Термичен ефект на реакцията при стандартни условия. Изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции

Термохимията изучава топлинните ефекти химична реакция. В много случаи тези реакции протичат при постоянен обем или постоянно налягане. От първия закон на термодинамиката следва, че при тези условия топлината е функция на състоянието. При постоянен обем топлината е равна на промяната във вътрешната енергия:

и при постоянно налягане - промяна в енталпията:

Тези равенства, когато се прилагат към химичните реакции, са същността на Законът на Хес:

Топлинният ефект на химическа реакция, протичаща при постоянно налягане или постоянен обем, не зависи от пътя на реакцията, а се определя само от състоянието на реагентите и реакционните продукти.

С други думи, топлинният ефект на химичната реакция е равен на промяната във функцията на състоянието.
В термохимията, за разлика от други приложения на термодинамиката, топлината се счита за положителна, ако се отделя в заобикаляща среда, т.е. ако Х < 0 или У < 0. Под тепловым эффектом химической реакции понимают значение Х(което просто се нарича "енталпия на реакцията") или Уреакции.

Ако реакцията протича в разтвор или в твърда фаза, където промяната в обема е незначителна, тогава

Х = У + (pV) У. (3.3)

Ако идеалните газове участват в реакцията, то при постоянна температура

Х = У + (pV) = У+n RT, (3.4)

където n е промяната в броя на моловете газове в реакцията.

За да се улесни сравнението на енталпиите на различните реакции, се използва понятието "стандартно състояние". Стандартното състояние е състоянието на чисто вещество при налягане от 1 bar (= 10 5 Pa) и дадена температура. За газовете това е хипотетично състояние при налягане от 1 бар, което има свойствата на безкрайно разреден газ. Енталпията на реакцията между вещества в стандартни състояния при температура т, означава ( rозначава "реакция"). В термохимичните уравнения се посочват не само формулите на веществата, но и техните агрегатни състояния или кристални модификации.

Важни последици следват от закона на Хес, който позволява да се изчислят енталпиите на химичните реакции.

Последствие 1.

е равна на разликата между стандартните енталпии на образуване на реакционни продукти и реагенти (като се вземат предвид стехиометричните коефициенти):

Стандартна енталпия (топлина) на образуване на вещество (еозначава "образуване") при дадена температура е енталпията на реакцията на образуване на един мол от това вещество от елементитев най-стабилното стандартно състояние. Според това определение енталпията на образуване на най-стабилната прости веществав стандартно състояние е 0 при всяка температура. Стандартни енталпииобразуването на вещества при температура 298 К са дадени в справочниците.

Понятията за "енталпия на образуване" се използват не само за обикновени вещества, но и за йони в разтвор. В този случай за референтна точка се приема йонът H +, за който стандартната енталпия на образуване във воден разтвор се приема, че е равна на нула:

Последствие 2. Стандартна енталпия на химическа реакция

е равна на разликата между енталпиите на изгаряне на реагентите и реакционните продукти (като се вземат предвид стехиометричните коефициенти):

(° Созначава "изгаряне"). Стандартната енталпия (топлина) на изгаряне на вещество се нарича енталпия на реакцията на пълно окисление на един мол вещество. Това следствие обикновено се използва за изчисляване на топлинните ефекти на органичните реакции.

Последствие 3. Енталпията на химичната реакция е равна на разликата между енергиите на разкъсаните и образуваните химични връзки.

Чрез енергията на връзката A-B назовете енергията, необходима за прекъсване на връзката и разреждане на получените частици на безкрайно разстояние:

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

Енергията на връзката винаги е положителна.

Повечето термохимични данни в наръчниците са дадени при температура от 298 K. За да изчислите топлинните ефекти при други температури, използвайте уравнение на Кирхоф:

(диференциална форма) (3.7)

(интегрална форма) (3.8)

където Cpе разликата между изобарните топлинни мощности на реакционните продукти и изходните материали. Ако разликата т 2 - т 1 е малко, тогава можете да приемете Cp= const. В голяма разликатемператури, е необходимо да се използва температурната зависимост Cp(т) Тип:

където коефициентите а, б, ° Си т.н. за отделни вещества те са взети от справочника, а знакът обозначава разликата между продуктите и реагентите (като се вземат предвид коефициентите).

ПРИМЕРИ

Пример 3-1.Стандартните енталпии на образуване на течна и газообразна вода при 298 K са съответно -285,8 и -241,8 kJ/mol. Изчислете енталпията на изпаряване на водата при тази температура.

Решение. Енталпията на образуване съответства на следните реакции:

H 2 (g) + SO 2 (g) \u003d H 2 O (g), Х 1 0 = -285.8;

H 2 (g) + SO 2 (g) \u003d H 2 O (g), Х 2 0 = -241.8.

Втората реакция може да се проведе на два етапа: първо, изгаряне на водорода, за да се образува течна вода съгласно първата реакция, и след това изпаряване на водата:

H 2 O (g) \u003d H 2 O (g), Х 0 испански = ?

Тогава, според закона на Хес,

Х 1 0 + Х 0 испански = Х 2 0 ,

където Х 0 Испански \u003d -241,8 - (-285,8) \u003d 44,0 kJ / mol.

Отговор. 44,0 kJ/mol.

Пример 3-2.Изчислете енталпията на реакцията

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

а) според енталпията на образуване; б) чрез енергии на свързване, като се приеме, че двойните връзки в молекулата C 6 H 6 са фиксирани.

Решение. а) Енталпията на образуване (в kJ/mol) се намира в наръчника (напр. P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15): f H 0 (C6H6 (g)) = 82,93, f H 0 (C (g)) = 716,68, f H 0 (Н (g)) = 217,97. Енталпията на реакцията е:

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

б) При тази реакция химическите връзки не се прекъсват, а само се образуват. В приближението на фиксираната двойна връзка, C6H6 молекула съдържа 6 C-H връзки, 3 C-C връзки и 3 C=C връзки. Енергии на връзката (в kJ/mol) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5-то издание, стр. C7): Е(С-Н) = 412, Е(C-C) = 348, Е(C=C) = 612. Енталпията на реакцията е:

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

Разлика от точен резултат-5525 kJ/mol се дължи на факта, че в молекулата на бензола няма C-C единични връзки и C=C двойни връзки, но има 6 C C ароматни връзки.

Отговор. а) -5525 kJ/mol; б) -5352 kJ/mol.

Пример 3-3.Използвайки референтните данни, изчислете енталпията на реакцията

3Cu (tv) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H2O (l)

Решение. Съкратеното уравнение на йонната реакция е:

3Cu (tv) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) \u003d 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l).

Според закона на Хес енталпията на реакцията е:

r H 0 = 4f H 0 (H2O (l)) + 2 f H 0 (NO(g)) + 3 f H 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 f H 0 (NO 3 - (aq))

(енталпията на образуване на медта и на йона Н + по дефиниция е 0). Замествайки енталпията на образуване (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15), намираме:

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

(на базата на три мола мед).

Отговор. -358,4 kJ.

Пример 3-4.Изчислете енталпията на изгаряне на метан при 1000 K, ако са дадени енталпията на образуване при 298 K: f H 0 (CH 4) \u003d -17,9 kcal / mol, f H 0 (CO 2) \u003d -94,1 kcal / mol, f H 0 (H2O (g)) = -57,8 kcal / mol. Топлинният капацитет на газовете (в кал/(mol. K)) в диапазона от 298 до 1000 K е:

Ср (СН4) = 3,422 + 0,0178. т, Cp(02) = 6,095 + 0,0033. т,

C p (CO 2) \u003d 6,396 + 0,0102. т, Cp(H20 (g)) = 7,188 + 0,0024. т.

Решение. Енталпия на реакцията на горене на метан

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H2O (g)

при 298 K е:

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

Нека намерим разликата в топлинния капацитет като функция от температурата:

Cp = Cp(CO2) + 2 Cp(H 2 O (g)) - Cp(CH 4) - 2 Cp(O2) =
= 5.16 - 0.0094т(cal/(mol. K)).

Изчисляваме енталпията на реакцията при 1000 K, използвайки уравнението на Кирхоф:

= + = -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2) / 2 \u003d -192500 кал / мол.

Отговор. -192,5 kcal/mol.

ЗАДАЧИ

3-1. Колко топлина е необходима за пренасяне на 500 g Al (т.т. 658 o C, Х 0 pl = 92,4 cal / g), взето при стайна температура, в разтопено състояние, ако Cp(Al TV) \u003d 0,183 + 1,096 10 -4 ткал/(g K)?

3-2. Стандартната енталпия на реакцията CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), протичаща в отворен съд при температура 1000 K, е 169 kJ / mol. Каква е топлината на тази реакция, протичаща при същата температура, но в затворен съд?

3-3. Изчислете стандартната вътрешна енергия на образуване на течен бензол при 298 K, ако стандартната енталпия на образуването му е 49,0 kJ/mol.

3-4. Изчислете енталпията на образуване на N 2 O 5 (g) при т= 298 K въз основа на следните данни:

2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g), Х 1 0 \u003d -114,2 kJ / mol,

4NO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2N 2 O 5 (g), Х 2 0 \u003d -110,2 kJ / mol,

N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g), Х 3 0 = 182,6 kJ/mol.

3-5. Енталпиите на изгаряне на -глюкоза, -фруктоза и захароза при 25 ° C са -2802,
-2810 и -5644 kJ/mol, съответно. Изчислете топлината на хидролиза на захарозата.

3-6. Определете енталпията на образуване на диборан B 2 H 6 (g) при т= 298 K от следните данни:

B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (tv) + 3H 2 O (g), Х 1 0 \u003d -2035,6 kJ / mol,

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

H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) \u003d H 2 O (g), Х 3 0 \u003d -241,8 kJ / mol.

3-7. Изчислете топлината на образуване на цинков сулфат от прости вещества при т= 298 K въз основа на следните данни.

ТЕРМИЧЕН ЕФЕКТ, отделена или абсорбирана топлина термодинамично. система по време на потока на химикала в нея. области. Определя се при условие, че системата не работи (освен възможна работаразширения), а m-ry и продуктите са равни. Тъй като топлината не е функция на състоянието, т.е. когато преходът между състояния зависи от пътя на прехода, тогава в общ случайтоплинният ефект не може да служи като характеристика на определен регион. В два случая безкрайно малко количество топлина (елементарна топлина) d Q съвпада с общия диференциал на функцията на състоянието: с постоянен обем d Q \u003d dU (U-вътрешна енергия на системата) и с константа d Q \u003d dH (H е енталпията на системата).

Два вида топлинни ефекти са практически важни - изотермични изобарни (при постоянни t-re T и p) и изотермични изохорни (при константа T и обем V). Има диференциални и интегрални термични ефекти. Диференциалният топлинен ефект се определя от изразите:

където u i , h i -acc. частична моларна екст. енергия и ; v i -стехиометричен. коефициент (v i > 0 за продукти, 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 термичен ефектреакция-kJ/. Ако u T,V , h T,p > 0, p-ция се извиква. ендотермичен, с обратен знак на ефекта, екзотермичен. Двата типа ефекти са свързани чрез връзката:

Дадена е температурната зависимост на топлинния ефект, чието прилагане, строго погледнато, изисква познаване на парциалните моларни стойности на всички участващи в p-tion in-in, но в повечето случаи тези количества са неизвестни. Тъй като за областите, вливащи се в реални решенияи други термодинамично неидеални среди, топлинните ефекти, както и други, зависят значително от състава на системата и експеримента. условия, е разработен подход, който улеснява сравнението на различните области и систематиката на топлинните ефекти. Тази цел се обслужва от концепцията за стандартния термичен ефект (обозначен). Под стандарт се разбира топлинният ефект, осъществяван (често хипртетично) при условия, когато всички острови, участващи в областта, са в дадените. Диференциал и интегралните стандартни топлинни ефекти винаги са числено еднакви. Стандартният топлинен ефект се изчислява лесно с помощта на таблици за стандартни топлинни стойности на образуване или топлина на горене в-в(виж отдолу). За неидеалните среди има голямо несъответствие между реално измерените и стандартните топлинни ефекти, което трябва да се има предвид при използване на топлинни ефекти в термодинамичните изчисления. Например, за алкален диацетимид [(CH 3 CO) 2 NH (tv) + H 2 O (l) \u003d \u003d CH 3 SOCH 2 (tv) + CH 3 COOH (l) +] в 0,8 n. разтвор на NaOH във вода (58% от масата) при 298 K, измереният топлинен ефект D H 1 = - 52,3 kJ / . За същата област при стандартни условия е получено = - 18,11 kJ /. Това означава толкова много. разликата се обяснява с термичните ефекти, съпътстващи нахлуването в посочения р-разтворител (нагряване). За твърдо вещество, течната оцетна киселина и топлината са равни съответно: D H 2 = 13,60; DH3 = - 48,62; D H 4 \u003d - 0,83 kJ / така \u003d D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4. От примерния изгледно че при изследването на топлинните ефекти е важно да се измерват топлинните ефекти на съпътстващите физически. процеси.

Изучаването на топлинните ефекти е най-важната задача. Основен експериментален методът е калориметрия. Модерен Оборудването дава възможност за изследване на топлинни ефекти в газова, течна и твърда фаза, на границата на фазите, както и в сложни. системи. Обхватът на типичните измерени топлинни ефекти варира от стотици J/ до стотици kJ/. В табл. са дадени калориметрични данни. измервания на топлинните ефекти на определени области. Измерването на топлинните ефекти, разреждането и топлината ви позволява да преминете от действително измерените топлинни ефекти към стандартните.

Важна роля принадлежи на термичните ефекти на два вида - топлината на образуване Comm. от прост в-ви калоричността на в-в чист с образуването на по-висши елементи, от които е в-в. Тези термични ефекти се свеждат до стандартни условия и се представят в таблица. С тяхна помощ е лесно да се изчисли всеки топлинен ефект; тя е равна на алгебричната сумата от топлините на образуване или топлините на изгаряне на всички участващи в областта in-in:

Прилагане на таблични стойности позволяваизчислява термични ефекти мн.ч. хиляди области, въпреки че самите тези стойности са известни само на малцина. хиляди връзки. Този метод на изчисление обаче е неподходящ за райони с малки топлинни ефекти, тъй като изчислената малка стойност се получава като алгебрична. сума от няколко големи стойности, характеризира се с грешка, ръбове в абс. може да надвиши топлинния ефект. Изчисляване на топлинни ефекти с помощта на количества се основава на факта, че има държавна функция. Това прави възможно съставянето на термохимични системи. ur-tions за определяне на топлинния ефект на необходимия p-tion (вижте). Изчислете почти винаги стандартните топлинни ефекти. В допълнение към метода, разгледан по-горе, изчисляването на топлинните ефекти се извършва според температурната зависимост на уравнението

Задача №6

Изчислете средния топлинен капацитет на веществото, даден в табл. 6, в температурен диапазон от 298 до тДА СЕ.

Таблица 6

	Вещество			Вещество

Решение:

Помислете за изчисляването на средния топлинен капацитет на амоняка в температурния диапазон от 298 до 800 ДА СЕ.

Топлинен капацитет- това е съотношението на количеството топлина, погълнато от тялото при нагряване, към повишаването на температурата, което съпътства нагряването. За отделно вещество има специфични(един килограм) и моларен(един мол) топлинен капацитет.

Истински топлинен капацитет

, (21)

където δ В е безкрайно малкото количество топлина, необходимо за повишаване на температурата на тялото с безкрайно малко количество dT .

Среден топлинен капацитете съотношението на топлината Вдо повишаване на температурата ∆ т = т 2 – т 1 ,

.

Тъй като топлината не е функция на състояние и зависи от пътя на процеса, е необходимо да се уточнят условията за протичане на процеса на нагряване. В изохорни и изобарни процеси за безкрайно малка промяна δ В V = dU И δ В стр = dH, Ето защо

И
. (22)

Връзка между истинска изохорна(ОТ V) И изобарна (° С стр) топлинни мощностивещества и средно аритметичноизохорна
и изобарна
топлинни мощностив температурния диапазон от т 1 преди т 2 се изразява чрез уравнения (23) и (24):

; (23)

. (24)

Зависимостите на реалния топлинен капацитет от температурата се изразяват със следните емпирични уравнения:

; (за не органична материя) (25)

. (за органични вещества) (26)

Нека използваме справочника за физични и химични величини. Нека напишем коефициентите (a, b, c) на уравнението за зависимостта на изобарния топлинен капацитет на амоняка от температурата:

Таблица 7

Вещество
		б·10 3	° С / ·10 –5

Записваме уравнението за зависимостта на истинския топлинен капацитет на амоняка от температурата:

.

Заместваме това уравнение във формула (24) и изчисляваме средния топлинен капацитет на амоняка:

= 1/(800-298)
=

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

Задача №7

За химичната реакция, дадена в табл. 2, начертайте графика на сбора от топлинните мощности на реакционните продукти като функция от температурата
и сумата от топлинните капацитети на изходните вещества при температура
. Уравнения на зависимости
вземете го от наръчника. Изчислете промяната в топлинния капацитет по време на химическа реакция (
) при температури от 298 К, ​​400 К и т K (Таблица 6).

Решение:

Нека изчислим промяната в топлинния капацитет при температури от 298 K, 400 K и 600 K, като използваме реакцията на синтез на амоняк като пример:

Нека напишем коефициентите (a, b, c, c /) 1 на уравненията за зависимостта на истинския топлинен капацитет на амоняка от температурата за изходните вещества и реакционните продукти, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти . Нека изчислим сбора от коефициентите. Например сумата от коефициентите ноза изходни материали е равно на

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

Сборът от коефициентите ноза продуктите на реакцията е

= 2 29,8 = 59,6.

=
=59,6 – 109,72 = –50,12.

Таблица 8

Вещество			б·10 3	° С / ·10 – 5	с 10 6
начален вещества
( , , )
( , , )
, ,

По този начин уравнението на зависимостта

за реакционните продукти има следната форма:

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

Да се ​​начертае зависимостта на сумата от топлинния капацитет на реакционните продукти от температурата
изчислете сумата на топлинните мощности при няколко температури:

При Т = 298 К

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

При Т = 400 К
= 77,89 J/K;

При Т = 600 К
= 89,25 J/K.

Уравнение на зависимостта
за изходни материали има формата:

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

По същия начин изчисляваме
изходни материали при няколко температури:

При Т=298 К

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

При Т = 400 К
= 116,28 J/K;

При Т = 600 К
= 118,57 J/K.

След това изчисляваме промяната в изобарния топлинен капацитет
по време на реакцията при няколко температури:

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

= -44,57 J/K;

= -38,39 J/K;

= -29,32 J/K.

Въз основа на изчислените стойности се изграждат графики на зависимостите на сбора от топлинните мощности на продуктите на реакцията и сумата от топлинните мощности на изходните вещества от температурата.

Фигура 2. Зависимости на общия топлинен капацитет на изходните вещества и реакционните продукти от температурата за реакцията на синтез на амоняк

В този температурен диапазон общият топлинен капацитет на изходните материали е по-висок от общия топлинен капацитет на продуктите, следователно,
в целия температурен диапазон от 298 K до 600 K.

Задача №8

Изчислете топлинния ефект на реакцията, дадена в табл. 2, при температура т K (Таблица 6).

Решение:

Нека изчислим топлинния ефект на реакцията на синтез на амоняк при температура 800 ДА СЕ.

Зависимост на топлинния ефект
описва температурната реакция Законът на Кирхоф

, (27)

където
- промяна в топлинния капацитет на системата по време на реакцията. Нека анализираме уравнението:

1) Ако
> 0, т.е. сумата от топлинните мощности на реакционните продукти е по-голяма от сумата от топлинните мощности на изходните материали, тогава > 0,. пристрастяване
нараства, а с повишаване на температурата топлинният ефект се увеличава.

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

3) Ако
= 0, тогава = 0, топлинният ефект не зависи от температурата.

В интегрална форма уравнението на Кирхоф има следната форма:

. (28)

а) ако топлинният капацитет не се промени по време на процеса, т.е. сумата от топлинните мощности на реакционните продукти е равна на сумата от топлинните мощности на изходните материали (
), тогава топлинният ефект не зависи от температурата

= const.

б) за приблизително изчислениеможем да пренебрегнем зависимостта на топлинния капацитет от температурата и да използваме стойностите на средните топлинни мощности на участниците в реакцията (
). В този случай изчислението се извършва по формулата

в) за точно изчислениенеобходими са данни за зависимостта на топлинния капацитет на всички участници в реакцията от температурата
. В този случай топлинният ефект се изчислява по формулата

(30)

Изписваме референтните данни (Таблица 9) и изчисляваме промените в съответните стойности за всяка колона по аналогия със задача № 7). Използваме получените данни, за да изчислим:

Приблизително:

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

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

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

За реакцията на синтез на амоняк, промяната в топлинния капацитет по време на реакцията
< 0 (см. задачу №7). Следовательно< 0, с повышением температуры тепловой эффект уменьшается.

Таблица 9

	Вещество			Сума за реакционните продукти	Количество за изходни вещества	Промяна в хода на реакцията
,				=	=	=
, J/(mol K)				=	=	=
				=	=	=
				=	=	=
				=	= 1,5	=
				= 0	= 0	= 0

7. Изчислете топлинния ефект на реакцията при стандартни условия: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), ако топлината на образуване: Fe 2 O 3 (t) = - 821,3 kJ / mol; CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;

CO 2 (g) \u003d - 393,5 kJ / mol.

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

Познавайки стандартните топлинни ефекти от горенето на изходните вещества и реакционните продукти, ние изчисляваме топлинния ефект на реакцията при стандартни условия:

16. Зависимост на скоростта на химична реакция от температурата. Правилото на Вант Хоф. Температурен коефициент на реакция.

Само сблъсъците между активни молекули водят до реакции, чиято средна енергия надвишава средната енергия на участниците в реакцията.

Когато определена енергия на активиране E се придаде на молекулите ( излишна енергиянад средното) потенциалната енергия на взаимодействие на атомите в молекулите намалява, връзките вътре в молекулите отслабват, молекулите стават реактивни.

Енергията на активиране не се доставя непременно отвън; тя може да бъде предадена на част от молекулите чрез преразпределение на енергията по време на техните сблъсъци. Според Болцман сред N молекулите има следващо числоактивни молекули N   с повишена енергия  :

N N e – E / RT

където Е е енергията на активиране, показваща необходимия излишък от енергия в сравнение със средното ниво, което молекулите трябва да имат, за да стане възможна реакцията; останалите обозначения са добре известни.

По време на термично активиране за две температури T 1 и T 2 съотношението на скоростните константи ще бъде:

, (2) , (3)

което ви позволява да определите енергията на активиране чрез измерване на скоростта на реакцията при две различни температури T 1 и T 2 .

Повишаването на температурата с 10 0 увеличава скоростта на реакцията с 2-4 пъти (приблизително правило на Van't Hoff). Числото, което показва колко пъти скоростта на реакцията (и следователно скоростната константа) се увеличава с повишаване на температурата с 10 0, се нарича температурен коефициент на реакцията:

 (4) .(5)

Това означава например, че с повишаване на температурата със 100 0 за условно прието увеличение на средната скорост с 2 пъти ( = 2), скоростта на реакцията нараства с 2 10 , т.е. приблизително 1000 пъти, а когато  = 4 - 4 10 , т.е. 1000000 пъти. Правилото на van't Hoff е приложимо за реакции, протичащи при относително ниски температури в тесен диапазон. Рязкото увеличаване на скоростта на реакцията с повишаване на температурата се обяснява с факта, че броят на активните молекули нараства експоненциално.

25. Уравнение на изотермата на химичната реакция на Van't Hoff.

В съответствие със закона за масовото действие за произволна реакция

и A + bB = cC + dD

Уравнението за скоростта на директна реакция може да бъде записано:

,

и за скоростта на обратната реакция:

.

Тъй като реакцията протича отляво надясно, концентрациите на вещества А и В ще намалеят и скоростта на предната реакция ще намалее. От друга страна, когато реакционните продукти C и D се натрупват, скоростта на реакцията ще се увеличи от дясно на ляво. Идва момент, когато скоростите υ 1 и υ 2 стават еднакви, концентрациите на всички вещества остават непроменени, следователно,

,

Където K c = k 1 / k 2 =

.

Постоянна стойност K s, равно на съотношениетоконстантите на скоростта на правата и обратната реакция, описва количествено състоянието на равновесие чрез равновесните концентрации на изходните вещества и продуктите на тяхното взаимодействие (по отношение на техните стехиометрични коефициенти) и се нарича равновесна константа. Равновесната константа е постоянна само за дадена температура, т.е.

K c \u003d f (T). Равновесната константа на химическа реакция обикновено се изразява като съотношение, чийто числител е продукт на равновесните моларни концентрации на реакционните продукти, а знаменателят е продукт на концентрациите на изходните вещества.

Ако реакционните компоненти са смес от идеални газове, тогава равновесната константа (K p) се изразява чрез парциалните налягания на компонентите:

.

За прехода от K p към K с използваме уравнението на състоянието P · V = n · R · T. Дотолкова доколкото

, тогава P = C·R·T. .

От уравнението следва, че K p = K s, при условие че реакцията протича без промяна на броя на моловете в газовата фаза, т.е. когато (c + d) = (a + b).

Ако реакцията протича спонтанно при постоянни P и T или V и T, тогава стойностите G и F на тази реакция могат да бъдат получени от уравненията:

,

където C A, C B, C C, C D са неравновесните концентрации на изходните вещества и реакционните продукти.

,

където P A, P B, P C, P D са парциалните налягания на изходните вещества и реакционните продукти.

Последните две уравнения се наричат ​​изотермични уравнения на химичната реакция на Van't Hoff. Тази връзка дава възможност да се изчислят стойностите на G и F на реакцията, да се определи нейната посока при различни концентрации на изходните вещества.

Трябва да се отбележи, че за газови системи, а за разтвори, с участие в реакцията твърди вещества(т.е. за хетерогенни системи) концентрацията на твърдата фаза не е включена в израза за равновесната константа, тъй като тази концентрация е практически постоянна. Така че за реакцията

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

равновесната константа се записва като

.

Зависимостта на равновесната константа от температурата (за температура T 2 спрямо температура T 1) се изразява със следното уравнение на Вант Хоф:

,

където Н 0 е топлинният ефект на реакцията.

За ендотермична реакция (реакцията протича с поглъщане на топлина) равновесната константа се увеличава с повишаване на температурата, системата като че ли се съпротивлява на нагряване.

34. Осмоза, осмотично налягане. Уравнение на Вант Хоф и осмотичен коефициент.

Осмозата е спонтанно движение на молекули на разтворителя през полупропусклива мембрана, която разделя разтвори с различна концентрация от разтвор с по-ниска концентрация до разтвор с по-висока концентрация, което води до разреждане на последния. Като полупропусклива мембрана, през малки дупчици на които могат избирателно да преминават само малки молекули на разтворителя и се задържат големи или солватирани молекули или йони, често се използва целофанов филм - за вещества с високо молекулно тегло, а за нискомолекулни - мед. фероцианиден филм. Процесът на пренос на разтворител (осмоза) може да бъде предотвратен чрез прилагане на външен хидростатично налягане(при равновесни условия това ще бъде така нареченото осмотично налягане, обозначено с буквата ). За да се изчисли стойността на  в разтвори на неелектролити, се използва емпиричното уравнение на Van't Hoff:

където C е молната концентрация на веществото, mol/kg;

R е универсалната газова константа, J/mol K.

Стойност осмотичното наляганее пропорционален на броя на молекулите (в общия случай броя на частиците) на едно или повече вещества, разтворени в даден обем разтвор, и не зависи от тяхната природа и природата на разтворителя. В разтвори на силни или слаби електролитиобщият брой на отделните частици се увеличава поради дисоциацията на молекулите, поради което е необходимо да се въведе съответния коефициент на пропорционалност, наречен изотоничен коефициент, в уравнението за изчисляване на осмотичното налягане.

i C R T,

където i е изотоничният коефициент, изчислен като съотношението на сумата от броя на йоните и недисоциираните електролитни молекули към първоначалния брой молекули на това вещество.

Така че, ако степента на електролитна дисоциация, т.е. съотношението на броя на молекулите, разложени на йони към общ броймолекулите на разтвореното вещество е равно на  и молекулата на електролита се разлага на n йони, след което изотоничният коефициент се изчислява, както следва:

i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).

За силни електролитиможем да вземем  = 1, тогава i = n, а коефициентът i (също по-голям от 1) се нарича осмотичен коефициент.

Феноменът осмоза е голямо значениеза растителни и животински организми, тъй като черупките на техните клетки по отношение на разтвори на много вещества имат свойствата на полупропусклива мембрана. IN чиста водаклетката набъбва силно, в някои случаи до разкъсване на мембраната, а в разтвори с висока концентрация на сол, напротив, намалява по размер и се свива поради голямата загуба на вода. Следователно при консервиране хранителни продуктидобавя към тях голям бройсол или захар. Клетките на микроорганизмите в такива условия губят значителна сумавода и умре.

В резултат на изучаването на тази тема ще научите: Как обичайните уравнения на химичните реакции се различават от техните термохимични уравнения. Какви фактори влияят върху скоростта на химичните реакции? Как истинското (химическо) равновесие се различава от привидното равновесие. В коя посока кога се измества равновесието външни условия. Какъв е механизмът на хомогенна и хетерогенна катализа. Какво представляват инхибиторите и промоторите. В резултат на изучаването на тази тема ще научите: Изчислете топлинните ефекти на химичните реакции, като използвате енталпията на образуване на вещества. Извършете изчисления, като използвате математическия израз на принципа на Van't Hoff. Определете посоката на изместване в химическото равновесие с промените в температурата и налягането. Учебни въпроси:

6.1. Енергия на химичните процеси

6.1.1. Вътрешна енергияи енталпия

Във всеки процес се спазва законът за запазване на енергията:

Q = ∆U + A.

Това равенство означава, че ако топлината Q се подава към системата, тогава тя се изразходва за промяна на вътрешната енергия Δ U и за извършване на работа A.

Вътрешна енергиясистема е общият й резерв, включително енергията на транслационни и въртеливо движениемолекули, енергията на движението на електроните в атомите, енергията на взаимодействието на ядрата с електроните, ядрата с ядрата и др., т.е. всички видове енергия, с изключение на кинетичната и потенциалната енергия на системата като цяло.

Работата, извършена от системата по време на прехода от състояние 1, характеризиращо се с обем V 1, към състояние 2 (обем V 2) при постоянно налягане (работа на разширение), е равна на:

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

При постоянно налягане (р=const), като се вземе предвид изразът за работата на разширение, законът за запазване на енергията ще бъде записан, както следва:

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

Нарича се сумата от вътрешната енергия на системата и произведението на нейния обем и налягане енталпияЗ:

Дотолкова доколкото точна стойноствътрешната енергия на системата е неизвестна, абсолютните стойности на енталпиите също не могат да бъдат получени. научно значениеимат и практическа употребанамерете промени в енталпиите Δ N.

Вътрешната енергия U и енталпията H са държавни функциисистеми. Функциите на състоянието са такива характеристики на системата, промените в които се определят само от крайното и първоначалното състояние на системата, т.е. са независими от пътя на процеса.

6.1.2. Екзо- и ендотермични процеси

Потокът на химичните реакции се придружава от поглъщане или отделяне на топлина. екзотермиченнаречена реакция, която протича с отделяне на топлина в околната среда, и ендотермичен- с поглъщането на топлина от околната среда.

Много процеси в промишлеността и в лабораторната практика протичат при постоянно налягане и температура (T=const, p=const). Енергийната характеристика на тези процеси е промяната в енталпията:

Q P \u003d -Δ N.

За процеси, протичащи при постоянен обем и температура (T=const, V=const) Q V =-Δ U.

За екзотермични реакции Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Например,

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

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H2O (g); ΔN 298 = -802 kJ.

Химически уравнения, които допълнително показват топлинния ефект на реакцията (стойността на DH процеса), както и състоянието на агрегиране на веществата и температурата, се наричат термохимиченуравнения.

В термохимичните уравнения се отбелязват фазовото състояние и алотропните модификации на реагентите и образуваните вещества: d - газообразно, g - течно, k - кристално; S (ромб), S (монокъл), C (графит), C (диамант) и др.

6.1.3. Термохимия; Законът на Хес

Енергийни явления, съпътстващи изследванията на физични и химични процеси термохимия. Основният закон на термохимията е законът, формулиран от руския учен Г.И. Хес през 1840 г.

Законът на Хес: промяната в енталпията на процеса зависи от вида и състоянието на изходните материали и реакционните продукти, но не зависи от пътя на процеса.

Чрез ревизия термохимични ефектичесто вместо понятието „промяна в енталпията на процеса“ се използва изразът „енталпия на процеса“, което означава с това понятие стойността на Δ H. Неправилно е да се използва понятието „топлинен ефект на процеса” при формулиране на закона на Хес, тъй като стойността Q като цяло не е функция на състоянието. Както бе споменато по-горе, само при постоянно налягане Q P =-Δ N (при постоянен обем Q V =-Δ U).

Така че образуването на PCl 5 може да се разглежда като резултат от взаимодействието на прости вещества:

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

или в резултат на процес, който протича на няколко етапа:

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

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

или общо:

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

6.1.4. Енталпии на образуване на вещества

Енталпията на образуване е енталпията на процеса на образуване на вещество в дадено агрегатно състояние от прости вещества, които са в стабилни модификации. Енталпията на образуване на натриев сулфат, например, е енталпията на реакцията:

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

Енталпията на образуване на прости вещества е нула.

Тъй като топлинният ефект на реакцията зависи от състоянието на веществата, температурата и налягането, беше договорено да се използва стандартни енталпии на образуванеса енталпиите на образуване на вещества, които са при дадена температура в стандартно състояние. Като стандартно състояние за вещества в кондензирано състояние се взема реалното състояние на веществото при дадена температура и налягане от 101,325 kPa (1 atm). Справочниците обикновено дават стандартните енталпии на образуване на вещества при температура 25 o C (298 K), отнесени към 1 mol от вещество (Δ H f o 298). Стандартните енталпии на образуване на някои вещества при T=298K са дадени в табл. 6.1.

Таблица 6.1.

Стандартни енталпии на образуване (Δ H f o 298) на някои вещества

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

Стандартни енталпии на образуване на мнозинство сложни веществаса отрицателни стойности. За малък брой нестабилни вещества Δ H f o 298 > 0. Такива вещества, по-специално, включват азотен оксид (II) и азотен оксид (IV), таблица 6.1.

6.1.5. Изчисляване на топлинните ефекти на химичните реакции

За изчисляване на енталпиите на процесите се използва следствие от закона на Хес: енталпията на реакцията е равна на сумата от енталпиите на образуване на реакционните продукти минус сумата от енталпията на образуване на изходните вещества, като се вземат предвид отчитат стехиометричните коефициенти.

Изчислете енталпията на разлагане на калциев карбонат. Процесът се описва със следното уравнение:

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

Енталпията на тази реакция ще бъде равна на сумата от енталпията на образуване на калциев оксид и въглероден двуокисминус енталпията на образуване на калциев карбонат:

Δ H o 298 \u003d Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).

Използвайки данните в таблица 6.1. получаваме:

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

От получените данни следва, че разглежданата реакция е ендотермична, т.е. протича с поглъщането на топлина.

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

Придружено от отделяне на топлина. Неговата енталпия ще бъде равна на

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

6.2. Скоростта на химичните реакции

6.2.1. Концепцията за скоростта на реакцията

Клонът на химията, който се занимава със скоростта и механизмите на химичните реакции, се нарича химическа кинетика. Един от ключови понятияв химическата кинетика е скоростта на химична реакция.

Скоростта на химическата реакция се определя от промяната в концентрацията на реагиращите вещества за единица време при непроменен обем на системата.

Помислете за следния процес:

Нека в даден момент от време t 1 концентрацията на веществото А е равна на стойността c 1, а в момента t 2 - на стойността c 2 . За период от време от t 1 до t 2 промяната в концентрацията ще бъде Δ c \u003d c 2 - c 1. Средната скорост на реакция е:

Знакът минус се поставя, тъй като при протичане на реакцията (Δ t> 0) концентрацията на веществото намалява (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Скоростта на химичната реакция зависи от естеството на реагентите и от условията на реакцията: концентрация, температура, наличие на катализатор, налягане (за газови реакции) и някои други фактори. По-специално, с увеличаване на контактната площ на веществата, скоростта на реакцията се увеличава. Скоростта на реакцията също се увеличава с увеличаване на скоростта на разбъркване на реагентите.

Числовата стойност на скоростта на реакцията също зависи от това кой компонент се използва за изчисляване на скоростта на реакцията. Например скоростта на процеса

H 2 + I 2 \u003d 2HI,

изчислена от промяната в концентрацията на HI е удвоената скорост на реакцията, изчислена от промяната в концентрацията на реагентите H 2 или I 2 .

6.2.2. Зависимост на скоростта на реакцията от концентрацията; ред и молекулярност на реакцията

Основният закон химическа кинетика – закон за масовите действия- установява зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите.

Скоростта на реакцията е пропорционална на продукта от концентрациите на реагентите. За реакция, написана в общ изгледкак

aA + bB = cC + dD,

зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията има формата:

v = k [A] α [B] β .

В това кинетично уравнение k е коефициентът на пропорционалност, наречен константа на скоростта; [A] и [B] са концентрациите на веществата A и B. Константата на скоростта на реакцията k зависи от естеството на реагентите и от температурата, но не зависи от техните концентрации. Коефициентите α и β са установени от експериментални данни.

Сумата от експонентите в кинетичните уравнения се нарича обща в редреакции. Също така има частна поръчкареакции на един от компонентите. Например за реакцията

H 2 + C1 2 = 2 HC1

Кинетичното уравнение изглежда така:

v = k 1/2,

тези. общ реде равно на 1,5 и редовете на реакцията за компонентите H 2 и C1 2 са равни на 1 и 0,5, съответно.

Молекулярностреакцията се определя от броя на частиците, чийто едновременен сблъсък се осъществява чрез елементарен акт химическо взаимодействие. Елементарен акт (елементарен етап)- единичен акт на взаимодействие или трансформация на частици (молекули, йони, радикали) в други частици. За елементарните реакции молекулярността и редът на реакцията са еднакви. Ако процесът е многоетапен и поради това уравнението на реакцията не разкрива механизма на процеса, редът на реакцията не съвпада с нейната молекулност.

Химичните реакции се делят на прости (едноетапни) и сложни, протичащи на няколко етапа.

Мономолекулна реакцияе реакция, при която елементарният акт е химическа трансформация на една молекула. Например:

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

Бимолекулярна реакция- реакция, при която елементарният акт се осъществява при сблъсък на две частици. Например:

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

тримолекулярна реакция- проста реакция, чието елементарно действие се осъществява с едновременен сблъсък на три молекули. Например:

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

Установено е, че едновременният сблъсък на повече от три молекули, водещ до образуване на реакционни продукти, е практически невъзможен.

Законът за действието на масата не се прилага за реакции, включващи твърди вещества, тъй като техните концентрации са постоянни и те реагират само на повърхността. Скоростта на такива реакции зависи от размера на контактната повърхност между реагентите.

6.2.3. Температурна зависимост на скоростта на реакцията

Скоростта на химичните реакции се увеличава с повишаване на температурата. Това увеличение се причинява от увеличаване на кинетичната енергия на молекулите. През 1884 г. холандският химик ван'т Хоф формулира правилото: за всеки 10 градуса повишаване на температурата скоростта на химичните реакции се увеличава с 2-4 пъти.

Правилото на Van't Hoff се записва така:

,

където Vt1 и Vt2 са скоростите на реакцията при температури t1 и t2; γ - температурен коефициент на скорост, равен на 2 - 4.

Правилото на van't Hoff се използва за приближаване на ефекта на температурата върху скоростта на реакцията. По-точно уравнение, описващо зависимостта на константата на скоростта на реакцията от температурата, е предложено през 1889 г. от шведския учен С. Арениус:

.

В уравнението на Арениус A е константа, E е енергията на активиране (J/mol); Т е температура, К.

Според Арениус не всички сблъсъци на молекули водят до химични трансформации. Само молекули с малко излишна енергия са в състояние да реагират. Тази излишна енергия, която трябва да имат сблъскващите се частици, за да възникне реакция между тях, се нарича активираща енергия.

6.3. Концепцията за катализа и катализаторите

Катализаторът е вещество, което променя скоростта на химическата реакция, но остава химически непроменено в края на реакцията.

Някои катализатори ускоряват реакцията, докато други се наричат инхибитори, забавете го. Например, добавянето на малко количество MnO 2 като катализатор към водороден пероксид H2O2 причинява бързо разлагане:

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

В присъствието на малки количества сярна киселина се наблюдава намаляване на скоростта на разлагане на H 2 O 2. При тази реакция сярната киселина действа като инхибитор.

В зависимост от това дали катализаторът е в същата фаза като реагентите или образува независима фаза, има хомогеннаИ хетерогенна катализа.

хомогенна катализа

В случай на хомогенна катализа, реагентите и катализаторът са в една и съща фаза, например газообразна. Механизмът на действие на катализатора се основава на факта, че той взаимодейства с реагенти, за да образува междинни съединения.

Помислете за механизма на действие на катализатора. При липса на катализатор реакцията

Тече много бавно. Катализаторът образува с изходните материали (например с вещество В) реактивен междинен продукт:

който реагира енергично с друг изходен материал, за да образува крайния реакционен продукт:

VK + A \u003d AB + K.

Хомогенната катализа се осъществява например в процеса на окисляване на серен(IV) оксид до серен(VI) оксид, което протича в присъствието на азотни оксиди.

хомогенна реакция

2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3

при липса на катализатор е много бавен. Но когато се въведе катализатор (NO), се образува междинно съединение (NO2):

O 2 + 2 NO = 2 NO 2,

който лесно окислява SO 2:

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

Енергията на активиране на последния процес е много ниска, така че реакцията протича с висока скорост. По този начин действието на катализаторите се свежда до намаляване на енергията на активиране на реакцията.

хетерогенна катализа

При хетерогенна катализа катализаторът и реагентите са в различни фази. Катализаторът обикновено е в твърдото вещество, а реагентите в течността или газообразни състояния. При хетерогенна катализа ускоряването на процеса обикновено се свързва с каталитичния ефект на повърхността на катализатора.

Катализаторите се различават по селективност (селективност) на действие. Така, например, в присъствието на алуминиев оксид катализатор Al 2 O 3 при 300 o C от етилов алкохолполучават вода и етилен:

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

При същата температура, но в присъствието на меден Cu като катализатор, етиловият алкохол се дехидрогенира:

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

Малки количества от определени вещества намаляват или дори напълно унищожават активността на катализаторите (отравяне с катализатор). Такива вещества се наричат каталитични отрови. Например кислородът причинява обратимо отравяне на железния катализатор при синтеза на NH 3 . Активността на катализатора може да бъде възстановена чрез преминаване на прясна смес от азот и водород, пречистена от кислород. Сярата причинява необратимо отравяне на катализатора в синтеза на NH 3 . Неговата активност вече не може да бъде възстановена чрез преминаване на прясна смес от N 2 +H 2 .

Веществата, които засилват действието на катализаторите се наричат промотори, или активатори(промоцията на платинени катализатори, например, се извършва чрез добавяне на желязо или алуминий).

Механизмът на хетерогенната катализа е по-сложен. За да го обясни, се използва адсорбционната теория на катализа. Повърхността на катализатора е хетерогенна, така че има така наречените активни центрове. Реагиращите вещества се адсорбират върху активните места. Последният процес причинява приближаване на реагиращите молекули и увеличаване на тяхната химическа активност, тъй като връзката между атомите на адсорбираните молекули е отслабена, разстоянието между атомите се увеличава.

От друга страна се смята, че ускоряващият ефект на катализатора при хетерогенна катализа се дължи на факта, че реагентите образуват междинни съединения (както в случая на хомогенна катализа), което води до намаляване на енергията на активиране.

6.4. Химическо равновесие

Необратими и обратими реакции

Реакциите, които протичат само в една посока и завършват с пълното превръщане на изходните вещества в крайни вещества, се наричат ​​необратими.

Необратима, т.е. продължавайки до края са реакции, в които

Химичните реакции, които могат да протичат в противоположни посоки, се наричат ​​обратими.Типични обратими реакции са реакциите на синтез на амоняк и окисляване на серен(IV) оксид до серен(VI) оксид:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Когато пишете уравненията на обратимите реакции, вместо знака за равенство, поставете две стрелки, сочещи в противоположни посоки.

При обратимите реакции скоростта на реакцията напред в началния момент от времето има максимална стойност, което намалява с намаляването на концентрацията на изходните реагенти. Напротив, обратната реакция първоначално има минимална скорост, която се увеличава с увеличаване на концентрацията на продуктите. В резултат на това идва момент, в който скоростите на предната и обратната реакция стават равни и системата е настроена на химическо равновесие.

Химическо равновесие

Състоянието на система от реагенти, в което става скоростта на директна реакция еднаква скоростобратната реакция се нарича химично равновесие.

Химическото равновесие се нарича още истинско равновесие. В допълнение към равенството на скоростите на предните и обратните реакции, истинското (химическо) равновесие се характеризира със следните характеристики:

неизменността на състоянието на системата се причинява от протичането на директни и обратни реакции, тоест равновесното състояние е динамично;

състоянието на системата остава непроменено във времето, ако системата не е външно влияние;

всяко външно влияние причинява изместване на равновесието на системата; обаче, ако външното влияние бъде премахнато, тогава системата се връща отново в първоначалното си състояние;

• състоянието на системата е едно и също, независимо от коя страна системата се приближава към равновесието - от страната на изходните вещества или от страната на реакционните продукти.

трябва да се разграничават от реалните привидно равновесие. Така, например, смес от кислород и водород в затворен съд при стайна температура може да се съхранява произволно дълго време. Въпреки това, започването на реакцията ( електрически разряд, ултравиолетово облъчване, повишаване на температурата) предизвиква необратима реакция за образуване на вода.

6.5. Принципът на Льо Шателие

Влиянието на промените във външните условия върху положението на равновесие се определя от Принципът на Льо Шател e (Франция, 1884 г.): ако се произведе някакво външно влияние върху система в равновесие, равновесието в системата ще се измести в посока на отслабване на това влияние.

Принципът на Льо Шателие важи не само за химични процеси, но и към физически такива, като кипене, кристализация, разтваряне и др.

Помислете за влиянието на различни фактори върху химичното равновесие, като използвате реакцията на синтез на амоняк като пример:

N2 + 3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Ефект на концентрацията върху химичното равновесие.

В съответствие с принципа на Льо Шателие, увеличаването на концентрацията на изходните вещества измества равновесието към образуването на реакционни продукти. Увеличаването на концентрацията на реакционните продукти измества равновесието към образуването на изходните вещества.

В процеса на синтеза на амоняк, разгледан по-горе, въвеждането на допълнителни количества N 2 или H 2 в равновесната система причинява изместване на равновесието в посоката, в която концентрацията на тези вещества намалява, следователно, равновесието се измества към образуването на NH3. Увеличаването на концентрацията на амоняк измества равновесието към изходните материали.

Катализаторът ускорява еднакво както предната, така и обратната реакция, така че въвеждането на катализатор не засяга химичното равновесие.

Ефект на температурата върху химичното равновесие

С повишаване на температурата равновесието се измества към ендотермична реакция, а при понижаване на температурата се измества към екзотермична реакция.

Определя се степента на изместване на равновесието абсолютна стойносттермичен ефект: колкото по-голяма е стойността на Δ H на реакцията, толкова по-голям е ефектът от температурата.

При разглежданата реакция на синтез на амоняк повишаването на температурата ще измести равновесието към изходните материали.

Влияние на налягането върху химичното равновесие

Промяната в налягането влияе върху химичното равновесие с участието газообразни вещества. Според принципа на Льо Шателие увеличаването на налягането измества равновесието в посока на реакция, протичаща с намаляване на обема на газообразните вещества, а намаляването на налягането измества равновесието в обратна посока. Реакцията на синтез на амоняк протича с намаляване на обема на системата (има четири обема от лявата страна на уравнението и два обема от дясната). Следователно повишаването на налягането измества равновесието към образуването на амоняк. Намаляването на налягането ще измести равновесието към обратна страна. Ако в уравнението на обратимата реакция броят на молекулите на газообразните вещества в дясната и лявата част е равен (реакцията протича без промяна на обема на газообразните вещества), тогава налягането не влияе на положението на равновесие в тази система.