Calculați efectul termic al unui calculator online de reacție. Cum se calculează cantitatea de căldură, efectul termic și căldura de formare

EFECT TERMIC, căldură eliberată sau absorbită termodinamic. sistem atunci când substanța chimică curge prin el. raioane. Determinat cu condiția ca sistemul să nu efectueze nicio lucrare (cu excepția lucru posibil extinderi), iar termenii și produsele sunt egale. Deoarece căldura nu este o funcție de stare, de ex. în timpul tranziției între stări depinde de calea de tranziție, atunci în cazul general efectul termic nu poate servi ca caracteristică a unui anumit district. În două cazuri, o cantitate infinitezimală de căldură (căldura elementară) d Q coincide cu diferența totală a funcției de stare: cu volum constant d Q = = dU (U este energia internă a sistemului), și cu constantă d Q = dH (H - entalpia sistemului).

Două tipuri de efecte termice sunt practic importante: izotermo-izobar (la temperaturi constante T și p) și izotermo-izocoric (la T constant și volum V). Există efecte termice diferențiale și integrale. Efectul termic diferențial este determinat de expresiile:

unde u i, h i -resp. extr. molar parțial. energie și ; v i -stoichiometrice coeficient (v i > 0 pentru produse, 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 efect termic reactie-kJ/ . Dacă u T,V , h T,p > 0, se numește r-ția. endotermic, cu semnul opus efectului - exotermic. Cele două tipuri de efecte sunt legate de:

Este dată dependența de temperatură a efectului termic, a cărui aplicare, strict vorbind, necesită cunoașterea molarilor parțiali ai tuturor substanțelor implicate în soluție, dar în majoritatea cazurilor aceste cantități sunt necunoscute. Deoarece pentru râurile care curg înăuntru solutii realeși alte medii termodinamic non-ideale, efectele termice, ca altele, depind în mod semnificativ de compoziția sistemului și a experimentului. condiții, a fost dezvoltată o abordare care facilitează compararea diferitelor raioane și taxonomia efectelor termice. Acest scop este servit de conceptul de efect termic standard (notat). Prin standard înțelegem un efect termic realizat (deseori ipotetic) în condițiile în care toate entitățile care participă la raion sunt în condițiile date. Diferenţial iar efectele termice standard integrale sunt întotdeauna aceleași numeric. Efectul termic standard poate fi calculat cu ușurință folosind tabele de călduri standard de formare sau călduri ardere in-in(vezi mai jos). Pentru mediile neideale, există o mare discrepanță între efectele termice măsurate efectiv și cele standard, de care trebuie reținută atunci când se utilizează efectele termice în calculele termodinamice. De exemplu, pentru diacetimidă alcalină [(CH3CO)2NH (sol) + H2O (l) = CH3SOKH2 (sol) + CH3COOH (l) +] în 0,8 n. Soluție de NaOH în apă (58% în greutate) la 298 K efect termic măsurat DH1 = - 52,3 kJ/. Pentru același district în condiții standard, s-a obținut = - 18,11 kJ/. Înseamnă atât de mult. diferența se explică prin efectele termice care însoțesc substanța în soluția specificată (căldură). Pentru solid, acidul acetic lichid și căldura sunt egale, respectiv: D H 2 = 13,60; DH3 = - 48,62; D H 4 = - 0,83 kJ/, deci = D H 1 - D H 2 - D H 3 + D H 4. Din vizualizarea exempludar că atunci când se studiază efectele termice, este important să se măsoare efectele termice ale fizico-chimice însoțitoare. proceselor.

Studiul efectelor termice este o sarcină foarte importantă. De bază hai sa experimentam metoda – calorimetria. Modern Echipamentul face posibilă studierea efectelor termice în faze gazoase, lichide și solide, la interfață, precum și în cele complexe. sisteme. Gama valorilor tipice ale efectelor termice măsurate este de la sute de J/ la sute de kJ/. În tabel sunt date date calorimetrice. măsurători ale efectelor termice ale anumitor cartiere. Măsurarea efectelor termice, diluției și căldurii permite trecerea de la efectele termice măsurate efectiv la cele standard.

Un rol important revine efectelor termice de două tipuri - căldura de formare a compusului. din cele simple iar căldura de ardere a substanței în formă pură cu formarea elementelor superioare, din care constă substanța. Aceste efecte termice sunt aduse la condiții standard și tabulate. Cu ajutorul lor este ușor de calculat orice efect termic; este egal cu algebric. suma căldurilor de formare sau a căldurilor de ardere a tuturor substanțelor implicate în proces:

Aplicarea valorilor tabelare permitecalcula efecte termice plural. mii de ruble, deși aceste valori în sine sunt cunoscute doar pentru mai mulți. mii de conexiuni. Această metodă de calcul este nepotrivită, totuși, pentru raioanele cu efecte termice mici, deoarece valoarea mică calculată obținută ca un algebric suma mai multe valori mari, caracterizate printr-o eroare, margini în abs. poate depăși efectul termic. Calculul efectelor termice folosind marimi pe baza faptului că există o funcţie de stat. Acest lucru face posibilă alcătuirea sistemelor termochimice. ecuații pentru a determina efectul termic al soluției necesare (vezi). Efectele termice standard sunt aproape întotdeauna calculate. În plus față de metoda discutată mai sus, calculul efectelor termice este efectuat folosind dependența de temperatură a -eq.

Toate metodele de calculare a efectelor termice se bazează pe ecuația Kirchhoff în formă integrală.

Cel mai adesea, standardul 298.15K este folosit ca primă temperatură.

Toate metodele de calculare a efectelor termice se reduc la metode de luare a integralei din partea dreaptă a ecuației.

Metode de luare a integralei:

I. Pe baza capacităților termice medii. Aceasta metoda este cel mai simplu și mai puțin precis. În acest caz, expresia de sub semnul integral este înlocuită cu modificarea capacității medii de căldură, care nu depinde de temperatura din intervalul selectat.

Capacitățile termice medii sunt tabulate și măsurate pentru majoritatea reacțiilor. Sunt ușor de calculat folosind date de referință.

II. Conform capacităților de căldură adevărată. (Folosind seria de temperatură)

În această metodă, integrantul capacității termice este scris ca o serie de temperaturi:

III. Conform componentelor de înaltă temperatură ale entalpiei. Această metodă a devenit larg răspândită odată cu dezvoltarea tehnologiei rachetelor la calcularea efectelor termice. reacții chimice la temperaturi mari. Se bazează pe definiție capacitate termică izobară:

Componenta de temperatură ridicată a entalpiei. Arată cât de mult se va schimba entalpia unei substanțe individuale atunci când este încălzită cu un anumit număr de grade.

Pentru o reacție chimică scriem:

Prin urmare:

Prelegerea nr. 3.

Schema cursului:

1. II legea termodinamicii, definiție, notație matematică.

2. Analiza legii II a termodinamicii

3. Calculul modificărilor de entropie în unele procese

Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța: Cum diferă ecuațiile reacțiilor chimice obișnuite de ecuațiile lor termochimice? Ce factori determină viteza reacțiilor chimice? Cum diferă echilibrul adevărat (chimic) de echilibrul aparent? În ce direcție se schimbă echilibrul când se schimbă condițiile externe? Care este mecanismul catalizei omogene și eterogene. Ce sunt inhibitorii și promotorii. Ca urmare a studierii acestui subiect, veți învăța: Calculați efectele termice ale reacțiilor chimice folosind entalpiile de formare a substanțelor. Efectuați calcule folosind expresia matematică a principiului van't Hoff. Determinați direcția deplasării în echilibrul chimic atunci când temperatura și presiunea se modifică. Întrebări de studiu:

6.1. Energia proceselor chimice

6.1.1. Energie internă și entalpie

În orice proces se respectă legea conservării energiei:

Q = Δ U + A.

Această egalitate înseamnă că, dacă căldura Q este furnizată sistemului, atunci aceasta este cheltuită pentru a schimba energia internă Δ U și pentru a face munca A.

Energie interna sistemul este rezerva sa totală, incluzând energia mișcării de translație și rotație a moleculelor, energia de mișcare a electronilor din atomi, energia de interacțiune a nucleelor ​​cu electroni, nuclee cu nuclee etc., i.e. toate tipurile de energie cu excepţia cinetică şi energie potențială sisteme ca un întreg.

Munca efectuată de sistem în timpul trecerii de la starea 1, caracterizată prin volumul V 1, la starea 2 (volumul V 2) la presiune constantă (lucrare de expansiune) este egală cu:

A = p(V 2 - V 1).

La presiune constantă (p=const), ținând cont de expresia pentru lucrul de dilatare, legea conservării energiei se va scrie astfel:

Q = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1).

Se numește suma energiei interne a unui sistem și produsul dintre volumul și presiunea acestuia entalpie N:

Deoarece valoare exacta energia internă a sistemului este necunoscută, de asemenea, valorile absolute ale entalpiilor nu pot fi obținute. Ele au și semnificație științifică uz practic găsiți modificările de entalpie ΔH.

Energia internă U și entalpia H sunt funcții de stat sisteme. Funcțiile de stare sunt acele caracteristici ale sistemului, modificări în care sunt determinate doar de starea finală și inițială a sistemului, adică. nu depind de calea procesului.

6.1.2. Procese exo- și endoterme

Apariția reacțiilor chimice este însoțită de absorbția sau degajarea de căldură. exotermic numită reacție care are loc odată cu degajarea de căldură în mediu inconjurator, A endotermic– cu absorbția căldurii din mediu.

Multe procese din industrie și practica de laborator au loc la presiune și temperatură constante (T=const, p=const). Caracteristica energetică a acestor procese este modificarea entalpiei:

Q P = -Δ N.

Pentru procesele care au loc la volum și temperatură constantă (T=const, V=const) Q V =-Δ U.

Pentru reacțiile exoterme Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. De exemplu,

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

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g); ΔН 298 = -802 kJ.

Ecuațiile chimice, care indică în plus efectul termic al reacției (valoarea DH a procesului), precum și starea de agregare a substanțelor și temperatură, se numesc termochimic ecuații.

ÎN ecuații termochimice se notează starea de fază și modificările alotropice ale reactivilor și substanțelor rezultate: g - gazos, g - lichid, j - cristalin; S (diamant), S (monoclu), C (grafit), C (diamant), etc.

6.1.3. Termochimie; legea lui Hess

Studiază fenomenele energetice care însoțesc procesele fizice și chimice termochimie. Legea de bază a termochimiei este legea formulată de omul de știință rus G.I. Hess în 1840.

Legea lui Hess: modificarea entalpiei unui proces depinde de tipul și starea materiilor prime și a produselor de reacție, dar nu depinde de traseul procesului.

Prin revizuire efecte termochimice Adesea, în locul conceptului de „modificare a entalpiei unui proces”, este folosită expresia „entalpia unui proces”, adică prin acest concept valoarea Δ H. Este incorect să folosiți conceptul „efectul termic al unui proces”. ” la formularea legii lui Hess, întrucât valoarea Q în cazul general nu este o funcție de stare. După cum sa menționat mai sus, numai la presiune constantă Q P = -Δ N (la volum constant Q V = -Δ U).

Astfel, formarea PCl 5 poate fi considerată ca rezultat al interacțiunii unor substanțe simple:

P (k, alb) + 5/2CI2 (g) = PC15 (k); ΔH 1,

sau ca urmare a unui proces care are loc în mai multe etape:

P (k, alb) + 3/2CI2 (g) = PCl3 (g); ΔH2,

PC13(g) + CI2(g) = PC15(k); ΔH3,

sau in total:

P (k, alb) + 5/2CI2 (g) = PC15 (k); Δ H 1 = Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Entalpiile de formare a substanțelor

Entalpia de formare este entalpia procesului de formare a unei substanțe într-o stare dată de agregare din substanțe simple care se află în modificări stabile. Entalpia de formare a sulfatului de sodiu, de exemplu, este entalpia reacției:

2Na (k) + S (romb) + 2O2 (g) = Na2SO4 (k).

Entalpia de formare a substanțelor simple este zero.

Deoarece efectul termic al unei reacții depinde de starea substanțelor, temperatură și presiune, atunci când se efectuează calcule termochimice a fost de acord să utilizeze entalpii standard de formare– entalpia de formare a substanţelor situate la o temperatură dată în stare standard. Starea reală a substanței la o temperatură și presiune date de 101,325 kPa (1 atm) este luată ca stare standard pentru substanțele în stare condensată. Cărțile de referință oferă de obicei entalpii standard de formare a substanțelor la o temperatură de 25 o C (298 K), referitor la 1 mol de substanță (Δ H f o 298). Entalpiile standard de formare a unor substanțe la T = 298 K sunt date în tabel. 6.1.

Tabelul 6.1.

Entalpii standard de formare (Δ H f o 298) ale unor substanțe

Substanţă	Δ Н f o 298, kJ/mol	Substanţă	Δ Н f o 298, kJ/mol

Entalpiile standard de formare a majorității substanțelor complexe sunt valori negative. Pentru un număr mic de substanțe instabile, Δ Н f o 298 > 0. Astfel de substanțe includ, în special, oxidul de azot (II) și oxidul de azot (IV), Tabelul 6.1.

6.1.5. Calculul efectelor termice ale reacțiilor chimice

Pentru a calcula entalpiile proceselor se folosește un corolar din legea lui Hess: entalpia unei reacții este egală cu suma entalpiilor de formare a produselor de reacție minus suma entalpiilor de formare a substanțelor inițiale, ținând cont coeficienți stoichiometrici.

Să calculăm entalpia de descompunere a carbonatului de calciu. Procesul este descris de următoarea ecuație:

CaC03 (k) = CaO (k) + C02 (g).

Entalpia acestei reacții va fi egală cu suma entalpiilor de formare a oxidului de calciu și dioxid de carbon minus entalpia de formare a carbonatului de calciu:

AH0298 = AHf0298 (CaO(k)) + AHf0298 (C02(g)) - AHf0298 (CaC03(k)).

Folosind datele din Tabelul 6.1. primim:

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

Din datele obţinute rezultă că reacţia luată în considerare este endotermă, adică. procedează cu absorbția căldurii.

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

Însoțită de eliberarea de căldură. Entalpia sa va fi egală

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

6.2. Viteza reacțiilor chimice

6.2.1. Conceptul vitezei de reacție

Ramura chimiei care se ocupă cu viteza și mecanismele reacțiilor chimice se numește cinetica chimică. Unul dintre conceptele cheie în cinetica chimică este viteza unei reacții chimice.

Viteza unei reacții chimice este determinată de modificarea concentrației de reactanți pe unitatea de timp cu un volum constant al sistemului.

Sa luam in considerare următorul proces:

Fie la un moment dat în timp t 1 concentrația substanței A să fie egală cu valoarea c 1 , iar în momentul t 2 – cu valoarea c 2 . Pe perioada de timp de la t 1 la t 2, modificarea concentrației va fi Δ c = c 2 – c 1. Viteza medie de reacție este:

Semnul minus este plasat deoarece pe măsură ce reacția decurge (Δ t> 0) concentrația substanței scade (Δ s< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Viteza unei reacții chimice depinde de natura reactanților și de condițiile de reacție: concentrație, temperatură, prezența unui catalizator, presiune (pentru reacțiile gazoase) și alți factori. În special, pe măsură ce zona de contact a substanțelor crește, viteza de reacție crește. Viteza de reacție crește de asemenea odată cu creșterea vitezei de amestecare a reactanților.

Valoarea numerică a vitezei de reacție depinde și de ce componentă este calculată viteza de reacție. De exemplu, viteza procesului

H2 + I2 = 2HI,

calculată din modificarea concentrației de HI este de două ori viteza de reacție calculată din modificarea concentrației reactivilor H2 sau I2.

6.2.2. Dependența vitezei de reacție de concentrație; ordinea și molecularitatea reacției

Legea de bază a cineticii chimice este lege mase active – stabilește dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților.

Viteza de reacție este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților. Pentru reacția scrisă în vedere generala Cum

aA + bB = cC + dD,

Dependența vitezei de reacție de concentrație are forma:

v = k [A] α [B] β .

În această ecuație cinetică, k este coeficientul de proporționalitate, numit constantă de viteză; [A] și [B] sunt concentrațiile substanțelor A și B. Constanta vitezei de reacție k depinde de natura reactanților și de temperatură, dar nu depinde de concentrațiile acestora. Coeficienții α și β se găsesc din datele experimentale.

Suma exponenților din ecuațiile cinetice se numește total în ordine reactii. Există, de asemenea, o anumită ordine de reacție pentru unul dintre componente. De exemplu, pentru reacție

H2 + C12 = 2HCI

Ecuația cinetică arată astfel:

v = k 1/2,

acestea. ordine generală este egal cu 1,5 și ordinele de reacție pentru componentele H2 și C12 sunt egale cu 1 și, respectiv, 0,5.

Molecularitatea reacția este determinată de numărul de particule a căror ciocnire simultană realizează un act elementar de interacțiune chimică. Act elementar (etapa elementară)– un singur act de interacțiune sau transformare a particulelor (molecule, ioni, radicali) în alte particule. Pentru reacțiile elementare, molecularitatea și ordinea reacției sunt aceleași. Dacă procesul este în mai multe etape și, prin urmare, scrierea ecuației reacției nu dezvăluie mecanismul procesului, ordinea reacției nu coincide cu molecularitatea acesteia.

Reacțiile chimice sunt împărțite în simple (în o singură etapă) și complexe, care au loc în mai multe etape.

Reacție monomoleculară este o reacție în care actul elementar este o transformare chimică a unei molecule. De exemplu:

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

Reacție bimoleculară– o reacție în care actul elementar are loc atunci când două particule se ciocnesc. De exemplu:

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

Reacția trimoleculară- o reacție simplă, al cărei act elementar are loc în timpul ciocnirii simultane a trei molecule. De exemplu:

2NO (g) + O2 (g) = 2 NO2 (g).

S-a stabilit că ciocnirea simultană a mai mult de trei molecule, ducând la formarea produselor de reacție, este practic imposibilă.

Legea acțiunii masei nu se aplică reacțiilor care implică solide, deoarece concentrațiile acestora sunt constante și reacționează numai la suprafață. Viteza unor astfel de reacții depinde de dimensiunea suprafeței de contact dintre substanțele care reacţionează.

6.2.3. Dependența vitezei de reacție de temperatură

Viteza reacțiilor chimice crește odată cu creșterea temperaturii. Această creștere este cauzată de o creștere a energiei cinetice a moleculelor. În 1884, chimistul olandez Van't Hoff a formulat regula: Cu fiecare creștere de 10 grade a temperaturii, viteza reacțiilor chimice crește de 2-4 ori.

Regula lui Van't Hoff este scrisă astfel:

,

unde Vt1 şi Vt2 sunt vitezele de reacţie la temperaturile t1 şi t2; γ este coeficientul de temperatură al vitezei, egal cu 2 - 4.

Regula lui Van't Hoff este folosită pentru a aproxima efectul temperaturii asupra vitezei de reacție. O ecuație mai precisă care descrie dependența constantei vitezei de reacție de temperatură a fost propusă în 1889 de omul de știință suedez S. Arrhenius:

.

În ecuația lui Arrhenius, A este o constantă, E este energia de activare (J/mol); T – temperatura, K.

Potrivit lui Arrhenius, nu toate ciocnirile de molecule duc la transformări chimice. Doar moleculele cu o oarecare energie în exces sunt capabile să reacționeze. Acest exces de energie pe care trebuie să o aibă particulele care se ciocnesc pentru a avea loc o reacție între ele se numește energie activatoare.

6.3. Conceptul de cataliză și catalizatori

Un catalizator este o substanță care modifică viteza unei reacții chimice, dar rămâne neschimbată din punct de vedere chimic după ce reacția este completă.

Unii catalizatori accelerează reacția, alții, numit inhibitori, încetiniți progresul. De exemplu, adăugarea unei cantități mici de MnO2 la peroxidul de hidrogen H2O2 ca catalizator determină descompunerea rapidă:

2 H 2 O 2 –(MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

În prezenţa unor cantităţi mici de acid sulfuric se observă o scădere a vitezei de descompunere a H 2 O 2. În această reacție, acidul sulfuric acționează ca un inhibitor.

În funcție de faptul că catalizatorul se află în aceeași fază cu reactanții sau formează o fază independentă, se disting omogenȘi cataliză eterogenă.

Cataliza omogenă

În cazul catalizei omogene, reactanții și catalizatorul sunt în aceeași fază, de exemplu, gazoase. Mecanismul de acțiune al catalizatorului se bazează pe faptul că acesta interacționează cu substanțele care reacţionează pentru a forma compuși intermediari.

Să luăm în considerare mecanismul de acțiune al catalizatorului. În absența unui catalizator, reacția

Se derulează foarte încet. Catalizatorul formează un produs intermediar reactiv cu substanțele inițiale (de exemplu, cu substanța B):

care reacționează energic cu o altă materie primă pentru a forma produsul final de reacție:

VK + A = AB + K.

Cataliza omogenă are loc, de exemplu, în procesul de oxidare a oxidului de sulf(IV) în oxid de sulf(VI), care are loc în prezența oxizilor de azot.

Reacție omogenă

2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3

in absenta unui catalizator merge foarte incet. Dar când se introduce un catalizator (NO), se formează un compus intermediar (NO2):

O 2 + 2 NO = 2 NO 2,

care oxidează ușor SO 2:

NU 2 + SO 2 = SO 3 + NR.

Energia de activare a acestui din urmă proces este foarte scăzută, astfel încât reacția se desfășoară cu o viteză mare. Astfel, efectul catalizatorilor este redus la reducerea energiei de activare a reacției.

Cataliza eterogenă

În cataliza heterogenă, catalizatorul și reactanții sunt în diferite faze. Catalizatorul este de obicei în stare solidă, iar reactanții sunt în stare lichidă sau gazoasă. În cataliza eterogenă, accelerarea procesului este de obicei asociată cu efectul catalitic al suprafeței catalizatorului.

Catalizatorii se disting prin selectivitatea lor de acțiune. Deci, de exemplu, în prezența unui catalizator de oxid de aluminiu Al 2 O 3 la 300 o C, se obțin apă și etilenă din alcool etilic:

C2H5OH – (Al2O3) C2H4 + H2O.

La aceeași temperatură, dar în prezența cuprului Cu ca catalizator, are loc dehidrogenarea alcoolului etilic:

C2H5OH – (Cu) CH3CHO + H2.

Cantități mici din unele substanțe reduc sau chiar distrug complet activitatea catalizatorilor (otrăvirea catalizatorului). Astfel de substanțe sunt numite otravuri catalitice. De exemplu, oxigenul provoacă otrăvirea reversibilă a catalizatorului de fier în timpul sintezei NH3. Activitatea catalizatorului poate fi restabilită prin trecerea unui amestec proaspăt de azot și hidrogen purificat din oxigen. Sulful provoacă otrăvirea ireversibilă a catalizatorului în timpul sintezei NH3. Activitatea sa nu poate fi restabilită prin trecerea unui amestec proaspăt de N2+H2.

Substanțele care sporesc acțiunea catalizatorilor de reacție sunt numite promotori, sau activatori(catalizatorii de platină sunt promovați, de exemplu, prin adăugarea de fier sau aluminiu).

Mecanismul catalizei eterogene este mai complex. Teoria de adsorbție a catalizei este folosită pentru a o explica. Suprafața catalizatorului este eterogenă, așa că există așa-numiți centri activi pe ea. Adsorbția substanțelor care reacţionează are loc la centrii activi. Ultimul proces apropie moleculele care reacţionează şi le măreşte activitatea chimică, deoarece legăturile dintre atomi din moleculele adsorbite sunt slăbite, iar distanţa dintre atomi creşte.

Pe de altă parte, se crede că efectul de accelerare al catalizatorului în cataliză eterogenă se datorează faptului că reactanții formează compuși intermediari (ca și în cazul catalizei omogene), ceea ce duce la o scădere a energiei de activare.

6.4. Echilibru chimic

Reacții ireversibile și reversibile

Reacțiile care au loc într-o singură direcție și se termină cu conversia completă a substanțelor inițiale în substanțe finale se numesc ireversibile.

ireversibilă, adică procedând la finalizare sunt reacţii în care

Reacțiile chimice care pot merge în direcții opuse se numesc reversibile. Reacțiile reversibile tipice sunt sinteza amoniacului și oxidarea oxidului de sulf(IV) în oxid de sulf(VI):

N2 + 3H22NH3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Când scrieți ecuații pentru reacții reversibile, în loc de semnul egal, utilizați două săgeți îndreptate în direcții opuse.

În reacțiile reversibile, viteza reacției directe în momentul inițial de timp are o valoare maximă, care scade pe măsură ce concentrația reactivilor inițiali scade. Dimpotrivă, reacția inversă are inițial o viteză minimă, crescând pe măsură ce crește concentrația de produse. Ca urmare, vine un moment în care vitezele reacțiilor directe și inverse devin egale și echilibrul chimic este stabilit în sistem.

Echilibru chimic

Starea unui sistem de substanțe care reacţionează în care viteza reacției directe devine egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic.

Echilibrul chimic se mai numește și echilibru adevărat. Pe lângă egalitatea ratelor reacțiilor directe și inverse, adevăratul echilibru (chimic) este caracterizat de următoarele semne:

invariabilitatea stării sistemului este cauzată de apariția reacțiilor directe și inverse, adică starea de echilibru este dinamică;

starea sistemului rămâne neschimbată în timp dacă sistemul nu este afectat influență externă;

orice influență externă determină o schimbare a echilibrului sistemului; totuși, dacă influența externă este eliminată, sistemul revine la starea inițială;

• starea sistemului este aceeași indiferent de partea din care sistemul se apropie de echilibru - din partea substanțelor inițiale sau din partea produselor de reacție.

Ar trebui să se deosebească de adevărat echilibru aparent. De exemplu, un amestec de oxigen și hidrogen într-un vas închis la temperatura camerei poate fi păstrat pentru o perioadă nedefinită de timp. Totuși, inițierea reacției (descărcare electrică, iradierea ultravioletă, creșterea temperaturii) determină reacția ireversibilă de formare a apei.

6.5. Principiul lui Le Chatelier

Se determină influenţa modificărilor condiţiilor externe asupra poziţiei de echilibru Principiul lui Le Châtel e (Franța, 1884): dacă se aplică vreo influență externă unui sistem aflat în stare de echilibru, atunci echilibrul din sistem se va deplasa spre slăbirea acestei influențe.

Principiul lui Le Chatelier se aplică nu numai proceselor chimice, ci și celor fizice, precum fierberea, cristalizarea, dizolvarea etc.

Să luăm în considerare influența diferiților factori asupra echilibrului chimic folosind exemplul reacției de sinteză a amoniacului:

N2 + 3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.

Efectul concentrației asupra echilibrului chimic.

În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, o creștere a concentrației de substanțe inițiale deplasează echilibrul către formarea produșilor de reacție. O creștere a concentrației produșilor de reacție deplasează echilibrul către formarea substanțelor inițiale.

În procesul de sinteză a amoniacului discutat mai sus, introducerea unor cantități suplimentare de N 2 sau H 2 în sistemul de echilibru determină o deplasare a echilibrului în direcția în care concentrația acestor substanțe scade; prin urmare, echilibrul se deplasează spre formare. de NH3. O creștere a concentrației de amoniac schimbă echilibrul către substanțele de bază.

Prin urmare, catalizatorul accelerează atât reacțiile directe, cât și cele inverse în mod egal introducerea unui catalizator nu afectează echilibrul chimic.

Efectul temperaturii asupra echilibrului chimic

Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează spre reacția endotermă, iar pe măsură ce temperatura scade, spre reacția exotermă.

Gradul de deplasare a echilibrului este determinat de valoarea absolută a efectului termic: cu cât valoarea ΔH a reacției este mai mare, cu atât influența temperaturii este mai mare.

În reacția de sinteză a amoniacului luată în considerare, o creștere a temperaturii va deplasa echilibrul către substanțele inițiale.

Efectul presiunii asupra echilibrului chimic

Modificările de presiune afectează echilibrul chimic care implică substanțe gazoase. Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a presiunii deplasează echilibrul spre reacția care are loc cu o scădere a volumului substanțelor gazoase, iar o scădere a presiunii deplasează echilibrul în sens invers. Reacția sintezei amoniacului are loc cu o scădere a volumului sistemului (există patru volume în partea stângă a ecuației, două în dreapta). Prin urmare, o creștere a presiunii schimbă echilibrul către formarea amoniacului. O scădere a presiunii va schimba echilibrul la reversul. Dacă în ecuația unei reacții reversibile numărul de molecule de substanțe gazoase din partea dreaptă și stângă este egal (reacția se desfășoară fără modificarea volumului substanțelor gazoase), atunci presiunea nu afectează poziția de echilibru în acest sistem.

Căldura standard de formare (entalpia de formare) a unei substanțe se numește entalpia reacției de formare a 1 mol din această substanță din elemente (substanțe simple, adică formate din atomi de același tip) care se află în starea standard cea mai stabilă. Entalpiile standard de formare a substanțelor (kJ/mol) sunt date în cărțile de referință. Atunci când se utilizează valori de referință, este necesar să se acorde atenție stării de fază a substanțelor care participă la reacție. Entalpia de formare a celor mai stabile substanțe simple este 0.

Corolar din legea lui Hess privind calcularea efectelor termice ale reacțiilor chimice bazate pe căldurile de formare : standard efectul termic al unei reacții chimice este egal cu diferența dintre căldurile de formare a produselor de reacție și căldurile de formare ale substanțelor de pornire, ținând cont de coeficienții stoichiometrici (numărul de moli) ai reactanților:

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

televizor pe gaz. gaz

Căldura de formare a substanțelor în stările de fază indicate sunt date în tabel. 1.2.

Tabelul 1.2

Căldura de formare a substanțelor

Soluţie

Deoarece reacția are loc la P= const, atunci găsim efectul termic standard sub forma unei modificări de entalpie pe baza căldurilor de formare cunoscute ca o consecință a legii lui Hess (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.

Găsim modificarea energiei interne pe baza ecuației (1.16):

ΔU O 298 = ΔH O 298 – Δ ν RT.

Pentru o reacție dată, modificări ale numărului de moli de substanțe gazoase datorate trecerii unei reacții chimice Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K, atunci

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

Calculul efectelor termice standard ale reacțiilor chimice folosind căldura standard de ardere a substanțelor care participă la reacție

Căldura standard de ardere (entalpia de ardere) a unei substanțe este efectul termic al oxidării complete a 1 mol dintr-o substanță dată (la oxizi superiori sau compuși special indicați) cu oxigen, cu condiția ca substanțele inițiale și finale să aibă o temperatură standard. Entalpii standard de ardere a substanțelor
(kJ/mol) sunt date în cărțile de referință. Când se utilizează o valoare de referință, este necesar să se acorde atenție semnului entalpiei reacției de ardere, care este întotdeauna exotermă ( Δ H <0), а в таблицах указаны величины
.Entalpia de ardere a oxizilor superiori (de exemplu, apă și dioxid de carbon) este 0.

Corolar din legea lui Hess privind calcularea efectelor termice ale reacțiilor chimice bazate pe căldura de ardere : efectul termic standard al unei reacții chimice este egal cu diferența dintre căldura de ardere a substanțelor inițiale și căldura de ardere a produselor de reacție, ținând cont de coeficienții stoichiometrici (numărul de moli) ai reactanților:

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