Ջերմաքիմիան ուսումնասիրում է ջերմային ազդեցությունները քիմիական ռեակցիաներ. Շատ դեպքերում այս ռեակցիաները ընթանում են մշտական ծավալով կամ մշտական ճնշման ներքո: Թերմոդինամիկայի առաջին օրենքից հետևում է, որ այս պայմաններում ջերմությունը վիճակի ֆունկցիա է։ Հաստատուն ծավալով ջերմությունը հավասար է ներքին էներգիայի փոփոխությանը.
իսկ մշտական ճնշման դեպքում՝ էթալպիայի փոփոխություն.
Այս հավասարությունները, երբ կիրառվում են քիմիական ռեակցիաների վրա, դրա էությունն են Հեսսի օրենքը:
Քիմիական ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը, որն ընթանում է մշտական ճնշման կամ մշտական ծավալով, կախված չէ ռեակցիայի ուղուց, այլ որոշվում է միայն ռեակտիվների և ռեակցիայի արտադրանքների վիճակով:
Այլ կերպ ասած, քիմիական ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը հավասար է վիճակի ֆունկցիայի փոփոխությանը։
Ջերմաքիմիայում, ի տարբերություն թերմոդինամիկայի այլ կիրառությունների, ջերմությունը համարվում է դրական, եթե այն ազատվում է միջավայրը, այսինքն. եթե Հ < 0 или U
< 0. Под тепловым эффектом химической реакции
понимают значение Հ(որը պարզապես կոչվում է «ռեակցիայի էնթալպիա») կամ Uռեակցիաներ.
Եթե ռեակցիան ընթանում է լուծույթով կամ պինդ փուլում, որտեղ ծավալի փոփոխությունն աննշան է, ապա
Հ = U + (pV) U. (3.3)
Եթե ռեակցիային մասնակցում են իդեալական գազեր, ապա հաստատուն ջերմաստիճանում
Հ = U + (pV) = U+n. RT, (3.4)
որտեղ n-ը ռեակցիայի մեջ գազերի մոլերի քանակի փոփոխությունն է:
Տարբեր ռեակցիաների էթալպիաների համեմատությունը հեշտացնելու համար օգտագործվում է «ստանդարտ վիճակ» հասկացությունը։ Ստանդարտ վիճակը մաքուր նյութի վիճակն է 1 բար (= 10 5 Պա) ճնշման և տվյալ ջերմաստիճանի դեպքում։. Գազերի համար սա հիպոթետիկ վիճակ է 1 բար ճնշման դեպքում, որն ունի անսահման հազվագյուտ գազի հատկություններ։ Նյութերի միջև ռեակցիայի էթալպիան ստանդարտ վիճակներում ջերմաստիճանում Տ, նշանակել ( rնշանակում է «արձագանք»): Ջերմաքիմիական հավասարումների մեջ նշվում են ոչ միայն նյութերի բանաձևերը, այլև դրանց ագրեգատային վիճակները կամ բյուրեղային փոփոխությունները։
Կարևոր հետևանքներ են բխում Հեսսի օրենքից, որը հնարավորություն է տալիս հաշվարկել քիմիական ռեակցիաների էթալպիաները։
Հետևանք 1.
հավասար է ռեակցիայի արտադրանքի և ռեակտիվների ձևավորման ստանդարտ էթալպիաների տարբերությանը (հաշվի առնելով ստոյխիոմետրիկ գործակիցները).
Նյութի առաջացման ստանդարտ էթալպիա (ջերմություն): (զնշանակում է «ձևավորում») տվյալ ջերմաստիճանում այս նյութի մեկ մոլի առաջացման ռեակցիայի էթալպիան է. տարրերիցամենակայուն ստանդարտ վիճակում։ Ըստ այս սահմանման՝ ամենակայունի ձևավորման էթալպիան պարզ նյութերստանդարտ վիճակում 0 է ցանկացած ջերմաստիճանում: Ստանդարտ էնթալպիաներ 298 Կ ջերմաստիճանում նյութերի առաջացումը տրված է տեղեկատու գրքերում:
«Գոյացման էնթալպիա» հասկացությունները օգտագործվում են ոչ միայն սովորական նյութերի, այլև լուծույթում իոնների համար։ Այս դեպքում որպես հղման կետ վերցվում է H + իոնը, որի համար ջրային լուծույթում առաջացման ստանդարտ էթալպիան ենթադրվում է հավասար զրոյի. 
Հետևանք 2. Քիմիական ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիա
հավասար է ռեակտիվների և ռեակցիայի արտադրանքների այրման էթալպիաների տարբերությանը (հաշվի առնելով ստոյխիոմետրիկ գործակիցները).
(գնշանակում է «այրում»): Նյութի այրման ստանդարտ էթալպիա (ջերմություն) կոչվում է նյութի մեկ մոլի ամբողջական օքսիդացման ռեակցիայի էթալպիա։ Այս հետևանքը սովորաբար օգտագործվում է օրգանական ռեակցիաների ջերմային ազդեցությունները հաշվարկելու համար:
Հետևանք 3. Քիմիական ռեակցիայի էթալպիան հավասար է կոտրված և ձևավորված քիմիական կապերի էներգիաների տարբերությանը:
Կապի էներգիայով A-B անվանեք էներգիան, որն անհրաժեշտ է կապը կոտրելու և ստացված մասնիկները անսահման հեռավորության վրա նոսրացնելու համար.
AB (r) A (r) + B (r) .
Կապի էներգիան միշտ դրական է:
Ձեռնարկներում ջերմաքիմիական տվյալների մեծ մասը տրված է 298 Կ ջերմաստիճանում: Այլ ջերմաստիճաններում ջերմային ազդեցությունները հաշվարկելու համար օգտագործեք Կիրխհոֆի հավասարումը:
(դիֆերենցիալ ձև) (3.7)
(ինտեգրալ ձև) (3.8)
որտեղ Cpռեակցիայի արտադրանքի և սկզբնական նյութերի իզոբարային ջերմային հզորությունների տարբերությունն է։ Եթե տարբերությունը Տ 2 - Տ 1-ը փոքր է, ապա կարող եք ընդունել Cp= կոնստ. ժամը մեծ տարբերությունջերմաստիճանը, անհրաժեշտ է օգտագործել ջերմաստիճանի կախվածությունը Cp(Տ) տիպ:
որտեղ գործակիցներ ա, բ, գև այլն: առանձին նյութերի համար դրանք վերցված են տեղեկատու գրքից, իսկ նշանը ցույց է տալիս արտադրանքի և ռեակտիվների տարբերությունը (հաշվի առնելով գործակիցները):
ՕՐԻՆՆԵՐ
Օրինակ 3-1.Հեղուկ և գազային ջրի առաջացման ստանդարտ էնթալպիաները 298 Կ-ում համապատասխանաբար -285,8 և -241,8 կՋ/մոլ են։ Հաշվեք ջրի գոլորշիացման էթալպիան այս ջերմաստիճանում:
Լուծում. Ձևավորման էթալպիաները համապատասխանում են հետևյալ ռեակցիաներին.
H 2 (գ) + SO 2 (գ) \u003d H 2 O (գ), Հ 1 0 = -285.8;
H 2 (գ) + SO 2 (գ) \u003d H 2 O (գ), Հ 2 0 = -241.8.
Երկրորդ ռեակցիան կարող է իրականացվել երկու փուլով՝ նախ այրել ջրածինը, որպեսզի առաջանա հեղուկ ջուր՝ ըստ առաջին ռեակցիայի, ապա գոլորշիացնել ջուրը.
H 2 O (g) \u003d H 2 O (գ), Հ 0 իսպաներեն = ?
Այնուհետև Հեսսի օրենքի համաձայն.
Հ 1 0 + Հ 0 իսպաներեն = Հ 2 0 ,
որտեղ Հ 0 իսպաներեն \u003d -241,8 - (-285,8) \u003d 44,0 կՋ / մոլ:
Պատասխանել. 44,0 կՋ/մոլ.
Օրինակ 3-2.Հաշվեք ռեակցիայի էթալպիան
6C (գ) + 6H (գ) \u003d C 6 H 6 (գ)
ա) ըստ ձևավորման էթալպիաների. բ) էներգիաները կապելու միջոցով՝ ենթադրելով, որ C 6 H 6 մոլեկուլում կրկնակի կապերը ֆիքսված են։
Լուծում. ա) Ձևավորման էնթալպիաները (կՋ/մոլով) գտնվում են ձեռնարկում (օրինակ՝ P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5-րդ հրատարակություն, էջ C9-C15). fH 0 (C 6 H 6 (գ)) = 82.93, fH 0 (C (g)) = 716.68, fH 0 (H (g)) = 217,97: Ռեակցիայի էթալպիան հետևյալն է.
r Հ 0 \u003d 82.93 - 6 716.68 - 6 217.97 \u003d -5525 կՋ / մոլ:
բ) Այս ռեակցիայի ժամանակ քիմիական կապերը չեն կոտրվում, այլ միայն ձևավորվում են: Կրկնակի կապի ֆիքսված մոտարկումում C 6 H 6 մոլեկուլը պարունակում է 6 C-H կապ, 3 C-C կապ և 3 C=C կապ: Կապերի էներգիաները (կՋ/մոլով) (P.W.Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, p. C7): Ե(C-H) = 412, Ե(C-C) = 348, Ե(C=C) = 612. Ռեակցիայի էնթալպիան է.
r Հ 0 \u003d - (6 412 + 3 348 + 3 612) \u003d -5352 կՋ / մոլ:
Տարբերությունը ճշգրիտ արդյունք-5525 կՋ/մոլ պայմանավորված է նրանով, որ բենզոլի մոլեկուլում չկան C-C միայնակ կապեր և C=C կրկնակի կապեր, բայց կան 6 C C անուշաբույր կապեր։
Պատասխանել. ա) -5525 կՋ/մոլ; բ) -5352 կՋ/մոլ.
Օրինակ 3-3.Օգտագործելով հղման տվյալները, հաշվարկեք ռեակցիայի էթալպիան
3Cu (TV) + 8HNO 3(aq) = 3Cu(NO 3) 2(aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l)
Լուծում. Իոնային ռեակցիայի կրճատված հավասարումը հետևյալն է.
3Cu (TV) + 8H + (aq) + 2NO 3 - (aq) \u003d 3Cu 2+ (aq) + 2NO (g) + 4H 2 O (l):
Համաձայն Հեսսի օրենքի՝ ռեակցիայի էթալպիան հետևյալն է.
r Հ 0 = 4fH 0 (H 2 O (l)) + 2 fH 0 (NO(g)) + 3 fH 0 (Cu 2+ (aq)) - 2 fH 0 (NO 3 - (aq))
(պղնձի և H + իոնի առաջացման էնթալպիաները, ըստ սահմանման, 0 են): Փոխարինելով առաջացման էթալպիաները (P.W. Atkins, Physical Chemistry, 5th edition, pp. C9-C15), մենք գտնում ենք.
r Հ 0 = 4 (-285,8) + 2 90,25 + 3 64,77 - 2 (-205,0) = -358,4 կՋ
(հիմնվելով երեք մոլի պղնձի վրա):
Պատասխանել. -358,4 կՋ.
Օրինակ 3-4.Հաշվե՛ք մեթանի այրման էնթալպիան 1000 Կ ջերմաստիճանում, եթե տրված են 298 Կ-ում առաջացման էթալպիաները. fH 0 (CH 4) \u003d -17,9 կկալ / մոլ, fH 0 (CO 2) \u003d -94,1 կկալ / մոլ, fH 0 (H 2 O (գ)) = -57,8 կկալ / մոլ: 298-ից 1000 Կ միջակայքում գազերի ջերմային հզորությունները (կալ/(մոլ. Կ)) են.
C p (CH 4) = 3,422 + 0,0178: Տ, Cp(O 2) = 6,095 + 0,0033: Տ,
C p (CO 2) \u003d 6,396 + 0,0102: Տ, Cp(H 2 O (g)) = 7,188 + 0,0024: Տ.
Լուծում. Մեթանի այրման ռեակցիայի էնթալպիա
CH 4 (գ) + 2O 2 (գ) \u003d CO 2 (գ) + 2H 2 O (գ)
298 K-ում է.
94.1 + 2 (-57.8) - (-17.9) = -191.8 կկալ / մոլ.
Գտնենք ջերմային հզորությունների տարբերությունը՝ կախված ջերմաստիճանից.
Cp = Cp(CO2) + 2 Cp(H 2 O (g)) - Cp(CH 4) - 2 Cp(O2) =
= 5.16 - 0.0094Տ(կալ/(մոլ. Կ)):
Մենք հաշվարկում ենք ռեակցիայի էնթալպիան 1000 K-ում՝ օգտագործելով Կիրխհոֆի հավասարումը.
= + 
= -191800 + 5.16
(1000-298) - 0,0094 (1000 2 -298 2) / 2 \u003d -192500 կալ / մոլ:
Պատասխանել. -192,5 կկալ/մոլ.
ԱՌԱՋԱԴՐԱՆՔՆԵՐ
3-1. Որքա՞ն ջերմություն է պահանջվում 500 գ Al փոխանցելու համար (մպ. 658 o C, Հ 0 pl \u003d 92,4 կալ / գ), վերցված է սենյակային ջերմաստիճան, հալած վիճակում, եթե Cp(Al TV) \u003d 0,183 + 1,096 10 -4 Տկալ/(g K)?
3-2. CaCO 3 (TV) \u003d CaO (TV) + CO 2 (գ) ռեակցիայի ստանդարտ էթալպիան, որն ընթանում է բաց անոթում 1000 Կ ջերմաստիճանում, 169 կՋ / մոլ է: Որքա՞ն է այս ռեակցիայի ջերմությունը, որն ընթանում է նույն ջերմաստիճանում, բայց փակ անոթում:
3-3. Հաշվե՛ք հեղուկ բենզոլի առաջացման ստանդարտ ներքին էներգիան 298 Կ-ում, եթե դրա առաջացման ստանդարտ էթալպիան 49,0 կՋ/մոլ է։
3-4. Հաշվել N 2 O 5 (գ) առաջացման էթալպիան ժամը Տ= 298 K՝ հիմնվելով հետևյալ տվյալների վրա.
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (գ), Հ 1 0 \u003d -114,2 կՋ / մոլ,
4NO 2 (գ) + O 2 (գ) \u003d 2N 2 O 5 (գ), Հ 2 0 \u003d -110,2 կՋ / մոլ,
N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g), Հ 3 0 = 182,6 կՋ/մոլ:
3-5. Գլյուկոզայի, ֆրուկտոզայի և սախարոզայի այրման էթալպիաները 25 ° C ջերմաստիճանում կազմում են -2802,
-2810 և -5644 կՋ/մոլ համապատասխանաբար: Հաշվել սախարոզայի հիդրոլիզի ջերմությունը:
3-6. Որոշեք դիբորանի B 2 H 6 (գ) առաջացման էթալպիան Տ= 298 Կ հետևյալ տվյալներից.
B 2 H 6 (g) + 3O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (TV) + 3H 2 O (g), Հ 1 0 \u003d -2035,6 կՋ / մոլ,
2B (TV) + 3/2 O 2 (g) \u003d B 2 O 3 (TV), Հ 2 0 \u003d -1273,5 կՋ / մոլ,
H 2 (գ) + 1/2 O 2 (գ) \u003d H 2 O (գ), Հ 3 0 \u003d -241,8 կՋ / մոլ:
3-7. Հաշվեք պարզ նյութերից ցինկի սուլֆատի առաջացման ջերմությունը Տ= 298 K՝ հետևյալ տվյալների հիման վրա.
ՋԵՐՄԱԿԱՆ ԱԶԴԵՑՈՒԹՅՈՒՆ, արձակված կամ ներծծվող ջերմադինամիկական ջերմություն։ համակարգ՝ դրանում քիմիական նյութերի հոսքի ժամանակ։ շրջաններ։ Այն որոշվում է այն պայմանով, որ համակարգը չի աշխատում (բացի հնարավոր աշխատանքընդարձակումներ), իսկ m-ry-ն ու արտադրանքները հավասար են: Քանի որ ջերմությունը պետական ֆունկցիա չէ, այսինքն. երբ վիճակների միջև անցումը կախված է անցումային ուղուց, ապա ներս ընդհանուր դեպքջերմային էֆեկտը չի կարող ծառայել որպես որոշակի շրջանի հատկանիշ: Երկու դեպքում, անսահման փոքր քանակությամբ ջերմություն (տարրական ջերմություն) d Q համընկնում է վիճակի ֆունկցիայի ընդհանուր դիֆերենցիալի հետ. հաստատուն ծավալով d Q \u003d dU (համակարգի U-ներքին էներգիա) և հաստատուն d Q \u003d dH (H-ը համակարգի էնթալպիան է):
Գործնականորեն կարևոր են երկու տեսակի ջերմային էֆեկտներ՝ իզոթերմային իզոբարային (t-re T և p հաստատուն) և իզոթերմային իզոխորիկ (հաստատուն T և V ծավալի դեպքում): Կան դիֆերենցիալ և ինտեգրալ ջերմային ազդեցություններ: Դիֆերենցիալ ջերմային ազդեցությունը որոշվում է արտահայտություններով.
որտեղ u i , h i -acc. մասնակի մոլային արտ. էներգիա և; v i -ստոյխիոմետրիկ. գործակիցը (v i > 0 ապրանքների համար, 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
ջերմային ազդեցությունռեակցիա-կՋ/. Եթե u T,V , h T,p > 0, կոչվում է p-tion: էնդոթերմիկ, ազդեցության հակառակ նշանով, էկզոտերմիկ։ Երկու տեսակի ազդեցությունները կապված են հարաբերությունների հետ.
Տրված է ջերմային էֆեկտի ջերմաստիճանից կախվածությունը, որի կիրառումը, խստորեն ասած, պահանջում է p-tion in-ի բոլոր մասնակիցների մասնակի մոլային արժեքների իմացություն, բայց շատ դեպքերում այդ քանակությունները անհայտ են: Քանի որ հոսող շրջանների համար իրական լուծումներև այլ թերմոդինամիկորեն ոչ իդեալական միջավայրեր, ջերմային էֆեկտները, ինչպես մյուսները, զգալիորեն կախված են համակարգի կազմից և փորձից: պայմաններում, մշակվել է մոտեցում, որը հեշտացնում է տարբեր շրջանների համեմատությունը և ջերմային էֆեկտների համակարգվածությունը: Այս նպատակին ծառայում է ստանդարտ ջերմային էֆեկտի հայեցակարգը (նշվում է): Ստանդարտը հասկացվում է որպես ջերմային էֆեկտ, որն իրականացվում է (հաճախ հիպրթետիկորեն) այն պայմաններում, երբ շրջանի մասնակից բոլոր կղզիները գտնվում են տվյալ կղզիներում։ Դիֆերենցիալ և ինտեգրալ ստանդարտ ջերմային էֆեկտները միշտ թվային առումով նույնն են: Ստանդարտ ջերմային էֆեկտը հեշտությամբ հաշվարկվում է` օգտագործելով ձևավորման կամ ջերմության ստանդարտ ջերմությունների աղյուսակները այրումը ներսում(տես ներքեւում). Ոչ իդեալական միջավայրի համար մեծ անհամապատասխանություն կա փաստացի չափված և ստանդարտ ջերմային էֆեկտների միջև, ինչը պետք է նկատի ունենալ թերմոդինամիկական հաշվարկներում ջերմային էֆեկտներ օգտագործելիս: Օրինակ, ալկալային դիացետիմիդի համար [(CH 3 CO) 2 NH (tv) + H 2 O (l) \u003d \u003d CH 3 SOCH 2 (tv) + CH 3 COOH (l) +] 0,8 n-ում: NaOH-ի լուծույթ ջրի մեջ (58% զանգվածով) 298 Կ ջերմաստիճանում, չափված ջերմային ազդեցությունը D H 1 \u003d - 52,3 կՋ /: Նույն թաղամասի համար ստանդարտ պայմաններում ստացվել է = - 18,11 կՋ /: Դա այնքան շատ է նշանակում: տարբերությունը բացատրվում է ջերմային էֆեկտներով, որոնք ուղեկցում են in-in նշված p-լուծիչում (տաքացնում): Պինդ, հեղուկ քացախաթթվի և ջերմության համար համապատասխանաբար հավասար են. D H 2 = 13,60; D H 3 = - 48,62; D H 4 \u003d - 0,83 կՋ / այսպես \u003d D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4: Օրինակի տեսակետիցբայց որ ջերմային ազդեցությունների ուսումնասիրության ժամանակ կարևոր է չափել ուղեկցող ֆիզիկական ազդեցությունների ջերմային ազդեցությունը: գործընթացները։
Ջերմային էֆեկտների ուսումնասիրությունն է ամենակարեւոր խնդիրը. Հիմնական փորձարարական մեթոդը կալորիմետրիա է: Ժամանակակից Սարքավորումը հնարավորություն է տալիս ուսումնասիրել ջերմային ազդեցությունները գազային, հեղուկ և պինդ փուլերում, ինչպես նաև բարդ փուլերում: համակարգեր. Տիպիկ չափված ջերմային էֆեկտների շրջանակը տատանվում է հարյուրավոր Ջ/-ից մինչև հարյուրավոր կՋ/: Աղյուսակում. բերված են կալորիմետրիկ տվյալներ: որոշակի շրջանների ջերմային ազդեցությունների չափումներ: Ջերմային էֆեկտների, նոսրացման և ջերմության չափումը թույլ է տալիս իրականում չափված ջերմային ազդեցություններից անցնել ստանդարտների:
Կարևոր դերը պատկանում է երկու տեսակի ջերմային էֆեկտներին՝ ձևավորման շոգերին Comm. -ից պարզ ներսև in-in մաքուր կալորիականությունը բարձր տարրերի ձևավորմամբ, որոնցից in-in է: Այս ջերմային ազդեցությունները կրճատվում են մինչև ստանդարտ պայմաններ և աղյուսակավորված: Նրանց օգնությամբ հեշտ է հաշվարկել ցանկացած ջերմային ազդեցություն. այն հավասար է հանրահաշվին թաղամասի բոլոր մասնակիցների առաջացման կամ այրման ջերմությունների գումարը.
Աղյուսակային արժեքների կիրառում 
թույլ է տալիսհաշվարկել ջերմային ազդեցությունները pl. հազար շրջաններ, թեև այդ արժեքներն իրենք հայտնի են միայն մի քանիսի համար: հազար կապ: Այս հաշվարկի մեթոդը հարմար չէ, սակայն, փոքր ջերմային ազդեցություն ունեցող շրջանների համար, քանի որ հաշվարկված փոքր արժեքը ստացվում է որպես հանրահաշվական: մի քանիսի գումարը մեծ արժեքներ, բնութագրվում է սխալով, ծայրերը աբս. կարող է գերազանցել ջերմային ազդեցությունը: Ջերմային էֆեկտների հաշվարկ՝ օգտագործելով քանակները 
հիմնված է պետական գործառույթի առկայության վրա։ Սա հնարավորություն է տալիս ջերմաքիմիական համակարգեր կազմել: անհրաժեշտ p-tion-ի ջերմային ազդեցությունը որոշելու համար (տես): Գրեթե միշտ հաշվարկեք ստանդարտ ջերմային ազդեցությունները: Բացի վերը քննարկված մեթոդից, ջերմային էֆեկտների հաշվարկն իրականացվում է հավասարման ջերմաստիճանից կախվածության համաձայն.
Առաջադրանք #6
Հաշվեք աղյուսակում տրված նյութի միջին ջերմային հզորությունը: 6-ը, ջերմաստիճանի 298-ից մինչև Տ TO.
Աղյուսակ 6
|
Նյութ |
Նյութ | ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
| ||||
|
|
|
Լուծում:
Դիտարկենք ամոնիակի միջին ջերմային հզորության հաշվարկը 298-ից 800 ջերմաստիճանի միջակայքում TO.
Ջերմային հզորություն- սա տաքացման ընթացքում մարմնի կողմից կլանված ջերմության քանակի և տաքացմանը ուղեկցող ջերմաստիճանի բարձրացման հարաբերակցությունն է: Անհատական նյութի համար կան կոնկրետ(մեկ կիլոգրամ) և մոլային(մեկ մոլ) ջերմային հզորություն:
Իրական ջերմային հզորություն
,
(21)
որտեղ δ Ք ջերմության անվերջ փոքր քանակությունն է, որն անհրաժեշտ է մարմնի ջերմաստիճանը անվերջ փոքր քանակությամբ բարձրացնելու համար dT .
Միջին ջերմային հզորությունըջերմության հարաբերակցությունն է Քդեպի ջերմաստիճանի բարձրացում ∆ Տ = Տ 2 – Տ 1 ,
.
Քանի որ ջերմությունը պետական ֆունկցիա չէ և կախված է գործընթացի ուղուց, անհրաժեշտ է նշել ջեռուցման գործընթացի առաջացման պայմանները: Իզոխորիկ և իզոբարային գործընթացներում անվերջ փոքր փոփոխության համար δ Ք Վ = dU և δ Ք էջ = դՀ, Ահա թե ինչու
և 
.
(22)
Միացում միջև իսկական իզոխորիկ(ՀԵՏ Վ) և իզոբարիկ
(Գ էջ)
ջերմային հզորություններնյութեր և միջինիզոխորիկ 
և իզոբարիկ 
ջերմային հզորություններջերմաստիճանի միջակայքում սկսած Տ 1
նախքան Տ 2
արտահայտվում է (23) և (24) հավասարումներով.
;
(23)
.
(24)
Իրական ջերմային հզորության կախվածությունը ջերմաստիճանից արտահայտվում են հետևյալ էմպիրիկ հավասարումներով.
; (համար ոչ օրգանական նյութեր) (25)
. (օրգանական նյութերի համար) (26)
Օգտվենք ֆիզիկական և քիմիական մեծությունների տեղեկատուից։ Գրենք ամոնիակի իզոբարային ջերմունակության ջերմաստիճանից կախվածության հավասարման գործակիցները (a, b, c).
Աղյուսակ 7
|
Նյութ |
|
||
|
բ· 10 3 |
գ / · 10 –5 |
||
Մենք գրում ենք ամոնիակի իրական ջերմային հզորության ջերմաստիճանից կախվածության հավասարումը.
.
Մենք այս հավասարումը փոխարինում ենք բանաձևով (24) և հաշվարկում ենք ամոնիակի միջին ջերմային հզորությունը.
=
1/(800-298)
=
0,002 = 43,5 Ջ/մոլ Կ.
Առաջադրանք թիվ 7
Աղյուսակում տրված քիմիական ռեակցիայի համար: 2, գծեք ռեակցիայի արտադրանքի ջերմային հզորությունների գումարը՝ կախված ջերմաստիճանից 
և ջերմաստիճանի վրա սկզբնական նյութերի ջերմային հզորությունների գումարը 
. Կախվածության հավասարումներ 
վերցրեք այն ձեռնարկից: Հաշվարկել ջերմային հզորության փոփոխությունը քիմիական ռեակցիայի ժամանակ ( 
) 298 Կ, 400 Կ և ջերմաստիճաններում Տ K (Աղյուսակ 6):
Լուծում:
Եկեք հաշվարկենք ջերմային հզորության փոփոխությունը 298 Կ, 400 Կ և 600 Կ ջերմաստիճաններում՝ օգտագործելով ամոնիակի սինթեզի ռեակցիան որպես օրինակ.
Եկեք գրենք սկզբնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքների ջերմաստիճանից ամոնիակի իրական ջերմունակության կախվածության հավասարումների 1 գործակիցները (a, b, c, c /)՝ հաշվի առնելով ստոյխիոմետրիկ գործակիցները. 
. Հաշվենք գործակիցների գումարը. Օրինակ՝ գործակիցների գումարը աելանյութերի համար հավասար է
= 27,88 + 3 27,28 = 109,72:
Գործակիցների գումարը առեակցիայի արտադրանքի համար է
= 2 29,8 = 59,6:
=
=59,6 – 109,72 = –50,12.
Աղյուսակ 8
|
Նյութ |
բ· 10 3 |
գ / · 10 – 5 |
s 10 6 |
||
|
սկզբնական նյութեր | |||||
|
( | |||||
|
( | |||||
|
| |||||
,
,
)
,
,
)
,
,
Այսպիսով, կախվածության հավասարումը 
ռեակցիայի արտադրանքի համար ունի հետևյալ ձևը.
\u003d 59,60 + 50,96 10 -3 T - 3,34 10 5 / T 2:
Գծագրել ռեակցիայի արտադրանքի ջերմային հզորության գումարի կախվածությունը ջերմաստիճանից 
հաշվարկել ջերմային հզորությունների գումարը մի քանի ջերմաստիճաններում.
T = 298 Կ
\u003d 59,60 + 50,96 10 -3 298 - 3,34 10 5 / 298 2 \u003d 71,03 J / K;
Տ
= 400 Կ 
= 77,89 J/K;
T = 600 Կ 
= 89,25 J/K:
Կախվածության հավասարում 
սկզբնական նյութերի համար ունի ձև.
\u003d 109,72 + 14,05 10 -3 T + 1,50 10 -5 / T 2:
Նմանապես, մենք հաշվարկում ենք 
ելանյութերը մի քանի ջերմաստիճաններում.
T=298 Կ
\u003d 109,72 + 14,05 10 -3 298 + 1,50 10 5 / 298 2 \u003d 115,60 J / K;
T = 400 Կ 
= 116.28 J/K;
T = 600 Կ 
= 118,57 J/K.
Հաջորդը, մենք հաշվարկում ենք իզոբար ջերմային հզորության փոփոխությունը 
ռեակցիայի ընթացքում մի քանի ջերմաստիճաններում.
\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.
Հաշվարկված արժեքների հիման վրա մենք կառուցում ենք ռեակցիայի արտադրանքի ջերմային հզորությունների գումարի և ելակետային նյութերի ջերմային հզորությունների գումարի կախվածության գրաֆիկները ջերմաստիճանից:
Նկար 2. Նախնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքների ընդհանուր ջերմային հզորությունների կախվածությունը ջերմաստիճանից ամոնիակի սինթեզի ռեակցիայի համար.
Այս ջերմաստիճանային միջակայքում ելակետային նյութերի ընդհանուր ջերմային հզորությունը ավելի բարձր է, քան արտադրանքի ընդհանուր ջերմային հզորությունը, հետևաբար. 
ամբողջ ջերմաստիճանի միջակայքում 298 Կ-ից մինչև 600 Կ:
Առաջադրանք թիվ 8
Հաշվեք աղյուսակում տրված ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը: 2, ջերմաստիճանում Տ K (Աղյուսակ 6):
Լուծում:
Հաշվարկենք ամոնիակի սինթեզի ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը 800 ջերմաստիճանում TO.
Ջերմային ազդեցության կախվածությունը 
ջերմաստիճանի արձագանքը նկարագրում է Կիրխհոֆի օրենքը
,
(27)
որտեղ 
- ռեակցիայի ընթացքում համակարգի ջերմային հզորության փոփոխություն. Եկեք վերլուծենք հավասարումը.
1) Եթե 
> 0, այսինքն՝ ռեակցիայի արգասիքների ջերմային հզորությունների գումարը մեծ է ելանյութերի ջերմային հզորությունների գումարից, ապա. 
> 0,. կախվածություն 
աճում է, և ջերմաստիճանի բարձրացման հետ ջերմային ազդեցությունը մեծանում է:
2) Եթե 
<
0, то
< 0, т.е. зависимость убывающая, и с
повышением температуры тепловой эффект
уменьшается.
3) Եթե 
= 0, ապա 
= 0, ջերմային ազդեցությունը կախված չէ ջերմաստիճանից:
Ինտեգրալ ձևով Կիրխհոֆի հավասարումն ունի հետևյալ ձևը.
.
(28)
ա) եթե ջերմային հզորությունը չի փոխվում գործընթացի ընթացքում, այսինքն. ռեակցիայի արտադրանքի ջերմային հզորությունների գումարը հավասար է սկզբնական նյութերի ջերմային հզորությունների գումարին ( 
), ապա ջերմային ազդեցությունը կախված չէ ջերմաստիճանից
= կոնստ.
բ) համար մոտավոր հաշվարկմենք կարող ենք անտեսել ջերմային հզորությունների կախվածությունը ջերմաստիճանից և օգտագործել ռեակցիայի մասնակիցների միջին ջերմային հզորությունների արժեքները ( 
): Այս դեպքում հաշվարկը կատարվում է ըստ բանաձևի
գ) համար ճշգրիտ հաշվարկանհրաժեշտ են տվյալներ ռեակցիայի բոլոր մասնակիցների ջերմային հզորության ջերմաստիճանից կախվածության մասին 
. Այս դեպքում ջերմային ազդեցությունը հաշվարկվում է բանաձևով
(30)
Մենք դուրս ենք գրում հղման տվյալները (Աղյուսակ 9) և հաշվարկում ենք համապատասխան արժեքների փոփոխությունները յուրաքանչյուր սյունակի համար՝ անալոգիա թիվ 7 առաջադրանքի հետ: Ստացված տվյալները հաշվարկելու համար օգտագործում ենք.
Մոտավորապես:
\u003d -91880 + (-31,88) (800 - 298) \u003d -107883,8 J \u003d - 107,88 կՋ:
\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 կՋ:
Ամոնիակի սինթեզի ռեակցիայի համար՝ ռեակցիայի ընթացքում ջերմային հզորության փոփոխությունը 
<
0 (см. задачу №7). Следовательно
< 0, с повышением температуры тепловой
эффект уменьшается.
Աղյուսակ 9
|
Նյութ |
Գումարը ռեակցիայի արտադրանքի համար |
Մեկնարկային նյութերի գումարը |
Փոփոխություն ռեակցիայի ընթացքի մեջ |
|||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|||
,
=
=
=
, J/(մոլ Կ)
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
=
1,5
=
=
0
=
0
=
07. Հաշվարկել ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը ստանդարտ պայմաններում. Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (գ) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (գ), եթե ձևավորման ջերմությունը՝ Fe 2 O 3 (t) \u003d - 821,3 կՋ / մոլ; CO (գ) = – 110,5 կՋ/մոլ;
CO 2 (գ) \u003d - 393,5 կՋ / մոլ:
Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (գ) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (գ),
Իմանալով նախնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքների այրման ստանդարտ ջերմային ազդեցությունները, մենք հաշվարկում ենք ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը ստանդարտ պայմաններում.
16. Քիմիական ռեակցիայի արագության կախվածությունը ջերմաստիճանից. Վան Հոֆի կանոնը. Ռեակցիայի ջերմաստիճանի գործակիցը.
Միայն ակտիվ մոլեկուլների բախումները հանգեցնում են ռեակցիաների, որոնց միջին էներգիան գերազանցում է ռեակցիայի մասնակիցների միջին էներգիան։
Երբ ակտիվացման որոշակի էներգիա E փոխանցվում է մոլեկուլներին ( ավելորդ էներգիամիջինից բարձր) մոլեկուլներում ատոմների փոխազդեցության պոտենցիալ էներգիան նվազում է, մոլեկուլների ներսում կապերը թուլանում են, մոլեկուլները դառնում են ռեակտիվ։
Ակտիվացման էներգիան պարտադիր չէ, որ մատակարարվի դրսից, այն կարող է փոխանցվել մոլեկուլների որոշ մասին՝ էներգիան վերաբաշխելով նրանց բախումների ժամանակ: Ըստ Բոլցմանի, N մոլեկուլների թվում կա հաջորդ համարըԱճող էներգիա ունեցող N ակտիվ մոլեկուլներ .
N N e – E / RT
որտեղ E-ն ակտիվացման էներգիան է, որը ցույց է տալիս էներգիայի անհրաժեշտ ավելցուկը՝ համեմատած միջին մակարդակի հետ, որը պետք է ունենան մոլեկուլները, որպեսզի ռեակցիան հնարավոր դառնա. մնացած անվանումները հայտնի են։
Երկու T 1 և T 2 ջերմաստիճանների ջերմային ակտիվացման ժամանակ արագության հաստատունների հարաբերակցությունը կլինի.
, (2)
, (3)
որը թույլ է տալիս որոշել ակտիվացման էներգիան՝ չափելով ռեակցիայի արագությունը երկու տարբեր ջերմաստիճաններում՝ T 1 և T 2:
10 0-ով ջերմաստիճանի բարձրացումը մեծացնում է ռեակցիայի արագությունը 2–4 անգամ (մոտավոր Վան Հոֆի կանոն)։ Թիվը, որը ցույց է տալիս, թե քանի անգամ է մեծանում ռեակցիայի արագությունը (և հետևաբար արագության հաստատունը) ջերմաստիճանի 10 0-ով բարձրացման դեպքում, կոչվում է ռեակցիայի ջերմաստիճանի գործակից.
(4)
.(5)
Սա նշանակում է, օրինակ, որ ջերմաստիճանի 100 0-ով բարձրացման դեպքում միջին արագության պայմանականորեն ընդունված աճը 2 անգամ ( = 2), ռեակցիայի արագությունը մեծանում է 2 10-ով, այսինքն. մոտավորապես 1000 անգամ, իսկ երբ = 4 - 4 10 , այսինքն. 1000000 անգամ։ Van't Hoff կանոնը կիրառելի է այն ռեակցիաների համար, որոնք տեղի են ունենում համեմատաբար ցածր ջերմաստիճաններում նեղ միջակայքում: Ջերմաստիճանի բարձրացման հետ ռեակցիայի արագության կտրուկ աճը բացատրվում է նրանով, որ ակտիվ մոլեկուլների թիվը էքսպոնենցիալ աճում է։
25. Վան Հոֆի քիմիական ռեակցիայի իզոթերմային հավասարումը.
Համաձայն զանգվածային գործողության օրենքի կամայական ռեակցիայի համար
և A + bB = cC + dD
Ուղղակի ռեակցիայի արագության հավասարումը կարելի է գրել.
,
և հակադարձ ռեակցիայի արագության համար.
.
Երբ ռեակցիան ընթանում է ձախից աջ, A և B նյութերի կոնցենտրացիաները կնվազեն, իսկ առաջընթաց ռեակցիայի արագությունը կնվազի: Մյուս կողմից, երբ C և D ռեակցիայի արտադրանքները կուտակվում են, ռեակցիայի արագությունը կաճի աջից ձախ: Գալիս է մի պահ, երբ υ 1 և υ 2 արագությունները դառնում են նույնը, բոլոր նյութերի կոնցենտրացիաները մնում են անփոփոխ, հետևաբար.
,Որտեղ K c = k 1 / k 2 =
.
Մշտական արժեք K s, հարաբերակցությանը հավասարառաջադիմական և հակադարձ ռեակցիաների արագության հաստատունները, քանակապես նկարագրում է հավասարակշռության վիճակը սկզբնական նյութերի և դրանց փոխազդեցության արտադրանքների հավասարակշռության կոնցենտրացիաների միջոցով (դրանց ստոյխիոմետրիկ գործակիցներով) և կոչվում է հավասարակշռության հաստատուն: Հավասարակշռության հաստատունը հաստատուն է միայն տվյալ ջերմաստիճանի համար, այսինքն.
K c \u003d f (T): Քիմիական ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը սովորաբար արտահայտվում է որպես հարաբերակցություն, որի համարիչը ռեակցիայի արտադրանքի հավասարակշռության մոլային կոնցենտրացիաների արտադրյալն է, իսկ հայտարարը սկզբնական նյութերի կոնցենտրացիաների արտադրյալն է։
Եթե ռեակցիայի բաղադրիչները իդեալական գազերի խառնուրդ են, ապա հավասարակշռության հաստատունը (K p) արտահայտվում է բաղադրիչների մասնակի ճնշումներով.
.
K p-ից K-ին անցնելու համար օգտագործում ենք P · V = n · R · T վիճակի հավասարումը: Այնքանով, որքանով
, ապա P = C·R·T. .Հավասարումից հետևում է, որ K p = K s, պայմանով, որ ռեակցիան ընթանա առանց գազային փուլում մոլերի թիվը փոխելու, այսինքն. երբ (c + d) = (a + b):
Եթե ռեակցիան ինքնաբերաբար ընթանում է P և T կամ V և T հաստատուններում, ապա այս ռեակցիայիG և F արժեքները կարելի է ստանալ հավասարումներից.
,
որտեղ C A, C B, C C, C D-ն սկզբնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքների անհավասարակշիռ կոնցենտրացիաներն են:
,որտեղ P A, P B, P C, P D սկզբնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքների մասնակի ճնշումներն են:
Վերջին երկու հավասարումները կոչվում են Վան Հոֆի քիմիական ռեակցիայի իզոթերմային հավասարումներ։ Այս կապը հնարավորություն է տալիս հաշվարկել ռեակցիայի G և F արժեքները, որոշել դրա ուղղությունը սկզբնական նյութերի տարբեր կոնցենտրացիաներում:
Հարկ է նշել, որ համար գազի համակարգեր, իսկ լուծումների համար՝ ռեակցիային մասնակցությամբ պինդ նյութեր(այսինքն՝ տարասեռ համակարգերի դեպքում) պինդ փուլի կոնցենտրացիան ներառված չէ հավասարակշռության հաստատունի արտահայտության մեջ, քանի որ այդ կոնցենտրացիան գործնականում հաստատուն է։ Այսպիսով, արձագանքի համար
2 CO (գ) \u003d CO 2 (գ) + C (տ)
հավասարակշռության հաստատունը գրվում է այսպես
.Հավասարակշռության հաստատունի կախվածությունը ջերմաստիճանից (T 2 ջերմաստիճանի համար T 1 ջերմաստիճանի նկատմամբ) արտահայտվում է հետևյալ վան Հոֆ հավասարմամբ.
,
որտեղ Н 0 ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունն է:
Էնդոթերմիկ ռեակցիայի համար (ռեակցիան ընթանում է ջերմության կլանմամբ), հավասարակշռության հաստատունը մեծանում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ, համակարգը, կարծես, դիմադրում է տաքացմանը:
34. Օսմոզ, օսմոտիկ ճնշում. Վան Հոֆի հավասարումը և օսմոտիկ գործակիցը.
Օսմոզը լուծիչի մոլեկուլների ինքնաբուխ շարժումն է կիսաթափանցիկ թաղանթով, որը տարբեր կոնցենտրացիաների լուծույթները բաժանում է ավելի ցածր կոնցենտրացիայի լուծույթից դեպի ավելի բարձր կոնցենտրացիայի լուծույթ, ինչը հանգեցնում է վերջինիս նոսրացման։ Որպես կիսաթափանցիկ թաղանթ, որից փոքր անցքերով միայն փոքր լուծիչի մոլեկուլները կարող են ընտրողաբար անցնել, և մեծ կամ լուծված մոլեկուլներ կամ իոններ են պահպանվում, հաճախ օգտագործվում է ցելոֆանային թաղանթ՝ բարձր մոլեկուլային զանգվածի նյութերի համար, իսկ ցածր մոլեկուլային քաշի համար՝ պղինձ։ ֆերոցիանիդի թաղանթ: Լուծիչների փոխանցման գործընթացը (օսմոզ) կարելի է կանխել՝ կիրառելով արտաքին հիդրոստատիկ ճնշում(հավասարակշռության պայմաններում դա կլինի այսպես կոչված օսմոտիկ ճնշումը, որը նշվում է տառով): Ոչ էլեկտրոլիտների լուծույթներում -ի արժեքը հաշվարկելու համար օգտագործվում է Վան Հոֆի էմպիրիկ հավասարումը.
որտեղ C-ն նյութի մոլային կոնցենտրացիան է, մոլ/կգ;
R-ն գազի համընդհանուր հաստատուն է՝ J/mol K:
Արժեք օսմոտիկ ճնշումհամաչափ է լուծույթի տվյալ ծավալում լուծված մեկ կամ մի քանի նյութերի մոլեկուլների թվին (ընդհանուր դեպքում՝ մասնիկների քանակին) և կախված չէ դրանց բնույթից և լուծիչի բնույթից։ լուծույթներում ուժեղ կամ թույլ էլեկտրոլիտներԱռանձին մասնիկների ընդհանուր թիվը մեծանում է մոլեկուլների տարանջատման պատճառով, հետևաբար, անհրաժեշտ է ներմուծել համապատասխան համաչափության գործակիցը, որը կոչվում է իզոտոնիկ գործակից, օսմոտիկ ճնշման հաշվարկման հավասարման մեջ:
i C R T,
որտեղ i-ն իզոտոնիկ գործակիցն է, որը հաշվարկվում է որպես իոնների և չտարանջատված էլեկտրոլիտի մոլեկուլների թվերի գումարի հարաբերակցություն այս նյութի մոլեկուլների սկզբնական թվին:
Այսպիսով, եթե էլեկտրոլիտի դիսոցման աստիճանը, այսինքն. իոնների քայքայված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունը ընդհանուր թիվըլուծված նյութի մոլեկուլները հավասար են -ի և էլեկտրոլիտի մոլեկուլը քայքայվում է n իոնների, այնուհետև իզոտոնային գործակիցը հաշվարկվում է հետևյալ կերպ.
i = 1 + (n – 1) ,(i > 1):
Համար ուժեղ էլեկտրոլիտներմենք կարող ենք վերցնել = 1, ապա i = n, իսկ i գործակիցը (նաև 1-ից մեծ) կոչվում է օսմոտիկ գործակից:
Օսմոսի ֆենոմենն է մեծ նշանակությունբույսերի և կենդանական օրգանիզմների համար, քանի որ նրանց բջիջների թաղանթները շատ նյութերի լուծույթների նկատմամբ ունեն կիսաթափանցիկ թաղանթի հատկություններ: Վ մաքուր ջուրբջիջը ուժեղ ուռչում է, որոշ դեպքերում՝ մինչև թաղանթի պատռվելը, իսկ աղի բարձր խտությամբ լուծույթներում, ընդհակառակը, ջրի մեծ կորստի պատճառով փոքրանում է չափերով և փոքրանում։ Հետեւաբար, երբ պահպանվում է սննդամթերքավելացվել է նրանց մեծ թվովաղ կամ շաքար: Նման պայմաններում միկրոօրգանիզմների բջիջները կորցնում են զգալի գումարջուր ու մեռնիր:
|
Այս թեմայի ուսումնասիրության արդյունքում դուք կսովորեք.
Այս թեմայի ուսումնասիրության արդյունքում դուք կսովորեք.
Ուսումնասիրության հարցեր. |
6.1. Քիմիական գործընթացների էներգիա
6.1.1. Ներքին էներգիաև էնթալպիա
Ցանկացած գործընթացում պահպանվում է էներգիայի պահպանման օրենքը.
Q = ∆U + A.
Այս հավասարությունը նշանակում է, որ եթե Q ջերմությունը մատակարարվում է համակարգին, ապա այն ծախսվում է Δ U ներքին էներգիան փոխելու և A աշխատանքը կատարելու վրա։
Ներքին էներգիահամակարգը նրա ընդհանուր պահուստն է՝ ներառյալ թարգմանական էներգիան և պտտվող շարժումմոլեկուլներ, ատոմներում էլեկտրոնների շարժման էներգիա, էլեկտրոնների հետ միջուկների փոխազդեցության էներգիա, միջուկների միջուկների հետ և այլն, այսինքն. էներգիայի բոլոր տեսակները, բացառությամբ ամբողջ համակարգի կինետիկ և պոտենցիալ էներգիայի:
Համակարգի կատարած աշխատանքը 1 վիճակից անցման ժամանակ, որը բնութագրվում է V 1 ծավալով 2 վիճակի (ծավալ V 2) մշտական ճնշման դեպքում (ընդլայնման աշխատանք), հավասար է.
A \u003d p (V 2 - V 1):
Մշտական ճնշման դեպքում (р=const), հաշվի առնելով ընդլայնման աշխատանքի արտահայտությունը, էներգիայի պահպանման օրենքը կգրվի հետևյալ կերպ.
Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1):
Համակարգի ներքին էներգիայի գումարը և դրա ծավալի և ճնշման արտադրյալը կոչվում է էթալպիա H:
Այնքանով, որքանով ճշգրիտ արժեքհամակարգի ներքին էներգիան անհայտ է, էնթալպիաների բացարձակ արժեքները նույնպես չեն կարող ստացվել: գիտական նշանակությունունեն և գործնական օգտագործումգտեք էնթալպիաների փոփոխություններ Δ N.
Ներքին էներգիան U և էթալպիա H են պետական գործառույթներըհամակարգեր. Պետական գործառույթները համակարգի այնպիսի բնութագրիչներ են, որոնց փոփոխությունները որոշվում են միայն համակարգի վերջնական և սկզբնական վիճակով, այսինքն. անկախ են գործընթացի ուղուց:
6.1.2. Էկզո- և էնդոթերմիկ գործընթացներ
Քիմիական ռեակցիաների հոսքը ուղեկցվում է ջերմության կլանմամբ կամ արտազատմամբ։ էկզոտերմիկկոչվում է ռեակցիա, որն ընթանում է շրջակա միջավայր ջերմության արտանետմամբ և էնդոթերմիկ- շրջակա միջավայրից ջերմության կլանմամբ.
Արդյունաբերության և լաբորատոր պրակտիկայում շատ գործընթացներ ընթանում են մշտական ճնշման և ջերմաստիճանի պայմաններում (T=const, p=const): Այս գործընթացների էներգիայի հատկանիշը էթալպիայի փոփոխությունն է.
Q P \u003d -Δ N.
Մշտական ծավալով և ջերմաստիճանում տեղի ունեցող գործընթացների համար (T=const, V=const) Q V =-Δ U.
Էկզոտերմիկ ռեակցիաների համար Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Օրինակ,
N 2 (g) + SO 2 (g) \u003d N 2 O (g); ΔН 298 = +82 կՋ,
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔN 298 = -802 կՋ:
Քիմիական հավասարումներ, որոնք լրացուցիչ ցույց են տալիս ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը (DH գործընթացի արժեքը), ինչպես նաև նյութերի ագրեգացման վիճակը և ջերմաստիճանը, կոչվում են. ջերմաքիմիականհավասարումներ։
Ջերմաքիմիական հավասարումներում նշվում են ռեակտիվների և ձևավորված նյութերի ֆազային վիճակը և ալոտրոպային փոփոխությունները. d - գազային, g - հեղուկ, k - բյուրեղային; S (ռոմբ), S (մոնոկլ), C (գրաֆիտ), C (ադամանդ) և այլն:
6.1.3. Ջերմաքիմիա; Հեսսի օրենքը
Ֆիզիկական և քիմիական գործընթացներին ուղեկցող էներգետիկ երևույթների ուսումնասիրություն ջերմաքիմիա. Ջերմաքիմիայի հիմնական օրենքը ռուս գիտնական Գ.Ի. Հեսսը 1840 թ.
Հեսսի օրենքը. գործընթացի էթալպիայի փոփոխությունը կախված է սկզբնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքի տեսակից և վիճակից, բայց կախված չէ գործընթացի ուղուց:
Վերանայելով ջերմաքիմիական ազդեցություններհաճախ «գործընթացի էնթալպիայի փոփոխություն» հասկացության փոխարեն օգտագործվում է «գործընթացի էնթալպիա» արտահայտությունը՝ այս հայեցակարգով նկատի ունենալով Δ H-ի արժեքը: Սխալ է օգտագործել «ջերմային ազդեցություն» հասկացությունը։ գործընթացը» Հեսսի օրենքը ձևակերպելիս, քանի որ Q արժեքն ընդհանրապես պետական ֆունկցիա չէ։ Ինչպես նշվեց վերևում, միայն մշտական ճնշման դեպքում Q P =-Δ N (հաստատուն ծավալով Q V =-Δ U):
Այսպիսով, PCl 5-ի առաջացումը կարելի է համարել պարզ նյութերի փոխազդեցության արդյունք.
P (c, սպիտակ) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1,
կամ գործընթացի արդյունքում, որը տեղի է ունենում մի քանի փուլով.
P (k, սպիտակ) + 3/2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); Δ H 2,
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \u003d PCl 5 (c); Δ H 3,
կամ ընդհանուր առմամբ.
P (c, սպիտակ) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Նյութերի առաջացման էնթալպիաներ
Գոյացման էթալպիան տվյալ ագրեգացման վիճակում գտնվող նյութի առաջացման գործընթացի էնթալպիան է կայուն փոփոխությունների մեջ գտնվող պարզ նյութերից։ Նատրիումի սուլֆատի ձևավորման էթալպիան, օրինակ, ռեակցիայի էթալպիան է.
2Na (c) + S (ռոմբ) + 2O 2 (g) \u003d Na 2 SO 4 (գ):
Պարզ նյութերի առաջացման էթալպիան զրոյական է։
Քանի որ ռեակցիայի ջերմային ազդեցությունը կախված է նյութերի վիճակից, ջերմաստիճանից և ճնշումից, պայմանավորվածություն է ձեռք բերվել օգտագործել ջերմաքիմիական հաշվարկներում. ձևավորման ստանդարտ էթալպիաներտվյալ ջերմաստիճանում գտնվող նյութերի առաջացման էթալպիաներն են ստանդարտ վիճակ. Որպես խտացված վիճակում գտնվող նյութերի ստանդարտ վիճակ, վերցված է նյութի իրական վիճակը 101,325 կՊա (1 ատմ) տվյալ ջերմաստիճանում և ճնշման դեպքում։ Տեղեկատվական գրքերը սովորաբար տալիս են 25 o C (298K) ջերմաստիճանում նյութերի առաջացման ստանդարտ էթալպիաներ, որոնք վերաբերում են նյութի 1 մոլին (Δ H f o 298): Որոշ նյութերի առաջացման ստանդարտ էնթալպիաները T=298K-ում բերված են Աղյուսակում: 6.1.
Աղյուսակ 6.1.
Որոշ նյութերի առաջացման ստանդարտ էթալպիաներ (Δ H f o 298):
Նյութ |
Δ H f o 298, կՋ/մոլ |
Նյութ |
Δ H f o 298, կՋ/մոլ |
Մեծամասնության ձևավորման ստանդարտ էթալպիաներ բարդ նյութերբացասական արժեքներ են։ Փոքր քանակությամբ անկայուն նյութերի համար Δ H f o 298 > 0: Նման նյութերը, մասնավորապես, ներառում են ազոտի օքսիդը (II) և ազոտի օքսիդը (IV), Աղյուսակ 6.1:
6.1.5. Քիմիական ռեակցիաների ջերմային ազդեցության հաշվարկը
Գործընթացների էնթալպիաները հաշվարկելու համար օգտագործվում է Հեսսի օրենքի հետևանք. ստոյխիոմետրիկ գործակիցներ.
Հաշվեք կալցիումի կարբոնատի տարրալուծման էթալպիան: Գործընթացը նկարագրվում է հետևյալ հավասարմամբ.
CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (գ):
Այս ռեակցիայի էթալպիան հավասար կլինի կալցիումի օքսիդի առաջացման էթալպիաների գումարին և ածխաթթու գազհանած կալցիումի կարբոնատի ձևավորման էթալպիան.
Δ H o 298 \u003d Δ H f o 298 (CaO (գ)) + Δ H f o 298 (CO 2 (գ)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (գ)):
Օգտագործելով աղյուսակ 6.1-ի տվյալները: մենք ստանում ենք.
Δ H o 298 = - 635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 կՋ:
Ստացված տվյալներից հետևում է, որ դիտարկվող ռեակցիան էնդոթերմիկ է, այսինքն. ընթանում է ջերմության կլանմամբ։
CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)
Ուղեկցվում է ջերմության արտանետմամբ: Նրա էթալպիան հավասար կլինի
Δ H o 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 կՋ:
6.2. Քիմիական ռեակցիաների արագությունը
6.2.1. Ռեակցիայի արագության հայեցակարգը
Քիմիայի այն ճյուղը, որը զբաղվում է քիմիական ռեակցիաների արագությամբ և մեխանիզմներով, կոչվում է քիմիական կինետիկա. Մեկը հիմնական հասկացություններըՔիմիական կինետիկայի մեջ քիմիական ռեակցիայի արագությունն է:
Քիմիական ռեակցիայի արագությունը որոշվում է արձագանքող նյութերի կոնցենտրացիայի փոփոխությամբ մեկ միավոր ժամանակում համակարգի հաստատուն ծավալում:
Հաշվի առեք հետևյալ գործընթացը.
Թող t 1 ժամանակի ինչ-որ պահի A նյութի կոնցենտրացիան հավասար լինի c 1 արժեքին, իսկ պահին t 2 - c 2 արժեքին: t 1-ից մինչև t 2 ժամանակահատվածի համար կոնցենտրացիայի փոփոխությունը կլինի Δ c \u003d c 2 - c 1: Միջին ռեակցիայի արագությունը հետևյալն է.
Մինուս նշանը դրվում է, քանի որ ռեակցիայի ընթացքի հետ մեկտեղ (Δ t> 0), նյութի կոնցենտրացիան նվազում է (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Քիմիական ռեակցիայի արագությունը կախված է ռեակտիվների բնույթից և ռեակցիայի պայմաններից՝ կոնցենտրացիան, ջերմաստիճանը, կատալիզատորի առկայությունը, ճնշումը (գազի ռեակցիաների համար) և մի շարք այլ գործոններ։ Մասնավորապես, նյութերի շփման տարածքի ավելացմամբ, ռեակցիայի արագությունը մեծանում է: Ռեակցիայի արագությունը նույնպես մեծանում է ռեակտիվների ակտիվացման արագության աճով:
Ռեակցիայի արագության թվային արժեքը կախված է նաև նրանից, թե որ բաղադրիչն է օգտագործվում ռեակցիայի արագությունը հաշվարկելու համար: Օրինակ՝ գործընթացի արագությունը
H 2 + I 2 \u003d 2HI,
հաշվարկված HI-ի կոնցենտրացիայի փոփոխությունից երկու անգամ գերազանցում է ռեակցիայի արագությունը, որը հաշվարկվում է H 2 կամ I 2 ռեակտիվների կոնցենտրացիայի փոփոխությունից:
6.2.2. Ռեակցիայի արագության կախվածությունը կոնցենտրացիայից; ռեակցիայի կարգը և մոլեկուլյարությունը
Հիմնական օրենքը քիմիական կինետիկա – զանգվածային գործողության օրենքը- հաստատում է ռեակցիայի արագության կախվածությունը ռեակտիվների կոնցենտրացիայից.
Ռեակցիայի արագությունը համաչափ է ռեակտիվների կոնցենտրացիաների արտադրանքին. Գրված արձագանքի համար ընդհանուր տեսարանինչպես
aA + bB = cC + dD,
ռեակցիայի արագության կախվածությունը կոնցենտրացիայից ունի հետևյալ ձևը.
v = k [A] α [B] β .
Այս կինետիկ հավասարման մեջ k-ն համաչափության գործակիցն է, որը կոչվում է փոխարժեքի հաստատուն; [A] և [B]-ը A և B նյութերի կոնցենտրացիաներն են: Ռեակցիայի արագության k հաստատունը կախված է արձագանքող նյութերի բնույթից և ջերմաստիճանից, բայց կախված չէ դրանց կոնցենտրացիաներից: α և β գործակիցները հայտնաբերվում են փորձարարական տվյալներից:
Կինետիկ հավասարումների ցուցիչների գումարը կոչվում է ընդհանուր որպեսզիռեակցիաներ. Այնտեղ կան նաեւ մասնավոր պատվերռեակցիաներ բաղադրիչներից մեկի վրա. Օրինակ՝ ռեակցիայի համար
H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1
Կինետիկ հավասարումն ունի հետևյալ տեսքը.
v = k 1/2,
դրանք. ընդհանուր կարգըհավասար է 1,5-ի, իսկ H 2 և C1 2 բաղադրիչների ռեակցիայի կարգերը համապատասխանաբար հավասար են 1-ի և 0,5-ի:
Մոլեկուլյարությունռեակցիան որոշվում է մասնիկների քանակով, որոնց միաժամանակյա բախումն իրականացվում է տարրական գործողությամբ. քիմիական փոխազդեցություն. Տարրական ակտ (տարրական փուլ)- մասնիկների (մոլեկուլների, իոնների, ռադիկալների) փոխազդեցության կամ փոխակերպման մեկ ակտ այլ մասնիկների: Տարրական ռեակցիաների դեպքում ռեակցիայի մոլեկուլյարությունն ու կարգը նույնն են։ Եթե պրոցեսը բազմաստիճան է, և հետևաբար ռեակցիայի հավասարումը չի բացահայտում գործընթացի մեխանիզմը, ռեակցիայի կարգը չի համընկնում դրա մոլեկուլյարության հետ։
Քիմիական ռեակցիաները բաժանվում են պարզ (միաստիճան) և բարդ, որոնք տեղի են ունենում մի քանի փուլով։
Մոնոմոլեկուլային ռեակցիառեակցիա է, որի տարրական ակտը մեկ մոլեկուլի քիմիական փոխակերպումն է։ Օրինակ:
CH 3 CHO (գ) \u003d CH 4 (գ) + CO (գ):
Բիմոլեկուլային ռեակցիա- ռեակցիա, որի ժամանակ տարրական ակտն իրականացվում է երկու մասնիկների բախման ժամանակ: Օրինակ:
H 2 (գ) + I 2 (գ) \u003d 2 HI (գ):
եռամոլեկուլային ռեակցիա- պարզ ռեակցիա, որի տարրական գործողությունն իրականացվում է երեք մոլեկուլների միաժամանակյա բախումով. Օրինակ:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2 NO 2 (գ):
Հաստատվել է, որ երեքից ավելի մոլեկուլների միաժամանակյա բախումը, ինչը հանգեցնում է ռեակցիայի արտադրանքի առաջացման, գործնականում անհնար է։
Զանգվածի գործողության օրենքը չի տարածվում պինդ մարմինների հետ կապված ռեակցիաների վրա, քանի որ դրանց կոնցենտրացիաները հաստատուն են և արձագանքում են միայն մակերեսին: Նման ռեակցիաների արագությունը կախված է ռեակտիվների միջև շփման մակերեսի չափից:
6.2.3. Ռեակցիայի արագության ջերմաստիճանի կախվածությունը
Քիմիական ռեակցիաների արագությունը մեծանում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ: Այս աճը պայմանավորված է մոլեկուլների կինետիկ էներգիայի ավելացմամբ։ 1884 թվականին հոլանդացի քիմիկոս Վան Հոֆը ձևակերպեց կանոնը. ջերմաստիճանի յուրաքանչյուր 10 աստիճան բարձրացման դեպքում քիմիական ռեակցիաների արագությունն ավելանում է 2-4 անգամ։
Վան Հոֆի կանոնը գրված է այսպես.
,
որտեղ V t 1 և V t 2 են ռեակցիայի արագությունները t 1 և t 2 ջերմաստիճաններում; γ - արագության ջերմաստիճանի գործակից, հավասար է 2 - 4:
Van't Hoff կանոնը օգտագործվում է ջերմաստիճանի ազդեցությունը ռեակցիայի արագության վրա մոտավոր գնահատելու համար: Ավելի ճշգրիտ հավասարում, որը նկարագրում է ռեակցիայի արագության հաստատունի կախվածությունը ջերմաստիճանից, առաջարկվել է 1889 թվականին շվեդ գիտնական Ս. Արհենիուսի կողմից.
.
Արենիուսի հավասարման մեջ A-ն հաստատուն է, E-ն ակտիվացման էներգիան է (J/mol); T-ն ջերմաստիճանն է, Կ.
Ըստ Արենիուսի՝ մոլեկուլների ոչ բոլոր բախումները հանգեցնում են քիմիական փոխակերպումների։ Միայն որոշ ավելորդ էներգիա ունեցող մոլեկուլներն են ունակ արձագանքելու։ Այս ավելորդ էներգիան, որը պետք է ունենան բախվող մասնիկները, որպեսզի դրանց միջև ռեակցիա տեղի ունենա, կոչվում է ակտիվացման էներգիա.
6.3. Կատալիզացիայի և կատալիզատորների հայեցակարգը
Կատալիզատորը մի նյութ է, որը փոխում է քիմիական ռեակցիայի արագությունը, բայց ռեակցիայի վերջում մնում է քիմիապես անփոփոխ:
Որոշ կատալիզատորներ արագացնում են ռեակցիան, իսկ մյուսները, կոչ արգելակիչներ, դանդաղեցրու. Օրինակ, ջրածնի պերօքսիդին H2O2-ին որպես կատալիզատոր ավելացնելով փոքր քանակությամբ MnO 2, առաջացնում է արագ տարրալուծում.
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2:
Փոքր քանակությամբ ծծմբաթթվի առկայության դեպքում նկատվում է H 2 O 2-ի քայքայման արագության նվազում։ Այս ռեակցիայի ժամանակ ծծմբաթթուն հանդես է գալիս որպես արգելակիչ։
Կախված նրանից, թե կատալիզատորը գտնվում է նույն փուլում, ինչ ռեակտիվները կամ կազմում է անկախ փուլ, կան. միատարրև տարասեռ կատալիզ.
միատարր կատալիզ
Միատարր կատալիզի դեպքում ռեակտիվները և կատալիզատորը գտնվում են նույն փուլում, օրինակ՝ գազային։ Կատալիզատորի գործողության մեխանիզմը հիմնված է այն փաստի վրա, որ այն փոխազդում է ռեակտիվների հետ՝ առաջացնելով միջանկյալ միացություններ։
Դիտարկենք կատալիզատորի գործողության մեխանիզմը: Կատալիզատորի բացակայության դեպքում ռեակցիան
Այն հոսում է շատ դանդաղ։ Կատալիզատորը սկզբնական նյութերի հետ (օրինակ, նյութ B-ի հետ) առաջացնում է ռեակտիվ միջանկյալ արտադրանք.
որը ակտիվորեն փոխազդում է մեկ այլ սկզբնական նյութի հետ՝ ձևավորելով ռեակցիայի վերջնական արդյունքը.
VK + A \u003d AB + K.
Միատարր կատալիզը տեղի է ունենում, օրինակ, ծծմբի (IV) օքսիդի ծծմբի (VI) օքսիդի օքսիդացման գործընթացում, որը տեղի է ունենում ազոտի օքսիդների առկայության դեպքում։
միատարր ռեակցիա
2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3
կատալիզատորի բացակայության դեպքում շատ դանդաղ է: Բայց երբ կատալիզատոր (NO) ներմուծվում է, ձևավորվում է միջանկյալ միացություն (NO2).
O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,
որը հեշտությամբ օքսիդացնում է SO 2:
NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO:
Վերջին գործընթացի ակտիվացման էներգիան շատ ցածր է, ուստի ռեակցիան ընթանում է բարձր արագությամբ։ Այսպիսով, կատալիզատորների գործողությունը կրճատվում է մինչև ռեակցիայի ակտիվացման էներգիայի նվազում:
տարասեռ կատալիզ
Տարասեռ կատալիզում կատալիզատորը և ռեակտիվները գտնվում են տարբեր փուլերում: Կատալիզատորը սովորաբար գտնվում է պինդ, իսկ ռեակտիվները՝ հեղուկում կամ գազային վիճակներ. Տարասեռ կատալիզում գործընթացի արագացումը սովորաբար կապված է կատալիզատորի մակերեսի կատալիտիկ ազդեցության հետ։
Կատալիզատորները տարբերվում են գործողության ընտրողականությամբ (ընտրողականությամբ): Այսպիսով, օրինակ, ալյումինի օքսիդի կատալիզատորի առկայության դեպքում Al 2 O 3 300 o C-ից էթիլային սպիրտստանալ ջուր և էթիլեն.
C 2 H 5 OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O:
Նույն ջերմաստիճանում, բայց պղնձի Cu-ի առկայության դեպքում որպես կատալիզատոր, էթիլային սպիրտը ջրազրկվում է.
C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2:
Որոշ նյութերի փոքր քանակությունը նվազեցնում կամ նույնիսկ ամբողջությամբ ոչնչացնում է կատալիզատորների ակտիվությունը (կատալիզատորի թունավորում): Նման նյութերը կոչվում են կատալիտիկ թույներ. Օրինակ, թթվածինը առաջացնում է երկաթի կատալիզատորի շրջելի թունավորում NH 3-ի սինթեզում: Կատալիզատորի ակտիվությունը կարող է վերականգնվել թթվածնից մաքրված ազոտի և ջրածնի թարմ խառնուրդի միջոցով: Ծծումբն առաջացնում է կատալիզատորի անդառնալի թունավորում NH 3-ի սինթեզում: Նրա ակտիվությունն այլևս չի կարող վերականգնվել՝ անցնելով N 2 +H 2 թարմ խառնուրդով:
Այն նյութերը, որոնք ուժեղացնում են կատալիզատորների գործողությունը, կոչվում են խթանողներ, կամ ակտիվացնողներ(պլատինե կատալիզատորների առաջխաղացումը, օրինակ, իրականացվում է երկաթի կամ ալյումինի ավելացմամբ):
Տարասեռ կատալիզի մեխանիզմն ավելի բարդ է։ Դա բացատրելու համար օգտագործվում է կատալիզի կլանման տեսությունը։ Կատալիզատորի մակերեսը տարասեռ է, ուստի այն ունի այսպես կոչված ակտիվ կենտրոններ։ Արձագանքող նյութերը ներծծվում են ակտիվ տեղամասերում: Վերջին պրոցեսն առաջացնում է արձագանքող մոլեկուլների մոտեցում և դրանց քիմիական ակտիվության բարձրացում, քանի որ ներծծվող մոլեկուլների ատոմների միջև կապը թուլանում է, ատոմների միջև հեռավորությունը մեծանում է։
Մյուս կողմից, ենթադրվում է, որ տարասեռ կատալիզում կատալիզատորի արագացնող ազդեցությունը պայմանավորված է նրանով, որ ռեակտիվները ձևավորում են միջանկյալ միացություններ (ինչպես միատարր կատալիզի դեպքում), ինչը հանգեցնում է ակտիվացման էներգիայի նվազմանը:
6.4. Քիմիական հավասարակշռություն
Անդառնալի և շրջելի ռեակցիաներ
Այն ռեակցիաները, որոնք ընթանում են միայն մեկ ուղղությամբ և ավարտվում են սկզբնական նյութերի ամբողջական փոխակերպմամբ վերջնական նյութերի, կոչվում են անշրջելի։
Անշրջելի, այսինքն. մինչև վերջ շարունակվում են ռեակցիաները, որոնցում
Քիմիական ռեակցիաները, որոնք կարող են ընթանալ հակառակ ուղղություններով, կոչվում են շրջելի։Տիպիկ շրջելի ռեակցիաներն են ամոնիակի սինթեզի և ծծմբի (IV) օքսիդի ծծմբի (VI) օքսիդի օքսիդացման ռեակցիաները.
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3:
Հետադարձելի ռեակցիաների հավասարումները գրելիս հավասարության նշանի փոխարեն դրե՛ք հակառակ ուղղություններով ուղղված երկու սլաքներ։
Հետադարձելի ռեակցիաներում առաջընթաց ռեակցիայի արագությունը ժամանակի սկզբնական պահին ունի առավելագույն արժեքը, որը նվազում է, քանի որ սկզբնական ռեակտիվների կոնցենտրացիան նվազում է: Ընդհակառակը, հակադարձ ռեակցիան ի սկզբանե ունի նվազագույն արագություն, որը մեծանում է արտադրանքի կոնցենտրացիայի մեծացման հետ: Արդյունքում, գալիս է մի պահ, երբ առաջընթաց և հակադարձ ռեակցիաների արագությունները հավասարվում են, և համակարգը կարգավորվում է. քիմիական հավասարակշռություն.
Քիմիական հավասարակշռություն
Ռեակտիվների համակարգի վիճակը, որում ուղղակի ռեակցիայի արագությունը դառնում է հավասար արագությունհակադարձ ռեակցիան կոչվում է քիմիական հավասարակշռություն:
Քիմիական հավասարակշռությունը կոչվում է նաև իսկական հավասարակշռություն։ Ի հավելումն ուղիղ և հակադարձ ռեակցիաների արագությունների հավասարությանը, իրական (քիմիական) հավասարակշռությունը բնութագրվում է հետևյալ հատկանիշներով.
- Համակարգի վիճակը նույնն է, անկախ նրանից, թե համակարգը հավասարակշռության որ կողմից է մոտենում՝ սկզբնական նյութերի կողմից, թե ռեակցիայի արտադրանքի կողմից:
համակարգի վիճակի անփոփոխությունը պայմանավորված է ուղղակի և հակադարձ ռեակցիաների հոսքով, այսինքն՝ հավասարակշռության վիճակը դինամիկ է.
համակարգի վիճակը ժամանակի ընթացքում մնում է անփոփոխ, եթե համակարգը չլինի արտաքին ազդեցություն;
ցանկացած արտաքին ազդեցություն առաջացնում է համակարգի հավասարակշռության փոփոխություն. սակայն, եթե արտաքին ազդեցությունը հեռացվի, ապա համակարգը նորից վերադառնում է իր սկզբնական վիճակին.
պետք է տարբերել իրականից ակնհայտ հավասարակշռություն. Այսպիսով, օրինակ, թթվածնի և ջրածնի խառնուրդը փակ տարայում սենյակային ջերմաստիճանում կարող է կամայականորեն երկար պահվել: Այնուամենայնիվ, ռեակցիայի սկիզբը ( էլեկտրական լիցքաթափում, ուլտրամանուշակագույն ճառագայթում, ջերմաստիճանի բարձրացում) առաջացնում է ջրի առաջացման անդառնալի ռեակցիա։
6.5. Լե Շատելիեի սկզբունքը
Արտաքին պայմանների փոփոխությունների ազդեցությունը հավասարակշռության դիրքի վրա որոշվում է Le Chatel սկզբունքը e (Ֆրանսիա, 1884). Եթե հավասարակշռության մեջ գտնվող համակարգը ենթարկվում է ինչ-որ արտաքին գործողության, ապա համակարգում հավասարակշռությունը կտեղափոխվի այս էֆեկտի թուլացման ուղղությամբ:
Le Chatelier-ի սկզբունքը վերաբերում է ոչ միայն քիմիական գործընթացներ, այլ նաև ֆիզիկականներին, ինչպիսիք են եռացումը, բյուրեղացումը, տարրալուծումը և այլն։
Դիտարկենք տարբեր գործոնների ազդեցությունը քիմիական հավասարակշռության վրա՝ օգտագործելով ամոնիակի սինթեզի ռեակցիան որպես օրինակ.
N 2 + 3 H 2 2 NH 3; ΔH = -91,8 կՋ:
Կոնցենտրացիայի ազդեցությունը քիմիական հավասարակշռության վրա.
Լե Շատելիեի սկզբունքի համաձայն՝ սկզբնական նյութերի կոնցենտրացիայի ավելացումը հավասարակշռությունը տեղափոխում է դեպի ռեակցիայի արտադրանքի ձևավորում։ Ռեակցիայի արտադրանքի կոնցենտրացիայի ավելացումը հավասարակշռությունը տեղափոխում է սկզբնական նյութերի ձևավորման ուղղությամբ:
Վերը դիտարկված ամոնիակի սինթեզի գործընթացում N 2 կամ H 2 լրացուցիչ քանակությունների ներմուծումը հավասարակշռության համակարգ առաջացնում է հավասարակշռության փոփոխություն այն ուղղությամբ, որով նվազում է այս նյութերի կոնցենտրացիան, հետևաբար, հավասարակշռությունը տեղափոխվում է դեպի ձևավորում: NH3-ից: Ամոնիակի կոնցենտրացիան մեծացնելով հավասարակշռությունը տեղափոխում է սկզբնական նյութեր:
Կատալիզատորը հավասարապես արագացնում է և՛ առաջ, և՛ հակադարձ ռեակցիաները, ուստի Կատալիզատորի ներդրումը չի ազդում քիմիական հավասարակշռության վրա:
Ջերմաստիճանի ազդեցությունը քիմիական հավասարակշռության վրա
Ջերմաստիճանի բարձրացման հետ հավասարակշռությունը տեղափոխվում է էնդոթերմիկ ռեակցիա, իսկ ջերմաստիճանի նվազմամբ այն տեղափոխվում է դեպի էկզոթերմիկ ռեակցիա:
Որոշվում է հավասարակշռության տեղաշարժի աստիճանը բացարձակ արժեքջերմային ազդեցություն. որքան մեծ է ռեակցիայի Δ H արժեքը, այնքան մեծ է ջերմաստիճանի ազդեցությունը:
Քննարկվող ամոնիակի սինթեզի ռեակցիայում ջերմաստիճանի բարձրացումը կփոխի հավասարակշռությունը դեպի սկզբնական նյութեր:
Ճնշման ազդեցությունը քիմիական հավասարակշռության վրա
Ճնշման փոփոխությունը ազդում է մասնակցությամբ քիմիական հավասարակշռության վրա գազային նյութեր. Լե Շատելիեի սկզբունքի համաձայն՝ ճնշման աճը փոխում է հավասարակշռությունը գազային նյութերի ծավալի նվազմամբ ընթացող ռեակցիայի ուղղությամբ, իսկ ճնշման նվազումը՝ հավասարակշռությունը հակառակ ուղղությամբ։ Ամոնիակի սինթեզի ռեակցիան ընթանում է համակարգի ծավալի նվազմամբ (հավասարման ձախ կողմում կա չորս ծավալ, իսկ աջում՝ երկու ծավալ)։ Հետևաբար, ճնշման բարձրացումը փոխում է հավասարակշռությունը դեպի ամոնիակի ձևավորում: Ճնշման նվազումը կփոխի հավասարակշռությունը դեպի հակառակ կողմը. Եթե շրջելի ռեակցիայի հավասարման մեջ աջ և ձախ մասերում գազային նյութերի մոլեկուլների թիվը հավասար է (ռեակցիան ընթանում է առանց գազային նյութերի ծավալը փոխելու), ապա ճնշումը չի ազդում այս համակարգում հավասարակշռության դիրքի վրա։
