|
Studijuodami šią temą sužinosite:
Studijuodami šią temą sužinosite:
Studijų klausimai: |
6.1. Cheminių procesų energija
6.1.1. Vidinė energija ir entalpija
Bet kuriame procese laikomasi energijos tvermės dėsnio:
Q = Δ U + A.
Ši lygybė reiškia, kad jei į sistemą tiekiama šiluma Q, ji išleidžiama keisti vidinė energijaΔ U ir atlikti darbą A.
Vidinė energija sistema yra visas jos tiekimas, įskaitant transliacijos ir energijos tiekimą sukamasis judesys molekulės, elektronų judėjimo atomuose energija, branduolių sąveikos su elektronais energija, branduolių su branduoliais ir kt. visų rūšių energija, išskyrus visos sistemos kinetinę ir potencinę energiją.
Darbas, kurį sistema atlieka pereinant iš 1 būsenos, kuriai būdingas tūris V 1, į būseną 2 (tūris V 2), esant pastoviam slėgiui (išsiplėtimo darbas), yra lygus:
A = p (V 2 - V 1).
Esant pastoviam slėgiui (p = const), atsižvelgiant į plėtimosi darbo išraišką, energijos tvermės dėsnis rašomas taip:
Q = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Sistemos vidinės energijos ir jos tūrio bei slėgio sandaugos suma vadinama entalpija H:
Tiek, kiek tiksli vertė sistemos vidinė energija nežinoma, o entalpijų absoliučios vertės taip pat negali būti gautos. Mokslinė reikšmė turėti ir praktinis naudojimas Raskite entalpijų Δ N pokyčius.
Vidinė energija U ir entalpija H yra valstybines funkcijas sistemos. Valstybinės funkcijos – tai tos sistemos charakteristikos, kurių pokyčius lemia tik galutinė ir pradinė sistemos būsena, t.y. nepriklauso nuo proceso kelio.
6.1.2. Egzo- ir endoterminiai procesai
Cheminių reakcijų eigą lydi šilumos sugėrimas arba išsiskyrimas. Egzoterminis vadiname reakciją, vykstančią šilumos išsiskyrimu į aplinką, ir endoterminė- su šilumos absorbavimu iš aplinkos.
Daugelis procesų pramonėje ir laboratorinėje praktikoje vyksta esant pastoviam slėgiui ir temperatūrai (T = const, p = const). Šių procesų energija yra entalpijos pokytis:
Q P = -Δ N.
Procesams, vykstantiems esant pastoviam tūriui ir temperatūrai (T = const, V = const) Q V = -Δ U.
Egzoterminėms reakcijoms Δ Н< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Pavyzdžiui,
N2 (g) + ЅO2 (g) = N2O (g); ΔH 298 = + 82 kJ,
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g); ΔH 298 = -802 kJ.
Cheminės lygtys, kurie papildomai nurodo reakcijos šiluminį poveikį (proceso DH reikšmę), taip pat medžiagų agregacijos būseną ir temperatūrą, vadinami. termocheminis lygtys.
Termocheminėse lygtyse atkreipkite dėmesį fazės būsena ir alotropinės reagentų ir gautų medžiagų modifikacijos: g – dujinės, g – skystos, k – kristalinės; S (deimantas), S (monoklis), C (grafitas), C (deimantas) ir kt.
6.1.3. Termochemija; Heso dėsnis
Tiriami fizikinius ir cheminius procesus lydintys energetiniai reiškiniai termochemija... Pagrindinis termochemijos dėsnis yra rusų mokslininko G.I. Hessas 1840 m.
Heso dėsnis: proceso entalpijos pokytis priklauso nuo pradinių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būsenos, bet nepriklauso nuo proceso kelio.
Kalbant apie termocheminius efektus, vietoj sąvokos „proceso entalpijos pokytis“ dažnai vartojamas posakis „proceso entalpija“, o tai reiškia ΔH reikšmę pagal šią sąvoką. bendras atvejis nėra valstybės funkcija. Kaip nurodyta pirmiau, tik esant pastoviam slėgiui Q P = -Δ H (esant pastoviam tūriui Q V = -Δ U).
Taigi, PCl 5 susidarymas gali būti laikomas paprastų medžiagų sąveikos rezultatu:
P (k, balta) + 5/2Cl2 (g) = PCl 5 (k); Δ H 1,
arba dėl proceso, kuris vyksta keliais etapais:
P (j, balta) + 3/2Cl2 (g) = PCl3 (g); Δ H 2,
PCl3 (g) + Cl2 (g) = PCl5 (q); Δ H 3,
arba iš viso:
P (k, balta) + 5/2Cl2 (g) = PCl 5 (k); Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Medžiagų susidarymo entalpijos
Formavimosi entalpija yra medžiagos susidarymo tam tikroje agregacijos būsenoje iš paprastų medžiagų, kurios yra stabilios modifikacijos, entalpija. Pavyzdžiui, natrio sulfato susidarymo entalpija yra reakcijos entalpija:
2Na (k) + S (rombas) + 2O 2 (g) = Na 2 SO 4 (k).
Paprastų medžiagų susidarymo entalpija lygi nuliui.
Kadangi reakcijos terminis efektas priklauso nuo medžiagų būsenos, temperatūros ir slėgio, sutikome naudoti standartinės formavimosi entalpijos- medžiagų susidarymo entalpija tam tikroje temperatūroje standartinė būklė... Tikroji medžiagos būsena esant tam tikrai 101,325 kPa (1 atm) temperatūrai ir slėgiui laikoma standartine kondensuotų medžiagų būsena. Žinyruose paprastai pateikiamos standartinės medžiagų susidarymo entalpijos 25 o C (298 K) temperatūroje, nurodytos 1 mol medžiagos (Δ H f o 298). Standartinės entalpijos kai kurių medžiagų susidarymas esant T = 298K pateiktas lentelėje. 6.1.
6.1 lentelė.
Standartinės kai kurių medžiagų susidarymo entalpijos (Δ H f o 298).
Medžiaga |
Δ H f o 298, kJ / mol |
Medžiaga |
Δ H f o 298, kJ / mol |
Standartinės daugumos formavimo entalpijos sudėtingos medžiagos yra neigiamos reikšmės. Mažam skaičiui nestabilių medžiagų Δ H f o 298> 0. Tokios medžiagos visų pirma apima azoto oksidą (II) ir azoto oksidą (IV), 6.1 lentelė.
6.1.5. Cheminių reakcijų šiluminio poveikio skaičiavimas
Procesų entalpijoms apskaičiuoti naudojama Hesso dėsnio pasekmė: reakcijos entalpija yra lygi reakcijos produktų susidarymo entalpijų sumai, atėmus pradinių medžiagų susidarymo entalpijų sumą, atsižvelgiant į stechiometriniai koeficientai.
Apskaičiuokime kalcio karbonato skilimo entalpiją. Procesas apibūdinamas tokia lygtimi:
CaCO 3 (k) = CaO (k) + CO 2 (g).
Šios reakcijos entalpija bus lygi kalcio oksido susidarymo entalpijų sumai ir anglies dioksidas atėmus kalcio karbonato susidarymo entalpiją:
Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).
Naudojant 6.1 lentelės duomenis. mes gauname:
Δ H o 298 = -635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Iš gautų duomenų darytina išvada, kad nagrinėjama reakcija yra endoterminė, t.y. vyksta su šilumos absorbcija.
CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)
Kartu su šilumos išsiskyrimu. Jo entalpija bus lygi
Δ H o 298 = -1206,8 +635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Cheminės reakcijos greitis
6.2.1. Reakcijos greičio samprata
Chemijos skyrius, nagrinėjantis cheminių reakcijų greitį ir mechanizmus, vadinamas cheminė kinetika... Vienas iš pagrindinės sąvokos cheminėje kinetikoje yra cheminės reakcijos greitis.
Cheminės reakcijos greitį lemia reaguojančių medžiagų koncentracijos pokytis per laiko vienetą esant pastoviam sistemos tūriui.
Apsvarstykite šį procesą:
Tegul tam tikru laiko momentu t 1 medžiagos A koncentracija yra lygi reikšmei c 1, o momentu t 2 - reikšmei c 2. Per laikotarpį nuo t 1 iki t 2 koncentracijos pokytis bus Δ s = s 2 - s 1. Vidutinis reakcijos greitis yra:
Minuso ženklas dedamas todėl, kad vykstant reakcijai (Δ t> 0), medžiagos koncentracija mažėja (Δ su< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo reaguojančių medžiagų pobūdžio ir reakcijų sąlygų: koncentracijos, temperatūros, katalizatoriaus buvimo, slėgio (dujų reakcijose) ir kai kurių kitų veiksnių. Visų pirma, padidėjus medžiagų sąlyčio plotui, didėja reakcijos greitis. Reakcijos greitis taip pat didėja didėjant reagentų maišymosi greičiui.
Skaitinė reakcijos greičio reikšmė taip pat priklauso nuo to, kuris komponentas naudojamas reakcijos greičiui apskaičiuoti. Taigi, pavyzdžiui, proceso greitis
H 2 + I 2 = 2HI,
apskaičiuojamas pagal HI koncentracijos pokytį yra dvigubas reakcijos greitis, apskaičiuotas pagal reagentų H 2 arba I 2 koncentracijos pokytį.
6.2.2. Reakcijos greičio priklausomybė nuo koncentracijos; reakcijos tvarka ir molekuliškumas
Pagrindinis įstatymas cheminė kinetika – masinio veikimo dėsnis- nustato reakcijos greičio priklausomybę nuo reaguojančių medžiagų koncentracijos.
Reakcijos greitis yra proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai... Reakcijai, įrašytai į bendras vaizdas kaip
aA + bB = cC + dD,
reakcijos greičio priklausomybė nuo koncentracijos yra tokia:
v = k [A] α [B] β.
Šioje kinetinėje lygtyje k yra proporcingumo koeficientas, vadinamas greičio konstanta; [A] ir [B] yra medžiagų A ir B koncentracijos. Reakcijos greičio konstanta k priklauso nuo reaguojančių medžiagų pobūdžio ir temperatūros, bet nepriklauso nuo jų koncentracijų. Iš eksperimentinių duomenų randami koeficientai α ir β.
Rodiklių suma kinetinėse lygtyse vadinama bendra tvarkingas reakcijos. Taip pat atskirti privatus užsakymas reakcijos viename iš komponentų. Pavyzdžiui, dėl reakcijos
H 2 + C1 2 = 2 HC1
Kinetinė lygtis atrodo taip:
v = k 1/2,
tie. bendra tvarka yra 1,5, o komponentų Н 2 ir С1 2 reakcijos eilės yra lygios atitinkamai 1 ir 0,5.
Molekuliškumas reakciją lemia dalelių skaičius, kurių vienalaikis susidūrimas yra elementarus veiksmas cheminė sąveika. Elementarus veiksmas (pagrindinis etapas)- vienas dalelių (molekulių, jonų, radikalų) sąveikos arba transformacijos į kitas daleles veiksmas. Elementarioms reakcijoms molekuliškumas ir reakcijos tvarka yra vienodi. Jei procesas yra daugiapakopis ir todėl reakcijos lygties užrašymas neatskleidžia proceso mechanizmo, reakcijos eiliškumas nesutampa su jos molekuliškumu.
Cheminės reakcijos skirstomos į paprastas (vienos pakopos) ir sudėtingas, vykstančias keliais etapais.
Monomolekulinė reakcija Tai reakcija, kurios metu elementarus veiksmas yra vienos molekulės cheminis virsmas. Pavyzdžiui:
CH3CHO (g) = CH4 (g) + CO (g).
Bimolekulinė reakcija- reakcija, elementarus veiksmas, kurio metu susiduria dvi dalelės. Pavyzdžiui:
H2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).
Trimolekulinė reakcija- paprasta reakcija, kurios elementarus veiksmas atliekamas tuo pačiu metu susidūrus trims molekulėms. Pavyzdžiui:
2NO (g) + O 2 (g) = 2 NO 2 (g).
Nustatyta, kad vienu metu daugiau nei trijų molekulių susidūrimas, dėl kurio susidaro reakcijos produktai, praktiškai neįmanomas.
Masės veikimo dėsnis netaikomas reakcijoms, kuriose dalyvauja kietosios medžiagos, nes jų koncentracija yra pastovi ir jos reaguoja tik paviršiuje. Tokių reakcijų greitis priklauso nuo kontaktinio paviršiaus tarp reaguojančių medžiagų dydžio.
6.2.3. Reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros
Cheminių reakcijų greitis didėja didėjant temperatūrai. Šį padidėjimą sukelia molekulių kinetinės energijos padidėjimas. 1884 m. olandų chemikas Van't Hoffas suformulavo taisyklę: temperatūrai kylant kas 10 laipsnių, cheminių reakcijų greitis padidėja 2-4 kartus.
Van't Hoffo taisyklė parašyta taip:
,
kur V t 1 ir V t 2 yra reakcijos greitis esant t 1 ir t 2 temperatūroms; γ - temperatūros greičio koeficientas, lygus 2 - 4.
Van't Hoffo taisyklė naudojama apytiksliai įvertinti temperatūros poveikį reakcijos greičiui. Tikslesnę lygtį, apibūdinančią reakcijos greičio konstantos priklausomybę nuo temperatūros, 1889 metais pasiūlė švedų mokslininkas S. Arrheniusas:
.
Arrhenius lygtyje A yra konstanta, E yra aktyvacijos energija (J / mol); T - temperatūra, K.
Arrhenius teigimu, ne visi molekuliniai susidūrimai sukelia chemines transformacijas. Sureaguoti gali tik molekulės, turinčios tam tikrą energijos perteklių. Tai energijos perteklius, kurią turi turėti susidūrusios dalelės, kad tarp jų įvyktų reakcija, vadinamas aktyvacijos energija.
6.3. Supratimas apie katalizę ir katalizatorius
Katalizatorius yra medžiaga, kuri keičia cheminės reakcijos greitį, tačiau reakcijos pabaigoje išlieka chemiškai nepakitusi.
Kai kurie katalizatoriai pagreitina reakciją, kiti vadinami inhibitoriai, sulėtinti jo eigą. Pavyzdžiui, pridedant kaip katalizatorių, ne didelis skaičiusМnO2 į vandenilio peroksidą Н2О2 sukelia smarkų skilimą:
2 H 2 O 2 – (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
Esant nedideliam sieros rūgšties kiekiui, pastebimas Н 2 О 2 skilimo greičio mažėjimas. Šioje reakcijoje sieros rūgštis veikia kaip inhibitorius.
Atsižvelgiant į tai, ar katalizatorius yra toje pačioje fazėje kaip ir reagentai, ar sudaro nepriklausomą fazę, išskiriamas vienalytis ir heterogeninė katalizė.
Homogeninė katalizė
Homogeninės katalizės atveju reagentai ir katalizatorius yra toje pačioje fazėje, pavyzdžiui, dujinės. Katalizatoriaus veikimo mechanizmas pagrįstas tuo, kad jis sąveikauja su reagentais, sudarydamas tarpinius junginius.
Panagrinėkime katalizatoriaus veikimo mechanizmą. Jei nėra katalizatoriaus, reakcija
Teka labai lėtai. Katalizatorius sudaro reaktyvų tarpinį produktą su pradinėmis medžiagomis (pavyzdžiui, medžiaga B):
kuri energingai reaguoja su kita pradine medžiaga, sudarydama galutinį reakcijos produktą:
VK + A = AB + K.
Homogeninė katalizė vyksta, pavyzdžiui, sieros (IV) oksidą oksiduojant į sieros (VI) oksidą, kuris vyksta esant azoto oksidams.
Homogeninė reakcija
2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3
nesant katalizatoriaus yra labai lėtas. Tačiau įvedus katalizatorių (NO), susidaro tarpinis junginys (NO2):
O 2 + 2 NO = 2 NO 2,
kuris lengvai oksiduoja SO 2:
NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.
Pastarojo proceso aktyvavimo energija yra labai maža, todėl reakcija vyksta dideliu greičiu. Taigi katalizatorių poveikis sumažinamas iki reakcijos aktyvavimo energijos sumažėjimo.
Heterogeninė katalizė
Heterogeninėje katalizėje katalizatorius ir reagentai yra skirtingose fazėse. Katalizatorius paprastai yra kietas, o reagentai yra skysti arba dujiniai. Heterogeninėje katalizėje proceso pagreitis dažniausiai siejamas su katalizatoriaus paviršiaus veikimu.
Katalizatoriai išsiskiria savo veikimo selektyvumu (selektyvumu). Taigi, pavyzdžiui, esant aliuminio oksido katalizatoriui Al 2 O 3 300 o C temperatūroje nuo etilo alkoholis gauti vandens ir etileno:
C 2 H 5 OH – (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
Esant tokiai pačiai temperatūrai, bet kai katalizatoriumi yra vario Cu, vyksta etilo alkoholio dehidrinimas:
C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2.
Nedideli kai kurių medžiagų kiekiai sumažina ar net visiškai sunaikina katalizatorių aktyvumą (katalizatorių apsinuodijimas). Tokios medžiagos vadinamos kataliziniai nuodai... Pavyzdžiui, deguonis sukelia grįžtamąjį geležies katalizatoriaus apsinuodijimą NH 3 sintezėje. Katalizatoriaus aktyvumą galima atkurti praleidžiant šviežią azoto ir vandenilio mišinį, išgrynintą iš deguonies. Siera sukelia negrįžtamą katalizatoriaus apsinuodijimą NH 3 sintezės metu. Jo aktyvumo nebegalima atkurti praleidžiant naują N 2 + H 2 mišinį.
Vadinamos medžiagos, kurios sustiprina reakcijos katalizatorių veikimą propaguotojai, arba aktyvatoriai(pavyzdžiui, platinos katalizatoriai reklamuojami pridedant geležies arba aliuminio).
Heterogeninės katalizės mechanizmas yra sudėtingesnis. Jai paaiškinti naudojama katalizės adsorbcijos teorija. Katalizatoriaus paviršius nėra vienodas, todėl ant jo yra vadinamosios aktyvios vietos. Reagentų adsorbcija vyksta aktyviose vietose. Dėl pastarojo proceso reaguojančios molekulės priartėja ir padidėja jų cheminis aktyvumas, kadangi adsorbuotose molekulėse susilpnėja ryšys tarp atomų, didėja atstumas tarp atomų.
Kita vertus, manoma, kad katalizatoriaus greitinantis poveikis heterogeninėje katalizėje atsiranda dėl to, kad reagentai sudaro tarpinius junginius (kaip ir homogeninės katalizės atveju), dėl to sumažėja aktyvavimo energija.
6.4. Cheminė pusiausvyra
Negrįžtamos ir grįžtamos reakcijos
Reakcijos, vykstančios tik viena kryptimi ir pasibaigiančios visišku pradinių medžiagų pavertimu galutinėmis medžiagomis, vadinamos negrįžtamomis.
Negrįžtamas, t.y. einančios į pabaigą yra reakcijos, kuriose
Cheminės reakcijos, kurios gali vykti priešingomis kryptimis, vadinamos grįžtamomis. Tipiškos grįžtamosios reakcijos yra amoniako sintezės ir sieros (IV) oksido oksidacijos į sieros (VI) oksidą reakcijos:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3.
Rašant grįžtamųjų reakcijų lygtis, vietoj lygybės ženklo dedamos dvi priešingomis kryptimis nukreiptos rodyklės.
Grįžtamosiose reakcijose pirminės reakcijos greitis pradiniu laiko momentu turi maksimali vertė, kuris mažėja mažėjant pradinių reagentų koncentracijai. Priešingai, atvirkštinė reakcija iš pradžių turi minimalų greitį, didėjant produktų koncentracijai. Dėl to ateina momentas, kai pirmyn ir atgal reakcijų greičiai tampa lygūs ir sistema nustatoma cheminė pusiausvyra.
Cheminė pusiausvyra
Reagentų sistemos būsena, kurioje tampa tiesioginės reakcijos greitis vienodas greitis atvirkštinė reakcija vadinama chemine pusiausvyra.
Cheminė pusiausvyra taip pat vadinama tikrąja pusiausvyra. Be tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičių lygybės, tikrąją (cheminę) pusiausvyrą apibūdina šios savybės:
- sistemos būsena yra vienoda, nepriklausomai nuo to, iš kurios pusės sistema artėja prie pusiausvyros – iš pradinių medžiagų pusės ar iš reakcijos produktų pusės.
sistemos būsenos nekintamumą lemia tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų srautas, tai yra, pusiausvyros būsena yra dinaminė;
sistemos būsena laikui bėgant išlieka nepakitusi, jei sistema neatsiranda išorinis poveikis;
bet koks išorinis poveikis sukelia sistemos pusiausvyros poslinkį; tačiau pašalinus išorinį poveikį, sistema grįžta į pradinę būseną;
Būtina atskirti nuo tikrosios akivaizdi pusiausvyra... Taigi, pavyzdžiui, deguonies ir vandenilio mišinys uždarame inde kambario temperatūra gali išlikti neribotą laiką. Tačiau reakcijos pradžia ( elektros iškrova, ultravioletinis švitinimas, temperatūros padidėjimas) sukelia negrįžtamą vandens susidarymo reakciją.
6.5. Le Chatelier principas
Nustatoma išorinių sąlygų pokyčių įtaka pusiausvyros padėčiai Le Chatel principas e (Prancūzija, 1884): jei pusiausvyros būsenoje sistemai daromas išorinis poveikis, tada pusiausvyra sistemoje pasislinks šios įtakos susilpnėjimo link.
Le Chatelier principas galioja ne tik cheminiai procesai, bet ir fiziniams, tokiems kaip virimas, kristalizacija, tirpinimas ir kt.
Panagrinėkime įvairių veiksnių įtaką cheminei pusiausvyrai, naudodamiesi amoniako sintezės reakcijos pavyzdžiu:
N2 + 3H22NH3; Δ H = -91,8 kJ.
Koncentracijos įtaka cheminei pusiausvyrai.
Remiantis Le Chatelier principu, pradinių medžiagų koncentracijos padidėjimas perkelia pusiausvyrą reakcijos produktų susidarymo link. Padidėjus reakcijos produktų koncentracijai pusiausvyra perkeliama link pradinių medžiagų susidarymo.
Aukščiau aptartame amoniako sintezės procese papildomi N 2 arba H 2 kiekiai patekę į pusiausvyros sistemą sukelia pusiausvyros poslinkį ta kryptimi, kuria mažėja šių medžiagų koncentracija, todėl pusiausvyra pasislenka formavimosi link. NH3. Padidėjus amoniako koncentracijai, pusiausvyra perkeliama į pradines medžiagas.
Todėl katalizatorius vienodai pagreitina tiek pirmines, tiek atvirkštines reakcijas katalizatoriaus įvedimas neturi įtakos cheminei pusiausvyrai.
Temperatūros įtaka cheminei pusiausvyrai
Kylant temperatūrai, pusiausvyra pasislenka link endoterminės reakcijos, o temperatūrai mažėjant – į egzoterminę.
Nustatomas pusiausvyros poslinkio laipsnis absoliučioji vertėšiluminis efektas: kuo didesnė reakcijos Δ H reikšmė, tuo didesnė temperatūros įtaka.
Nagrinėjamoje amoniako sintezės reakcijoje, pakilus temperatūrai, pusiausvyra bus nukreipta į pradines medžiagas.
Slėgio įtaka cheminei pusiausvyrai
Slėgio pokytis veikia cheminę pusiausvyrą, apimančią dujinių medžiagų... Pagal Le Chatelier principą, padidėjus slėgiui pusiausvyra perkeliama link reakcijos, vykstančios mažėjant dujinių medžiagų tūriui, o slėgio sumažėjimas – priešinga kryptimi. Amoniako sintezės reakcija vyksta mažėjant sistemos tūriui (kairėje lygties pusėje yra keturi tūriai, dešinėje - du). Todėl padidėjus slėgiui pusiausvyra pasislenka link amoniako susidarymo. Sumažėjus slėgiui, pusiausvyra bus perkelta į išvirkščia pusė... Jei grįžtamosios reakcijos lygtyje dujinių medžiagų molekulių skaičius dešinėje ir kairėje yra lygus (reakcija vyksta nekeičiant dujinių medžiagų tūrio), tai slėgis neturi įtakos pusiausvyros padėčiai šioje sistemoje.
Visai kaip vienas iš fizinės savybėsžmogus yra fizinė jėga, esminė savybė bet koks cheminis ryšys yra ryšio stiprumas, t.y. jos energija.
Prisiminkite, kad cheminio ryšio energija yra ta energija, kuri išsiskiria formuojant cheminį ryšį, arba ta energija, kurią reikia išleisti šiam ryšiui sunaikinti.
Cheminė reakcija bendruoju atveju yra vienų medžiagų pavertimas kitomis. Vadinasi, vykstant cheminei reakcijai vieni ryšiai nutrūksta ir susidaro kiti, t.y. energijos transformacija.
Pagrindinis fizikos dėsnis sako, kad energija neatsiranda iš nieko ir neišnyksta be pėdsakų, o tik pereina iš vienos rūšies į kitą. Dėl savo universalumo šis principas akivaizdžiai tinka cheminei reakcijai.
Cheminės reakcijos šiluminis poveikis vadinamas šilumos kiekiu,
išsiskiria (arba absorbuojamas) reakcijos metu ir priskiriamas 1 moliui sureagavusios (ar susidariusios) medžiagos.
Šilumos efektas žymimas raide Q ir paprastai matuojamas kJ / mol arba kcal / mol.
Jei reakcija vyksta išskiriant šilumą (Q> 0), ji vadinama egzotermine, o jei su šilumos absorbcija (Q< 0) – эндотермической.
Jei schematiškai pavaizduosite reakcijos energetinį profilį, tai endoterminių reakcijų produktų energija yra didesnė nei reagentų, o egzoterminių - priešingai, reakcijos produktai yra mažesnės energijos (stabilesni) nei reagentai.
Akivaizdu, kad kuo labiau medžiaga reaguoja, tuo didelis kiekis energija bus išleista (arba absorbuojama), t.y. šiluminis efektas yra tiesiogiai proporcingas medžiagos kiekiui. Todėl šiluminio efekto priskyrimas 1 moliui medžiagos yra dėl mūsų noro palyginti įvairių reakcijų šiluminį poveikį tarpusavyje.
6 paskaita. Termochemija. Cheminės reakcijos terminis poveikis 1 pavyzdys. Redukuojant 8,0 g vario (II) oksido vandeniliu, susidarė metalinis varis ir vandens garai bei išsiskyrė 7,9 kJ šilumos. Apskaičiuokite vario (II) oksido redukcijos reakcijos šiluminį poveikį.
Sprendimas. Reakcijos lygtis CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2O (g) + Q (*)
Sudarykime proporciją redukuojant 0,1 mol - išsiskiria 7,9 kJ, redukuojant 1 mol - x kJ
Iš kur x = + 79 kJ / mol. Lygtis (*) įgauna formą
CuO (s) + H2 (g) = Cu (s) + H2O (g) +79 kJ
Termocheminė lygtis Tai cheminės reakcijos lygtis, nurodanti reakcijos mišinio komponentų (reagentų ir produktų) agregacijos būseną ir reakcijos šiluminį poveikį.
Taigi, norint ištirpdyti ledą ar išgaruoti vandenį, reikia išleisti tam tikrą šilumos kiekį, o skystam vandeniui užšalus ar kondensuojantis vandens garams išsiskiria tiek pat šilumos. Štai kodėl mums šalta, kai išeiname iš vandens (vandens išgarinimas nuo kūno paviršiaus reikalauja energijos), o prakaitavimas yra biologinis. apsauginis mechanizmas nuo kūno perkaitimo. Priešingai, šaldiklis užšaldo vandenį ir įkaitina aplinkinę erdvę, išskirdamas jai šilumos perteklių.
Įjungta šis pavyzdys parodytas vandens suvestinės būklės pokyčių šiluminis poveikis. Lydymosi šiluma (esant 0o C) λ = 3,34 × 105 J / kg (fizika), arba Qpl. = - 6,02 kJ / mol (chemija), garavimo (garinimo) šiluma (esant 100o C) q = 2,26 × 106 J / kg (fizika) arba Qtest. = - 40,68 kJ / mol (chemija).
tirpstantis
garinimas |
|||||
Arr, 298.
6 paskaita. Termochemija. Cheminės reakcijos terminis poveikis Žinoma, galimi sublimacijos procesai, kai kieta medžiaga
patenka į dujų fazę, apeinant skysta būsena ir atvirkštiniai nusodinimo (kristalizavimo) procesai iš dujinės fazės, kuriems taip pat galima apskaičiuoti arba išmatuoti šiluminį efektą.
Akivaizdu, kad kiekvienoje medžiagoje yra cheminiai ryšiai todėl kiekviena medžiaga turi tam tikrą energijos kiekį. Tačiau ne visos medžiagos gali virsti viena į kitą vienos cheminės reakcijos metu. Todėl sutarėme įvesti standartinę valstybę.
Standartinė medžiagos būsena- tai medžiagos agregacijos būsena esant 298 K temperatūrai, 1 atmosferos slėgiui esant stabiliausiam alotropiniam modifikavimui tokiomis sąlygomis.
Standartinės sąlygos Ar temperatūra 298 K ir slėgis 1 atmosfera. Standartinės sąlygos (standartinė būklė) žymimos indeksu 0.
Standartinė junginio susidarymo šiluma vadinamas terminiu cheminės reakcijos, kai susidaro tam tikras junginys iš paprastų medžiagų, paimtų į standartinę būseną, šiluminis poveikis. Junginio susidarymo šiluma žymima simboliu Q 0 Daugeliui junginių standartinės susidarymo šilumos nurodytos fizikinių ir cheminių dydžių žinynuose.
Standartinės paprastų medžiagų susidarymo šilumos yra 0. Pavyzdžiui, Q0 arr, 298 (O2, dujos) = 0, Q0 arr, 298 (C, tv., grafitas) = 0.
Pavyzdžiui . Užrašykite vario (II) sulfato susidarymo termocheminę lygtį. Iš žinyno Q0 mėginio, 298 (CuSO4) = 770 kJ / mol.
Cu (kietas) + S (kietas) + 2O2 (g) = CuSO4 (kietas) + 770 kJ.
Pastaba: termocheminę lygtį galima parašyti bet kuriai medžiagai, tačiau reikia suprasti, kad in Tikras gyvenimas reakcija vyksta visai kitaip: iš išvardintų reagentų kaitinant susidaro vario (II) ir sieros (IV) oksidai, tačiau vario (II) sulfatas nesusidaro. Svarbus išsinešimas: termocheminė lygtis – modelis, leidžiantis skaičiuoti, gerai sutampa su kitais termocheminiais duomenimis, tačiau neatlaiko praktikos išbandymo (t.y. negali teisingai numatyti reakcijos galimybės ar negalimumo).
(B j) - ∑ a i × Q pavyzdys 0, 298 i
6 paskaita. Termochemija. Cheminės reakcijos šiluminis poveikis
Paaiškinimas . Kad nesuklaidinčiau, iš karto pridursiu, kad cheminė termodinamika gali numatyti reakcijos galimybę/neįmanomumą, tačiau tam reikia rimtesnių „įrankių“, kurie peržengia mokyklos kursas chemija. Termocheminė lygtis, palyginti su šiais metodais, yra pirmas žingsnis Cheopso piramidės fone - be jos neapsieisite, bet negalite ir aukštai lipti.
2 pavyzdys. Apskaičiuokite 5,8 g sveriančio vandens kondensacijos šiluminį efektą Tirpalas. Kondensacijos procesas apibūdinamas termochemine lygtimi H2 O (g) = H2 O (l) + Q - kondensacija dažniausiai yra egzoterminis procesas Vandens kondensacijos šiluma esant 25o C 37 kJ/mol (nuoroda).
Todėl Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.
XIX amžiuje rusų chemikas Hessas, tyręs reakcijų šiluminį poveikį, eksperimentiškai nustatė energijos tvermės dėsnį, susijusį su cheminėmis reakcijomis – Heso dėsnį.
Cheminės reakcijos šiluminis efektas nepriklauso nuo proceso kelio ir yra nulemtas tik galutinio ir pradinio būsenų skirtumo.
Kalbant apie chemiją ir matematiką šis įstatymas reiškia, kad proceso skaičiavimui galime laisvai pasirinkti bet kokią „skaičiavimo trajektoriją“, nes nuo to rezultatas nepriklauso. Dėl šios priežasties labai svarbus įstatymas Hessa yra nepaprastai svarbi Heso dėsnio pasekmė.
Cheminės reakcijos šiluminis efektas lygus reakcijos produktų susidarymo karščių sumai, atėmus reagentų susidarymo šilumą (atsižvelgiant į stechiometrinius koeficientus).
Sveiko proto požiūriu ši pasekmė atitinka procesą, kurio metu iš pradžių visi reagentai virsta paprastomis medžiagomis, kurios vėliau susirenka nauju būdu, kad gautųsi reakcijos produktai.
Lygties pavidalu Hesso dėsnio pasekmė atrodo taip: Reakcijos lygtis: a 1 A 1 + a 2 A 2 +… + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 +… b
Šiuo atveju a i ir b j yra stechiometriniai koeficientai, A i – reagentai, B j – reakcijos produktai.
Tada Hesso dėsnio pasekmė Q = ∑ b j × Q arr 0,298
k Bk + Q
(A i)
6 paskaita. Termochemija. Cheminės reakcijos šiluminis poveikis Kadangi daugelio medžiagų susidarymo standartinės šilumos
a) yra apibendrinti specialiose lentelėse arba b) gali būti nustatomi eksperimentiškai, tada tampa įmanoma pakankamai tiksliai nuspėti (apskaičiuoti) labai daug reakcijų terminį efektą.
3 pavyzdys. (Heso dėsnio pasekmė). Apskaičiuokite metano garų riformingo, vykstančio dujų fazėje, šiluminį efektą standartinėmis sąlygomis:
CH4 (metai) + H2 O (metai) = CO (metai) + 3 H2 (metai)
Nustatyti, ar tam tikra reakcija yra egzoterminė ar endoterminė?
Sprendimas: Heso dėsnio pasekmė
Q = 3 Q0 | D) + Q 0 | (CO, г) −Q 0 | D) -Q 0 | O, d) – bendra forma. |
|||||
Arr, 298 | Arr, 298 | Arr, 298 | Arr, 298 | ||||||
Q arr0 | 298 (H 2, r) = 0 | Paprasta medžiaga standartinėje būsenoje |
|||||||
Iš žinyno randame likusių mišinio komponentų susidarymo šilumą.
O, g) = 241,8 | (CO, g) = 110,5 | D) = 74,6 | |||||||||
Arr, 298 | Arr, 298 | Arr, 298 | |||||||||
Vertybių pakeitimas lygtyje
Q = 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 = -205,9 kJ / mol, reakcija yra stipriai endoterminė.
Atsakymas: Q = -205,9 kJ / mol, endoterminė
4 pavyzdys (Heso dėsnio taikymas). Reakcijų įkaitai žinomi
C (tv.) + ½ O (g.) = CO (g.) + 110,5 kJ
С (tv.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Raskite reakcijos šiluminį efektą 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Sprendimas Padauginkite pirmąjį ir antrosios lygtys 2
2C (s) + O2 (g) = 2CO (g) + 221 kJ 2C (s) + 2O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ
Iš antrosios lygties atimkite pirmąją
O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,
2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Atsakymas: 566 kJ / mol.
Pastaba: studijuodami termochemiją, mes atsižvelgiame į cheminę reakciją iš išorės (išorės). Priešingai, cheminė termodinamika yra elgesio mokslas cheminės sistemos- vertina sistemą iš vidaus ir veikia su "entalpijos" H sąvoka kaip sistemos šilumine energija. Entalpija, taigi
6 paskaita. Termochemija. Cheminės reakcijos terminis efektas tam tikra prasme turi tą pačią reikšmę kaip ir šilumos kiekis, tačiau turi priešingą ženklą: jei iš sistemos išsiskiria energija, aplinką jis įkaista ir įkaista, o sistema praranda energiją.
Literatūra:
1. vadovėlis, V.V. Ereminas, N.E. Kuzmenko ir kt., 9 klasės chemija, 19 pastraipa,
2. Studijų vadovas„Bendrosios chemijos pagrindai“ 1 dalis.
Sudarė S.G. Baramas, I.N. Mironovas. - pasiimk su savimi! į kitą seminarą
3. A.V. Manuilovas. Chemijos pagrindai. http://hemi.nsu.ru/index.htm
§9.1 Terminis cheminės reakcijos poveikis. Pagrindiniai termochemijos dėsniai.
§9.2 ** Termochemija (tęsinys). Medžiagos susidarymo iš elementų šiluma.
Standartinė formavimosi entalpija.
Dėmesio!
Pereinama prie skaičiavimo uždavinių sprendimo, todėl chemijos seminaruose dabar pageidautina skaičiuoklė.
Reakcijos šiluma (reakcijos šiluma) – tai išsiskiriančios arba sugertos šilumos kiekis Q. Jei reakcijos metu išsiskiria šiluma, tokia reakcija vadinama egzotermine, jei šiluma absorbuojama, reakcija vadinama endotermine.
Reakcijos šiluma nustatoma remiantis pirmuoju termodinamikos dėsniu (pradžia), kurios matematinė išraiška paprasčiausia cheminių reakcijų forma yra lygtis:
Q = ΔU + рΔV (2.1)
čia Q – reakcijos šiluma, ΔU – vidinės energijos pokytis, p – slėgis, ΔV – tūrio pokytis.
Termocheminis skaičiavimas susideda iš reakcijos šiluminio poveikio nustatymo. Pagal (2.1) lygtį reakcijos šilumos skaitinė reikšmė priklauso nuo jos vykdymo būdo. Izochoriniame procese, vykdomame esant V = const, reakcijos šiluma Q V =Δ U, izobariniame procese, kai p = const šiluminis efektas Q P =Δ H. Taigi termocheminis skaičiavimas yra v nustatant pokyčio ar vidinės energijos, arba entalpijos, kiekį reakcijos eigoje. Kadangi didžioji dalis reakcijų vyksta izobarinėmis sąlygomis (pavyzdžiui, tai visos reakcijos atviruose induose. Atmosferos slėgis), kai atliekami termocheminiai skaičiavimai, ΔН ... JeiguΔ N<0, то реакция экзотермическая, если же Δ H> 0, tada reakcija yra endoterminė.
Termocheminiai skaičiavimai atliekami taikant Hesso dėsnį, pagal kurį proceso šiluminis efektas nepriklauso nuo jo kelio, o yra nulemtas tik proceso pradinių medžiagų ir produktų pobūdžio ir būsenos, arba dažniausiai Hesso dėsnio pasekmė: reakcijos terminis efektas yra lygus produktų susidarymo karščių (entalpijų) sumai, atėmus reagentų susidarymo karščių (entalpijų) sumą.
Skaičiuojant pagal Heso dėsnį, naudojamos pagalbinių reakcijų lygtys, kurių šiluminis poveikis yra žinomas. Skaičiavimų pagal Heso dėsnį operacijų esmė ta, kad pagalbinių reakcijų lygtims atliekami algebriniai veiksmai, kurie veda į reakcijos lygtį su nežinomu šiluminiu efektu.
Pavyzdys 2.1... Reakcijos šilumos nustatymas: 2CO + O 2 = 2CO 2 ΔН -?
Kaip pagalbines naudojame šias reakcijas: 1) C + O 2 = C0 2;Δ H1 = -393,51 kJ ir 2) 2C + O2 = 2CO;Δ H 2 = -220,1 kJ, kurΔ N / irΔ Н 2 - pagalbinių reakcijų šilumos poveikis. Naudojant šių reakcijų lygtis, galima gauti duotosios reakcijos lygtį, jei pagalbinė lygtis 1) padauginama iš dviejų ir iš gauto rezultato atimama lygtis 2). Todėl tam tikros reakcijos nežinoma šiluma yra lygi:
Δ H = 2Δ H 1 -Δ H 2 = 2 (-393,51) - (-220,1) = -566,92 kJ.
Jei termocheminis skaičiavimas naudoja Hesso dėsnio pasekmę, tada reakcijai, išreikštai lygtimi aA + bB = cC + dD, naudokite šį ryšį:
ΔН = (сΔHobr, s + dΔHobr D) – (aΔHobr A + bΔH pavyzdys, c) (2.2)
kur ΔН yra reakcijos šiluma; ΔH o br - atitinkamai reakcijos produktų C ir D bei reagentų A ir B susidarymo šiluma (entalpija); с, d, a, b - stechiometriniai koeficientai.
Junginio susidarymo šiluma (entalpija) yra šiluminis reakcijos, kurios metu iš paprastų medžiagų termodinamiškai stabiliose fazėse ir modifikacijose susidaro 1 molis šio junginio 1 *. Pavyzdžiui , vandens susidarymo šiluma garų būsenoje yra lygi pusei reakcijos šilumos, išreiškiama lygtimi: 2H 2 (g)+ O 2 (g)= 2H2O (d).Susidarymo šilumos matmenys yra kJ / mol.
V termocheminiai skaičiavimai Reakcijų šilumos, kaip taisyklė, nustatomos standartinėmis sąlygomis, kurioms (2.2) formulė yra tokia:
ΔН ° 298 = (сΔН ° 298, pavyzdys, С + dΔH ° 298, o 6 p, D) - (аΔН ° 298, pavyzdys A + bΔН ° 298, pavyzdys, c)(2.3)
kur ΔН ° 298 yra standartinė reakcijos šiluma, kJ (standartinė vertė žymima viršutiniu indeksu "0"), esant 298 K temperatūrai, o ΔН ° 298, obR yra standartinė susidarymo šiluma (entalpijos) taip pat esant temperatūrai iš 298 tūkst. ΔН ° 298 .obR reikšmės.yra apibrėžti visoms jungtims ir yra lentelės duomenys. 2 * – žr. priedo lentelę.
2.2 pavyzdys. Standartinės šilumos apskaičiavimas p e akcijos, išreikštos lygtimi:
4NH3 (r) + 5O 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 O (g).
Remdamiesi Heso dėsnio išvadomis, rašome 3 *:
Δ H 0 298 = (4Δ H 0 298. o b p. Ne + 6ΔH 0 298. lova H20) - 4ΔH 0 298 arr. NH s. Pakeitę lygtyje pateiktų junginių standartinių susidarymo karščių lentelių reikšmes, gauname:Δ N ° 298= (4 (90,37) + 6 (-241,84)) - 4 (-46,19) = - 904,8 kJ.
Neigiamas ženklas reakcijos šiluma rodo proceso egzotermiškumą.
Termochemijoje šiluminiai efektai dažniausiai nurodomi reakcijų lygtyse. Toks lygtys su nurodytu šiluminiu efektu vadinamos termocheminėmis. Pavyzdžiui, parašyta 2.2 pavyzdyje nagrinėjamos reakcijos termocheminė lygtis:
4NH3 (g) + 50 2 (g) = 4NO (g) + 6H 2 0 (g);Δ N ° 29 8 = - 904,8 kJ.
Jei sąlygos skiriasi nuo standartinių, praktiniais termocheminiais skaičiavimais tai leidžia Xia naudojant aproksimaciją: Δ H ≈Δ Nr. 298 (2.4) Išraiška (2.4) atspindi silpną reakcijos šilumos priklausomybę nuo jos atsiradimo sąlygų.
Bet kokią cheminę reakciją lydi energijos išsiskyrimas arba įsisavinimas šilumos pavidalu.
Pagal šilumos išsiskyrimą ar sugėrimą jie išskiria egzoterminis ir endoterminė reakcijos.
Egzoterminis reakcijos yra reakcijos, kurių metu išsiskiria šiluma (+ Q).
Endoterminės reakcijos yra reakcijos, kurių metu absorbuojama šiluma (-Q).
Reakcijos šiluminis poveikis (K) yra šilumos kiekis, kuris išsiskiria arba sugeria sąveikaujant tam tikram pradinių reagentų kiekiui.
Termocheminė lygtis yra lygtis, kurioje nurodomas cheminės reakcijos terminis poveikis. Taigi, pavyzdžiui, lygtys yra termocheminės:
Taip pat reikėtų pažymėti, kad termocheminės lygtys privalomas turėtų apimti informaciją apie reagentų ir produktų agregacijos būseną, nes nuo to priklauso šiluminio efekto vertė.
Reakcijos šiluminio poveikio skaičiavimai
Tipiškos problemos, kaip rasti reakcijos šiluminį efektą, pavyzdys:
Kai 45 g gliukozės sąveikauja su deguonies pertekliumi pagal lygtį
C 6 H 12 O 6 (TV.) + 6O 2 (g) = 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q
išleido 700 kJ šilumos. Nustatykite reakcijos terminį efektą. (Užrašykite skaičių iki sveikųjų skaičių.)
Sprendimas:
Apskaičiuokime gliukozės kiekį:
n (C6H12O6) = m (C6H12O6) / M (C6H12O6) = 45 g / 180 g / mol = 0,25 mol
Tie. kai 0,25 mol gliukozės sąveikauja su deguonimi, išsiskiria 700 kJ šilumos. Iš sąlygoje pateiktos termocheminės lygties išplaukia, kad 1 moliui gliukozės sąveikaujant su deguonimi susidaro šilumos kiekis, lygus Q (reakcijos šiluminis poveikis). Tada teisinga tokia proporcija:
0,25 mol gliukozės - 700 kJ
1 molis gliukozės - Q
Iš šios proporcijos gaunama atitinkama lygtis:
0,25 / 1 = 700 / Q
Išspręsdami tai, mes nustatome, kad:
Taigi reakcijos terminis efektas yra 2800 kJ.
Skaičiavimai termocheminėmis lygtimis
Daug dažniau į egzamino užduotys iš termochemijos šiluminio efekto reikšmė jau žinoma, nes sąlyga pateikia pilną termocheminę lygtį.
Tokiu atveju reikia apskaičiuoti arba išskiriamą / sugertą šilumos kiekį su žinomu reagento ar produkto kiekiu, arba, atvirkščiai, pagal žinoma vertėšilumos, reikia nustatyti bet kurio reakcijos dalyvio medžiagos masę, tūrį ar kiekį.
1 pavyzdys
Pagal termocheminę reakcijos lygtį
3Fe 3 O 4 (televizorius) + 8Al (televizorius) = 9Fe (televizorius) + 4Al 2 O 3 (televizorius) + 3330 kJ
susidarė 68 g aliuminio oksido. Kiek šilumos išsiskyrė per tai? (Užrašykite skaičių iki sveikųjų skaičių.)
Sprendimas
Apskaičiuokime aliuminio oksido medžiagos kiekį:
n (Al 2 O 3) = m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) = 68 g / 102 g / mol = 0,667 mol
Pagal termocheminę reakcijos lygtį, susidarant 4 mol aliuminio oksido išsiskiria 3330 kJ. Mūsų atveju susidaro 0,6667 mol aliuminio oksido. Nurodydami šiuo atveju išsiskiriančios šilumos kiekį per x kJ sudarysime proporciją:
4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ
0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ
Ši proporcija atitinka lygtį:
4 / 0,6667 = 3330 / x
Išspręsdami tai, nustatome, kad x = 555 kJ
Tie. Susidarius 68 g aliuminio oksido pagal termocheminę lygtį, esant sąlygai išsiskiria 555 kJ šilumos.
2 pavyzdys
Dėl reakcijos, kurios termocheminė lygtis
4FeS 2 (s) + 11O 2 (g) = 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (s) + 3310 kJ
išleido 1655 kJ šilumos. Nustatykite išsiskyrusio sieros dioksido tūrį (l) (n.o.). (Užrašykite skaičių iki sveikųjų skaičių.)
Sprendimas
Pagal termocheminę reakcijos lygtį, susidarant 8 moliams SO 2 išsiskiria 3310 kJ šilumos. Mūsų atveju išsiskyrė 1655 kJ šilumos. Tegu tokiu atveju susidariusios medžiagos SO 2 kiekis lygus x mol. Tada tokia proporcija yra teisinga:
8 mol SO 2 - 3310 kJ
x mol SO 2 - 1655 kJ
Iš to seka lygtis:
8 / x = 3310/1655
Išspręsdami tai, mes nustatome, kad:
Taigi šiuo atveju susidariusios medžiagos SO 2 kiekis yra 4 mol. Todėl jo tūris yra lygus:
V (SO 2) = V m ∙ n (SO 2) = 22,4 l / mol ∙ 4 mol = 89,6 l ≈ 90 l(suapvalinkite iki sveikųjų skaičių, nes tai būtina sąlygoje.)
Galima rasti detalesnių cheminės reakcijos terminio poveikio problemų.
Termochemijoje šilumos kiekis K, kuris išsiskiria arba absorbuojamas vykstant cheminei reakcijai, vadinamas šiluminis efektas. Reakcijos su šilumos išsiskyrimu vadinamos egzoterminis (Q> 0), ir su šilumos sugėrimu - endoterminė (K<0 ).
Termodinamikoje atitinkamai vadinami procesai, kurių metu išsiskiria šiluma egzoterminis ir procesai, kuriuose šiluma absorbuojama, endoterminė.
Pagal pirmąjį termodinamikos dėsnį izochoriniams-izoterminiams procesams šiluminis efektas lygus sistemos vidinės energijos pokyčiui .
Kadangi termochemija termodinamikai naudoja priešingą ženklą, tada.
Izobariniams-izoterminiams procesams šiluminis efektas lygus sistemos entalpijos pokyčiui .
Jeigu D H> 0- procesas vyksta sugeriant šilumą ir yra endoterminė.
Jeigu D H< 0 - procesą lydi šilumos išsiskyrimas ir yra egzoterminis.
Iš pirmojo termodinamikos dėsnio išplaukia Heso dėsnis:
cheminių reakcijų šiluminis poveikis priklauso tik nuo pradinių medžiagų ir galutinių produktų rūšies ir būsenos, bet nepriklauso nuo perėjimo iš pradinės būsenos į galutinę kelio kelio.
Šio įstatymo pasekmė yra taisyklė, kad su termocheminėmis lygtimis galite atlikti įprastas algebrines operacijas.
Kaip pavyzdį apsvarstykite anglies oksidacijos reakciją į CO 2.
Perėjimas nuo pradinių medžiagų prie galutinių gali būti atliekamas tiesiogiai deginant anglį į СО 2:
C (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Šios reakcijos šiluminis efektas Δ H 1.
Šis procesas gali būti atliekamas dviem etapais (4 pav.). Pirmajame etape dėl reakcijos anglis sudega į CO
C (t) + O 2 (g) = CO (g),
antroje vietoje CO perdega iki CO 2
CO (t) + O 2 (g) = CO 2 (g).
Šių reakcijų šilumos poveikis atitinkamai Δ H 2 irΔ H 3.
Ryžiai. 4. Anglies degimo iki СО 2 diagrama
Visi trys procesai yra plačiai naudojami praktikoje. Heso dėsnis leidžia susieti šių trijų procesų šiluminį poveikį pagal lygtį:
Δ H 1=Δ H 2 + Δ H 3.
Pirmojo ir trečiojo procesų šiluminį poveikį galima palyginti nesunkiai išmatuoti, tačiau anglies deginimas iki anglies monoksido aukšta temperatūra sunku. Jo šiluminį efektą galima apskaičiuoti:
Δ H 2=Δ H 1 - Δ H 3.
Δ reikšmės H 1 ir Δ H 2 priklauso nuo naudojamos anglies rūšies. Kiekis Δ H 3 nesusijęs su tuo. Kai vienas molis CO sudeginamas esant pastoviam slėgiui 298K temperatūroje, šilumos kiekis yra Δ H 3= -283,395 kJ / mol. Δ H 1= -393,86 kJ / mol esant 298K. Tada esant 298K Δ H 2= -393,86 + 283,395 = -110,465 kJ / mol.
Heso dėsnis leidžia apskaičiuoti procesų, apie kuriuos nėra eksperimentinių duomenų arba kurių negalima išmatuoti reikiamomis sąlygomis, šiluminį poveikį. Tai taip pat taikoma cheminėms reakcijoms, tirpimo, garavimo, kristalizacijos, adsorbcijos ir kt. procesams.
Taikant Heso dėsnį, reikia griežtai laikytis šių sąlygų:
Abiejuose procesuose turi būti tikrai tos pačios pradinės būsenos ir tikrai tos pačios galutinės būsenos;
Turėtų būti tas pats ne tik cheminės kompozicijos produktai, bet ir jų egzistavimo sąlygos (temperatūra, slėgis ir kt.) ir agregacijos būsena, kristalinės medžiagos ir kristalų modifikavimas.
Skaičiuojant cheminių reakcijų šiluminį poveikį pagal Heso dėsnį, dažniausiai naudojami dviejų tipų šiluminiai efektai – degimo ir susidarymo šiluma.
Dėl išsilavinimo šilumos vadinamas tam tikro junginio susidarymo iš paprastų medžiagų reakcijos šilumos efektu.
Degimo šiluma vadinamas terminiu tam tikro junginio oksidacijos reakcijos su deguonimi susidarymo efektu didesni oksidai atitinkami šių oksidų elementai arba junginiai.
Referencinės šilumos ir kitų kiekių vertės paprastai nurodomos į standartinę medžiagos būseną.
Kaip standartinė būsena atskiros skystos ir kietos medžiagos įgyja savo būseną esant tam tikrai temperatūrai ir slėgiui, lygiam vienai atmosferai, o atskiroms dujoms – būseną, kai esant tam tikrai temperatūrai ir slėgiui, lygiam 1,01 10 5 Pa (1 atm.), jos turi savybių. idealių dujų. Kad būtų lengviau atlikti skaičiavimus, pateikiami atskaitos duomenys standartinė temperatūra 298 tūkst.
Jei kuris nors elementas gali egzistuoti keliomis modifikacijomis, tada tokia modifikacija laikoma standartine, kuri yra stabili esant 298 K ir atmosferos slėgiui, lygiam 1,01 · 10 5 Pa (1 atm.)
Visos reikšmės, susijusios su standartine medžiagų būkle, pažymėtos viršutiniu indeksu apskritimo pavidalu: 
... Metalurgijos procesuose dauguma junginių susidaro išsiskiriant šilumai, todėl jiems didėja entalpijos prieaugis. Standartinės būklės prekėms vertė.
Remiantis reakcijoje dalyvaujančių medžiagų standartinių susidarymo karščių etaloniniais duomenimis, galima nesunkiai apskaičiuoti reakcijos šiluminį poveikį.
Tai išplaukia iš Heso dėsnio:reakcijos šiluminis efektas lygus skirtumui tarp visų medžiagų, nurodytų dešinėje lygties pusėje, susidarymo karščių(galutinės medžiagos arba reakcijos produktai) , o visų medžiagų susidarymo šilumai, nurodyti kairėje lygties pusėje(pradinės medžiagos) , paimti su koeficientais, lygiais priešais šių medžiagų formules reakcijos lygtyje:
kur n- reakcijoje dalyvaujančios medžiagos molių skaičius.
Pavyzdys. Apskaičiuokime reakcijos Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 šiluminį efektą. Reakcijoje dalyvaujančių medžiagų susidarymo šilumos yra: Fe 3 O 4, CO, FeO, CO 2.
Reakcijos šiluminis poveikis:
Kadangi reakcija 298K temperatūroje yra endoterminė, t.y. ateina su šilumos absorbcija.
