Online kalkulator izračunajte toplinski učinak reakcije. Kako izračunati količinu topline, toplinski učinak i toplinu stvaranja

TOPLINSKI UČINAK toplina oslobođena ili apsorbirana termodinamički. sustav kada kemikalija teče kroz njega. okruga. Određuje se pod uvjetom da sustav ne obavlja nikakav rad (osim mogući rad proširenja), a uvjeti i proizvodi su jednaki. Budući da toplina nije funkcija stanja, tj. tijekom prijelaza između stanja ovisi o putu prijelaza, tada u općem slučaju toplinski učinak ne može služiti kao karakteristika određenog okruga. U dva slučaja, infinitezimalna količina topline (elementarna toplina) d Q poklapa se s ukupnim diferencijalom funkcije stanja: s konstantnim volumenom d Q = = dU (U je unutarnja energija sustava), a s konstantnim d Q = dH (H - entalpija sustava).

Praktično su važne dvije vrste toplinskih učinaka: izotermno-izobarni (pri konstantnim temperaturama T i p) i izotermno-izohorni (pri konstantnim T i volumenu V). Postoje diferencijalni i integralni toplinski učinci. Diferencijalni toplinski učinak određen je izrazima:

gdje su u i, h i -odn. parcijalni molarni ekstr. energija i ; v i -stehiometrijski koeficijent (v i > 0 za proizvode, 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 toplinski učinak reakcija-kJ/ . Ako je u T,V , h T,p > 0, zove se r-cija. endotermna, sa suprotnim predznakom učinka – egzotermna. Dvije vrste učinaka povezane su:

Dana je temperaturna ovisnost toplinskog učinka, čija primjena, strogo govoreći, zahtijeva poznavanje parcijalnih molara svih tvari uključenih u otopinu, ali u većini slučajeva te su veličine nepoznate. Pošto za rijeke koje utječu stvarna rješenja i drugim termodinamički neidealnim sredinama toplinski učinci, kao i drugi, bitno ovise o sastavu sustava i eksperimentu. uvjetima, razvijen je pristup koji olakšava usporedbu različitih područja i taksonomiju toplinskih učinaka. Ovoj svrsi služi koncept standardnog toplinskog učinka (označeno). Pod standardom podrazumijevamo toplinski učinak koji se provodi (često hipotetski) u uvjetima kada su svi subjekti koji sudjeluju u okrugu u zadanim uvjetima. Diferencijal a integralni standardni toplinski učinci uvijek su brojčano isti. Standardni toplinski učinak može se jednostavno izračunati pomoću tablica standardnih toplina stvaranja ili toplina izgaranje u-u(Pogledaj ispod). Za neidealne medije postoji velika razlika između stvarno izmjerenih i standardnih toplinskih učinaka, što se mora imati na umu pri korištenju toplinskih učinaka u termodinamičkim proračunima. Na primjer, za alkalni diacetimid [(CH 3 CO) 2 NH (sol) + H 2 O (l) = CH 3 SOKH 2 (sol) + CH 3 COOH (l) +] u 0,8 n. Otopina NaOH u vodi (58% težinski) na 298 K izmjerena toplinski učinak DH 1 = - 52,3 kJ/. Za isti okrug pri standardnim uvjetima dobiveno je = - 18,11 kJ/. Mnogo znači. razlika se objašnjava toplinskim učincima koji prate tvar u navedenoj otopini (toplina). Za čvrstu, tekuću octenu kiselinu i toplinu jednaki su: D H 2 = 13,60; DH3 = - 48,62; D H 4 = - 0,83 kJ/, dakle = D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4. Iz prikaza primjeraali da je pri proučavanju toplinskih učinaka važno mjeriti toplinske učinke popratnih fizikalno-kemijskih. procesima.

Proučavanje toplinskih učinaka vrlo je važan zadatak. Osnovni, temeljni eksperimentirajmo metoda - kalorimetrija. Moderno Oprema omogućuje proučavanje toplinskih učinaka u plinovitoj, tekućoj i krutoj fazi, na sučelju, kao iu složenim. sustava. Raspon tipičnih vrijednosti izmjerenih toplinskih učinaka je od stotina J/ do stotina kJ/. U tablici dati su kalorimetrijski podaci. mjerenja toplinskih učinaka pojedinih okruga. Mjerenje toplinskih učinaka, razrjeđivanja i topline omogućuje prijelaz sa stvarno izmjerenih toplinskih učinaka na standardne.

Važnu ulogu imaju toplinski učinci dvije vrste - toplina stvaranja spoja. iz one jednostavne a toplina izgaranja tvari u čistom obliku uz nastanak viših elemenata od kojih se tvar sastoji. Ti se toplinski učinci dovode u standardne uvjete i prikazuju u tablici. Uz njihovu pomoć lako je izračunati bilo koji toplinski učinak; jednak je algebarskom. zbroj toplina stvaranja ili toplina izgaranja svih tvari uključenih u proces:

Primjena tabličnih vrijednosti dopuštaizračunati toplinske učinke plural. tisuća rubalja, iako su te vrijednosti same poznate samo za nekoliko. tisuća veza. Međutim, ova metoda izračuna nije prikladna za područja s malim toplinskim učincima, budući da je izračunata mala vrijednost dobivena kao algebarska iznos nekoliko velike vrijednosti, karakterizirane greškom, rubovi u aps. može premašiti toplinski učinak. Proračun toplinskih učinaka pomoću veličina na temelju činjenice da postoji državna funkcija. To omogućuje sastavljanje termokemijskih sustava. jednadžbe za određivanje toplinskog učinka tražene otopine (vidi). Standardni toplinski učinci se gotovo uvijek izračunavaju. Uz gore opisanu metodu, izračun toplinskih učinaka provodi se korištenjem temperaturne ovisnosti -eq.

Sve metode za proračun toplinskih učinaka temelje se na Kirchhoffovoj jednadžbi u integralnom obliku.

Najčešće se kao prva temperatura koristi standardna 298,15K.

Sve metode proračuna toplinskih učinaka svode se na metode uzimanja integrala desne strane jednadžbe.

Metode uzimanja integrala:

I. Na temelju prosječnih toplinskih kapaciteta. Ova metoda je najjednostavniji i najmanje točan. U tom slučaju izraz pod znakom integrala zamjenjuje se promjenom prosječnog toplinskog kapaciteta, koji ne ovisi o temperaturi u odabranom području.

Prosječni toplinski kapaciteti navedeni su u tabeli i izmjereni za većinu reakcija. Lako ih je izračunati pomoću referentnih podataka.

II. Prema stvarnim toplinskim kapacitetima. (Korištenje temperaturnih serija)

U ovoj metodi, integrand toplinskog kapaciteta zapisan je kao temperaturni niz:

III. Prema visokotemperaturnim komponentama entalpije. Ova metoda postala je raširena razvojem raketne tehnologije pri proračunu toplinskih učinaka. kemijske reakcije na visoke temperature. Temelji se na definiciji izobarni toplinski kapacitet:

Visokotemperaturna komponenta entalpije. Ona pokazuje koliko će se promijeniti entalpija pojedine tvari kada se zagrije za određeni broj stupnjeva.

Za kemijsku reakciju pišemo:

Tako:

Predavanje br.3.

Okvirni sadržaj predavanja:

1. II zakon termodinamike, definicija, matematički zapis.

2. Analiza II zakona termodinamike

3. Izračun promjena entropije u nekim procesima

Kao rezultat proučavanja ove teme naučit ćete: Kako se jednadžbe običnih kemijskih reakcija razlikuju od njihovih termokemijskih jednadžbi? Koji čimbenici određuju brzinu kemijskih reakcija? Kako se prava (kemijska) ravnoteža razlikuje od prividne ravnoteže? U kojem se smjeru pomiče ravnoteža kad se vanjski uvjeti promijene? Koji je mehanizam homogene i heterogene katalize. Što su inhibitori i promotori. Kao rezultat proučavanja ove teme naučit ćete: Izračunajte toplinske učinke kemijskih reakcija pomoću entalpija stvaranja tvari. Provedite izračune koristeći matematički izraz van't Hoffovog principa. Odredite smjer pomaka kemijske ravnoteže pri promjeni temperature i tlaka. Pitanja za proučavanje:

6.1. Energija kemijskih procesa

6.1.1. Unutarnja energija i entalpija

U svakom procesu poštuje se zakon održanja energije:

Q = Δ U + A.

Ova jednakost znači da ako se sustavu dovodi toplina Q, ona se troši na promjenu unutarnje energije Δ U i obavljanje rada A.

Unutarnja energija sustava je njegova ukupna rezerva, uključujući energiju translatornog i rotacijskog gibanja molekula, energiju gibanja elektrona u atomima, energiju međudjelovanja jezgre s elektronima, jezgre s jezgrama itd., tj. sve vrste energije osim kinetičke i potencijalna energija sustava u cjelini.

Rad koji sustav obavi tijekom prijelaza iz stanja 1, karakteriziranog volumenom V 1, u stanje 2 (volumen V 2) pri konstantnom tlaku (rad ekspanzije) jednak je:

A = p(V 2 - V 1).

Pri konstantnom tlaku (p=const), uzimajući u obzir izraz za rad širenja, zakon održanja energije bit će napisan na sljedeći način:

Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).

Naziva se zbroj unutarnje energije sustava i umnoška njegovog volumena i tlaka entalpija N:

Jer točna vrijednost unutarnja energija sustava je nepoznata, apsolutne vrijednosti entalpija također se ne mogu dobiti. Imaju i znanstveno značenje praktičnu upotrebu pronaći promjene entalpije ΔH.

Unutarnja energija U i entalpija H su državne funkcije sustava. Funkcije stanja su one karakteristike sustava čije su promjene određene samo konačnim i početnim stanjem sustava, tj. ne ovise o putu procesa.

6.1.2. Egzo- i endotermni procesi

Pojava kemijskih reakcija popraćena je apsorpcijom ili oslobađanjem topline. Egzotermno zove se reakcija koja se odvija uz oslobađanje topline u okoliš, A endotermički– uz apsorpciju topline iz okoline.

Mnogi procesi u industriji i laboratorijskoj praksi odvijaju se pri konstantnom tlaku i temperaturi (T=const, p=const). Energetska karakteristika ovih procesa je promjena entalpije:

Q P = -Δ N.

Za procese koji se odvijaju pri konstantnom volumenu i temperaturi (T=const, V=const) Q V =-Δ U.

Za egzotermne reakcije ΔH< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Na primjer,

N2 (g) + S02 (g) = N20 (g); ΔN 298 = +82 kJ,

CH4 (g) + 202 (g) = CO2 (g) + 2H20 (g); ΔN 298 = -802 kJ.

Kemijske jednadžbe, koje dodatno pokazuju toplinski učinak reakcije (vrijednost DH procesa), kao i agregatno stanje tvari i temperaturu, nazivaju se termokemijski jednadžbe.

U termokemijske jednadžbe uočiti fazno stanje i alotropske modifikacije reagensa i nastalih tvari: g - plinoviti, g - tekući, j - kristalni; S (dijamant), S (monokl), C (grafit), C (dijamant) itd.

6.1.3. Termokemija; Hessov zakon

Proučava energetske pojave koje prate fizikalne i kemijske procese termokemija. Osnovni zakon termokemije je zakon koji je formulirao ruski znanstvenik G.I. Hess 1840. godine.

Hessov zakon: promjena entalpije procesa ovisi o vrsti i stanju polaznih tvari i produkata reakcije, ali ne ovisi o putu procesa.

Revidiranjem termokemijski učinciČesto se umjesto pojma "promjena entalpije procesa" koristi izraz "entalpija procesa", označavajući pod tim pojmom vrijednost Δ H. Neispravno je koristiti pojam "toplinski učinak procesa ” pri formuliranju Hessovog zakona, budući da vrijednost Q u općem slučaju nije funkcija stanja. Kao što je gore navedeno, samo pri konstantnom tlaku Q P = -Δ N (pri konstantnom volumenu Q V = -Δ U).

Dakle, stvaranje PCl 5 može se smatrati rezultatom interakcije jednostavnih tvari:

P (k, bijelo) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (k); ΔH 1,

ili kao rezultat procesa koji se odvija u nekoliko faza:

P (k, bijeli) + 3/2Cl2 (g) = PCl3 (g); ΔH 2,

PCl 3(g) + Cl 2(g) = PCl 5(k); ΔH 3,

ili ukupno:

P (k, bijelo) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (k); Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Entalpije stvaranja tvari

Entalpija nastajanja je entalpija procesa nastajanja tvari u određenom agregatnom stanju iz jednostavnih tvari koje su u stabilnim modifikacijama. Entalpija stvaranja natrijevog sulfata, na primjer, je entalpija reakcije:

2Na (k) + S (romb) + 2O 2 (g) = Na 2 SO 4 (k).

Entalpija stvaranja jednostavnih tvari jednaka je nuli.

Budući da toplinski učinak reakcije ovisi o stanju tvari, temperaturi i tlaku pri izvođenju termokemijski proračuni pristao na korištenje standardne entalpije nastanka– entalpija stvaranja tvari koje se nalaze na određenoj temperaturi u standardno stanje. Kao standardno stanje za tvari u kondenziranom stanju uzima se stvarno stanje tvari pri zadanoj temperaturi i tlaku od 101,325 kPa (1 atm). Priručnici obično daju standardne entalpije stvaranja tvari na temperaturi od 25 o C (298 K), vezane za 1 mol tvari (Δ H f o 298). Standardne entalpije stvaranja nekih tvari pri T = 298 K dane su u tablici. 6.1.

Tablica 6.1.

Standardne entalpije stvaranja (Δ H f o 298) nekih tvari

Supstanca	Δ N f o 298, kJ/mol	Supstanca	Δ N f o 298, kJ/mol

Standardne entalpije nastajanja većine složenih tvari su negativne vrijednosti. Za mali broj nestabilnih tvari Δ N f o 298 > 0. U takve tvari posebice spadaju dušikov oksid (II) i dušikov oksid (IV), tablica 6.1.

6.1.5. Proračun toplinskih učinaka kemijskih reakcija

Za izračunavanje entalpija procesa koristi se korolar iz Hessovog zakona: entalpija reakcije jednaka je zbroju entalpija nastajanja produkata reakcije minus zbroj entalpija nastajanja polaznih tvari, uzimajući u obzir stehiometrijski koeficijenti.

Izračunajmo entalpiju razgradnje kalcijevog karbonata. Proces je opisan sljedećom jednadžbom:

CaCO3 (k) = CaO (k) + CO2 (g).

Entalpija ove reakcije bit će jednaka zbroju entalpija stvaranja kalcijevog oksida i ugljični dioksid minus entalpija stvaranja kalcijevog karbonata:

Δ H o 298 = Δ H f o 298 (CaO (k)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (k)).

Koristeći podatke u tablici 6.1. dobivamo:

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

Iz dobivenih podataka proizlazi da je reakcija koja se razmatra endotermna, tj. nastavlja s apsorpcijom topline.

CaO (k) + CO 2 (k) = CaCO 3 (k)

Popraćeno oslobađanjem topline. Njegova entalpija će biti jednaka

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

6.2. Brzina kemijskih reakcija

6.2.1. Koncept brzine reakcije

Grana kemije koja se bavi brzinom i mehanizmima kemijskih reakcija naziva se kemijska kinetika. Jedan od ključnih pojmova u kemijskoj kinetici je brzina kemijske reakcije.

Brzina kemijske reakcije određena je promjenom koncentracije reaktanata u jedinici vremena uz konstantan volumen sustava.

Razmotrimo sljedeći proces:

Neka u nekom trenutku t 1 koncentracija tvari A bude jednaka vrijednosti c 1 , au trenutku t 2 – vrijednosti c 2 . Tijekom vremenskog razdoblja od t 1 do t 2, promjena koncentracije će biti Δ c = c 2 – c 1. Prosječna brzina reakcije je:

Znak minus stavlja se jer kako reakcija napreduje (Δ t> 0) koncentracija tvari opada (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Brzina kemijske reakcije ovisi o prirodi reaktanata i uvjetima reakcije: koncentraciji, temperaturi, prisutnosti katalizatora, tlaku (za plinske reakcije) i nekim drugim čimbenicima. Konkretno, kako se područje kontakta tvari povećava, brzina reakcije se povećava. Brzina reakcije također raste s povećanjem brzine miješanja reaktanata.

Brojčana vrijednost brzine reakcije također ovisi o tome iz koje se komponente izračunava brzina reakcije. Na primjer, brzina procesa

H2 + I2 = 2HI,

izračunata iz promjene koncentracije HI dvostruka je brzina reakcije izračunata iz promjene koncentracije reagensa H 2 ili I 2.

6.2.2. Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji; red i molekularnost reakcije

Osnovni zakon kemijske kinetike je zakon aktivne mase – utvrđuje ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata.

Brzina reakcije proporcionalna je umnošku koncentracija reaktanata. Za reakciju napisanu u opći pogled Kako

aA + bB = cC + dD,

Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji ima oblik:

v = k [A] α [B] β .

U ovoj kinetičkoj jednadžbi k je koeficijent proporcionalnosti, tzv konstanta brzine; [A] i [B] su koncentracije tvari A i B. Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi, ali ne ovisi o njihovim koncentracijama. Koeficijenti α i β nalaze se iz eksperimentalnih podataka.

Zbroj eksponenata u kinetičkim jednadžbama naziva se total u redu reakcije. Također postoji određeni redoslijed reakcije za jednu od komponenti. Na primjer, za reakciju

H2 + C12 = 2 HC1

Kinetička jednadžba izgleda ovako:

v = k 1/2,

oni. opći poredak jednak je 1,5, a redovi reakcija za komponente H 2 i C1 2 jednaki su 1, odnosno 0,5.

Molekularnost reakcija je određena brojem čestica čijim istodobnim sudarom dolazi do elementarnog čina kemijske interakcije. Elementarni čin (osnovna faza)– pojedinačni čin međudjelovanja ili transformacije čestica (molekula, iona, radikala) u druge čestice. Za elementarne reakcije, molekularnost i redoslijed reakcije su isti. Ako je proces višefazni i stoga pisanje jednadžbe reakcije ne otkriva mehanizam procesa, redoslijed reakcije ne podudara se s njezinom molekularnošću.

Kemijske reakcije dijele se na jednostavne (jednostupanjske) i složene, koje se odvijaju u nekoliko faza.

Monomolekularna reakcija je reakcija u kojoj je elementarni čin kemijska transformacija jedne molekule. Na primjer:

CH3CHO (g) = CH4 (g) + CO (g).

Bimolekularna reakcija– reakcija u kojoj se elementarni čin događa sudarom dviju čestica. Na primjer:

H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g).

Trimolekulska reakcija- jednostavna reakcija, čiji se elementarni čin događa tijekom istodobnog sudara triju molekula. Na primjer:

2NO (g) + O 2 (g) = 2 NO 2 (g).

Utvrđeno je da je istovremeni sraz više od tri molekule, koji dovodi do stvaranja produkata reakcije, praktički nemoguć.

Zakon o djelovanju masa ne vrijedi za reakcije u kojima sudjeluju čvrste tvari, jer su njihove koncentracije stalne i reagiraju samo na površini. Brzina takvih reakcija ovisi o veličini dodirne površine između tvari koje reagiraju.

6.2.3. Ovisnost brzine reakcije o temperaturi

Brzina kemijskih reakcija raste s porastom temperature. Ovo povećanje je uzrokovano povećanjem kinetičke energije molekula. Godine 1884. nizozemski kemičar Van't Hoff formulirao je pravilo: Sa svakim povećanjem temperature od 10 stupnjeva, brzina kemijskih reakcija povećava se 2-4 puta.

Van't Hoffovo pravilo je napisano kao:

,

gdje su V t 1 i V t 2 brzine reakcije pri temperaturama t 1 i t 2; γ je temperaturni koeficijent brzine, jednak 2 - 4.

Van't Hoffovo pravilo koristi se za aproksimaciju utjecaja temperature na brzinu reakcije. Točniju jednadžbu koja opisuje ovisnost konstante brzine reakcije o temperaturi predložio je 1889. švedski znanstvenik S. Arrhenius:

.

U Arrheniusovoj jednadžbi A je konstanta, E je energija aktivacije (J/mol); T – temperatura, K.

Prema Arrheniusu, ne dovode svi sudari molekula do kemijskih transformacija. Samo molekule s nešto viška energije mogu reagirati. Taj višak energije koji moraju imati čestice koje se sudaraju da bi među njima došlo do reakcije naziva se energija aktivacije.

6.3. Pojam katalize i katalizatora

Katalizator je tvar koja mijenja brzinu kemijske reakcije, ali ostaje kemijski nepromijenjena nakon završetka reakcije.

Neki katalizatori ubrzavaju reakciju, drugi tzv inhibitori, usporite njegov napredak. Na primjer, dodavanje male količine MnO 2 vodikovom peroksidu H2O2 kao katalizatora uzrokuje brzu razgradnju:

2 H 2 O 2 – (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

U prisutnosti malih količina sumporne kiseline opaža se smanjenje brzine razgradnje H 2 O 2 . U ovoj reakciji sumporna kiselina djeluje kao inhibitor.

Ovisno o tome je li katalizator u istoj fazi kao i reaktanti ili tvori neovisnu fazu, razlikuju se homogena I heterogena kataliza.

Homogena kataliza

U slučaju homogene katalize, reaktanti i katalizator su u istoj fazi, npr. plinovitoj. Mehanizam djelovanja katalizatora temelji se na činjenici da on u interakciji s reagirajućim tvarima stvara intermedijarne spojeve.

Razmotrimo mehanizam djelovanja katalizatora. U nedostatku katalizatora, reakcija

Nastavlja vrlo sporo. Katalizator tvori reaktivni međuprodukt s početnim tvarima (na primjer, s tvari B):

koji snažno reagira s drugim početnim materijalom da bi nastao konačni proizvod reakcije:

VK + A = AB + K.

Homogena kataliza javlja se npr. u procesu oksidacije sumpor(IV) oksida u sumpor(VI) oksid, koji se odvija u prisutnosti dušikovih oksida.

Homogena reakcija

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

u nedostatku katalizatora ide jako sporo. Ali kada se uvede katalizator (NO), formira se intermedijarni spoj (NO2):

O 2 + 2 NO = 2 NO 2,

koji lako oksidira SO 2:

NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO.

Energija aktivacije potonjeg procesa je vrlo niska, tako da se reakcija odvija velikom brzinom. Time se učinak katalizatora svodi na smanjenje aktivacijske energije reakcije.

Heterogena kataliza

U heterogenoj katalizi, katalizator i reaktanti su unutra različite faze. Katalizator je obično u krutom stanju, a reaktanti su u tekućem ili plinovitom stanju. U heterogenoj katalizi, ubrzanje procesa obično je povezano s katalitičkim učinkom površine katalizatora.

Katalizatori se razlikuju po selektivnosti djelovanja. Tako se, na primjer, u prisutnosti katalizatora aluminijevog oksida Al 2 O 3 na 300 o C iz etilnog alkohola dobivaju voda i etilen:

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

Na istoj temperaturi, ali u prisustvu bakra Cu kao katalizatora, dolazi do dehidrogenacije etilnog alkohola:

C 2 H 5 OH – (Cu) CH 3 CHO + H 2 .

Male količine nekih tvari smanjuju ili čak potpuno uništavaju djelovanje katalizatora (otrovanje katalizatorom). Takve tvari nazivaju se katalitički otrovi. Na primjer, kisik uzrokuje reverzibilno trovanje željeznog katalizatora tijekom sinteze NH 3. Aktivnost katalizatora može se obnoviti propuštanjem svježe smjese dušika i vodika pročišćene od kisika. Sumpor uzrokuje ireverzibilno trovanje katalizatora tijekom sinteze NH 3. Njegova se aktivnost ne može obnoviti propuštanjem svježe smjese N 2 +H 2 .

Tvari koje pojačavaju djelovanje katalizatora reakcije nazivaju se promotori, ili aktivatori(platinasti katalizatori se pospješuju, na primjer, dodavanjem željeza ili aluminija).

Mehanizam heterogene katalize je složeniji. Za objašnjenje se koristi adsorpcijska teorija katalize. Površina katalizatora je heterogena pa se na njoj nalaze tzv. aktivni centri. Adsorpcija reagirajućih tvari događa se u aktivnim centrima. Potonji proces približava molekule koje reagiraju i povećava njihovu kemijsku aktivnost, budući da su veze između atoma u adsorbiranim molekulama oslabljene i udaljenost između atoma se povećava.

S druge strane, vjeruje se da je ubrzavajući učinak katalizatora u heterogenoj katalizi posljedica činjenice da reaktanti tvore intermedijarne spojeve (kao u slučaju homogene katalize), što dovodi do smanjenja aktivacijske energije.

6.4. Kemijska ravnoteža

Ireverzibilne i reverzibilne reakcije

Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih tvari u konačne tvari nazivamo ireverzibilnim.

Nepovratan, tj. odvijanje do završetka su reakcije u kojima

Kemijske reakcije koje mogu ići u suprotnim smjerovima nazivamo reverzibilnim. Tipične reverzibilne reakcije su sinteza amonijaka i oksidacija sumpor(IV) oksida u sumpor(VI) oksid:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Kada pišete jednadžbe za reverzibilne reakcije, umjesto znaka jednakosti koristite dvije strelice usmjerene u suprotnim smjerovima.

U reverzibilnim reakcijama, brzina izravne reakcije u početnom trenutku ima maksimalnu vrijednost, koja se smanjuje kako se smanjuje koncentracija početnih reagensa. Naprotiv, obrnuta reakcija u početku ima minimalnu brzinu, koja se povećava kako se povećava koncentracija produkata. Kao rezultat, dolazi trenutak kada se brzine naprijed i obrnute reakcije izjednače i u sustavu se uspostavi kemijska ravnoteža.

Kemijska ravnoteža

Stanje sustava reagirajućih tvari u kojem brzina prednje reakcije postaje jednaka brzini obrnute reakcije naziva se kemijska ravnoteža.

Kemijska ravnoteža naziva se i prava ravnoteža. Uz jednakost brzina prednje i obrnute reakcije, pravu (kemijsku) ravnotežu karakterizira sljedeće znakove:

nepromjenjivost stanja sustava uzrokovana je pojavom izravnih i obrnutih reakcija, odnosno ravnotežno stanje je dinamičko;

stanje sustava ostaje nepromijenjeno tijekom vremena ako se na sustav ne utječe vanjski utjecaj;

svaki vanjski utjecaj uzrokuje pomak u ravnoteži sustava; međutim, ako se vanjski utjecaj ukloni, sustav se vraća u prvobitno stanje;

• stanje sustava je isto bez obzira s koje strane sustav pristupa ravnoteži - sa strane polaznih tvari ili sa strane produkata reakcije.

Treba je razlikovati od istinite prividna ravnoteža. Na primjer, smjesa kisika i vodika u zatvorenoj posudi na sobnoj temperaturi može se čuvati neograničeno dugo. Međutim, početak reakcije (električno pražnjenje, ultraljubičasto zračenje, povećanje temperature) uzrokuje nepovratnu reakciju stvaranja vode.

6.5. Le Chatelierov princip

Utvrđuje se utjecaj promjena vanjskih uvjeta na položaj ravnoteže Le Châtelov princip e (Francuska, 1884.): ako se bilo kakav vanjski utjecaj primijeni na sustav u stanju ravnoteže, tada će se ravnoteža u sustavu pomaknuti prema slabljenju tog utjecaja.

Le Chatelierovo načelo se ne odnosi samo na kemijske procese, već i na fizikalne, kao što su vrenje, kristalizacija, otapanje itd.

Razmotrimo utjecaj različitih čimbenika na kemijsku ravnotežu na primjeru reakcije sinteze amonijaka:

N2 + 3 H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Utjecaj koncentracije na kemijsku ravnotežu.

U skladu s Le Chatelierovim načelom, porast koncentracije polaznih tvari pomiče ravnotežu prema stvaranju produkata reakcije. Povećanje koncentracije produkata reakcije pomiče ravnotežu prema stvaranju polaznih tvari.

U gore opisanom procesu sinteze amonijaka, uvođenje dodatnih količina N 2 ili H 2 u ravnotežni sustav uzrokuje pomak u ravnoteži u smjeru u kojem koncentracija tih tvari opada; dakle, ravnoteža se pomiče prema stvaranju od NH3. Povećanje koncentracije amonijaka pomiče ravnotežu prema matičnim tvarima.

Stoga katalizator podjednako ubrzava i prednje i obrnute reakcije uvođenje katalizatora ne utječe na kemijsku ravnotežu.

Utjecaj temperature na kemijsku ravnotežu

S porastom temperature ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji, a sniženjem temperature prema egzotermnoj reakciji.

Stupanj pomaka ravnoteže određen je apsolutnom vrijednošću toplinskog učinka: što je veća ΔH vrijednost reakcije, veći je utjecaj temperature.

U reakciji sinteze amonijaka koja se razmatra, povećanje temperature će pomaknuti ravnotežu prema polaznim tvarima.

Utjecaj tlaka na kemijsku ravnotežu

Promjene tlaka utječu na kemijsku ravnotežu koja uključuje plinovite tvari. Prema Le Chatelierovom principu, povećanje tlaka pomiče ravnotežu prema reakciji koja se događa smanjenjem volumena plinovitih tvari, a smanjenje tlaka pomiče ravnotežu u suprotnom smjeru. Reakcija sinteze amonijaka odvija se smanjenjem volumena sustava (četiri su volumena na lijevoj strani jednadžbe, dva na desnoj). Stoga povećanje tlaka pomiče ravnotežu prema stvaranju amonijaka. Smanjenje tlaka će pomaknuti ravnotežu na obrnuta strana. Ako je u jednadžbi reverzibilne reakcije broj molekula plinovitih tvari na desnoj i lijevoj strani jednak (reakcija se odvija bez promjene volumena plinovitih tvari), tada tlak ne utječe na ravnotežni položaj u ovom sustavu.

Standardna toplina stvaranja (entalpija stvaranja) tvari naziva se entalpija reakcije stvaranja 1 mola ove tvari iz elemenata (jednostavnih tvari, odnosno koje se sastoje od atoma iste vrste) koji su u najstabilnijem standardnom stanju. Standardne entalpije stvaranja tvari (kJ/mol) dane su u referentnim knjigama. Pri korištenju referentnih vrijednosti potrebno je obratiti pozornost na fazno stanje tvari koje sudjeluju u reakciji. Entalpija nastanka najstabilnijih jednostavnih tvari je 0.

Korolar iz Hessovog zakona o izračunavanju toplinskih učinaka kemijskih reakcija na temelju topline stvaranja : standard toplinski učinak kemijske reakcije jednak je razlici između toplina nastajanja reakcijskih produkata i toplina nastajanja polaznih tvari, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente (broj molova) reaktanata:

CH 4 + 2 CO = 3 C ( grafit ) + 2H 2 O.

plin plin tv. plin

Topline nastanka tvari u navedenim faznim stanjima dane su u tablici. 1.2.

Tablica 1.2

Toplina stvaranja tvari

Riješenje

Budući da se reakcija odvija na P= const, tada nalazimo standardni toplinski učinak u obliku promjene entalpije na temelju poznatih toplina stvaranja kao posljedice Hessovog zakona (formula (1.17):

ΔH O 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = –187710 J.

ΔH O 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.

Promjenu unutarnje energije nalazimo na temelju jednadžbe (1.16):

ΔU O 298 = ΔH O 298 – Δ ν RT.

Za određenu reakciju, promjene u broju molova plinovitih tvari zbog prolaska kemijske reakcije Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K, dakle

Δ U O 298 = –187710 – (–1) · 8,314 · 298 = –185232 J.

Izračun standardnih toplinskih učinaka kemijskih reakcija korištenjem standardnih toplina izgaranja tvari koje sudjeluju u reakciji

Standardna toplina izgaranja (entalpija izgaranja) tvari je toplinski učinak potpune oksidacije 1 mola određene tvari (do viših oksida ili posebno naznačenih spojeva) s kisikom, pod uvjetom da početna i završna tvar imaju standardnu ​​temperaturu. Standardne entalpije izgaranja tvari
(kJ/mol) dani su u referentnim knjigama. Pri korištenju referentne vrijednosti potrebno je obratiti pozornost na predznak entalpije reakcije izgaranja, koja je uvijek egzotermna ( Δ H <0), а в таблицах указаны величины
.Entalpija izgaranja viših oksida (na primjer, vode i ugljičnog dioksida) je 0.

Korolar iz Hessovog zakona o izračunavanju toplinskih učinaka kemijskih reakcija na temelju topline izgaranja : standardni toplinski učinak kemijske reakcije jednak je razlici između toplina izgaranja polaznih tvari i toplina izgaranja produkata reakcije, uzimajući u obzir stehiometrijske koeficijente (broj molova) reaktanata:

C 2 H 4 + H 2 O= C 2 N 5 ON.