Na výpočet tepelných účinkov použitých reakcií. Úvod do všeobecnej chémie

Akákoľvek chemická reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním alebo absorpciou energie vo forme tepla.

Na základe uvoľňovania alebo absorpcie tepla rozlišujú exotermický A endotermický reakcie.

exotermický reakcie - také reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje teplo (+ Q).

Endotermické reakcie - reakcie, pri ktorých dochádza k absorpcii tepla (-Q).

Tepelný účinok reakcie (Q) je množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje počas interakcie určitú sumu počiatočné činidlá.

Termochemická rovnica je rovnica, v ktorej je naznačený tepelný efekt chemická reakcia. Napríklad termochemické rovnice sú:

Treba tiež poznamenať, že termochemické rovnice musia nevyhnutne zahŕňať informácie o agregovaných stavoch reaktantov a produktov, pretože hodnota tepelný efekt.

Výpočty reakčného tepla

Príklad typického problému na nájdenie tepelného účinku reakcie:

Pri interakcii 45 g glukózy s prebytkom kyslíka v súlade s rovnicou

C6H12O6 (tuhá látka) + 602 (g) \u003d 6C02 (g) + 6H20 (g) + Q

Uvoľnilo sa 700 kJ tepla. Určte tepelný účinok reakcie. (Zapíšte si číslo na najbližšie celé číslo.)

Riešenie:

Vypočítajte množstvo glukózovej látky:

n (C6H12O6) \u003d m (C6H12O6) / M (C6H12O6) \u003d 45 g / 180 g / mol \u003d 0,25 mol

Tie. interakciou 0,25 mol glukózy s kyslíkom sa uvoľní 700 kJ tepla. Z termochemickej rovnice uvedenej v podmienke vyplýva, že keď 1 mol glukózy interaguje s kyslíkom, vytvorí sa množstvo tepla rovné Q (teplo reakcie). Potom platí nasledujúci pomer:

0,25 mol glukózy - 700 kJ

1 mol glukózy - Q

Z tohto podielu vyplýva zodpovedajúca rovnica:

0,25 / 1 = 700 / Q

Ak to vyriešime, zistíme, že:

Tepelný účinok reakcie je teda 2800 kJ.

Výpočty podľa termochemických rovníc

Oveľa častejšie v USE priradenia v termochémii je už známa hodnota tepelného efektu, pretože úplná termochemická rovnica je uvedená v podmienke.

V tomto prípade je potrebné vypočítať buď množstvo tepla uvoľneného / absorbovaného známym množstvom reaktantu alebo produktu, alebo naopak podľa známa hodnota teplo je potrebné na určenie hmotnosti, objemu alebo množstva látky akéhokoľvek figuranta reakcie.

Príklad 1

V súlade s rovnicou termochemickej reakcie

3Fe 3 O 4 (tuhé) + 8 Al (tuhé) \u003d 9Fe (tuhé) + 4Al 2 O 3 (tuhé) + 3330 kJ

vytvorilo 68 g oxidu hlinitého. Koľko tepla sa v tomto prípade uvoľní? (Zapíšte si číslo na najbližšie celé číslo.)

Riešenie

Vypočítajte množstvo látky oxidu hlinitého:

n (Al 2 O 3) \u003d m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) \u003d 68 g / 102 g / mol \u003d 0,667 mol

V súlade s termochemickou rovnicou reakcie sa pri tvorbe 4 mol oxidu hlinitého uvoľní 3330 kJ. V našom prípade vzniká 0,6667 mol oxidu hlinitého. Označením množstva uvoľneného tepla v tomto prípade cez x kJ vytvoríme podiel:

4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ

0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ

Tento podiel zodpovedá rovnici:

4 / 0,6667 = 3330 / x

Po vyriešení zistíme, že x = 555 kJ

Tie. pri vzniku 68 g oxidu hlinitého sa v súlade s termochemickou rovnicou uvoľní 555 kJ tepla za podmienok.

Príklad 2

V dôsledku reakcie, ktorej termochemická rovnica

4FeS 2 (tuhá látka) + 11O 2 (g) \u003d 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (tuhá látka) + 3310 kJ

Uvoľnilo sa 1655 kJ tepla. Určte objem (l) uvoľneného oxidu siričitého (n.o.s.). (Zapíšte si číslo na najbližšie celé číslo.)

Riešenie

V súlade s rovnicou termochemickej reakcie sa pri vzniku 8 mol SO 2 uvoľní 3310 kJ tepla. V našom prípade sa uvoľnilo 1655 kJ tepla. Nech sa v tomto prípade vytvorí množstvo látky SO 2 rovné x mol. Potom platí nasledujúci pomer:

8 mol SO 2 - 3310 kJ

x mol SO 2 - 1655 kJ

Z čoho vyplýva rovnica:

8/x = 3310/1655

Ak to vyriešime, zistíme, že:

Množstvo látky SO 2 vytvorenej v tomto prípade je teda 4 mol. Preto je jeho objem:

V (SO 2) \u003d V m ∙ n (SO 2) \u003d 22,4 l / mol ∙ 4 mol \u003d 89,6 l ≈ 90 l(zaokrúhlite nahor na celé čísla, pretože sa to vyžaduje v podmienke.)

Možno nájsť viac analyzovaných problémov o tepelnom účinku chemickej reakcie.

7. Vypočítajte tepelný účinok reakcie za štandardných podmienok: Fe203 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO2 (g), ak je teplo tvorby: Fe203 (t) \u003d - 821,3 kJ / mol; CO (g) = – 110,5 kJ/mol;

CO2 (g) \u003d - 393,5 kJ / mol.

Fe203 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO2 (g),

Keď poznáme štandardné tepelné účinky spaľovania východiskových látok a reakčných produktov, vypočítame tepelný účinok reakcie za štandardných podmienok:

16. Závislosť rýchlosti chemickej reakcie od teploty. Van't Hoffovo pravidlo. Teplotný koeficient reakcie.

Len zrážky medzi aktívnymi molekulami vedú k reakciám, ktorých priemerná energia prevyšuje priemernú energiu účastníkov reakcie.

Keď je určitá aktivačná energia E oznámená molekulám (nadpriemerná energia), potenciálna energia interakcie atómov v molekulách klesá, väzby v molekulách sa oslabujú, molekuly sa stávajú reaktívnymi.

Aktivačná energia nie je nevyhnutne dodávaná zvonka, môže byť odovzdaná určitej časti molekúl prerozdelením energie počas ich zrážok. Podľa Boltzmanna je medzi N molekulami nasledujúci počet aktívnych molekúl N   so zvýšenou energiou  :

N Ne – E / RT (1)

kde E je aktivačná energia, ktorá ukazuje potrebný prebytok energie v porovnaní s priemernou úrovňou, ktorú musia mať molekuly, aby bola reakcia možná; ostatné označenia sú dobre známe.

Počas tepelnej aktivácie pre dve teploty T 1 a T 2 bude pomer rýchlostných konštánt:

čo umožňuje určiť aktivačnú energiu meraním rýchlosti reakcie pri dvoch rôznych teplotách T 1 a T 2 .

Zvýšenie teploty o 10 0 zvyšuje rýchlosť reakcie 2-4 krát (približné van't Hoffovo pravidlo). Číslo, ktoré ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie (a teda rýchlostná konštanta) zvyšuje so zvýšením teploty o 10 0, sa nazýva teplotný koeficient reakcie:

To znamená, že napríklad pri zvýšení teploty o 100 0 pri konvenčne akceptovanom zvýšení priemernej rýchlosti o 2-násobok ( = 2) sa rýchlosť reakcie zvýši o 2 10, t.j. približne 1000-krát, a keď  = 4 - 4 10, t.j. 1000000 krát. Van't Hoffovo pravidlo platí pre reakcie prebiehajúce pri relatívne nízkych teplotách v úzkom rozmedzí. Prudký nárast reakčnej rýchlosti so zvyšujúcou sa teplotou sa vysvetľuje skutočnosťou, že počet aktívnych molekúl rastie exponenciálne.

25. Van't Hoffova rovnica izotermy chemickej reakcie.

V súlade so zákonom masovej akcie za svojvoľnú reakciu

a A + bB = cC + dD

Rovnicu pre rýchlosť priamej reakcie možno napísať:

a pre rýchlosť reverznej reakcie:

Ako reakcia postupuje zľava doprava, koncentrácie látok A a B sa znížia a rýchlosť priamej reakcie sa zníži. Na druhej strane, keď sa reakčné produkty C a D hromadia, rýchlosť reakcie sa bude zvyšovať sprava doľava. Prichádza moment, keď sa rýchlosti υ 1 a υ 2 stanú rovnakými, koncentrácie všetkých látok zostávajú nezmenené, preto,

Kde Kc = k1/k2=

Konštantná hodnota K c, ktorá sa rovná pomeru rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií, kvantitatívne popisuje stav rovnováhy prostredníctvom rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a produktov ich interakcie (v zmysle ich stechiometrických koeficientov) a sa nazýva rovnovážna konštanta. Rovnovážna konštanta je konštantná len pre danú teplotu, t.j.

Kc \u003d f (T). Rovnovážna konštanta chemickej reakcie sa zvyčajne vyjadruje ako pomer, ktorého čitateľ je súčinom rovnovážnych molárnych koncentrácií produktov reakcie a menovateľ je súčinom koncentrácií východiskových látok.

Ak sú reakčné zložky zmesou ideálnych plynov, potom je rovnovážna konštanta (Kp) vyjadrená ako parciálny tlak zložiek:

Na prechod z K p na K s použijeme stavovú rovnicu P · V = n · R · T. Pretože

Z rovnice vyplýva, že K p = K s za predpokladu, že reakcia prebieha bez zmeny počtu mólov v plynnej fáze, t.j. keď (c + d) = (a + b).

Ak reakcia prebieha spontánne pri konštantách P a T alebo V a T, potom hodnoty G a F tejto reakcie možno získať z rovníc:

kde C A, C B, C C, C D sú nerovnovážne koncentrácie východiskových látok a reakčných produktov.

kde P A, P B, P C, P D sú parciálne tlaky východiskových látok a reakčných produktov.

Posledné dve rovnice sa nazývajú rovnice izotermy van't Hoffovej chemickej reakcie. Tento vzťah umožňuje vypočítať hodnoty G a F reakcie, určiť jej smer pri rôznych koncentráciách východiskových látok.

Je potrebné poznamenať, že tak pre plynné systémy, ako aj pre roztoky s účasťou pevných látok v reakcii (t. j. pre heterogénne systémy), koncentrácia tuhej fázy nie je zahrnutá vo výraze pre rovnovážnu konštantu, pretože táto koncentrácia je prakticky konštantná. Takže k reakcii

2 CO (g) \u003d CO2 (g) + C (t)

rovnovážna konštanta sa zapíše ako

Závislosť rovnovážnej konštanty od teploty (pre teplotu T 2 vzhľadom na teplotu T 1) vyjadruje nasledujúca van't Hoffova rovnica:

kde Н 0 je tepelný účinok reakcie.

Pri endotermickej reakcii (reakcia prebieha s absorpciou tepla) sa rovnovážna konštanta zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou, systém ako keby odolával zahrievaniu.

34. Osmóza, osmotický tlak. Van't Hoffova rovnica a osmotický koeficient.

Osmóza je spontánny pohyb molekúl rozpúšťadla cez semipermeabilnú membránu, ktorá oddeľuje roztoky rôznych koncentrácií z roztoku s nižšou koncentráciou do roztoku s vyššou koncentráciou, čo vedie k zriedeniu roztoku. Ako polopriepustná membrána, cez ktorú môžu selektívne prechádzať len malé molekuly rozpúšťadla a veľké alebo solvatované molekuly alebo ióny sú zachytené, sa často používa celofánový film - pre látky s vysokou molekulovou hmotnosťou a pre nízkomolekulárne - film ferokyanidu meďnatého. Procesu prenosu rozpúšťadla (osmóze) možno zabrániť, ak na roztok s vyššou koncentráciou pôsobí vonkajší hydrostatický tlak (za rovnovážnych podmienok to bude tzv. osmotický tlak, označovaný písmenom ). Na výpočet hodnoty  v roztokoch neelektrolytov sa používa empirická Van't Hoffova rovnica:

kde C je molárna koncentrácia látky, mol/kg;

R je univerzálna plynová konštanta, J/mol K.

Hodnota osmotického tlaku je úmerná počtu molekúl (vo všeobecnom prípade počtu častíc) jednej alebo viacerých látok rozpustených v danom objeme roztoku a nezávisí od ich povahy a povahy rozpúšťadla. V roztokoch silných alebo slabých elektrolytov sa disociáciou molekúl zvyšuje celkový počet jednotlivých častíc, preto je potrebné do rovnice na výpočet osmotického tlaku zaviesť príslušný koeficient úmernosti, nazývaný izotonický koeficient.

i C R T,

kde i je izotonický koeficient, vypočítaný ako pomer súčtu počtu iónov a nedisociovaných molekúl elektrolytu k počiatočnému počtu molekúl tejto látky.

Takže, ak stupeň disociácie elektrolytu, t.j. pomer počtu molekúl rozložených na ióny k celkovému počtu molekúl rozpustenej látky je  a molekula elektrolytu sa rozloží na n iónov, potom sa izotonický koeficient vypočíta takto:

i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).

Pre silné elektrolyty môžete vziať  = 1, potom i = n a koeficient i (tiež väčší ako 1) sa nazýva osmotický koeficient.

Fenomén osmózy má veľký význam pre rastlinné a živočíšne organizmy, pretože membrány ich buniek vo vzťahu k roztokom mnohých látok majú vlastnosti semipermeabilnej membrány. IN čistá voda bunka silne napučí, v niektorých prípadoch až k prasknutiu membrány a v roztokoch s vysokou koncentráciou solí sa naopak veľkou stratou vody zmenšuje a zmršťuje. Preto sa do nich pri konzervovaní potravín pridáva veľké množstvo soli či cukru. Bunky mikroorganizmov v takýchto podmienkach strácajú značné množstvo vody a odumierajú.

Termochémia študuje tepelné účinky chemických reakcií. V mnohých prípadoch tieto reakcie prebiehajú pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Z prvého zákona termodynamiky vyplýva, že za týchto podmienok je teplo funkciou stavu. Pri konštantnom objeme sa teplo rovná zmene vnútornej energie:

a pri konštantnom tlaku - zmena entalpie:

Tieto rovnosti, keď sa aplikujú na chemické reakcie, sú podstatou Hessov zákon:

Tepelný účinok chemickej reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku alebo konštantnom objeme nezávisí od reakčnej dráhy, ale je určený iba stavom reaktantov a reakčných produktov.

Inými slovami, tepelný účinok chemickej reakcie sa rovná zmene stavovej funkcie.
V termochémii, na rozdiel od iných aplikácií termodynamiky, sa teplo považuje za pozitívne, ak sa uvoľní životné prostredie, t.j. Ak H < 0 или U < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение H(čo sa jednoducho nazýva „entalpia reakcie“) alebo U reakcie.

Ak reakcia prebieha v roztoku alebo v pevnej fáze, kde je zmena objemu zanedbateľná, potom

H = U + (pV) U. (3.3)

Ak sa reakcie zúčastňujú ideálne plyny, potom pri konštantnej teplote

H = U + (pV) = U+n. RT, (3.4)

kde n je zmena počtu mólov plynov v reakcii.

Aby sa uľahčilo porovnanie entalpií rôznych reakcií, používa sa pojem "štandardný stav". Štandardný stav je stav čistej látky pri tlaku 1 bar (= 10 5 Pa) a danej teplote. Pre plyny ide o hypotetický stav pri tlaku 1 bar, ktorý má vlastnosti nekonečne riedeného plynu. Entalpia reakcie medzi látkami v štandardných stavoch pri teplote T, označiť ( r znamená „reakcia“). V termochemických rovniciach sa uvádzajú nielen vzorce látok, ale aj ich agregované stavy alebo kryštalické modifikácie.

Z Hessovho zákona vyplývajú dôležité dôsledky, ktoré umožňujú vypočítať entalpie chemických reakcií.

Dôsledok 1.

sa rovná rozdielu medzi štandardnými entalpiami tvorby reakčných produktov a činidiel (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty):

Štandardná entalpia (teplo) vzniku látky (f znamená "tvorba") pri danej teplote je entalpia reakcie tvorby jedného mólu tejto látky od živlov v najstabilnejšom štandardnom stave. Podľa tejto definície je entalpia vzniku najstabilnejších jednoduchých látok v štandardnom stave 0 pri akejkoľvek teplote. Štandardné entalpie tvorby látok pri teplote 298 K sú uvedené v referenčných knihách.

Pojmy "entalpia tvorby" sa používajú nielen pre bežné látky, ale aj pre ióny v roztoku. V tomto prípade sa ako referenčný bod berie ión H +, pre ktorý sa predpokladá, že štandardná entalpia tvorby vo vodnom roztoku sa rovná nule:

Dôsledok 2. Štandardná entalpia chemickej reakcie

sa rovná rozdielu medzi entalpiami spaľovania reaktantov a reakčných produktov (berúc do úvahy stechiometrické koeficienty):

(c znamená „spaľovanie“). Štandardná entalpia (teplo) horenia látky sa nazýva entalpia reakcie úplnej oxidácie jedného mólu látky. Tento dôsledok sa zvyčajne používa na výpočet tepelných účinkov organických reakcií.

Dôsledok 3. Entalpia chemickej reakcie sa rovná rozdielu medzi energiami prerušených a vytvorených chemických väzieb.

Väzbovou energiou A-B pomenujú energiu potrebnú na prerušenie väzby a zriedenie výsledných častíc do nekonečnej vzdialenosti:

AB (r) A (r) + B (r) .

Energia väzby je vždy pozitívna.

Väčšina termochemických údajov v príručkách sa uvádza pri teplote 298 K. Na výpočet tepelných účinkov pri iných teplotách použite Kirchhoffova rovnica:

(rozdielny tvar) (3.7)

(celé tvar) (3.8)

Kde Cp je rozdiel medzi izobarickými tepelnými kapacitami reakčných produktov a východiskových materiálov. Ak rozdiel T 2 - T 1 je malý, potom ho môžete prijať Cp= konšt. Pri veľkom teplotnom rozdiele je potrebné využiť teplotnú závislosť Cp(T) typ:

kde koeficienty a, b, c atď. pre jednotlivé látky sú prevzaté z referenčnej knihy a znak označuje rozdiel medzi produktmi a činidlami (s prihliadnutím na koeficienty).

PRÍKLADY

Príklad 3-1.Štandardné entalpie tvorby kvapalnej a plynnej vody pri 298 K sú -285,8 a -241,8 kJ/mol. Vypočítajte entalpiu vyparovania vody pri tejto teplote.

Riešenie. Entalpie tvorby zodpovedajú nasledujúcim reakciám:

H2 (g) + S02 (g) \u003d H20 (g), H 1 0 = -285.8;

H2 (g) + S02 (g) \u003d H20 (g), H 2 0 = -241.8.

Druhá reakcia sa môže uskutočniť v dvoch stupňoch: najprv sa spáli vodík za vzniku kvapalnej vody podľa prvej reakcie a potom sa voda odparí:

H20 (g) \u003d H20 (g), H 0 španielčina = ?

Potom, podľa Hessovho zákona,

H 1 0 + H 0 španielsky = H 2 0 ,

kde H 0 španielčina \u003d -241,8 - (-285,8) \u003d 44,0 kJ / mol.

Odpoveď. 44,0 kJ/mol.

Príklad 3-2. Vypočítajte entalpiu reakcie

6C (g) + 6H (g) \u003d C6H6 (g)

a) podľa entalpií tvorby; b) väzbovými energiami za predpokladu, že dvojité väzby v molekule C 6 H 6 sú fixované.

Riešenie. a) Entalpie tvorby (v kJ/mol) sú uvedené v príručke (napr. P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5. vydanie, str. C9-C15): fH 0 (C6H6 (g)) = 82,93, fH 0 (C (g)) = 716,68, fH 0 (H (g)) = 217,97. Entalpia reakcie je:

rH 0 \u003d 82,93 - 6 716,68 - 6 217,97 \u003d -5525 kJ / mol.

b) Pri tejto reakcii sa chemické väzby nerušia, ale iba vytvárajú. Pri aproximácii pevnej dvojitej väzby obsahuje molekula C6H6 6 väzieb C-H, 3 väzby C-C a 3 väzby C=C. Energie väzby (v kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5. vydanie, s. C7): E(C-H) = 412, E(C-C) = 348, E(C=C) = 612. Entalpia reakcie je:

rH 0 \u003d - (6 412 + 3 348 + 3 612) \u003d -5352 kJ / mol.

Rozdiel s presným výsledkom -5525 kJ / mol je spôsobený tým, že v molekule benzénu nie sú jednoduché väzby C-C a dvojité väzby C=C, ale je tam 6 aromatických väzieb C C.

Odpoveď. a) -5525 kJ/mol; b) -5352 kJ/mol.

Príklad 3-3. Pomocou referenčných údajov vypočítajte entalpiu reakcie

3Cu (tv) + 8HN03(aq) = 3Cu(N03)2(aq) + 2NO (g) + 4H20 (1)

Riešenie. Skrátená rovnica iónovej reakcie je:

3Cu (tv) + 8H+ (aq) + 2N03- (aq) \u003d 3Cu2+ (aq) + 2NO (g) + 4H20 (1).

Podľa Hessovho zákona je entalpia reakcie:

rH 0 = 4fH 0 (H20 (1)) + 2 fH 0 (NO(g)) + 3 fH 0 (Cu2+ (aq)) - 2 fH 0 (NO 3 - (aq))

(Entalpie tvorby medi a iónu H + sú podľa definície 0). Nahradením entalpií tvorby (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5. vydanie, str. C9-C15) nájdeme:

rH 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 kJ

(na základe troch mólov medi).

Odpoveď. -358,4 kJ.

Príklad 3-4. Vypočítajte entalpiu spaľovania metánu pri 1000 K, ak sú dané entalpie tvorby pri 298 K: fH 0 (CH 4) \u003d -17,9 kcal / mol, fH 0 (CO 2) \u003d -94,1 kcal / mol, fH 0 (H20 (g)) = -57,8 kcal/mol. Tepelné kapacity plynov (v cal / (mol. K)) v rozsahu od 298 do 1000 K sú:

Cp (CH4) = 3,422 + 0,0178. T, Cp(02) = 6,095 + 0,0033. T,

Cp (C02) \u003d 6,396 + 0,0102. T, Cp(H20 (g)) = 7,188 + 0,0024. T.

Riešenie. Entalpia spaľovacej reakcie metánu

CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g)

pri 298 K je:

94,1 + 2 (-57,8) - (-17,9) = -191,8 kcal/mol.

Nájdite rozdiel v tepelných kapacitách ako funkciu teploty:

Cp = Cp(CO2) + 2 Cp(H20 (g)) - Cp(CH4)-2 Cp(O2) =
= 5.16 - 0.0094T(cal/(mol. K)).

Vypočítame reakčnú entalpiu pri 1000 K pomocou Kirchhoffovej rovnice:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2) / 2 \u003d -192 500 cal / mol.

Odpoveď. -192,5 kcal/mol.

ÚLOHY

3-1. Koľko tepla je potrebné na prenos 500 g Al (teplota topenia 658 o C, H 0 pl \u003d 92,4 cal / g), odobratých pri izbovej teplote, do roztaveného stavu, ak Cp(Al TV) \u003d 0,183 + 1,096 10 -4 T cal/(g K)?

3-2. Štandardná entalpia reakcie CaC03 (tv) \u003d CaO (tv) + CO2 (g), ktorá prebieha v otvorenej nádobe pri teplote 1000 K, je 169 kJ / mol. Aké je teplo tejto reakcie prebiehajúcej pri rovnakej teplote, ale v uzavretej nádobe?

3-3. Vypočítajte štandardnú vnútornú energiu tvorby kvapalného benzénu pri 298 K, ak štandardná entalpia jeho vzniku je 49,0 kJ/mol.

3-4. Vypočítajte entalpiu tvorby N 2 O 5 (g) pri T= 298 K na základe nasledujúcich údajov:

2NO (g) + O2 (g) \u003d 2N02 (g), H 10 \u003d -114,2 kJ / mol,

4N202 (g) + O2 (g) \u003d 2N205 (g), H 2 0 \u003d -110,2 kJ / mol,

N2 (g) + O2 (g) \u003d 2NO (g), H 30 = 182,6 kJ/mol.

3-5. Entalpie spaľovania -glukózy, -fruktózy a sacharózy pri 25 °C sú -2802,
-2810 a -5644 kJ/mol, v tomto poradí. Vypočítajte skupenské teplo hydrolýzy sacharózy.

3-6. Stanovte entalpiu vzniku diboránu B 2 H 6 (g) pri T= 298 K z nasledujúcich údajov:

B2H6 (g) + 302 (g) \u003d B203 (tv) + 3H20 (g), H 10 \u003d -2035,6 kJ / mol,

2B (tv) + 3/2 O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (tv), H 2 0 \u003d -1273,5 kJ / mol,

H2 (g) + 1/2 O2 (g) \u003d H20 (g), H 30 \u003d -241,8 kJ / mol.

3-7. Vypočítajte skupenské teplo vzniku síranu zinočnatého z jednoduchých látok pri T= 298 K na základe nasledujúcich údajov.

6.1. Energia chemických procesov

6.1.1. Vnútorná energia a entalpiou

V každom procese sa dodržiava zákon zachovania energie:

Q = ∆U + A.

Táto rovnosť znamená, že ak sa do systému dodáva teplo Q, potom sa spotrebuje na zmenu vnútornej energie Δ U a na vykonanie práce A.

Vnútorná energia sústava je jej celková rezerva vrátane energie translačného a rotačného pohybu molekúl, energie pohybu elektrónov v atómoch, energie interakcie jadier s elektrónmi, jadier s jadrami a pod., t.j. všetky druhy energie, okrem kinetickej a potenciálnej energie systému ako celku.

Práca vykonaná systémom pri prechode zo stavu 1, charakterizovaného objemom V 1, do stavu 2 (objem V 2) pri konštantnom tlaku (expanzná práca), sa rovná:

A \u003d p (V 2 – V 1).

Pri konštantnom tlaku (р=const), berúc do úvahy výraz pre expanznú prácu, bude zákon zachovania energie napísaný takto:

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

Súčet vnútornej energie systému a súčin jeho objemu a tlaku sa nazýva entalpia H:

Keďže presná hodnota vnútornej energie systému nie je známa, nemožno získať ani absolútne hodnoty entalpií. majú vedeckú hodnotu a praktické využitie nájsť zmeny entalpií Δ N.

Vnútorná energia U a entalpia H sú štátne funkcie systémov. Stavové funkcie sú také charakteristiky systému, ktorých zmeny určuje len konečný a počiatočný stav systému, t.j. sú nezávislé od cesty procesu.

6.1.2. Exo- a endotermické procesy

Tok chemických reakcií je sprevádzaný absorpciou alebo uvoľňovaním tepla. exotermický nazývaná reakcia, ktorá prebieha s uvoľňovaním tepla do prostredia, a endotermický- s pohlcovaním tepla z okolia.

Mnohé procesy v priemysle a v laboratórnej praxi prebiehajú pri konštantnom tlaku a teplote (T=const, p=const). Energetickou charakteristikou týchto procesov je zmena entalpie:

Q P \u003d -Δ N.

Pre procesy prebiehajúce pri konštantnom objeme a teplote (T=konšt., V=konšt.) Q V =-Δ U.

Pre exotermické reakcie Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Napríklad

N2 (g) + S02 (g) \u003d N20 (g); ΔН 298 = +82 kJ,

CH4 (g) + 202 (g) \u003d C02 (g) + 2H20 (g); AN298 = -802 kJ.

Chemické rovnice, ktoré navyše indikujú tepelný efekt reakcie (hodnotu DH procesu), ako aj stav agregácie látok a teplotu, sú tzv. termochemické rovnice.

V termochemických rovniciach sa zaznamenáva fázový stav a alotropné modifikácie činidiel a vytvorených látok: d - plynné, g - kvapalné, k - kryštalické; S (kosoštvorec), S (monokel), C (grafit), C (diamant) atď.

6.1.3. termochémia; Hessov zákon

Energetické javy sprevádzajúce štúdium fyzikálnych a chemických procesov termochémia. Základným zákonom termochémie je zákon formulovaný ruským vedcom G.I. Hess v roku 1840.

Hessov zákon: zmena entalpie procesu závisí od typu a stavu východiskových látok a reakčných produktov, nezávisí však od dráhy procesu.

Pri zvažovaní termochemických účinkov sa často používa výraz „procesná entalpia“ namiesto pojmu „zmena entalpie procesu“, čím sa pod týmto pojmom rozumie hodnota Δ H. Je nesprávne používať pojem „tepelný efekt“. procesu“ pri formulovaní Hessovho zákona, keďže hodnota Q vo všeobecnom prípade nie je funkciou stavu . Ako bolo uvedené vyššie, len pri konštantnom tlaku Q P =-Δ N (pri konštantnom objeme Q V =-Δ U).

Takže tvorbu PCl 5 možno považovať za výsledok interakcie jednoduchých látok:

P (c, biela) + 5/2C12 (g) = PCI5 (c); Δ H 1,

alebo ako výsledok procesu, ktorý prebieha v niekoľkých fázach:

P (k, biela) + 3/2C12 (g) = PCI3 (g); Δ H 2,

PCl3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl5 (c); Δ H 3,

alebo celkovo:

P (c, biela) + 5/2C12 (g) = PCI5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Entalpie tvorby látok

Entalpia tvorby je entalpia procesu tvorby látky v danom stave agregácie z jednoduchých látok, ktoré sú v stabilných modifikáciách. Napríklad entalpia tvorby síranu sodného je entalpia reakcie:

2Na (c) + S (kosoštvorec) + 202 (g) \u003d Na2S04 (c).

Entalpia tvorby jednoduchých látok je nulová.

Keďže tepelný účinok reakcie závisí od stavu látok, teploty a tlaku, potom pri vykonávaní termochemické výpočty súhlasil s používaním štandardné entalpie tvorby sú entalpie tvorby látok, ktoré sú pri danej teplote v štandardný stav. Ako štandardný stav pre látky v kondenzovanom stave sa berie reálny stav látky pri danej teplote a tlaku 101,325 kPa (1 atm). Referenčné knihy zvyčajne uvádzajú štandardné entalpie tvorby látok pri teplote 25 o C (298 K), vztiahnuté na 1 mol látky (Δ H f o 298). Štandardné entalpie tvorby niektorých látok pri T=298K sú uvedené v tabuľke. 6.1.

Tabuľka 6.1.

Štandardné entalpie tvorby (Δ H f o 298) niektorých látok

Štandardné entalpie tvorby najzložitejších látok sú záporné hodnoty. Pre malý počet nestabilných látok je Δ H f o 298 > 0. Medzi takéto látky patrí najmä oxid dusnatý (II) a oxid dusnatý (IV), tabuľka 6.1.

6.1.5. Výpočet tepelných účinkov chemických reakcií

Na výpočet entalpií procesov sa používa dôsledok Hessovho zákona: entalpia reakcie sa rovná súčtu entalpií tvorby reakčných produktov mínus súčet entalpií tvorby východiskových látok, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty.

Vypočítajte entalpiu rozkladu uhličitanu vápenatého. Proces je opísaný nasledujúcou rovnicou:

CaC03 (c) \u003d CaO (c) + C02 (g).

Entalpia tejto reakcie sa bude rovnať súčtu entalpií tvorby oxidu vápenatého a oxid uhličitý mínus entalpia tvorby uhličitanu vápenatého:

AHf o 298 \u003d AH f o 298 (CaO (c)) + AH f o 298 (C02 (g)) - AH f o 298 (CaC03 (c)).

Pomocou údajov v tabuľke 6.1. dostaneme:

AHo 298 = - 635,1 - 393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.

Zo získaných údajov vyplýva, že uvažovaná reakcia je endotermická, t.j. prebieha s absorpciou tepla.

CaO (c) + CO2 (c) \u003d CaC03 (c)

Sprevádzané uvoľňovaním tepla. Jeho entalpia sa bude rovnať

AHo 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.

6.2. Rýchlosť chemických reakcií

6.2.1. Koncept reakčnej rýchlosti

Odvetvie chémie, ktoré sa zaoberá rýchlosťou a mechanizmami chemických reakcií, sa nazýva chemická kinetika. Jeden z kľúčové pojmy v chemickej kinetike je rýchlosť chemickej reakcie.

Rýchlosť chemickej reakcie je určená zmenou koncentrácie reagujúcich látok za jednotku času pri konštantnom objeme systému.

Zvážte nasledujúci proces:

Nech sa v určitom okamihu t 1 koncentrácia látky A rovná hodnote c 1 av okamihu t 2 - hodnote c 2 . Po dobu od t 1 do t 2 bude zmena koncentrácie Δ c \u003d c 2 - c 1. Priemerná rýchlosť reakcie je:

Znamienko mínus sa dáva preto, lebo ako reakcia postupuje (Δ t> 0), koncentrácia látky klesá (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od povahy reaktantov a od reakčných podmienok: koncentrácie, teploty, prítomnosti katalyzátora, tlaku (pri reakciách plynov) a niektorých ďalších faktorov. Najmä so zväčšením kontaktnej plochy látok sa rýchlosť reakcie zvyšuje. Rýchlosť reakcie sa tiež zvyšuje so zvyšujúcou sa rýchlosťou miešania reaktantov.

Číselná hodnota rýchlosti reakcie závisí aj od toho, ktorá zložka sa použije na výpočet rýchlosti reakcie. Napríklad rýchlosť procesu

H 2 + I 2 \u003d 2HI,

vypočítané z 2-násobnej zmeny koncentrácie HI väčšiu rýchlosť reakcia vypočítaná zo zmeny koncentrácie činidiel H 2 alebo I 2 .

6.2.2. Závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie; poradie a molekulová hmotnosť reakcie

Základný zákon chemickej kinetiky je zákon masovej akcie- stanovuje závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie reaktantov.

Reakčná rýchlosť je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov. Za reakciu napísanú v všeobecný pohľad Ako

aA + bB = cC + dD,

závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácie má tvar:

v = k[A]a[B]p.

V tejto kinetickej rovnici je k súčiniteľ úmernosti, tzv rýchlostná konštanta; [A] a [B] sú koncentrácie látok A a B. Rýchlostná konštanta reakcie k závisí od povahy reagujúcich látok a od teploty, nezávisí však od ich koncentrácií. Koeficienty α a β sa zistili z experimentálnych údajov.

Súčet exponentov v kinetických rovniciach sa nazýva súčet v poriadku reakcie. V jednej zo zložiek je tiež špecifické poradie reakcie. Napríklad na reakciu

H2 + C12 \u003d 2 HC1

Kinetická rovnica vyzerá takto:

v = k 1/2,

tie. celkové poradie je 1,5 a reakčné poradia pre zložky H2 a C12 sú 1 a 0,5.

Molekularita reakcia je určená počtom častíc, ktorých súčasná kolízia je elementárnym aktom chemickej interakcie. Základný akt (základná fáza)- jediný akt interakcie alebo premeny častíc (molekúl, iónov, radikálov) na iné častice. Pre elementárne reakcie sú molekulová hmotnosť a poradie reakcie rovnaké. Ak je proces viacstupňový, a preto reakčná rovnica neprezrádza mechanizmus procesu, poradie reakcie sa nezhoduje s jej molekulovosťou.

Chemické reakcie sa delia na jednoduché (jednostupňové) a zložité, prebiehajúce v niekoľkých etapách.

Monomolekulová reakcia je reakcia, pri ktorej je elementárnym aktom chemická premena jednej molekuly. Napríklad:

CH3CHO (g) \u003d CH4 (g) + CO (g).

Bimolekulárna reakcia- reakcia, pri ktorej sa elementárny akt uskutoční pri zrážke dvoch častíc. Napríklad:

H2 (g) + I2 (g) \u003d 2HI (g).

trimolekulárna reakcia- jednoduchá reakcia, ktorej elementárny akt sa uskutočňuje pri súčasnej zrážke troch molekúl. Napríklad:

2NO (g) + O2 (g) \u003d 2 N02 (g).

Zistilo sa, že súčasná kolízia viac ako troch molekúl, ktorá vedie k tvorbe reakčných produktov, je prakticky nemožná.

Zákon hmotnostného pôsobenia neplatí pre reakcie zahŕňajúce tuhé látky, pretože ich koncentrácie sú konštantné a reagujú iba na povrchu. Rýchlosť takýchto reakcií závisí od veľkosti kontaktnej plochy medzi reaktantmi.

6.2.3. Teplotná závislosť rýchlosti reakcie

Rýchlosť chemických reakcií sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Toto zvýšenie je spôsobené zvýšením kinetickej energie molekúl. V roku 1884 holandský chemik van't Hoff sformuloval pravidlo: pri každom zvýšení teploty o 10 stupňov sa rýchlosť chemických reakcií zvyšuje 2-4 krát.

Van't Hoffovo pravidlo je napísané takto:

,

kde Vt1 a Vt2 sú reakčné rýchlosti pri teplotách ti a t2; γ - teplotný koeficient rýchlosti, rovný 2 - 4.

Na aproximáciu vplyvu teploty na rýchlosť reakcie sa používa van't Hoffovo pravidlo. Presnejšiu rovnicu popisujúcu závislosť rýchlostnej konštanty reakcie od teploty navrhol v roku 1889 švédsky vedec S. Arrhenius:

.

V Arrheniovej rovnici je A konštanta, E je aktivačná energia (J/mol); T je teplota, K.

Podľa Arrhenia nie všetky zrážky molekúl vedú k chemickým premenám. Iba molekuly s určitou nadbytočnou energiou sú schopné reagovať. Táto prebytočná energia, ktorú musia mať zrážané častice, aby medzi nimi prebehla reakcia, sa nazýva aktivačnej energie.

6.3. Pojem katalýza a katalyzátory

Katalyzátor je látka, ktorá mení rýchlosť chemickej reakcie, ale na konci reakcie zostáva chemicky nezmenená.

Niektoré katalyzátory urýchľujú reakciu, zatiaľ čo iné, tzv inhibítory, Spomaľ to. Napríklad pridanie malého množstva MnO2 ako katalyzátora k peroxidu vodíka H2O2 spôsobí rýchly rozklad:

2H202- (Mn02)2H20 + 02.

V prítomnosti malého množstva kyseliny sírovej sa pozoruje zníženie rýchlosti rozkladu H202. Pri tejto reakcii pôsobí kyselina sírová ako inhibítor.

V závislosti od toho, či je katalyzátor v rovnakej fáze ako reaktanty alebo tvorí nezávislú fázu, existujú homogénne A heterogénna katalýza.

homogénna katalýza

V prípade homogénnej katalýzy sú reaktanty a katalyzátor v rovnakej fáze, napríklad plynnej fáze. Mechanizmus účinku katalyzátora je založený na skutočnosti, že interaguje s reaktantmi za vzniku medziproduktov.

Zvážte mechanizmus účinku katalyzátora. V neprítomnosti katalyzátora prebieha reakcia

Tečie veľmi pomaly. Katalyzátor tvorí s východiskovými materiálmi (napríklad s látkou B) reaktívny medziprodukt:

ktorá prudko reaguje s inou materskou zlúčeninou za vzniku finálny produkt reakcie:

VK + A \u003d AB + K.

Homogénna katalýza prebieha napríklad v procese oxidácie oxidu sírového na oxid sírový, ku ktorému dochádza v prítomnosti oxidov dusíka.

homogénna reakcia

2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3

v neprítomnosti katalyzátora je veľmi pomalý. Ale keď sa zavedie katalyzátor (NO), vytvorí sa medziprodukt (NO2):

O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,

ktorý ľahko oxiduje SO 2:

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

Aktivačná energia posledného procesu je veľmi nízka, takže reakcia prebieha vysokou rýchlosťou. Pôsobenie katalyzátorov sa teda zníži na zníženie aktivačnej energie reakcie.

heterogénna katalýza

Pri heterogénnej katalýze sú katalyzátor a reaktanty v rôznych fázach. Katalyzátor je zvyčajne v pevnom stave a reaktanty sú v kvapalnom alebo plynnom stave. Pri heterogénnej katalýze je zrýchlenie procesu zvyčajne spojené s katalytickým účinkom povrchu katalyzátora.

Katalyzátory sa líšia selektivitou (selektivitou) účinku. Takže napríklad v prítomnosti katalyzátora oxidu hlinitého Al203 pri 300 °C sa z etylalkoholu získa voda a etylén:

C2H5OH - (Al203) C2H4 + H20.

Pri rovnakej teplote, ale v prítomnosti medi Cu ako katalyzátora, sa dehydrogenuje etylalkohol:

C2H5OH - (Cu) CH3CHO + H2.

Malé množstvá určitých látok znižujú alebo dokonca úplne ničia aktivitu katalyzátorov (otrava katalyzátorom). Takéto látky sú tzv katalytické jedy. Napríklad kyslík spôsobuje reverzibilnú otravu železného katalyzátora pri syntéze NH3. Aktivitu katalyzátora možno obnoviť prechodom čerstvej zmesi dusíka a vodíka vyčistenej od kyslíka. Síra spôsobuje nevratnú otravu katalyzátora pri syntéze NH 3 . Jeho aktivita sa už nedá obnoviť prechodom čerstvej zmesi N 2 + H 2 .

Látky, ktoré zosilňujú pôsobenie katalyzátorov, sa nazývajú promotérov, alebo aktivátory(propagácia platinových katalyzátorov sa napríklad uskutočňuje pridaním železa alebo hliníka).

Mechanizmus heterogénnej katalýzy je zložitejší. Na vysvetlenie sa používa adsorpčná teória katalýzy. Povrch katalyzátora je heterogénny, preto má takzvané aktívne centrá. Reagujúce látky sú adsorbované na aktívnych miestach. Posledný proces spôsobuje priblíženie sa reagujúcich molekúl a zvýšenie ich chemickej aktivity, keďže väzba medzi atómami adsorbovaných molekúl je oslabená, vzdialenosť medzi atómami sa zväčšuje.

Na druhej strane sa predpokladá, že urýchľovací účinok katalyzátora pri heterogénnej katalýze je spôsobený skutočnosťou, že reaktanty tvoria medziprodukty (ako v prípade homogénnej katalýzy), čo vedie k zníženiu aktivačnej energie.

6.4. Chemická rovnováha

Ireverzibilné a reverzibilné reakcie

Reakcie, ktoré prebiehajú len jedným smerom a končia úplná premena východiskové látky na konečné látky sa nazývajú ireverzibilné.

Nezvratné, t.j. postupujúce do konca sú reakcie, v ktorých

Chemické reakcie, ktoré môžu prebiehať opačným smerom, sa nazývajú reverzibilné. Typické reverzibilné reakcie sú reakcie syntézy amoniaku a oxidácie oxidu sírového na oxid sírový:

N2 + 3H22NH3,

2 S02 + O22S03.

Pri písaní rovníc vratných reakcií umiestnite namiesto znamienka rovnosti dve šípky ukazujúce opačným smerom.

Pri reverzibilných reakciách má rýchlosť priamej reakcie v počiatočnom časovom okamihu maximálnu hodnotu, ktorá klesá s klesajúcou koncentráciou počiatočných činidiel. Naopak, reverzná reakcia má spočiatku minimálnu rýchlosť, ktorá sa zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou produktov. Výsledkom je, že nastáva okamih, keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zrovná a v systéme sa vytvorí chemická rovnováha.

Chemická rovnováha

Stav systému reaktantov, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha.

Chemická rovnováha sa tiež nazýva skutočná rovnováha. Okrem rovnosti rýchlostí priamych a spätných reakcií je skutočná (chemická) rovnováha charakterizovaná nasledujúcimi znakmi:

nemennosť stavu systému je spôsobená tokom priamych a spätných reakcií, to znamená, že rovnovážny stav je dynamický;

stav systému zostáva nezmenený v čase, ak neexistuje žiadny vonkajší vplyv na systém;

akýkoľvek vonkajší vplyv spôsobuje posun v rovnováhe systému; ak je však vonkajší vplyv odstránený, potom sa systém opäť vráti do pôvodného stavu;

• stav systému je rovnaký bez ohľadu na to, z ktorej strany sa systém približuje k rovnováhe - zo strany východiskových látok alebo zo strany produktov reakcie.

treba odlíšiť od skutočného zdanlivá rovnováha. Takže napríklad zmes kyslíka a vodíka v uzavretej nádobe pri izbovej teplote možno skladovať ľubovoľne dlho. Spustenie reakcie (elektrický výboj, ultrafialové ožiarenie, zvýšenie teploty) však spôsobí, že reakcia tvorby vody prebieha nevratne.

6.5. Le Chatelierov princíp

Vplyv zmien vonkajších podmienok na rovnovážnu polohu určuje Princíp Le Chatel e (Francúzsko, 1884): ak je systém v rovnováhe vystavený nejakému vonkajšiemu pôsobeniu, potom sa rovnováha v systéme posunie v smere oslabenia tohto účinku.

Le Chatelierov princíp platí nielen pre chemické procesy, ale aj fyzikálne, ako je varenie, kryštalizácia, rozpúšťanie atď.

Zvážte vplyv rôznych faktorov na chemickú rovnováhu pomocou reakcie syntézy amoniaku ako príkladu:

N2+3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Vplyv koncentrácie na chemickú rovnováhu.

V súlade s Le Chatelierovým princípom zvýšenie koncentrácie východiskových látok posúva rovnováhu smerom k tvorbe produktov reakcie. Zvýšenie koncentrácie reakčných produktov posúva rovnováhu smerom k tvorbe východiskových látok.

Vo vyššie uvažovanom procese syntézy amoniaku zavádzanie ďalších množstiev N2 alebo H2 do rovnovážneho systému spôsobí posun v rovnováhe v smere, v ktorom koncentrácia týchto látok klesá, preto sa rovnováha posúva smerom k vzniku NH3. Zvyšovanie koncentrácie amoniaku posúva rovnováhu smerom k východiskovým materiálom.

Katalyzátor urýchľuje reakcie vpred aj vzad rovnako zavedenie katalyzátora neovplyvňuje chemickú rovnováhu.

Vplyv teploty na chemickú rovnováhu

Keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva smerom k endotermickej reakcii a keď teplota klesá, posúva sa smerom k exotermickej reakcii.

Stupeň posunu rovnováhy je určený absolútnou hodnotou tepelného účinku: čím väčšia je hodnota ΔH reakcie, tým väčší je vplyv teploty.

V uvažovanej reakcii syntézy amoniaku zvýšenie teploty posunie rovnováhu smerom k východiskovým materiálom.

Vplyv tlaku na chemickú rovnováhu

Zmena tlaku ovplyvňuje chemickú rovnováhu za účasti plynných látok. Podľa Le Chatelierovho princípu zvýšenie tlaku posúva rovnováhu v smere reakcie prebiehajúcej s zmenšovaním objemu plynných látok a zníženie tlaku posúva rovnováhu v opačnom smere. Reakcia syntézy amoniaku prebieha so zmenšením objemu systému (na ľavej strane rovnice sú štyri objemy a na pravej dva objemy). Preto zvýšenie tlaku posúva rovnováhu smerom k tvorbe amoniaku. Zníženie tlaku posunie rovnováhu v opačnom smere. Ak v rovnici reverzibilná reakcia počet molekúl plynných látok v pravej a ľavej časti je rovnaký (reakcia prebieha bez zmeny objemu plynných látok), potom tlak neovplyvňuje rovnovážnu polohu v tejto sústave.

TEPELNÝ ÚČINOK, teplo uvoľnené alebo absorbované termodynamické. systému počas toku chemikálií v ňom. okresov. Stanovuje sa pod podmienkou, že systém nefunguje (okrem možnú prácu rozšírenia) a m-ry a produkty sú rovnaké. Keďže teplo nie je stavová funkcia, t.j. pri prechode medzi stavmi závisí od prechodovej cesty, potom vo všeobecnom prípade tepelný efekt nemôže slúžiť ako charakteristika konkrétneho okresu. V dvoch prípadoch sa nekonečne malé množstvo tepla (elementárne teplo) d Q zhoduje s celkovým diferenciálom stavovej funkcie: s konštantným objemom d Q \u003d dU (U je vnútorná energia systému) a s konštantnou d Q \u003d dH (H je entalpia systému).

Prakticky dôležité sú dva typy tepelných účinkov – izotermický izobarický (pri konštantnom t-re T a p) a izotermický izochorický (pri konštantnom T a objeme V). Existujú diferenciálne a integrálne tepelné účinky. Rozdielny tepelný účinok je určený výrazmi:

kde u i , h i -prísl. čiastočný molárny ext. energie a ; v i -stechiometrické. koeficient (v i > 0 pre produkty, v i<0 для ); x = (n i - n i 0)/v i ,-хим. переменная, определяющая состав системы в любой момент протекания р-ции (n i и n i0 - числа i-го компонента в данный момент времени и в начале хим. превращения соотв.). Размерность дифференциального теплового эффекта реакции-кДж/ . Если u T,V , h T,p >0, okres tzv. endotermické, s opačným znamienkom účinku, exotermické. Tieto dva typy účinkov súvisia podľa vzťahu:

Uvádza sa teplotná závislosť tepelného efektu, ktorej uplatnenie si, prísne vzaté, vyžaduje znalosť parciálnych molárnych hodnôt všetkých látok zapojených v okrese, ale vo väčšine prípadov sú tieto množstvá neznáme. Keďže pre okresy tečúce v skutočné riešenia a iných termodynamicky neideálnych médií, tepelné účinky, podobne ako iné, výrazne závisia od zloženia systému a experimentu. podmienok, bol vyvinutý prístup, ktorý uľahčuje porovnávanie rôznych okresov a systematiku tepelných účinkov. Tomuto účelu slúži pojem štandardný tepelný efekt (označený). Norma je chápaná ako tepelný efekt, realizovaný (často hyprteticky) za podmienok, keď sú všetky ostrovy participujúce v okrese v daných. Diferenciál a integrálne štandardné tepelné účinky sú vždy číselne rovnaké. Štandardný tepelný efekt sa ľahko vypočíta pomocou tabuliek štandardných teplôt tvorby alebo teplôt spaľovanie vo vnútri(Pozri nižšie). Pri neideálnych médiách je veľký nesúlad medzi skutočne nameranými a štandardnými tepelnými účinkami, na čo treba pamätať pri použití tepelných účinkov v termodynamických výpočtoch. Napríklad pre alkalický diacetimid [(CH3CO)2NH (tv) + H20 (l) \u003d \u003d CH3SOCH2 (tv) + CH3COOH (l) +] v 0,8 n. roztoku NaOH vo vode (58 % hmotn.) pri 298 K, nameraný tepelný efekt DH 1 \u003d - 52,3 kJ / . Pre rovnaký okres sa za štandardných podmienok získalo = - 18,11 kJ/. Znamená to veľa. rozdiel je vysvetlený tepelnými účinkami sprevádzajúcimi in-in v uvedenom p-rozpúšťadle (zahrieva sa). Pre pevnú látku, kvapalnú kyselinu octovú a teplo sú rovnaké: DH2 = 13,60; DH3 = - 48,62; DH 4 \u003d - 0,83 kJ / tak \u003d DH 1 - DH 2 - DH 3 + DH 4. Z ukážkového pohľaduale že pri štúdiu tepelných účinkov je dôležité merať tepelné účinky sprievodných fyzikálnych. procesy.

Štúdium tepelných účinkov je najdôležitejšia úloha. Hlavná experimentálne metóda je kalorimetria. Moderné Zariadenie umožňuje študovať tepelné účinky v plynnej, kvapalnej a pevnej fáze, na fázovom rozhraní, ako aj v komplexných. systémov. Rozsah typických meraných tepelných účinkov sa pohybuje od stoviek J/ do stoviek kJ/. V tabuľke. sú uvedené kalorimetrické údaje. merania tepelných účinkov určitých okresov. Meranie tepelných efektov, riedenia a tepla vám umožňuje prejsť od skutočne nameraných tepelných efektov k štandardným.

Dôležitú úlohu zohrávajú tepelné účinky dvoch typov - teplôt tvorby Comm. od jednoduchý in-in a výhrevnosť in-in čistá s tvorbou vyšších prvkov, z ktorých je in-in. Tieto tepelné účinky sú redukované na štandardné podmienky a tabuľkové. S ich pomocou je ľahké vypočítať akýkoľvek tepelný efekt; rovná sa algebraickému súčet teplôt vzniku alebo teplôt spaľovania všetkých zúčastnených v okrese in-in:

Aplikácia tabuľkových hodnôt umožňujevypočítať tepelné účinky pl. tisíc okresov, hoci tieto hodnoty samy osebe sú známe len niekoľkým. tisíc spojení. Táto metóda výpočtu je však nevhodná pre oblasti s malými tepelnými účinkami, pretože vypočítaná malá hodnota sa získa ako algebraické. súčet niekoľkých veľké hodnoty, je charakterizovaná chybou, hrany v abs. môže prekročiť tepelný efekt. Výpočet tepelných účinkov pomocou veličín vychádza z toho, že existuje štátna funkcia. To umožňuje zostaviť termochemické systémy. ur-tions na určenie tepelného účinku požadovaného p-tionu (pozri). Takmer vždy vypočítajte štandardné tepelné účinky. Okrem vyššie diskutovanej metódy sa výpočet tepelných účinkov vykonáva podľa teplotnej závislosti rovnice