюється кількість теплоти, що дорівнює Q (тепловий ефект реакції). Тоді вірна така пропорція:
0,25 моль глюкози – 700 кДж
1 моль глюкози - Q
З цієї пропорції випливає відповідне їй рівняння:
0,25/1 = 700/Q
Вирішуючи яке, знаходимо, що:
Таким чином, тепловий ефект реакції становить 2800 кДж.
Розрахунки за термохімічними рівняннями
Набагато частіше у завданнях ЄДІ з термохімії значення теплового ефекту відомо, т.к. за умови дається повне термохімічне рівняння.
Розрахувати в такому випадку потрібно або кількість теплоти, що виділяється/поглинається при відомій кількості реагенту або продукту, або ж, навпаки, за відомим значенням теплоти потрібно визначити масу, об'єм або кількість речовини якогось фігуранта реакції.
Приклад 1
Відповідно до термохімічного рівняння реакції
3Fe 3 O 4(тв.) + 8Al (тв.) = 9Fe (тв.) + 4Al 2 O 3(тв.) + 3330 кДж
утворилося 68 г оксиду алюмінію. Яка кількість теплоти при цьому виділилася? (Запишіть число з точністю до цілих.)
Рішення
Розрахуємо кількість речовини оксиду алюмінію:
n(Al 2 O 3) = m(Al 2 O 3) / M(Al 2 O 3) = 68 г / 102 г/моль = 0,667 моль
Відповідно до термохімічного рівняння реакції при утворенні 4 моль оксиду алюмінію виділяється 3330 кДж. У нашому випадку утворюється 0,6667 моль оксиду алюмінію. Позначивши кількість теплоти, що при цьому виділилася, через x кДж складемо пропорцію:
4 моль Al 2 O 3 - 3330 кДж
0,667 моль Al 2 O 3 - x кДж
Даній пропорції відповідає рівняння:
4/0,6667 = 3330/x
Вирішуючи яке, знаходимо, що x = 555 кДж
Тобто. при утворенні 68 г оксиду алюмінію відповідно до термохімічного рівняння в умові виділяється 555 кДж теплоти.
Приклад 2
В результаті реакції, термохімічне рівняння якої
4FeS 2 (тв.) + 11O 2 (г) = 8SO 2(г) + 2Fe 2 O 3(тв.) + 3310 кДж
виділилося 1655 кДж теплоти. Визначте об'єм (л) діоксиду сірки (н.у.), що виділився. (Запишіть число з точністю до цілих.)
Рішення
Відповідно до термохімічного рівняння реакції при утворенні 8 моль SO 2 виділяється 3310 кДж теплоти. У нашому випадку виділилося 1655 кДж теплоти. Нехай кількість речовини SO 2 утворилася при цьому дорівнює x моль. Тоді справедливою є така пропорція:
8 моль SO 2 - 3310 кДж
x моль SO 2 - 1655 кДж
З якої випливає рівняння:
8/х = 3310/1655
Вирішуючи яке, знаходимо, що:
Таким чином, кількість речовини SO 2 утворилася при цьому становить 4 моль. Отже, його обсяг дорівнює:
V(SO 2) = V m n (SO 2) = 22,4 л/моль 4 моль = 89,6 л ≈ 90 л(округлюємо до цілих, тому що це потрібно в умові.)
Більше розібраних завдань на тепловий ефект хімічної реакції можна знайти.
Дядько Ваня сюжет п'єси. "Дядя Ваня. Ставлення до професора оточуючих
Крихітка Цахес по прозвищу Циннобер
Майков, Аполлон Миколайович – коротка біографія