Ülesanne 81.
Arvutage soojushulk, mis vabaneb Fe redutseerimisel 2O3 metallist alumiiniumi, kui saadi 335,1 g rauda. Vastus: 2543,1 kJ.
Lahendus:
Reaktsiooni võrrand:
\u003d (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ
335,1 g raua saamisel eralduva soojushulga arvutamisel toodame proportsioonist:
(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847,7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,
kus 55,85 on raua aatommass.
Vastus: 2543,1 kJ.
Reaktsiooni termiline mõju
Ülesanne 82.
Gaasilise etüülalkoholi C2H5OH võib saada etüleeni C 2 H 4 (g) ja veeauru koosmõjul. Kirjutage selle reaktsiooni termokeemiline võrrand, olles eelnevalt arvutanud selle soojusefekti. Vastus: -45,76 kJ.
Lahendus:
Reaktsiooni võrrand on järgmine:
C2H4 (g) + H20 (g) \u003d C2H5OH (g); = ?
Ainete standardsete moodustumise soojuste väärtused on toodud spetsiaalsetes tabelites. Arvestades, et lihtainete moodustumise soojused on tinglikult võrdsed nulliga. Arvutage reaktsiooni termiline efekt, kasutades Hessi seaduse tagajärge, saame:
\u003d (C 2 H 5 OH) - [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] \u003d
= -235,1 -[(52,28) + (-241,83)] = -45,76 kJ
Reaktsioonivõrrandid, milles keemiliste ühendite sümbolite lähedal on näidatud nende agregatsiooni või kristalse modifikatsiooni olek, samuti termiliste mõjude arvväärtus, nimetatakse termokeemilisteks. Termokeemilistes võrrandites, kui pole teisiti märgitud, on soojusefektide väärtused konstantsel rõhul Q p näidatud võrdselt süsteemi entalpia muutusega. Väärtus esitatakse tavaliselt võrrandi paremal küljel, eraldatuna koma või semikooloniga. Aine agregeeritud oleku kohta on aktsepteeritud järgmised lühendid: G- gaasiline, hästi- vedelik, juurde
Kui reaktsiooni tulemusena eraldub soojust, siis< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
C2H4 (g) + H20 (g) \u003d C2H5OH (g); = -45,76 kJ.
Vastus:- 45,76 kJ.
Ülesanne 83.
Arvutage raud(II)oksiidi redutseerimisreaktsiooni termiline efekt vesinikuga järgmiste termokeemiliste võrrandite põhjal:
a) EEO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/202 (g) = CO2 (g); = -283,0 kJ;
c) H2 (g) + 1/2O2 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ.
Vastus: +27,99 kJ.
Lahendus:
Raudoksiidi (II) redutseerimise reaktsioonivõrrand vesinikuga on järgmine:
EeO (k) + H2 (g) \u003d Fe (k) + H20 (g); = ?
\u003d (H2O) – [ (FeO)
Vee tekkesoojus on antud võrrandiga
H2 (g) + 1/2O2 (g) = H20 (g); = -241,83 kJ,
ja raudoksiidi (II) moodustumise soojuse saab arvutada, kui võrrand (a) lahutada võrrandist (b).
\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241,83 - [-283.o - (-13,18)] \u003d + 27,99 kJ.
Vastus:+27,99 kJ.
Ülesanne 84.
Gaasilise vesiniksulfiidi ja süsinikdioksiidi interaktsiooni käigus moodustub veeaur ja süsinikdisulfiid СS 2 (g). Kirjutage selle reaktsiooni termokeemiline võrrand, arvutage eelnevalt selle soojusefekt. Vastus: +65,43 kJ.
Lahendus:
G- gaasiline, hästi- vedelik, juurde- kristalne. Need sümbolid jäetakse välja, kui ainete agregeeritud olek on ilmne, näiteks O 2, H 2 jne.
Reaktsiooni võrrand on järgmine:
2H2S (g) + CO2 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = ?
Ainete standardsete moodustumise soojuste väärtused on toodud spetsiaalsetes tabelites. Arvestades, et lihtainete moodustumise soojused on tinglikult võrdsed nulliga. Reaktsiooni termilise efekti saab arvutada, kasutades Hessi seadusest tulenevat e:
\u003d (H2O) + (CS2) - [(H2S) + (CO2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.
2H2S (g) + CO2 (g) \u003d 2H20 (g) + CS2 (g); = +65,43 kJ.
Vastus:+65,43 kJ.
Termokeemilise reaktsiooni võrrand
Ülesanne 85.
Kirjutage CO (g) ja vesiniku vahelise reaktsiooni termokeemiline võrrand, mille tulemusena tekivad CH 4 (g) ja H 2 O (g). Kui palju soojust vabaneb selle reaktsiooni käigus, kui normaalsetes tingimustes saadakse 67,2 liitrit metaani? Vastus: 618,48 kJ.
Lahendus:
Reaktsioonivõrrandid, milles keemiliste ühendite sümbolite lähedal on näidatud nende agregatsiooni või kristalse modifikatsiooni olek, samuti termiliste mõjude arvväärtus, nimetatakse termokeemilisteks. Termokeemilistes võrrandites, kui see pole konkreetselt öeldud, on konstantsel rõhul Q p soojusefektide väärtused näidatud võrdsetena süsteemi entalpia muutusega. Väärtus esitatakse tavaliselt võrrandi paremal küljel, eraldatuna koma või semikooloniga. Aine agregeeritud oleku kohta on aktsepteeritud järgmised lühendid: G- gaasiline, hästi- midagi juurde- kristalne. Need sümbolid jäetakse välja, kui ainete agregeeritud olek on ilmne, näiteks O 2, H 2 jne.
Reaktsiooni võrrand on järgmine:
CO (g) + 3H2 (g) \u003d CH4 (g) + H20 (g); = ?
Ainete standardsete moodustumise soojuste väärtused on toodud spetsiaalsetes tabelites. Arvestades, et lihtainete moodustumise soojused on tinglikult võrdsed nulliga. Reaktsiooni termilise efekti saab arvutada, kasutades Hessi seadusest tulenevat e:
\u003d (H20) + (CH4)-(CO)];
\u003d (-241,83) + (-74,84) - (-110,52) \u003d -206,16 kJ.
Termokeemiline võrrand näeb välja selline:
22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67,2 (-206,16) / 22? 4 \u003d -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.
Vastus: 618,48 kJ.
Moodustamissoojus
Ülesanne 86.
Millise reaktsiooni soojusefekt on võrdne moodustumise soojusega. Arvutage NO moodustumise soojus järgmiste termokeemiliste võrrandite abil:
a) 4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH3 (g) + 3O2 (g) \u003d 2N2 (g) + 6H20 (g); = -1530,28 kJ
Vastus: 90,37 kJ.
Lahendus:
Standardne moodustumise soojus on võrdne 1 mooli selle aine moodustumise soojusega lihtainetest standardtingimustes (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). NO moodustumist lihtsatest ainetest võib kujutada järgmiselt:
1/2N 2 + 1/2O 2 = EI
Antud on reaktsioon (a), milles moodustub 4 mooli NO ja reaktsioon (b), mille käigus moodustub 2 mooli N2. Mõlemad reaktsioonid hõlmavad hapnikku. Seetõttu koostame NO standardse moodustumise soojuse määramiseks järgmise Hessi tsükli, st peame võrrandist (b) lahutama võrrandi (a):
Seega 1/2N2 + 1/2O2 = NO; = +90,37 kJ.
Vastus: 618,48 kJ.
Ülesanne 87.
Kristalliline ammooniumkloriid tekib gaasilise ammoniaagi ja vesinikkloriidi koosmõjul. Kirjutage selle reaktsiooni termokeemiline võrrand, olles eelnevalt arvutanud selle soojusefekti. Kui palju soojust eraldub, kui reaktsiooni käigus kuluks normaalsetes tingimustes 10 liitrit ammoniaaki? Vastus: 78,97 kJ.
Lahendus:
Reaktsioonivõrrandid, milles keemiliste ühendite sümbolite lähedal on näidatud nende agregatsiooni või kristalse modifikatsiooni olek, samuti termiliste mõjude arvväärtus, nimetatakse termokeemilisteks. Termokeemilistes võrrandites, kui see pole konkreetselt öeldud, on konstantsel rõhul Q p soojusefektide väärtused näidatud võrdsetena süsteemi entalpia muutusega. Väärtus esitatakse tavaliselt võrrandi paremal küljel, eraldatuna koma või semikooloniga. Vastu võetakse järgmised juurde- kristalne. Need sümbolid jäetakse välja, kui ainete agregeeritud olek on ilmne, näiteks O 2, H 2 jne.
Reaktsiooni võrrand on järgmine:
NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4Cl (k). ; = ?
Ainete standardsete moodustumise soojuste väärtused on toodud spetsiaalsetes tabelites. Arvestades, et lihtainete moodustumise soojused on tinglikult võrdsed nulliga. Reaktsiooni termilise efekti saab arvutada, kasutades Hessi seadusest tulenevat e:
\u003d (NH4Cl) - [(NH3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.
Termokeemiline võrrand näeb välja selline:
Selles reaktsioonis 10 liitri ammoniaagi reaktsioonil vabanev soojus määratakse proportsioonist:
22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.
Vastus: 78,97 kJ.
7. Arvutage reaktsiooni termiline efekt standardtingimustes: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), kui moodustumise soojus: Fe 2 O 3 (t) \u003d - 821,3 kJ / mol; CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;
CO 2 (g) \u003d - 393,5 kJ / mol.
Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),
Teades lähteainete ja reaktsioonisaaduste põlemisel tekkivaid standardseid soojusefekte, arvutame reaktsiooni soojusefekti standardtingimustes:
16. Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist. Van't Hoffi reegel. Reaktsiooni temperatuuritegur.
Ainult aktiivsete molekulide kokkupõrked viivad reaktsioonideni, mille keskmine energia ületab reaktsioonis osalejate keskmist energiat.
Teatud aktiveerimisenergia E edastamisel molekulidele (liigenergia üle keskmise), väheneb molekulides aatomite interaktsiooni potentsiaalne energia, nõrgenevad molekulidesisesed sidemed, molekulid muutuvad reaktiivseks.
Aktiveerimisenergiat ei pruugita saada väljastpoolt, seda saab edasi anda molekulide mõnele osale, jaotades energia ümber nende kokkupõrgete ajal. Boltzmanni järgi on N molekulide hulgas järgmine arv aktiivseid molekule N suurenenud energiaga :
N N e – E / RT
kus E on aktiveerimisenergia, mis näitab vajalikku energia ülejääki, võrreldes keskmise tasemega, mis molekulidel peab olema, et reaktsioon saaks võimalikuks; ülejäänud nimetused on hästi teada.
Termilise aktiveerimise ajal kahel temperatuuril T 1 ja T 2 on kiiruskonstantide suhe:
, (2)
, (3)
mis võimaldab määrata aktiveerimisenergiat, mõõtes reaktsioonikiirust kahel erineval temperatuuril T 1 ja T 2 .
Temperatuuri tõus 10 0 võrra suurendab reaktsiooni kiirust 2–4 korda (ligikaudne van't Hoffi reegel). Arvu, mis näitab, mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus (ja seega kiiruskonstant) temperatuuri tõusuga 10 0 võrra, nimetatakse reaktsiooni temperatuurikoefitsiendiks:
(4)
.(5)
See tähendab näiteks, et temperatuuri tõusuga 100 0 võrra tinglikult aktsepteeritud keskmise kiiruse 2-kordse suurenemise korral ( = 2) suureneb reaktsioonikiirus 2 10 võrra, s.o. ligikaudu 1000 korda ja kui = 4 - 4 10, s.o. 1000000 korda. Van't Hoffi reegel on rakendatav reaktsioonide puhul, mis toimuvad suhteliselt madalatel temperatuuridel kitsas vahemikus. Reaktsioonikiiruse järsk tõus temperatuuri tõusuga on seletatav asjaoluga, et aktiivsete molekulide arv suureneb eksponentsiaalselt.
25. Van't Hoffi keemilise reaktsiooni isotermi võrrand.
Kooskõlas meelevaldse reaktsiooni massitegevuse seadusega
ja A + bB = cC + dD
Otsese reaktsiooni kiiruse võrrandi saab kirjutada:
,
ja pöördreaktsiooni kiiruse jaoks:
.
Kui reaktsioon kulgeb vasakult paremale, vähenevad ainete A ja B kontsentratsioonid ning edasisuunalise reaktsiooni kiirus. Teisest küljest, kui reaktsioonisaadused C ja D kogunevad, suureneb reaktsiooni kiirus paremalt vasakule. Saabub hetk, mil kiirused υ 1 ja υ 2 muutuvad samaks, kõikide ainete kontsentratsioonid jäävad muutumatuks, seetõttu
,Kus K c = k 1 / k 2 =
.
Konstantväärtus K c, mis on võrdne päri- ja pöördreaktsiooni kiiruskonstantide suhtega, kirjeldab tasakaaluseisundit kvantitatiivselt läbi lähteainete tasakaalukontsentratsioonide ja nende vastasmõju produktide (nende stöhhiomeetriliste koefitsientide kaudu) ja nimetatakse tasakaalukonstandiks. Tasakaalukonstant on konstantne ainult antud temperatuuril, s.t.
K c \u003d f (T). Keemilise reaktsiooni tasakaalukonstanti väljendatakse tavaliselt suhtena, mille lugeja on reaktsioonisaaduste molaarsete tasakaalukontsentratsioonide korrutis ja nimetaja lähteainete kontsentratsioonide korrutis.
Kui reaktsiooni komponendid on ideaalsete gaaside segu, väljendatakse tasakaalukonstanti (K p) komponentide osarõhkude kaudu:
.
K p-lt K-le üleminekuks kasutame oleku võrrandit P · V = n · R · T. Niivõrd kui
, siis P = C·R·T. .Võrrandist järeldub, et K p = K s eeldusel, et reaktsioon kulgeb ilma gaasifaasis olevate moolide arvu muutmiseta, s.o. kui (c + d) = (a + b).
Kui reaktsioon kulgeb spontaanselt konstantse P ja T või V ja T juures, siis saab selle reaktsiooni väärtusedG ja F saada võrranditest:
,
kus C A, C B, C C, C D on lähteainete ja reaktsioonisaaduste mittetasakaalulised kontsentratsioonid.
,kus P A, P B, P C, P D on lähteainete ja reaktsioonisaaduste osarõhud.
Kaht viimast võrrandit nimetatakse van't Hoffi keemilise reaktsiooni isotermi võrranditeks. See seos võimaldab arvutada reaktsiooni G ja F väärtused, määrata selle suund lähteainete erinevatel kontsentratsioonidel.
Tuleb märkida, et nii gaasisüsteemide kui ka lahuste puhul, kus reaktsioonis osalevad tahked ained (st heterogeensete süsteemide puhul), ei sisaldu tahke faasi kontsentratsioon tasakaalukonstandi avaldises, kuna see kontsentratsioon on praktiliselt konstantne. Nii et reaktsiooni jaoks
2 CO (g) \u003d CO 2 (g) + C (t)
tasakaalukonstant kirjutatakse kujul
.Tasakaalukonstandi sõltuvus temperatuurist (temperatuuri T 2 ja temperatuuri T 1 suhtes) väljendatakse järgmise van't Hoffi võrrandiga:
,
kus Н 0 on reaktsiooni termiline efekt.
Endotermilise reaktsiooni korral (reaktsioon kulgeb soojuse neeldumisega) suureneb tasakaalukonstant temperatuuri tõustes, süsteem justkui peab kuumenemisele vastu.
34. Osmoos, osmootne rõhk. Van't Hoffi võrrand ja osmootne koefitsient.
Osmoos on lahusti molekulide spontaanne liikumine läbi poolläbilaskva membraani, mis eraldab erineva kontsentratsiooniga lahused madalama kontsentratsiooniga lahusest kõrgema kontsentratsiooniga lahuseks, mis viib viimase lahjendamiseni. Poolläbilaskva membraanina, millest väikestest aukudest pääsevad valikuliselt läbi vaid väikesed lahustimolekulid ja säilivad suured või solvateerunud molekulid või ioonid, kasutatakse sageli tsellofaani kilet – suure molekulmassiga ainete puhul ja madala molekulmassiga – vaske. ferrotsüaniidkile. Lahusti ülekande (osmoosi) protsessi saab ära hoida, kui suurema kontsentratsiooniga lahusele rakendatakse välist hüdrostaatilise rõhu all (tasakaalutingimustes on selleks nn osmootne rõhk, mida tähistatakse tähega ). väärtuse arvutamiseks mitteelektrolüütide lahustes kasutatakse empiirilist Van't Hoffi võrrandit:
kus C on aine molaarne kontsentratsioon, mol/kg;
R on universaalne gaasikonstant, J/mol K.
Osmootse rõhu väärtus on võrdeline antud lahuse mahus lahustunud ühe või mitme aine molekulide arvuga (üldjuhul osakeste arvuga) ega sõltu nende olemusest ega lahusti olemusest. Tugevate või nõrkade elektrolüütide lahustes suureneb üksikute osakeste koguarv molekulide dissotsiatsiooni tõttu, seetõttu on vaja osmootse rõhu arvutamise võrrandisse lisada vastav proportsionaalsuskoefitsient, mida nimetatakse isotooniliseks koefitsiendiks.
i C R T,
kus i on isotooniline koefitsient, mis arvutatakse ioonide ja dissotsieerumata elektrolüüdi molekulide arvu ja selle aine molekulide esialgse arvu suhtena.
Niisiis, kui elektrolüütide dissotsiatsiooni aste, st. ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe lahustunud aine molekulide koguarvusse on ja elektrolüüdi molekul laguneb n ioonideks, siis arvutatakse isotooniline koefitsient järgmiselt:
i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).
Tugevate elektrolüütide puhul võite võtta = 1, siis i = n ja koefitsienti i (samuti suurem kui 1) nimetatakse osmootseks koefitsiendiks.
Osmoosi nähtus on taime- ja loomaorganismide jaoks väga oluline, kuna nende rakkude membraanidel on paljude ainete lahuste suhtes poolläbilaskva membraani omadused. Puhtas vees rakk paisub tugevalt, mõnel juhul kuni kesta purunemiseni, kõrge soolakontsentratsiooniga lahustes aga vastupidi, väheneb ja kahaneb suure veekao tõttu. Seetõttu lisatakse toiduainete säilitamisel neile suures koguses soola või suhkrut. Mikroorganismide rakud kaotavad sellistes tingimustes märkimisväärse koguse vett ja surevad.
Kõik soojusefektide arvutamise meetodid põhinevad Kirchhoffi võrrandil integraalsel kujul.
Kõige sagedamini kasutatakse esimese temperatuurina standardset 298,15 K.
Kõik soojusefektide arvutamise meetodid taandatakse võrrandi parema poole integraali võtmise meetoditeks.
Integraali võtmise meetodid:
I. Keskmiste soojusvõimsuste järgi. See meetod on kõige lihtsam ja kõige vähem täpne. Sel juhul asendatakse integraalmärgi all olev avaldis keskmise soojusmahtuvuse muutusega, mis ei sõltu valitud vahemikus temperatuurist.
Enamiku reaktsioonide keskmised soojusvõimsused on esitatud tabelina ja mõõdetud. Neid on lihtne võrdlusandmete põhjal arvutada.
II. Vastavalt tegelikele soojusvõimsustele. (kasutades temperatuuriseeriaid)
Selle meetodi puhul kirjutatakse soojusmahtuvuse integrand temperatuurireana:
III. Vastavalt entalpia kõrgtemperatuursetele komponentidele. See meetod on muutunud laialt levinud raketitehnoloogia arenguga kõrgetel temperatuuridel toimuvate keemiliste reaktsioonide termiliste mõjude arvutamisel. See põhineb isobaarilise soojusmahtuvuse määratlusel:
Entalpia kõrge temperatuuri komponent. See näitab, kui palju muutub üksiku aine entalpia, kui seda kuumutada teatud arvu kraadi võrra.
Keemilise reaktsiooni jaoks kirjutame:
Sellel viisil:
Loeng number 3.
Loengu kava:
1. II termodünaamika seadus, definitsioon, matemaatiline tähistus.
2. Termodünaamika teise seaduse analüüs
3. Mõne protsessi entroopia muutuse arvutamine
|
Selle teema uurimise tulemusena saate teada:
Selle teema uurimise tulemusena saate teada:
Õppeküsimused: |
6.1. Keemiliste protsesside energia
6.1.1. Sisemine energia ja entalpia
Igas protsessis järgitakse energia jäävuse seadust:
Q = ∆U + A.
See võrdsus tähendab, et kui süsteemi antakse soojust Q, kulub see siseenergia Δ U muutmiseks ja töö A tegemiseks.
Sisemine energia süsteem on selle kogureserv, mis sisaldab molekulide translatsiooni- ja pöörlemisliikumise energiat, elektronide liikumise energiat aatomites, tuumade interaktsiooni energiat elektronidega, tuumade tuumadega jne, st. kõik energialiigid, välja arvatud süsteemi kui terviku kineetiline ja potentsiaalne energia.
Süsteemi tehtud töö üleminekul olekust 1, mida iseloomustab ruumala V 1, olekusse 2 (maht V 2) konstantsel rõhul (paisumistöö), on võrdne:
A \u003d p (V 2 - V 1).
Konstantsel rõhul (р=const), võttes arvesse paisutustöö avaldist, kirjutatakse energia jäävuse seadus järgmiselt:
Q \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).
Nimetatakse süsteemi siseenergia summat ning selle ruumala ja rõhu korrutist entalpia H:
Kuna süsteemi siseenergia täpne väärtus pole teada, ei saa ka entalpiate absoluutväärtusi saada. Entalpiate ΔH muutused on teadusliku tähtsusega ja neil on praktiline rakendus.
Siseenergia U ja entalpia H on riigi funktsioonid süsteemid. Olekufunktsioonid on sellised süsteemi tunnused, mille muutused määravad ainult süsteemi lõpp- ja algseisund, s.t. on protsessi teest sõltumatud.
6.1.2. Ekso- ja endotermilised protsessid
Keemiliste reaktsioonide vooluga kaasneb soojuse neeldumine või eraldumine. eksotermiline nimetatakse reaktsiooniks, mis kulgeb edasi soojuse eraldumisega keskkonda, ja endotermiline- koos soojuse neeldumisega keskkonnast.
Paljud protsessid tööstuses ja laboripraktikas toimuvad konstantsel rõhul ja temperatuuril (T=const, p=const). Nende protsesside energiaomadus on entalpia muutus:
Q P \u003d -Δ N.
Konstantse mahu ja temperatuuri juures toimuvate protsesside puhul (T = konstant, V = konstantne) Q V = - Δ U.
Eksotermiliste reaktsioonide jaoks Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Näiteks
N2 (g) + SO2 (g) \u003d N2O (g); ΔН 298 = +82 kJ,
CH4 (g) + 2O2 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g); ΔN 298 = -802kJ.
Nimetatakse keemilisi võrrandeid, milles on lisaks näidatud reaktsiooni termiline efekt (DH protsessi väärtus), samuti ainete agregatsiooni olek ja temperatuur. termokeemiline võrrandid.
Termokeemilistes võrrandites märgitakse reagentide ja moodustunud ainete faasiseisund ja allotroopsed modifikatsioonid: d - gaasiline, g - vedel, k - kristalne; S (romb), S (monocle), C (grafiit), C (teemant) jne.
6.1.3. Termokeemia; Hessi seadus
Füüsikaliste ja keemiliste protsesside õpingutega kaasnevad energianähtused termokeemia. Termokeemia põhiseadus on seadus, mille sõnastas vene teadlane G.I. Hess 1840. aastal.
Hessi seadus: protsessi entalpia muutus sõltub lähteainete ja reaktsioonisaaduste tüübist ja olekust, kuid ei sõltu protsessi käigust.
Termokeemiliste mõjude käsitlemisel kasutatakse mõiste "protsessi entalpia muutus" asemel sageli väljendit "protsessi entalpia", mis tähendab selle mõiste all väärtust Δ H. On vale kasutada mõistet "protsessi entalpia". protsess” Hessi seaduse sõnastamisel, kuna väärtus Q üldiselt ei ole oleku funktsioon. Nagu eespool mainitud, ainult konstantsel rõhul Q P =-Δ N (konstantse mahu juures Q V =-Δ U).
Seega võib PCl 5 moodustumist pidada lihtsate ainete interaktsiooni tulemuseks:
P (c, valge) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (c); Δ H 1,
või mitmes etapis toimuva protsessi tulemusena:
P (k, valge) + 3/2Cl2 (g) = PCl3 (g); Δ H 2,
PCl3 (g) + Cl2 (g) \u003d PCl5 (c); Δ H 3,
või kokku:
P (c, valge) + 5/2Cl2 (g) = PCl5 (c); Δ H 1 \u003d Δ H 2 + Δ H 3.
6.1.4. Ainete moodustumise entalpiad
Moodustamise entalpia on aine moodustumise protsessi entalpia antud agregatsiooni olekus lihtsatest ainetest, mis on stabiilsetes modifikatsioonides. Näiteks naatriumsulfaadi moodustumise entalpia on reaktsiooni entalpia:
2Na (c) + S (romb) + 2O 2 (g) \u003d Na2S04 (c).
Lihtainete moodustumise entalpia on null.
Kuna reaktsiooni termiline efekt sõltub ainete olekust, temperatuurist ja rõhust, nõustuti selle kasutamisega standardsed moodustumise entalpiad on ainete moodustumise entalpiad, mis on antud temperatuuril standardseisund. Kondenseerunud ainete standardolekuna võetakse aine tegelik olek antud temperatuuril ja rõhul 101,325 kPa (1 atm). Teatmeteosed annavad tavaliselt ainete moodustumise standardsed entalpiad temperatuuril 25 o C (298K) 1 mol aine kohta (Δ H f o 298). Mõnede ainete moodustumise standardsed entalpiad T=298K juures on toodud tabelis. 6.1.
Tabel 6.1.
Mõnede ainete standardsed moodustumise entalpiad (Δ H f o 298).
Aine |
ΔHf o 298, kJ/mol |
Aine |
ΔHf o 298, kJ/mol |
Enamiku keerukate ainete standardsed moodustumise entalpiad on negatiivsed väärtused. Väikese arvu ebastabiilsete ainete puhul on Δ H f o 298 > 0. Selliste ainete hulka kuuluvad eelkõige lämmastikoksiid (II) ja lämmastikoksiid (IV), tabel 6.1.
6.1.5. Keemiliste reaktsioonide soojusmõjude arvutamine
Protsesside entalpiate arvutamiseks kasutatakse Hessi seaduse tagajärge: reaktsiooni entalpia on võrdne reaktsioonisaaduste moodustumise entalpiate summaga, millest on lahutatud lähteainete moodustumise entalpiate summa, võttes arvesse stöhhiomeetrilised koefitsiendid.
Arvutage kaltsiumkarbonaadi lagunemise entalpia. Protsessi kirjeldatakse järgmise võrrandiga:
CaCO 3 (c) \u003d CaO (c) + CO 2 (g).
Selle reaktsiooni entalpia võrdub kaltsiumoksiidi ja süsinikdioksiidi moodustumise entalpiate summaga, millest on lahutatud kaltsiumkarbonaadi moodustumise entalpia:
Δ H o 298 \u003d Δ H f o 298 (CaO (c)) + Δ H f o 298 (CO 2 (g)) - Δ H f o 298 (CaCO 3 (c)).
Tabeli 6.1 andmete kasutamine. saame:
ΔHo 298 = -635,1 -393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.
Saadud andmetest järeldub, et vaadeldav reaktsioon on endotermiline, s.o. toimub soojuse neeldumisega.
CaO (c) + CO 2 (c) \u003d CaCO 3 (c)
Kaasas soojuse eraldumine. Selle entalpia on võrdne
ΔHo 298 = -1206,8 + 635,1 + 393,5 = -178,2 kJ.
6.2. Keemiliste reaktsioonide kiirus
6.2.1. Reaktsioonikiiruse mõiste
Keemia haru, mis tegeleb keemiliste reaktsioonide kiiruse ja mehhanismidega, nimetatakse keemiline kineetika. Üks keemilise kineetika põhimõisteid on keemilise reaktsiooni kiirus.
Keemilise reaktsiooni kiiruse määrab reageerivate ainete kontsentratsiooni muutus ajaühikus süsteemi konstantse mahu juures.
Kaaluge järgmist protsessi:
Olgu aine A kontsentratsioon mingil ajahetkel t 1 võrdne väärtusega c 1 ja hetkel t 2 väärtusega c 2 . Ajavahemikul t 1 kuni t 2 on kontsentratsiooni muutus Δ c \u003d c 2 - c 1. Keskmine reaktsioonikiirus on:
Miinusmärk pannakse seetõttu, et reaktsiooni kulgedes (Δ t> 0) aine kontsentratsioon väheneb (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.
Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest ja reaktsioonitingimustest: kontsentratsioon, temperatuur, katalüsaatori olemasolu, rõhk (gaasireaktsioonide korral) ja mõned muud tegurid. Eelkõige suureneb reaktsioonikiirus ainete kokkupuutepinna suurenemisega. Reaktsiooni kiirus suureneb ka reagentide segamiskiiruse suurenedes.
Reaktsioonikiiruse arvväärtus oleneb ka sellest, millist komponenti reaktsioonikiiruse arvutamisel kasutatakse. Näiteks protsessi kiirus
H 2 + I 2 \u003d 2HI,
HI kontsentratsiooni muutuse põhjal arvutatud on kahekordne reaktsioonikiirus, mis on arvutatud reaktiivide H 2 või I 2 kontsentratsiooni muutusest.
6.2.2. Reaktsioonikiiruse sõltuvus kontsentratsioonist; reaktsiooni järjekord ja molekulaarsus
Keemilise kineetika põhiseadus on massilise tegevuse seadus- määrab reaktsiooni kiiruse sõltuvuse reagentide kontsentratsioonist.
Reaktsiooni kiirus on võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega. Reaktsiooni jaoks, mis on kirjutatud üldkujul kui
aA + bB = cC + dD,
reaktsioonikiiruse sõltuvus kontsentratsioonist on järgmine:
v = k [A] α [B] β .
Selles kineetilises võrrandis on k proportsionaalsustegur, nn kiiruskonstant; [A] ja [B] on ainete A ja B kontsentratsioonid. Reaktsioonikiiruse konstant k sõltub reageerivate ainete olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu nende kontsentratsioonist. Koefitsiendid α ja β leitakse katseandmetest.
Kineetilistes võrrandites olevate eksponentide summat nimetatakse summaarseks korras reaktsioonid. Ühes komponendis on ka teatud reaktsiooni järjekord. Näiteks reaktsiooni jaoks
H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1
Kineetiline võrrand näeb välja selline:
v = k 1/2,
need. üldine järjestus on 1,5 ja H2 ja C12 komponentide reaktsioonijärjekorrad on vastavalt 1 ja 0,5.
Molekulaarsus Reaktsiooni määrab osakeste arv, mille samaaegne kokkupõrge on keemilise interaktsiooni elementaarne toiming. Algtegu (algjärgus)- osakeste (molekulid, ioonid, radikaalid) üksainus vastastikmõju või muundamine teisteks osakesteks. Elementaarreaktsioonide puhul on reaktsiooni molekulaarsus ja järjekord samad. Kui protsess on mitmeastmeline ja seetõttu reaktsioonivõrrand ei paljasta protsessi mehhanismi, ei kattu reaktsiooni järjekord selle molekulaarsusega.
Keemilised reaktsioonid jagunevad lihtsateks (üheetapilisteks) ja keerukateks, mis toimuvad mitmes etapis.
Monomolekulaarne reaktsioon on reaktsioon, milles elementaarakt on ühe molekuli keemiline muundumine. Näiteks:
CH3CHO (g) \u003d CH4 (g) + CO (g).
Bimolekulaarne reaktsioon- reaktsioon, mille käigus kahe osakese põrkumisel toimub elementaarne toiming. Näiteks:
H2 (g) + I 2 (g) = 2 HI (g).
trimolekulaarne reaktsioon- lihtne reaktsioon, mille elementaarne toiming viiakse läbi kolme molekuli samaaegsel kokkupõrkel. Näiteks:
2NO (g) + O 2 (g) \u003d 2NO 2 (g).
On kindlaks tehtud, et enam kui kolme molekuli samaaegne kokkupõrge, mis põhjustab reaktsiooniproduktide moodustumist, on praktiliselt võimatu.
Massi mõju seadus ei kehti reaktsioonide puhul, mis hõlmavad tahkeid aineid, kuna nende kontsentratsioonid on konstantsed ja nad reageerivad ainult pinnal. Selliste reaktsioonide kiirus sõltub reagentide vahelise kontaktpinna suurusest.
6.2.3. Reaktsioonikiiruse sõltuvus temperatuurist
Keemiliste reaktsioonide kiirus suureneb temperatuuri tõustes. Selle tõusu põhjustab molekulide kineetilise energia suurenemine. 1884. aastal sõnastas Hollandi keemik van't Hoff reegli: iga 10 kraadise temperatuuritõusu korral suureneb keemiliste reaktsioonide kiirus 2-4 korda.
Van't Hoffi reegel on kirjutatud järgmiselt:
,
kus V t 1 ja V t 2 on reaktsioonikiirused temperatuuridel t 1 ja t 2; γ - temperatuuri kiirustegur, võrdne 2–4.
Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele ligikaudseks hindamiseks kasutatakse van't Hoffi reeglit. Täpsema võrrandi, mis kirjeldab reaktsioonikiiruse konstandi sõltuvust temperatuurist, pakkus 1889. aastal välja Rootsi teadlane S. Arrhenius:
.
Arrheniuse võrrandis on A konstant, E on aktiveerimisenergia (J/mol); T on temperatuur, K.
Arrheniuse sõnul ei too kõik molekulide kokkupõrked kaasa keemilisi transformatsioone. Reageerida suudavad vaid need molekulid, millel on mingi üleliigne energia. Seda üleliigset energiat, mis põrkuvatel osakestel peab olema, et nende vahel reaktsioon toimuks, nimetatakse aktiveerimise energia.
6.3. Katalüüsi ja katalüsaatorite mõiste
Katalüsaator on aine, mis muudab keemilise reaktsiooni kiirust, kuid jääb reaktsiooni lõpus keemiliselt muutumatuks.
Mõned katalüsaatorid kiirendavad reaktsiooni, teised aga nn inhibiitorid, aeglustage seda. Näiteks väikese koguse MnO 2 lisamine katalüsaatorina vesinikperoksiidile H2O2 põhjustab ägedat lagunemist:
2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.
Väikese koguse väävelhappe juuresolekul täheldatakse H 2 O 2 lagunemiskiiruse vähenemist. Selles reaktsioonis toimib väävelhape inhibiitorina.
Sõltuvalt sellest, kas katalüsaator on reaktiividega samas faasis või moodustab iseseisva faasi, on olemas homogeenne Ja heterogeenne katalüüs.
homogeenne katalüüs
Homogeense katalüüsi korral on reagendid ja katalüsaator samas faasis, näiteks gaasilised. Katalüsaatori toimemehhanism põhineb asjaolul, et see interakteerub reagentidega, moodustades vaheühendeid.
Mõelge katalüsaatori toimemehhanismile. Katalüsaatori puudumisel toimub reaktsioon
See voolab väga aeglaselt. Katalüsaator moodustab koos lähteainetega (näiteks ainega B) reaktiivse vaheprodukti:
mis reageerib intensiivselt teise lähteainega, moodustades reaktsiooni lõppsaaduse:
VK + A \u003d AB + K.
Homogeenne katalüüs toimub näiteks väävel(IV)oksiidi oksüdeerimisel väävel(VI)oksiidiks, mis toimub lämmastikoksiidide juuresolekul.
homogeenne reaktsioon
2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3
katalüsaatori puudumisel on väga aeglane. Kuid katalüsaatori (NO) sisestamisel moodustub vaheühend (NO2):
O 2 + 2 NO \u003d 2 NO 2,
mis oksüdeerib kergesti SO 2:
NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.
Viimase protsessi aktiveerimisenergia on väga madal, mistõttu reaktsioon kulgeb suure kiirusega. Seega väheneb katalüsaatorite toime reaktsiooni aktiveerimisenergia vähenemiseni.
heterogeenne katalüüs
Heterogeenses katalüüsis on katalüsaator ja reagendid erinevates faasides. Katalüsaator on tavaliselt tahkes olekus ja reagendid vedelas või gaasilises olekus. Heterogeense katalüüsi korral seostatakse protsessi kiirenemist tavaliselt katalüsaatori pinna katalüütilise toimega.
Katalüsaatorid erinevad toime selektiivsuse (selektiivsuse) poolest. Näiteks alumiiniumoksiidkatalüsaatori Al 2 O 3 juuresolekul 300 o C juures saadakse etüülalkoholist vesi ja etüleen:
C 2 H 5OH - (Al 2 O 3) C 2 H 4 + H 2 O.
Samal temperatuuril, kuid katalüsaatorina vase Cu juuresolekul, etüülalkohol dehüdrogeenida:
C2H5OH - (Cu)CH3CHO + H2.
Teatud ainete väikesed kogused vähendavad või isegi hävitavad täielikult katalüsaatorite aktiivsust (katalüsaatorimürgitus). Selliseid aineid nimetatakse katalüütilised mürgid. Näiteks põhjustab hapnik NH 3 sünteesil raudkatalüsaatori pöörduvat mürgitust. Katalüsaatori aktiivsust saab taastada hapnikust puhastatud värske lämmastiku ja vesiniku segu läbilaskmisega. Väävel põhjustab NH 3 sünteesil katalüsaatori pöördumatut mürgitust. Selle aktiivsust ei saa enam taastada värske N 2 + H 2 segu läbilaskmisega.
Aineid, mis suurendavad katalüsaatorite toimet, nimetatakse promootorid, või aktivaatorid(näiteks plaatina katalüsaatorite reklaamimine toimub raua või alumiiniumi lisamisega).
Heterogeense katalüüsi mehhanism on keerulisem. Selle selgitamiseks kasutatakse katalüüsi adsorptsiooniteooriat. Katalüsaatori pind on heterogeenne, seega on sellel nn aktiivsed keskused. Reageerivad ained adsorbeeritakse aktiivsetele kohtadele. Viimane protsess põhjustab reageerivate molekulide lähenemise ja nende keemilise aktiivsuse suurenemise, kuna adsorbeerunud molekulide aatomite vaheline side nõrgeneb, aatomite vaheline kaugus suureneb.
Teisest küljest arvatakse, et katalüsaatori kiirendav toime heterogeenses katalüüsis on tingitud sellest, et reagendid moodustavad vaheühendeid (nagu homogeense katalüüsi puhul), mis viib aktiveerimisenergia vähenemiseni.
6.4. Keemiline tasakaal
Pöördumatud ja pöörduvad reaktsioonid
Reaktsioone, mis kulgevad ainult ühes suunas ja lõppevad lähteainete täieliku muutumisega lõppaineteks, nimetatakse pöördumatuteks.
Pöördumatu, s.t. lõpuni kulgevad reaktsioonid, milles
Keemilisi reaktsioone, mis võivad kulgeda vastupidises suunas, nimetatakse pöörduvateks. Tüüpilised pöörduvad reaktsioonid on ammoniaagi sünteesi ja väävel(IV)oksiidi oksüdeerimise reaktsioonid väävel(VI)oksiidiks:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3,
2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .
Pööratavate reaktsioonide võrrandite kirjutamisel pange võrdusmärgi asemel kaks vastassuunda osutavat noolt.
Pöörduvates reaktsioonides on otsereaktsiooni kiirus algsel ajahetkel maksimumväärtusega, mis algreaktiivide kontsentratsiooni vähenedes väheneb. Vastupidi, pöördreaktsioonil on algselt minimaalne kiirus, mis suureneb toodete kontsentratsiooni suurenedes. Selle tulemusena saabub hetk, mil edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused muutuvad võrdseks ja süsteemis tekib keemiline tasakaal.
Keemiline tasakaal
Reagentide süsteemi olekut, milles edasisuunalise reaktsiooni kiirus võrdub pöördreaktsiooni kiirusega, nimetatakse keemiliseks tasakaaluks.
Keemilist tasakaalu nimetatakse ka tõeliseks tasakaaluks. Lisaks päri- ja pöördreaktsioonide kiiruste võrdsusele iseloomustavad tõelist (keemilist) tasakaalu järgmised omadused:
- süsteemi olek on sama sõltumata sellest, kummalt poolt süsteem tasakaalule läheneb - kas lähteainete poolelt või reaktsioonisaaduste poolelt.
süsteemi oleku muutumatus on põhjustatud otse- ja pöördreaktsioonide voolust, see tähendab, et tasakaaluolek on dünaamiline;
süsteemi olek jääb ajas muutumatuks, kui süsteemile puudub väline mõju;
igasugune välismõju põhjustab süsteemi tasakaalu nihke; kui aga väline mõju kõrvaldada, naaseb süsteem uuesti algsesse olekusse;
tuleb eristada tegelikust näiline tasakaal. Nii võib näiteks hapniku ja vesiniku segu suletud anumas toatemperatuuril säilitada meelevaldselt kaua. Reaktsiooni käivitamine (elektrilahendus, ultraviolettkiirgus, temperatuuri tõus) aga põhjustab vee moodustumise reaktsiooni pöördumatu kulgemise.
6.5. Le Chatelier’ põhimõte
Välistingimuste muutuste mõju tasakaaluasendile määrab Le Chateli põhimõte e (Prantsusmaa, 1884): kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse välist mõju, nihkub tasakaal süsteemis selle mõju nõrgenemise suunas.
Le Chatelier’ põhimõte ei kehti ainult keemiliste protsesside, vaid ka füüsikaliste protsesside puhul, nagu keetmine, kristalliseerumine, lahustumine jne.
Mõelge erinevate tegurite mõjule keemilisele tasakaalule, kasutades näitena ammoniaagi sünteesi reaktsiooni:
N2 + 3H22NH3; ΔH = -91,8 kJ.
Kontsentratsiooni mõju keemilisele tasakaalule.
Vastavalt Le Chatelier' põhimõttele nihutab algainete kontsentratsiooni suurenemine tasakaalu reaktsioonisaaduste tekke suunas. Reaktsiooniproduktide kontsentratsiooni suurenemine nihutab tasakaalu lähteainete moodustumise suunas.
Eespool vaadeldud ammoniaagi sünteesi protsessis põhjustab täiendavate koguste N 2 või H 2 sisestamine tasakaalusüsteemi tasakaalu nihke suunas, milles nende ainete kontsentratsioon väheneb, mistõttu tasakaal nihkub moodustumise suunas. NH3. Ammoniaagi kontsentratsiooni suurendamine nihutab tasakaalu lähteainete suunas.
Katalüsaator kiirendab võrdselt nii edasi- kui ka tagurpidi reaktsiooni katalüsaatori sisseviimine ei mõjuta keemilist tasakaalu.
Temperatuuri mõju keemilisele tasakaalule
Temperatuuri tõustes nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas, temperatuuri langedes aga eksotermilise reaktsiooni suunas.
Tasakaalu nihke aste määratakse termilise efekti absoluutväärtusega: mida suurem on reaktsiooni ΔH väärtus, seda suurem on temperatuuri mõju.
Vaadeldavas ammoniaagi sünteesireaktsioonis nihutab temperatuuri tõus tasakaalu lähteainete suunas.
Rõhu mõju keemilisele tasakaalule
Rõhu muutus mõjutab keemilist tasakaalu gaasiliste ainete osalusel. Le Chatelier’ printsiibi järgi nihutab rõhu tõus tasakaalu gaasiliste ainete mahu vähenemisega kulgeva reaktsiooni suunas, rõhu langus aga vastupidises suunas. Ammoniaagi sünteesireaktsioon kulgeb süsteemi mahu vähenemisega (võrrandi vasakul küljel on neli ja paremal kaks mahtu). Seetõttu nihutab rõhu tõus tasakaalu ammoniaagi moodustumise suunas. Rõhu langus nihutab tasakaalu vastupidises suunas. Kui pöörduva reaktsiooni võrrandis on gaasiliste ainete molekulide arv paremas ja vasakpoolses osas võrdne (reaktsioon kulgeb gaasiliste ainete mahtu muutmata), siis rõhk selles süsteemis tasakaaluasendit ei mõjuta.
Reaktsioonisoojus (reaktsiooni soojusefekt) on vabanenud või neeldunud soojushulk Q. Kui reaktsiooni käigus eraldub soojust, nimetatakse sellist reaktsiooni eksotermiliseks, kui soojus neeldub, siis endotermiliseks.
Reaktsioonisoojus määratakse termodünaamika esimese seaduse (alguse) alusel, mille matemaatiline avaldis kõige lihtsamal kujul keemiliste reaktsioonide jaoks on võrrand:
Q = ΔU + рΔV (2.1)
kus Q on reaktsioonisoojus, ΔU on siseenergia muutus, p on rõhk, ΔV on ruumala muutus.
Termokeemiline arvutus seisneb reaktsiooni termilise efekti määramises. Vastavalt võrrandile (2.1) sõltub reaktsioonisoojuse arvväärtus selle realiseerimismeetodist. Isohoorilises protsessis, mis viiakse läbi V = const, reaktsioonisoojus Q V =Δ U, isobaarises protsessis p=const termiline efekt Q P =Δ H. Seega on termokeemiline arvutus sisse Siseenergia või entalpia muutuse määramine reaktsiooni ajal. Kuna valdav enamus reaktsioonidest kulgeb isobaarilistes tingimustes (näiteks on need kõik reaktsioonid avatud anumates, mis toimuvad atmosfäärirõhul), siis termokeemiliste arvutuste tegemisel arvutatakse peaaegu alati ΔН. . KuiΔ H<0, то реакция экзотермическая, если же Δ H>0, siis on reaktsioon endotermiline.
Termokeemiliste arvutuste tegemisel kasutatakse kas Hessi seadust, mille kohaselt protsessi soojusefekt ei sõltu selle teest, vaid selle määrab ainult protsessi algainete ja produktide olemus ja olek, või kõige sagedamini Hessi seaduse tagajärg: reaktsiooni termiline efekt võrdub produktide moodustumise soojuste (entalpiate) summaga, millest on lahutatud reagentide moodustumise soojuste (entalpiate) summa.
Arvutustes Hessi seaduse järgi kasutatakse abireaktsioonide võrrandeid, mille soojusefektid on teada. Arvutuste tehte olemus Hessi seaduse järgi seisneb selles, et abireaktsioonide võrranditega tehakse selliseid algebralisi tehteid, mis viivad tundmatu soojusefektiga reaktsioonivõrrandini.
Näide 2.1. Reaktsioonisoojuse määramine: 2CO + O 2 \u003d 2CO 2 ΔH - ?
Abiainetena kasutame reaktsioone: 1) C + O 2 \u003d C0 2;Δ H1 = -393,51 kJ ja 2) 2C + O2 = 2CO;Δ H 2 \u003d -220,1 kJ, kusΔ N/iΔ H 2 - abireaktsioonide termilised mõjud. Nende reaktsioonide võrrandeid kasutades on võimalik saada antud reaktsiooni võrrand, kui abivõrrand 1) korrutada kahega ja tulemusest lahutada võrrand 2). Seetõttu on antud reaktsiooni tundmatu soojus:
Δ H = 2Δ H1-Δ H 2 \u003d 2 (-393,51) - (-220,1) \u003d -566,92 kJ.
Kui termokeemilises arvutuses kasutatakse Hessi seaduse tagajärge, siis võrrandiga aA+bB=cC+dD väljendatud reaktsiooni puhul kasutatakse seost:
ΔН =(сΔНоbr,с + dΔHobr D) - (аΔНоbr A + bΔН arr,c) (2.2)
kus ΔН on reaktsioonisoojus; ΔH o br - vastavalt reaktsiooniproduktide C ja D ning reaktiivide A ja B moodustumise soojus (entalpia); c, d, a, b - stöhhiomeetrilised koefitsiendid.
Ühendi moodustumise soojus (entalpia) on reaktsiooni soojusefekt, mille käigus moodustub 1 mol seda ühendit lihtsatest ainetest, mis on termodünaamiliselt stabiilsetes faasides ja modifikatsioonides 1 *. Näiteks , auru olekus vee moodustumise soojus on võrdne poolega reaktsioonisoojust, väljendatuna võrrandiga: 2H 2 (g)+ Umbes 2 (d)= 2H20(g).Moodustamissoojuse ühik on kJ/mol.
Termokeemilistes arvutustes määratakse reaktsioonisoojused tavaliselt standardtingimuste jaoks, mille jaoks valem (2.2) on järgmine:
ΔН°298 = (сΔН° 298, arr, С + dΔH° 298, o 6 p, D) - (аΔН° 298, arr A + bΔН° 298, arr, c)(2.3)
kus ΔН° 298 on standardne reaktsioonisoojus kJ (standardväärtus on tähistatud ülaindeksiga "0") temperatuuril 298K ja ΔН° 298,rev on moodustumise standardsoojused (entalpiad) ka temperatuuril 298 000. ΔH° väärtused 298 pööret.on määratletud kõigi ühenduste jaoks ja on tabeliandmed. 2 * - vaata rakendustabelit.
Näide 2.2. Standardsoojuse arvutamine lk e võrrandiga väljendatud aktsiad:
4NH3 (r) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g).
Vastavalt Hessi seadusele kirjutame 3*:
Δ H 0 298 = (4Δ H 0 298. o b p . Ei+6∆H0 298. kood N20) - 4∆H0 298 arr. NH h. Asendades võrrandis esitatud ühendite moodustumise standardsoojuste tabeliväärtused, saame:Δ H °298= (4(90,37) + 6(-241,84)) - 4(-46,19) = -904,8 kJ.
Reaktsioonisoojuse negatiivne märk näitab, et protsess on eksotermiline.
Termokeemias on tavaks näidata soojusefekte reaktsioonivõrrandites. Sellised määratud termilise efektiga võrrandeid nimetatakse termokeemilisteks. Näiteks, näites 2.2 vaadeldud reaktsiooni termokeemiline võrrand on kirjutatud:
4NH3 (g) + 50 2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H20 (g);Δ H° 29 8 = -904,8 kJ.
Kui tingimused erinevad standardsetest, siis praktilistes termokeemilistes arvutustes see võimaldab Xia ligikaudne kasutamine:Δ H ≈Δ nr 298 (2.4) Avaldis (2.4) peegeldab reaktsioonisoojuse nõrka sõltuvust selle esinemise tingimustest.
