Termodünaamika - teadus ühe energialiigi teiseks muutmisest energia jäävuse seaduse alusel. Termodünaamika määrab kindlaks keemiliste reaktsioonide spontaanse voolu suuna antud tingimustes. Keemilistes reaktsioonides katkevad sidemed lähteainetes ja lõpptoodetes tekivad uued sidemed. Sidemete energiate summa pärast reaktsiooni ei võrdu sideme energiate summaga enne reaktsiooni, s.t. keemilise reaktsiooni käiguga kaasneb energia vabanemine või neeldumine ning selle vormid on erinevad.
Termokeemia on termodünaamika haru, mis on pühendatud reaktsioonide termiliste mõjude uurimisele. Konstantsel temperatuuril ja rõhul mõõdetud reaktsiooni soojusefekti nimetatakse reaktsiooni entalpia ja neid väljendatakse džaulides (J) ja kilodžaulides (kJ).
Eksotermiliste reaktsioonide jaoks, endotermiliste reaktsioonide jaoks -. Lihtainetest 1 mooli antud aine moodustumise entalpiat, mõõdetuna temperatuuril 298 K (25 °C) ja rõhul 101,825 kPa (1 atm), nimetatakse standardiks (kJ / mol). Lihtainete entalpiad võetakse tinglikult võrdseks nulliga.
Termokeemilised arvutused põhinevad Hessi seadusel: t Reaktsiooni soojusefekt sõltub ainult lähteainete ja lõppproduktide olemusest ja füüsikalisest olekust, kuid ei sõltu üleminekuteest. Sageli kasutatakse termokeemilistes arvutustes Hessi seaduse tagajärgi: keemilise reaktsiooni termiline mõju on võrdne tekkesoojuste summaga reaktsioonisaadused miinus lähteainete moodustumise soojuste summa, võttes arvesse nende ainete valemite ees olevaid koefitsiente reaktsioonivõrrandis:
Termokeemilistes võrrandites näitavad keemilise reaktsiooni entalpia väärtust. Samal ajal näitab iga aine valem selle füüsikalist olekut: gaasiline (g), vedel (l), tahke kristalne (k).
Termokeemilistes võrrandites on reaktsioonide termilised mõjud antud 1 mooli lähte- või lõppaine kohta. Seetõttu on siin lubatud murdosa koefitsiendid. Keemilistes reaktsioonides avaldub ühtsuse ja vastandite võitluse dialektiline seadus. Ühest küljest kipub süsteem sujuvamaks muutma (agregeerima) – vähendama H, ja teisest küljest korratuseni (lahjendumiseni). Esimene suundumus suureneb temperatuuri langusega ja teine - selle tõusuga. Kalduvust häiretele iseloomustab suurus nn entroopia S[J/(mol.K)]. See on süsteemi häire mõõt. Entroopia on võrdeline aine hulgaga ja suureneb koos osakeste liikumise suurenemisega kuumutamisel, aurustumisel, sulamisel, gaasi paisumisel, aatomitevaheliste sidemete nõrgenemisel või katkemisel jne. Süsteemi korrastamisega seotud protsessid: kondenseerumine, kristalliseerumine, kokkusurumine, sidemete tugevdamine, polümerisatsioon jne. viia entroopia vähenemiseni. Entroopia on olekufunktsioon, st.
Protsessi üldine liikumapanev jõud koosneb kahest jõust: korrasoov ja soov korratuse järele. Kui p = const ja T = const, võib protsessi üldist liikumapanevat jõudu esitada järgmiselt:
Gibbsi energia ehk isobaar-isotermiline potentsiaal järgib samuti Hessi seadust:
Protsessid kulgevad spontaanselt, mis tahes potentsiaali vähenemise suunas ja eriti kahanemise suunas. Tasakaaluseisundis algab temperatuur, mille juures tasakaalureaktsioon algab:
Tabel 5
Standardsed moodustumise entalpiad , entroopia ja Gibbsi energiaharidus mõned ained temperatuuril 298 K (25 °C)
| Aine | , kJ/mol | , J/mol | , kJ/mol |
| CaO (c) | -635,5 | 39,7 | -604,2 |
| CaCO 3 (c) | -1207,0 | 88,7 | -1127,7 |
| Ca (OH) 2 (c) | -986,6 | 76,1 | -896,8 |
| H2O (l) | -285,8 | 70,1 | -237,3 |
| H2O (g) | -241,8 | 188,7 | -228,6 |
| Na2O (c) | -430,6 | 71,1 | -376,6 |
| NaOH (c) | -426,6 | 64,18 | -377,0 |
| H2S (g) | -21,0 | 205,7 | -33,8 |
| SO 2 (g) | -296,9 | 248,1 | -300,2 |
| SO 3 (g) | -395,8 | 256,7 | -371,2 |
| C6H12O6 (kuni) | -1273,0 | - | -919,5 |
| C2H5OH (l) | -277,6 | 160,7 | -174,8 |
| CO 2 (g) | -393,5 | 213,7 | -394,4 |
| CO(g) | -110,5 | 197,5 | -137,1 |
| C2H4 (g) | 52,3 | 219,4 | 68,1 |
| CH4 (g) | -74,9 | 186,2 | -50,8 |
| Fe2O3 (c) | -822,2 | 87,4 | -740,3 |
| FeO (c) | -264,8 | 60,8 | -244,3 |
| Fe 3 O 4 (kuni) | -1117,1 | 146,2 | -1014,2 |
| CS 2 (g) | 115,3 | 65,1 | 237,8 |
| P 2 O 5 (c) | -1492 | 114,5 | -1348,8 |
| NH4Cl (kuni) | -315,39 | 94,56 | -343,64 |
| HCl (g) | -92,3 | 186,8 | -95,2 |
| NH3 (g) | -46,2 | 192,6 | -16,7 |
| N2O (g) | 82,0 | 219,9 | 104,1 |
| EI (g) | 90,3 | 210,6 | 86,6 |
| NO 2 (g) | 33,5 | 240,2 | 51,5 |
| N 2 O 4 (g) | 9,6 | 303,8 | 98,4 |
| CuO(k) | -162,0 | 42,6 | -129,9 |
| H2 (g) | 130,5 | ||
| C (grafiit) | 5,7 | ||
| O 2 (g) | 205,0 | ||
| N 2 (d) | 181,5 | ||
| Fe(k) | 27,15 | ||
| Cl 2 (g) | 222,9 | ||
| KNO 3 (kuni) | -429,71 | 132,93 | -393,13 |
| KNO 2 (k) | -370,28 | 117,15 | -281,58 |
| K 2 O (k) | -361,5 | 87,0 | -193,3 |
| ZnO (c) | -350,6 | 43,6 | -320,7 |
| Al 2 O 3 (kuni) | -1676,0 | 50,9 | -1582,0 |
| PCl 5 (g) | -369,45 | 362,9 | -324,55 |
| PCl3 (g) | -277,0 | 311,7 | -286,27 |
| H 2 O 2 (l) | -187,36 | 105,86 | -117,57 |
Kiirusreaktsioon Selle määrab reagentide olemus ja kontsentratsioon ning see sõltub temperatuurist ja katalüsaatorist.
Massitegevuse seadus: Konstantsel temperatuuril on keemilise reaktsiooni kiirus võrdeline reagentide kontsentratsiooni ja nende stöhhiomeetriliste koefitsientide võimsuse korrutisega.
Reaktsiooni aA + bB \u003d cC + dD korral otsese reaktsiooni kiirus:
,
tagasireaktsiooni kiirus: 
kus on lahustunud või gaasiliste ühendite kontsentratsioonid, mol/l;
a, b, c, d on võrrandi stöhhiomeetrilised koefitsiendid;
K on kiiruskonstant.
Reaktsioonikiiruse väljend ei sisalda tahkete faaside kontsentratsiooni.
Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele kirjeldab van't Hoffi reegel: iga 10 kraadise kuumutamise korral suureneb reaktsioonikiirus 2-4 korda.
Reaktsioonikiirus temperatuuridel t 1 ja t 2;
Reaktsiooni temperatuuritegur.
Enamik keemilisi reaktsioone on pöörduvad:
aA + bB cC + dD
kiiruskonstantide suhe on konstantne väärtus, mida nimetatakse tasakaalukonstant
K p = const at T = konst.
Le Chatelier' põhimõte: Kui keemilises tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse mingit mõju (muutub temperatuuri, rõhku või kontsentratsiooni), siis süsteem reageerib nii, et rakendatav mõju väheneb:
a) temperatuuri tõusuga tasakaalusüsteemides nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni suunas ja temperatuuri langusega eksotermilise reaktsiooni suunas;
b) rõhu suurenemisel nihkub tasakaal väiksemate mahtude ja rõhu vähenemisel suuremate mahtude suunas;
c) kontsentratsiooni suurenemisel nihkub tasakaal selle vähenemise suunas.
Näide 1 Määrake reaktsiooni standardne entalpia muutus:
Kas see reaktsioon on eksotermiline või endotermiline?
Otsus: Keemilise reaktsiooni standardentalpia muutus on võrdne reaktsioonisaaduste moodustumise standardentalpiate summaga, millest on lahutatud reagentide moodustumise standardentalpiate summa
Igas liitmises tuleks arvesse võtta reaktsioonis osalevate ainete moolide arvu vastavalt reaktsioonivõrrandile. Lihtainete moodustumise standardsed entalpiad on null:
Tabeliandmete järgi:
Reaktsioone, millega kaasneb soojuse eraldumine, nimetatakse eksotermilisteks ja neid, millega kaasneb soojuse neeldumine, nimetatakse endotermilisteks. Konstantsel temperatuuril ja rõhul on keemilise reaktsiooni entalpia muutus suurusjärgus võrdne, kuid vastupidine selle termilisele efektile. Kuna antud keemilise reaktsiooni entalpia standardmuutus on , järeldame, et see reaktsioon on eksotermiline.
Näide 2 Fe 2 O 3 redutseerimisreaktsioon vesinikuga toimub vastavalt võrrandile:
Fe2O3 (K) + 3H2 (G) = 2Fe (K) + 3H2O (G)
Kas see reaktsioon on standardtingimustes võimalik?
Otsus: Sellele probleemiküsimusele vastamiseks peate arvutama reaktsiooni Gibbsi energia standardmuutuse. Standardtingimustel:
Summeerimine viiakse läbi, võttes arvesse ainete reaktsioonis osalevate mudelite arvu, lihtsa aine kõige stabiilsema modifikatsiooni moodustumine on null.
Eelnevat silmas pidades
Tabeliandmete järgi:
Spontaanselt kulgevad protsessid langevad. Kui a< 0, процесс принципиально осуществим, если >0, ei saa protsess spontaanselt käivituda.
Seetõttu on see reaktsioon standardtingimustes võimatu.
Näide 3 Kirjutage reaktsioonide massimõju seaduse avaldised:
a) 2NO (G) + Cl 2 (G) = 2NOCl (G)
b) CaCO 3 (K) \u003d CaO (K) + CO 2 (G)
Otsus: Massi toime seaduse kohaselt on reaktsiooni kiirus otseselt võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdsetes võimsustes:
a) V \u003d k 2.
b) Kuna kaltsiumkarbonaat on tahke aine, mille kontsentratsioon reaktsiooni käigus ei muutu, on soovitud väljend:
V = k, s.o. sel juhul on reaktsioonikiirus teatud temperatuuril konstantne.
Näide 4 Fosforpentakloriidi lagunemise endotermiline reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile:
PCl5 (G) \u003d PCl3 (G) + Cl2 (G); 
Kuidas muuta: a) temperatuuri; b) rõhk; c) kontsentreerimine, et nihutada tasakaal otsese reaktsiooni suunas - PCl 5 lagunemine? Kirjutage matemaatiline avaldis edasi- ja tagasireaktsiooni kiiruste ning tasakaalukonstandide jaoks.
Otsus: Keemilise tasakaalu nihe või nihe on reagentide tasakaalukontsentratsiooni muutus ühe reaktsioonitingimuste muutumise tagajärjel.
Keemilise tasakaalu nihe allub Le Chatelier' printsiibile, mille kohaselt ühe süsteemi tasakaalusoleku tingimuse muutumine põhjustab tasakaalu nihke reaktsiooni suunas, mis neutraliseerib tuletismuutusele.
a) Kuna PCl 5 lagunemisreaktsioon on endotermiline, siis tasakaalu nihutamiseks otsese reaktsiooni suunas on vaja temperatuuri tõsta.
b) Kuna PCl 5 lagunemine selles süsteemis toob kaasa ruumala suurenemise (ühest gaasimolekulist tekib kaks gaasimolekuli), siis tasakaalu nihutamiseks otsese reaktsiooni suunas on vaja rõhku alandada.
c) Tasakaalu nihe näidatud suunas on saavutatav nii PCl 5 kontsentratsiooni suurendamisega kui ka PCl 3 või Cl 2 kontsentratsiooni vähendamisega.
Massimõju seaduse kohaselt väljendatakse otse- (V 1) ja pöördreaktsioonide (V 2) kiirust võrranditega:
V 2 \u003d k
Selle reaktsiooni tasakaalukonstanti väljendab võrrand:
Kontrollülesanded:
81 - 100. a) arvutab otsereaktsiooni entalpia standardmuutuse ja määrab, kas see reaktsioon on eksotermiline või endotermiline;
b) määrab otsereaktsiooni Gibbsi energia muutuse ja teeb järelduse selle teostamise võimalikkuse kohta standardtingimustes;
c) kirjutada matemaatiline avaldis päri- ja tagasireaktsiooni kiiruse ning tasakaalukonstandid;
d) kuidas tuleks tingimusi muuta, et protsessi tasakaal nihutaks paremale?
81. CH4 (g) + CO 2 (g) \u003d 2CO (g) + 2H2 (g)
82. FeO (K) + CO (g) \u003d Fe (K) + CO 2 (g)
83. C 2 H 4 (g) + O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 O (g)
84. N2 (g) + 3H2 (g) \u003d 2NH3 (g)
85. H2O (g) + CO (g) \u003d CO 2 (g) + H2 (g)
86. 4HCl (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2O (g) + 2Cl2 (g)
87. Fe2O3 (K) + 3H2 (g) \u003d 2Fe (K) + 3H2O (g)
88. 2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g)
89. PCl5 (g) \u003d PCl3 (g) + Cl2 (g)
90. CO 2 (g) + C (grafiit) \u003d 2CO (g)
91. 2H 2S (g) + 3O 2 (g) \u003d 2SO 2 (g) + H2O (g)
92. Fe 2 O 3 (K) + CO (g) \u003d 2FeO (K) + CO 2 (g)
93. 4NH3 (g) + 5O2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H2O (g)
94. NH4Cl (K) = NH3 (g) + HCl (g)
95. CH4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2O (g)
96. CS 2 (g) + 3O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2SO 2 (g)
97. 4HCl (g) + O 2 (g) \u003d 2Cl2 (g) + 2H 2O (g)
98. 2NO (g) + O 2 (g) \u003d N2O4 (g)
99. NH3 (g) + HCl (g) \u003d NH4Cl (K)
100. CS 2 (g) + 3O 2 (g) \u003d 2Cl 2 (g) + 2SO 2 (g)
6. teema: Lahendused. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise meetodid
Lahendused on homogeensed süsteemid, mis koosnevad lahustist, lahustunud ainetest ja nende vastasmõju võimalikest saadustest. Lahuse kontsentratsioon on lahustunud aine sisaldus lahuse või lahusti teatud massis või teadaolevas mahus.
Lahuste kontsentratsiooni väljendamise meetodid:
Massiosa() näitab lahustunud aine grammide arvu 100 g lahuses:
kus t on lahustunud aine mass (g), t 1 – lahuse mass (g).
Molaarne kontsentratsioon näitab 1 liitris lahuses sisalduva lahustunud aine moolide arvu:
kus M on aine molaarmass (g / mol), V on lahuse maht (l).
Molaarne kontsentratsioon näitab lahustunud aine moolide arvu 1000 g lahustis: p 101-120. Leidke järgmiste lahuste massifraktsioon, molaarne kontsentratsioon ja molaarne kontsentratsioon:
| Võimalus | Aine (x) | Aine mass (x) | Vee maht | Lahuse tihedus |
| CuSO4 | 320 g | 10 l | 1,019 | |
| NaCl | 0,6 g | 50 ml | 1,071 | |
| H2SO4 | 2 g | 100 ml | 1,012 | |
| Na2SO4 | 13 g | 100 ml | 1,111 | |
| HNO3 | 12,6 g | 100 ml | 1,066 | |
| HCl | 3,6 kg | 10 kg | 1,098 | |
| NaOH | 8 g | 200 g | 1,043 | |
| MgCl 2 | 190 g | 810 g | 1,037 | |
| KOH | 224 g | 776 g | 1,206 | |
| CuCl2 | 13,5 g | 800 ml | 1,012 | |
| HCl | 10,8 g | 200 g | 1,149 | |
| CuSO4 | 8 g | 200 ml | 1,040 | |
| NaCl | 6,1 g | 600 ml | 1,005 | |
| Na2SO3 | 4,2 g | 500 ml | 1,082 | |
| H2SO4 | 98 g | 1000 ml | 1,066 | |
| ZnCl 2 | 13,6 g | 100 ml | 1,052 | |
| H3PO4 | 9,8 g | 1000 ml | 1,012 | |
| Ba(OH)2 | 100 g | 900 g | 1,085 | |
| H3PO4 | 29,4 g | 600 ml | 1,023 | |
| NaOH | 28 g | 72 g | 1,309 |
1. Keemiliste reaktsioonide kiirus. Mõiste määratlus. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid: reaktiivi kontsentratsioon, rõhk, temperatuur, katalüsaatori olemasolu. Massimõju seadus (LMA) kui keemilise kineetika põhiseadus. Kiiruskonstant, selle füüsiline tähendus. Reagentide olemuse, temperatuuri ja katalüsaatori olemasolu mõju reaktsioonikiiruse konstandile.
Homogeense reaktsiooni kiirus on suurus, mis on arvuliselt võrdne reaktsioonis osaleva mis tahes osaleja molaarse kontsentratsiooni muutusega ajaühikus.
Keskmine reaktsioonikiirus v cf ajavahemikus t 1 kuni t 2 määratakse suhtega:
Peamised homogeense keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid on:
- - reaktiivide olemus;
- - reaktiivide molaarsed kontsentratsioonid;
- - rõhk (kui reaktsioonis osalevad gaasid);
- - temperatuur;
- - katalüsaatori olemasolu.
Heterogeense reaktsiooni kiirus on väärtus, mis on arvuliselt võrdne mis tahes reaktsioonis osaleja keemilise koguse muutusega ajaühikus liidese pindalaühiku kohta: .
Etappide kaupa jagunevad keemilised reaktsioonid lihtsateks (elementaarseteks) ja keerukateks. Enamik keemilisi reaktsioone on keerulised protsessid, mis toimuvad mitmes etapis, s.t. mis koosneb mitmest elementaarsest protsessist.
Elementaarreaktsioonide puhul kehtib massimõju seadus: elementaarkeemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega võimsustes, mis on võrdsed reaktsioonivõrrandi stöhhiomeetriliste koefitsientidega.
Elementaarreaktsiooni aA + bB > ... korral väljendatakse massimõju seaduse järgi reaktsiooni kiirust seosega:
kus c(A) ja c(B) on reaktiivide A ja B molaarsed kontsentratsioonid; a ja b on vastavad stöhhiomeetrilised koefitsiendid; k on selle reaktsiooni kiiruskonstant.
Heterogeensete reaktsioonide korral ei hõlma massimõju seaduse võrrand kõigi, vaid ainult gaasiliste või lahustunud reaktiivide kontsentratsioone. Niisiis, süsiniku põlemisreaktsiooni jaoks:
C (c) + O 2 (g) > CO 2 (g)
kiirusvõrrand on kujul: .
Kiiruskonstandi füüsikaline tähendus on see, et see on arvuliselt võrdne keemilise reaktsiooni kiirusega reagentide kontsentratsioonidel, mis on võrdsed 1 mol/dm 3 .
Homogeense reaktsiooni kiiruskonstandi väärtus sõltub reagentide olemusest, temperatuurist ja katalüsaatorist.
2. Temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele. Keemilise reaktsiooni kiiruse temperatuuritegur. aktiivsed molekulid. Molekulide jaotuskõver nende kineetilise energia järgi. Aktiveerimisenergia. Aktiveerimisenergia ja keemilise sideme energia suhe algmolekulides. Üleminekuolek ehk aktiveeritud kompleks. Reaktsiooni aktiveerimisenergia ja soojusefekt (energiaskeem). Reaktsioonikiiruse temperatuuriteguri sõltuvus aktiveerimisenergia väärtusest.
Temperatuuri tõustes suureneb tavaliselt keemilise reaktsiooni kiirus. Väärtust, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõusuga 10 kraadi (või, mis on sama, 10 K) võrra, nimetatakse keemilise reaktsiooni kiiruse temperatuurikoefitsiendiks (r):
kus - reaktsioonikiiruse väärtused vastavalt temperatuuridel T 2 ja T 1; r on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur.
Reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist määratakse ligikaudselt van't Hoffi empiirilise reegliga: temperatuuri tõusuga iga 10 kraadi võrra suureneb keemilise reaktsiooni kiirus 2–4 korda.
Reaktsioonikiiruse temperatuurist sõltuvuse täpsem kirjeldus on teostatav Arrheniuse aktivatsiooniteooria raames. Selle teooria kohaselt saab keemiline reaktsioon toimuda ainult siis, kui aktiivsed osakesed põrkuvad. Osakesi nimetatakse aktiivseteks, kui neil on teatud reaktsioonile iseloomulik energia, mis on vajalik reageerivate osakeste elektronkestade vahel tekkivate tõukejõudude ületamiseks. Aktiivsete osakeste osakaal suureneb temperatuuri tõustes.
Aktiveeritud kompleks on vahepealne ebastabiilne rühm, mis moodustub aktiivsete osakeste kokkupõrke käigus ja on sidemete ümberjaotumise seisundis. Aktiveeritud kompleksi lagunemisel tekivad reaktsiooniproduktid.
Aktiveerimisenergia E ja on võrdne reageerivate osakeste keskmise energia ja aktiveeritud kompleksi energia vahega.
Enamiku keemiliste reaktsioonide puhul on aktiveerimisenergia väiksem kui reagentide molekulide nõrgimate sidemete dissotsiatsioonienergia.
Aktiveerimise teoorias kirjeldab temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele Arrheniuse võrrand keemilise reaktsiooni kiiruskonstandi jaoks:
kus A on temperatuurist sõltumatu konstantne tegur, mille määrab reagentide olemus; e on naturaallogaritmi alus; E a - aktiveerimisenergia; R on gaasi molaarne konstant.
Nagu Arrheniuse võrrandist järeldub, mida suurem on reaktsiooni kiiruskonstant, seda väiksem on aktiveerimisenergia. Isegi väike aktiveerimisenergia vähenemine (näiteks katalüsaatori sisestamisel) põhjustab reaktsioonikiiruse märgatava tõusu.
Arrheniuse võrrandi kohaselt põhjustab temperatuuri tõus keemilise reaktsiooni kiiruskonstandi suurenemist. Mida väiksem on E a väärtus, seda märgatavam on temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele ja seega ka reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient.
3. Katalüsaatori mõju keemilise reaktsiooni kiirusele. Homogeenne ja heterogeenne katalüüs. Homogeense katalüüsi teooria elemendid. Vaheühendite teooria. Heterogeense katalüüsi teooria elemendid. Aktiivsed keskused ja nende roll heterogeenses katalüüsis. Adsorptsiooni mõiste. Katalüsaatori mõju keemilise reaktsiooni aktiveerimisenergiale. Katalüüs looduses, tööstuses, tehnoloogias. biokeemiline katalüüs. Ensüümid.
Katalüüs on keemilise reaktsiooni kiiruse muutumine ainete toimel, mille kogus ja olemus jäävad pärast reaktsiooni lõppemist samaks, mis enne reaktsiooni.
Katalüsaator on aine, mis muudab keemilise reaktsiooni kiirust, kuid jääb keemiliselt muutumatuks.
Positiivne katalüsaator kiirendab reaktsiooni; negatiivne katalüsaator ehk inhibiitor aeglustab reaktsiooni.
Enamasti seletatakse katalüsaatori mõju sellega, et see vähendab reaktsiooni aktiveerimisenergiat. Kõik katalüsaatorit hõlmavad vaheprotsessid kulgevad madalama aktiveerimisenergiaga kui katalüüsimata reaktsioon.
Homogeenses katalüüsis moodustavad katalüsaator ja reagendid ühe faasi (lahuse). Heterogeenses katalüüsis on katalüsaator (tavaliselt tahke aine) ja reagendid erinevates faasides.
Homogeense katalüüsi käigus moodustab katalüsaator reagendiga vaheühendi, mis reageerib teise reagendiga suure kiirusega või laguneb kiiresti koos reaktsioonisaaduse vabanemisega.
Homogeense katalüüsi näide: vääveloksiidi (IV) oksüdeerimine hapnikuga vääveloksiidiks (VI) väävelhappe tootmise lämmastikmeetodil (siin on katalüsaatoriks lämmastikoksiid (II), mis reageerib kergesti hapnikuga).
Heterogeense katalüüsi korral toimub reaktsioon katalüsaatori pinnal. Esialgsed etapid on reaktiivosakeste difusioon katalüsaatorisse ja nende adsorptsioon (st absorptsioon) katalüsaatori pinnale. Reaktiivi molekulid interakteeruvad katalüsaatori pindadel paiknevate aatomite või aatomirühmadega, moodustades vahepealseid pinnaühendeid. Sellistes vaheühendites esinev elektrontiheduse ümberjaotumine viib uute ainete moodustumiseni, mis desorbeeritakse, st eemaldatakse pinnalt.
Vahepinnaühendite moodustumise protsess toimub katalüsaatori aktiivsetes tsentrites.
Heterogeense katalüüsi näide on väävel(IV)oksiidi oksüdeerumise kiiruse suurendamine hapnikuga väävel(VI)oksiidiks vanaadium(V)oksiidi juuresolekul.
Näited katalüütilistest protsessidest tööstuses ja tehnoloogias: ammoniaagi süntees, lämmastik- ja väävelhappe süntees, õli krakkimine ja reformimine, bensiini mittetäieliku põlemise produktide järelpõlemine autodes jne.
Looduses toimuvate katalüütiliste protsesside näiteid on palju, kuna enamik elusorganismides toimuvatest biokeemilistest reaktsioonidest on katalüütilised reaktsioonid. Neid reaktsioone katalüüsivad valgud, mida nimetatakse ensüümideks. Inimkehas on umbes 30 000 ensüümi, millest igaüks katalüüsib ainult ühte tüüpi protsesse (näiteks süljeptüaliin katalüüsib ainult tärklise muundumist glükoosiks).
4. Keemiline tasakaal. Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid. keemilise tasakaalu seisund. Keemilise tasakaalu konstant. Tegurid, mis määravad tasakaalukonstandi väärtuse: reaktiivide olemus ja temperatuur. Nihe keemilises tasakaalus. Kontsentratsiooni, rõhu ja temperatuuri muutuste mõju keemilise tasakaalu positsioonile.
Pöördumatuteks nimetatakse keemilisi reaktsioone, mille tulemusena lähteained muutuvad täielikult reaktsioonisaadusteks. Reaktsioone, mis toimuvad samaaegselt kahes vastassuunas (edasi ja tagasi), nimetatakse pöörduvateks.
Pööratavates reaktsioonides nimetatakse süsteemi olekut, milles edasi- ja tagasireaktsiooni kiirus on võrdne () keemilise tasakaalu olekuks. Keemiline tasakaal on dünaamiline, st selle tekkimine ei tähenda reaktsiooni lõppemist. Üldjuhul kehtib mis tahes pöörduva reaktsiooni aA + bB - dD + eE korral, sõltumata selle mehhanismist, järgmine seos:
Tasakaaluseisundis on reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutis, millele viidatakse lähteainete kontsentratsioonide korrutises antud reaktsiooni korral antud temperatuuril, konstantne väärtus, mida nimetatakse tasakaalukonstandiks (K).
Tasakaalukonstandi väärtus sõltub reagentide olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu tasakaalusegu komponentide kontsentratsioonidest.
Tingimuste (temperatuur, rõhk, kontsentratsioon) muutmine, mille korral süsteem on keemilise tasakaalu seisundis (), põhjustab tasakaalustamatust. Otseste ja pöördreaktsioonide () kiiruste ebavõrdsete muutuste tulemusena aja jooksul tekib süsteemis uus keemiline tasakaal () vastavalt uutele tingimustele. Üleminekut ühest tasakaaluseisundist teise nimetatakse nihkeks ehk tasakaaluasendi nihkeks.
Kui ühest tasakaaluolekust teise üleminekul suurenevad reaktsioonivõrrandi paremal küljel registreeritud ainete kontsentratsioonid, siis öeldakse, et tasakaal nihkub paremale. Kui ühest tasakaaluolekust teise üleminekul suurenevad reaktsioonivõrrandi vasakul küljel registreeritud ainete kontsentratsioonid, siis öeldakse, et tasakaal nihkub vasakule.
Keemilise tasakaalu nihke suund välistingimuste muutumise tagajärjel määratakse Le Chatelier' printsiibiga: Kui keemilise tasakaalu seisundis olevale süsteemile avaldatakse väline mõju (muutub ainete temperatuuri, rõhku või kontsentratsiooni) , siis soodustab see ühe kahest vastupidisest protsessist kulgemist, mis seda mõju nõrgendab.
Le Chatelier’ põhimõtte järgi:
Võrrandi vasakule küljele kirjutatud komponendi kontsentratsiooni suurenemine toob kaasa tasakaalu nihke paremale; võrrandi paremale küljele kirjutatud komponendi kontsentratsiooni suurenemine toob kaasa tasakaalu nihke vasakule;
Temperatuuri tõusuga nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni toimumise suunas ja temperatuuri langusega eksotermilise reaktsiooni suunas;
- - Rõhu tõusuga nihkub tasakaal reaktsiooni suunas, mis vähendab gaasiliste ainete molekulide arvu süsteemis, ja rõhu langusega reaktsiooni suunas, mis suurendab gaasiliste ainete molekulide arvu.
- 5. Fotokeemilised ja ahelreaktsioonid. Fotokeemiliste reaktsioonide kulgemise tunnused. Fotokeemilised reaktsioonid ja elusloodus. Hargnemata ja hargnenud keemilised reaktsioonid (lihtainetest vesinikkloriidi ja vee moodustumise reaktsioonide näitel). Kettide alustamise ja lõpetamise tingimused.
Fotokeemilised reaktsioonid on reaktsioonid, mis toimuvad valguse mõjul. Fotokeemiline reaktsioon kulgeb siis, kui reaktiiv neelab kiirguskvante, mida iseloomustab selle reaktsiooni jaoks üsna spetsiifiline energia.
Mõnede fotokeemiliste reaktsioonide korral lähevad reaktiivmolekulid energiat neelates ergastatud olekusse, s.t. aktiivseks muutuda.
Muudel juhtudel toimub fotokeemiline reaktsioon, kui nii suure energiaga kvantid neelduvad, et keemilised sidemed katkevad ja molekulid dissotsieeruvad aatomiteks või aatomirühmadeks.
Fotokeemilise reaktsiooni kiirus on seda suurem, seda suurem on kiirituse intensiivsus.
Fotokeemilise reaktsiooni näide eluslooduses on fotosüntees, s.o. rakkude orgaaniliste ainete teke valguse energia toimel. Enamikus organismides toimub fotosüntees klorofülli osalusel; kõrgemate taimede puhul võetakse fotosüntees kokku võrrandiga:
CO 2 + H 2 O orgaaniline aine + O 2
Fotokeemilised protsessid on ka nägemisprotsesside toimimise aluseks.
Ahelreaktsioon on reaktsioon, mis on elementaarsete interaktsiooniaktide ahel ja iga interaktsiooniakti toimumise võimalus sõltub eelmise toimingu õnnestumisest.
Ahelreaktsiooni etapid on ahela algatamine, ahela arendamine ja ahela lõpetamine.
Ahel tekib siis, kui välise energiaallika (elektromagnetkiirguse kvant, kuumenemine, elektrilahendus) toimel tekivad paaritute elektronidega (aatomid, vabad radikaalid) aktiivsed osakesed.
Ahela arengu käigus interakteeruvad radikaalid algmolekulidega ning igas interaktsiooniaktis tekivad uued radikaalid.
Ahel katkeb, kui kaks radikaali põrkuvad ja kannavad sel juhul vabanenud energia kolmandale kehale (lagunemiskindlale molekulile või veresoone seinale). Ahel võib lõppeda ka mitteaktiivse radikaali moodustumisel.
Ahelreaktsioone on kahte tüüpi – hargnemata ja hargnenud.
Hargnemata reaktsioonides moodustub ahela arengu staadiumis igast reageerivast radikaalist üks uus radikaal.
Hargnenud reaktsioonides ahela arengu staadiumis moodustub ühest reageerivast radikaalist 2 või enam uut radikaali.
6. Keemilise reaktsiooni suunda määravad tegurid. Keemilise termodünaamika elemendid. Mõisted: faas, süsteem, keskkond, makro- ja mikroolekud. Põhilised termodünaamilised omadused. Süsteemi siseenergia ja selle muutumine keemiliste transformatsioonide käigus. Entalpia. Süsteemi entalpia ja siseenergia suhe. Aine standardentalpia. Entalpia muutus süsteemides keemiliste transformatsioonide käigus. Keemilise reaktsiooni termiline efekt (entalpia). Ekso- ja endotermilised protsessid. Termokeemia. Hessi seadus. termokeemilised arvutused.
Termodünaamika uurib süsteemi ja keskkonna vahelise energiavahetuse mustreid, keemiliste protsesside spontaanse kulgemise võimalikkust, suunda ja piire.
Termodünaamiline süsteem (või lihtsalt süsteem) on ruumis vaimselt eristatud keha või rühm interakteeruvaid kehasid. Ülejäänud süsteemivälist ruumi nimetatakse keskkonnaks (või lihtsalt keskkonnaks). Süsteem on keskkonnast eraldatud reaalse või kujuteldava pinnaga.
Homogeenne süsteem koosneb ühest faasist, heterogeenne süsteem kahest või enamast faasist.
Faas on süsteemi osa, mis on oma keemilise koostise ja omaduste poolest homogeenne kõigis punktides ning on süsteemi teistest osadest liidesega eraldatud.
Süsteemi olekut iseloomustab selle füüsikaliste ja keemiliste omaduste kogum. Makrooleku määravad kogu süsteemi osakeste komplekti keskmistatud parameetrid ja mikrooleku määravad iga üksiku osakese parameetrid.
Sõltumatuid muutujaid, mis määravad süsteemi makrooleku, nimetatakse termodünaamilisteks muutujateks ehk olekuparameetriteks. Tavaliselt valitakse olekuparameetriteks temperatuur T, rõhk p, maht V, keemiline kogus n, kontsentratsioon c jne.
Füüsikalist suurust, mille väärtus sõltub ainult olekuparameetritest ja ei sõltu üleminekuteest antud olekusse, nimetatakse olekufunktsiooniks. Riigi funktsioonid on eelkõige:
U - siseenergia;
H - entalpia;
S - entroopia;
G – Gibbsi energia (vaba energia ehk isobaar-isotermiline potentsiaal).
Süsteemi U siseenergia on selle koguenergia, mis koosneb kõigi süsteemi osakeste (molekulid, aatomid, tuumad, elektronid) kineetilisest ja potentsiaalsest energiast, võtmata arvesse süsteemi kui terviku kineetilist ja potentsiaalset energiat. Kuna kõigi nende komponentide täielik ülevaade on võimatu, siis süsteemi termodünaamilises uuringus võetakse arvesse selle siseenergia muutust üleminekul ühest olekust (U 1) teise (U 2):
U 1 U 2 U = U 2 -U1
Süsteemi siseenergia muutust saab määrata katseliselt.
Süsteem saab vahetada energiat (soojust Q) keskkonnaga ja teha tööd A, või vastupidi, saab teha tööd süsteemi kallal. Vastavalt termodünaamika esimesele seadusele, mis on energia jäävuse seaduse tagajärg, saab süsteemi vastuvõetud soojust kasutada ainult süsteemi siseenergia suurendamiseks ja süsteemi töö tegemiseks:
Q= U+A
Tulevikus võtame arvesse selliste süsteemide omadusi, mida ei mõjuta muud jõud, välja arvatud välise surve jõud.
Kui protsess süsteemis kulgeb konstantsel mahul (st välisrõhu jõudude vastu ei tööta), siis A \u003d 0. Siis on konstantsel ruumalal kulgeva protsessi termiline efekt Q v võrdne süsteemi siseenergia muutus:
Enamik igapäevaelus esinevaid keemilisi reaktsioone toimub konstantsel rõhul (isobaarilised protsessid). Kui süsteemile ei mõju muud jõud, välja arvatud pidev välisrõhk, siis:
A = p(V2 - V 1 ) = pV
Seetõttu on meie puhul (p = const):
Qp=U + pV
Q p \u003d U 2 - U 1 + p(V 2 - V 1 ), kus
Qp = (U 2 +pV 2 )-(U 1 +pV 1 ).
Funktsiooni U + pV nimetatakse entalpiaks; seda tähistatakse tähega N. Entalpia on oleku funktsioon ja sellel on energia mõõde (J).
Qp= H 2 - H 1 =H,
st reaktsiooni termiline efekt konstantsel rõhul ja temperatuuril T on võrdne süsteemi entalpia muutusega reaktsiooni käigus. See oleneb reagentide ja saaduste olemusest, füüsikalisest olekust, reaktsiooni tingimustest (T, p) ja ka reaktsioonis osalevate ainete hulgast.
Reaktsiooni entalpia on muutus süsteemi entalpias, milles reageerivad ained interakteeruvad kogustes, mis on võrdsed reaktsioonivõrrandi stöhhiomeetriliste koefitsientidega.
Reaktsioonientalpiat nimetatakse standardseks, kui reagendid ja reaktsiooniproduktid on standardolekus.
Aine standardolek on aine agregaatolek või kristalne vorm, milles see on standardtingimustes (T \u003d 25 o C või 298 K; p \u003d 101,325 kPa) termodünaamiliselt kõige stabiilsem.
Aine standardolekuks, mis eksisteerib temperatuuril 298 K tahkel kujul, loetakse selle puhast kristalle rõhul 101,325 kPa; vedelal kujul - puhas vedelik rõhu all 101,325 kPa; gaasilisel kujul - gaas, mille rõhk on 101,325 kPa.
Lahustunud aine puhul loetakse selle olek lahuses molaalsuse 1 mol/kg juures standardseks ja eeldatakse, et lahusel on lõpmatult lahjendatud lahuse omadused.
Antud aine 1 mooli moodustumise reaktsiooni standardset entalpiat lihtsatest ainetest nende standardolekus nimetatakse selle aine moodustumise standardentalpiaks.
Salvestusnäide: (CO 2) \u003d - 393,5 kJ / mol.
Lihtaine moodustumise standardentalpia, mis on kõige stabiilsemas (antud p ja T) agregatsiooniseisundis, on 0. Kui element moodustab mitu allotroopset modifikatsiooni, siis ainult kõige stabiilsem (antud p ja T korral). ) modifikatsioonil on null standardne moodustumise entalpia.
Tavaliselt määratakse termodünaamilised suurused standardtingimustes:
p \u003d 101,32 kPa ja T = 298 K (25 °C).
Keemilisi võrrandeid, mis näitavad entalpia muutusi (reaktsioonide soojusmõju), nimetatakse termokeemilisteks võrranditeks. Kirjanduses on termokeemiliste võrrandite kirjutamiseks kaks vormi.
Termokeemilise võrrandi termodünaamiline vorm:
C (grafiit) + O2 (g) CO2 (g); = -393,5 kJ.
Sama protsessi termokeemilise võrrandi termokeemiline vorm:
C (grafiit) + O 2 (g) CO 2 (g) + 393,5 kJ.
Termodünaamikas vaadeldakse protsesside soojusmõjusid süsteemi seisukohalt. Seega, kui süsteem eraldab soojust, siis Q< 0, а энтальпия системы уменьшается (ДH < 0).
Klassikalises termokeemias vaadeldakse soojusefekte keskkonna seisukohast. Seega, kui süsteem eraldab soojust, siis eeldatakse, et Q > 0.
Eksotermiline protsess on protsess, mis toimub soojuse eraldumisega (DH< 0).
Endotermiline on protsess, mis toimub soojuse neeldumisega (DH> 0).
Termokeemia põhiseadus on Hessi seadus: "Reaktsiooni soojusefekti määrab ainult süsteemi alg- ja lõppseisund ning see ei sõltu süsteemi ühest olekust teise ülemineku teest."
Tagajärg Hessi seadusest: Reaktsiooni standardne termiline efekt on võrdne reaktsioonisaaduste standardsete moodustumise soojuste summaga, millest on lahutatud lähteainete standardsete moodustumise soojuste summa, võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente:
- (reaktsioonid) = (jätkub) -(välja.)
- 7. Entroopia mõiste. Entroopia muutus faasimuutuste ja keemiliste protsesside käigus. Süsteemi isobaar-isotermilise potentsiaali mõiste (Gibbsi energia, vaba energia). Gibbsi energia muutuse suuruse ja reaktsiooni entalpia ja entroopia muutuse suuruse suhe (termodünaamiline põhisuhe). Keemiliste reaktsioonide toimumise võimalikkuse ja tingimuste termodünaamiline analüüs. Keemiliste protsesside kulgemise tunnused elusorganismides.
Entroopia S on väärtus, mis on võrdeline tasakaalustatud mikroolekute (W) arvu logaritmiga, mille kaudu saab antud makrooleku realiseerida:
S=k Aastal W
Entroopia ühik on J/mol?K.
Entroopia on süsteemi korratuse astme kvantitatiivne mõõt.
Entroopia suureneb aine üleminekul kristalsest olekust vedelasse ja vedelast olekust gaasilisse olekusse, kristallide lahustumisel, gaaside paisumise ajal, keemiliste interaktsioonide käigus, mis viib osakeste arvu suurenemiseni, ja ennekõike gaasilises olekus olevad osakesed. Vastupidi, kõigi protsessidega, mis suurendavad süsteemi järjestust (kondensatsioon, polümerisatsioon, kokkusurumine, osakeste arvu vähenemine), kaasneb entroopia vähenemine.
Aine entroopia absoluutväärtuse arvutamiseks on olemas meetodid, seetõttu on üksikute ainete termodünaamiliste omaduste tabelites toodud andmed S 0, mitte DS 0 kohta.
Lihtsa aine standardentroopia, erinevalt moodustumise entalpiast lihtaine, ei võrdu nulliga.
Entroopia puhul kehtib väide, mis sarnaneb ülalpool käsitletule H puhul: süsteemi entroopia muutus keemilise reaktsiooni tulemusena (S) võrdub reaktsioonisaaduste entroopiate summaga, millest on lahutatud reaktsiooniproduktide summa. lähteainete entroopiad. Nagu entalpia arvutamisel, tehakse liitmine, võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente.
Suuna, milles keemiline reaktsioon isoleeritud süsteemis spontaanselt kulgeb, määrab kahe teguri koosmõju: 1) süsteemi kalduvus minna üle madalaima siseenergiaga olekusse (isobaariliste protsesside korral madalaim entalpia); 2) kalduvus saavutada kõige tõenäolisem olek, st olek, mida on võimalik realiseerida suurimal arvul võrdtõenäolistel viisidel (mikroolekutel), st:
DH > min, DS > max.
Olekufunktsioon, mis peegeldab samaaegselt mõlema ülalmainitud tendentsi mõju keemiliste protsesside suunale, on Gibbsi energia (vaba energia ehk isobaar-isotermiline potentsiaal), mis on seose kaudu seotud entalpia ja entroopiaga.
kus T on absoluutne temperatuur.
Nagu näete, on Gibbsi energial sama mõõde kui entalpial ja seetõttu väljendatakse seda tavaliselt J või kJ.
Isobaar-isotermiliste protsesside (st konstantsel temperatuuril ja rõhul toimuvad protsessid) puhul on Gibbsi energia muutus järgmine:
G= H-TS
Nagu H ja S puhul, on Gibbsi energia G muutus keemilise reaktsiooni tulemusena (reaktsiooni Gibbsi energia) võrdne reaktsiooniproduktide moodustumise Gibbsi energiate summaga, millest on lahutatud summa. algainete moodustumise Gibbsi energiatest; summeerimine viiakse läbi, võttes arvesse reaktsioonis osalevate ainete moolide arvu.
Aine moodustumise Gibbsi energia on seotud selle aine 1 mooliga ja seda väljendatakse tavaliselt kJ/mol; sel juhul võetakse lihtaine kõige stabiilsema modifikatsiooni moodustumise G 0 võrdseks nulliga.
Konstantsel temperatuuril ja rõhul saavad keemilised reaktsioonid spontaanselt kulgeda ainult sellises suunas, milles süsteemi Gibbsi energia väheneb (G0). See on selle protsessi rakendamise põhimõttelise võimaluse tingimus.
Allolev tabel näitab reaktsiooni kulgemise võimalust ja tingimusi erinevate H- ja S-märkide kombinatsioonidega:
G märgi järgi saab hinnata ühe protsessi spontaanse kulgemise võimalikkust (võimatust). Kui süsteem on mõjutatud, siis on võimalik läbi viia üleminek ühelt ainelt teisele, mida iseloomustab vaba energia suurenemine (G>0). Näiteks elusorganismide rakkudes toimuvad komplekssete orgaaniliste ühendite moodustumise reaktsioonid; selliste protsesside liikumapanev jõud on päikesekiirgus ja rakus toimuvad oksüdatsioonireaktsioonid.
Probleemide lahendamine jaotises
Teema "Keemiline termodünaamika ja kineetika", mis hõlmab keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavate tingimuste uurimist, esineb kooli keemiakursusel kahel korral – 9. ja 11. klassis. Kuid just see teema on üks raskemaid ja üsna raskesti mõistetav mitte ainult "keskmise" õpilase jaoks, vaid isegi mõnele õpetajale, eriti maapiirkondades töötavatele mittespetsialistidele, kelle jaoks on keemia lisand, esitlemiseks. õppeainet, mille tundide arvu arvestab õpetaja juurde ja siit ka lootust enam-vähem korralikule palgale.
Maakoolide õpilaste arvu järsu vähenemise tingimustes on teada-tuntud põhjustel õpetaja sunnitud olema generalist. Olles käinud 2-3 kursusel, hakkab ta õpetama aineid, mis on sageli oma põhierialast väga kaugel.
See areng on suunatud eelkõige algajatele õpetajatele ja aineõpetajatele, kes on turumajanduses sunnitud keemiat õpetama. Materjal sisaldab ülesandeid heterogeensete ja homogeensete reaktsioonide kiiruste leidmiseks ning reaktsioonikiiruse suurendamiseks temperatuuri tõustes. Hoolimata asjaolust, et need ülesanded põhinevad koolimaterjalil, kuigi “keskmise” õpilase jaoks raskesti omandatavad, on soovitatav mitu neist lahendada keemiatunnis.
11. klass ja ülejäänu pakkuda ringis või valiktunnis õpilastele, kes plaanivad oma edasist saatust keemiaga siduda.
Lisaks üksikasjalikult analüüsitud ja vastustega varustatud ülesannetele sisaldab see arendus teoreetilist materjali, mis aitab keemiaõpetajal, eelkõige mittespetsialistil, mõista selle keerulise üldkeemiakursuse teema olemust.
Pakutud materjali põhjal saate vastavalt klassi õpilaste võimetele luua oma versiooni tunnist-loengust ning pakutud teoreetilist osa saate kasutada selle teema õppimisel nii 9. kui 11. klassis.
Lõpuks ei ole selles arenduses sisalduvat materjali üleliigne omaette analüüsida lõpetajale, kes valmistub astuma ülikooli, sealhulgas ülikooli, kus keemia on põhiaine.
Teoreetiline osa teemal
"Keemiline termodünaamika ja kineetika"
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tingimused
1. Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest.
NÄITED.
Leeliselise olemusega metalliline naatrium reageerib ägedalt veega, eraldades suures koguses soojust, erinevalt amfoteersest tsingist, mis reageerib veega aeglaselt ja kuumutamisel:
Rauapulber reageerib tugeva mineraalse vesinikkloriidhappega tugevamalt kui nõrga orgaanilise äädikhappega:
2. Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub lahustunud või gaasilises olekus reageerivate ainete kontsentratsioonist.
NÄITED.
Väävel põleb puhtas hapnikus tugevamalt kui õhus:
30% vesinikkloriidhappe lahusega reageerib pulbriline magneesium jõulisemalt kui selle 1% lahusega:
3. Keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline agregatsiooni tahkes olekus reageerivate ainete pindalaga.
NÄITED.
Söetükki (süsi) on tikuga väga raske süüdata, aga söetolm põleb plahvatusega:
C + O 2 \u003d CO 2.
Alumiinium graanuli kujul ei reageeri kvantitatiivselt joodikristalliga, kuid purustatud jood ühineb jõuliselt alumiiniumiga pulbri kujul:
4. Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub temperatuurist, mille juures protsess toimub.
NÄIDE
Iga 10°C temperatuuritõusu korral suureneb enamiku keemiliste reaktsioonide kiirus 2–4 korda. Keemilise reaktsiooni kiiruse spetsiifilise suurenemise määrab konkreetne temperatuurikoefitsient (gamma).
Arvutage, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb:
2NO + O 2 \u003d 2NO 2,
kui temperatuurikoefitsient on 3 ja protsessi temperatuur on tõusnud 10 °C-lt 50 °C-ni.
Temperatuuri muutus on järgmine:
t= 50 °С - 10 °С = 40 °С.
Kasutame valemit:
kus on keemilise reaktsiooni kiirus kõrgendatud temperatuuril, on keemilise reaktsiooni kiirus algtemperatuuril.
Järelikult suureneb keemilise reaktsiooni kiirus temperatuuri tõusuga 10 °C-lt 50 °C-ni 81 korda.
5. Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub teatud ainete olemasolust.
Katalüsaator Aine, mis kiirendab keemilise reaktsiooni kulgu, kuid ei kulu ise reaktsiooni käigus ära. Katalüsaator alandab keemilise reaktsiooni aktiveerimisbarjääri.
Inhibiitor Aine, mis aeglustab keemilise reaktsiooni kulgu, kuid ei kulu ise reaktsiooni käigus ära.
NÄITED.
Katalüsaator, mis kiirendab selle keemilise reaktsiooni kulgu, on mangaan(IV) oksiid.
Punane fosfor on katalüsaator, mis kiirendab selle keemilise reaktsiooni kulgu.
Selle keemilise reaktsiooni kulgu aeglustav inhibiitor on orgaaniline aine - urotropiin (heksametüleentetramiin).
Homogeense keemilise reaktsiooni kiirust mõõdetakse reaktsioonis osalenud või reaktsiooni tulemusena tekkinud aine moolide arvuga ajaühikus ruumalaühikus:
kus homog on keemilise reaktsiooni kiirus homogeenses süsteemis, on ühe reageeriva aine või ühe reaktsiooni tulemusena tekkinud aine moolide arv, V- maht,
t- aeg, - aine moolide arvu muutus reaktsiooni käigus t.
Kuna aine moolide arvu ja süsteemi ruumala suhe on kontsentratsioon koos, siis
Seega:
Homogeense keemilise reaktsiooni kiirust mõõdetakse mol/(l s).
Seda silmas pidades võib anda järgmise määratluse:
homogeense keemilise reaktsiooni kiirus võrdub ühe reageeriva aine või ühe reaktsiooni tulemusena tekkinud aine kontsentratsiooni muutusega ajaühikus.
Kui reaktsioon kulgeb ainete vahel heterogeenses süsteemis, siis ei puutu reageerivad ained omavahel kokku mitte kogu mahu ulatuses, vaid ainult tahke aine pinnal. Näiteks kui kristallilise väävli tükk põleb, reageerivad hapnikumolekulid ainult nende väävliaatomitega, mis on tüki pinnal. Väävlitüki jahvatamisel suureneb reageeriva pinna pindala ja väävli põlemiskiirus suureneb.
Sellega seoses on heterogeense keemilise reaktsiooni kiiruse määratlus järgmine:
heterogeense keemilise reaktsiooni kiirust mõõdetakse reaktsioonis osalenud või reaktsiooni tulemusena tekkinud aine moolide arvuga ajaühikus pinnaühiku kohta:
kus S on pindala.
Heterogeense keemilise reaktsiooni kiirust mõõdetakse mol / (cm 2 s).
Seotud ülesanded
"Keemiline termodünaamika ja kineetika"
1. Keemiliste reaktsioonide läbiviimiseks viidi anumasse 4 mol lämmastikoksiidi (II) ja hapniku liig. 10 s pärast osutus lämmastikoksiidi (II) aine koguseks 1,5 mol. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus, kui on teada, et anuma maht on 50 liitrit.
2. Metaanaine kogus anumas keemiliste reaktsioonide jaoks on 7 mol. Anumasse viidi liigne hapnik ja segu plahvatati. Katseliselt tehti kindlaks, et 5 sekundi pärast vähenes metaani kogus 2 korda. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus, kui on teada, et anuma maht on 20 liitrit.
3. Vesiniksulfiidi algkontsentratsioon gaasipõletusanumas oli 3,5 mol/l. Anumasse viidi liigne hapnik ja segu plahvatati. 15 sekundi pärast oli vesiniksulfiidi kontsentratsioon 1,5 mol/l. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
4. Etaani algkontsentratsioon gaasipõletusanumas oli 5 mol/l. Anumasse viidi liigne hapnik ja segu plahvatati. 12 sekundi pärast oli etaani kontsentratsioon 1,4 mol/l. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
5. Ammoniaagi algkontsentratsioon gaasipõletusanumas oli 4 mol/l. Anumasse viidi liigne hapnik ja segu plahvatati. 3 sekundi pärast oli ammoniaagi kontsentratsioon 1 mol/l. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
6. Süsinikmonooksiidi(II) algkontsentratsioon gaasipõletusanumas oli 6 mol/l. Anumasse viidi liigne hapnik ja segu plahvatati. 5 sekundi pärast vähenes süsinikmonooksiidi(II) kontsentratsioon poole võrra. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
7. Väävlitükk reageeriva pinnaga 7 cm 2 põletati hapnikus, moodustades vääveloksiidi (IV). 10 sekundi jooksul vähenes väävlisisaldus 3 moolilt 1 moolile. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
8. Süsinikutükk, mille reageerimispind oli 10 cm 2, põletati hapnikus, moodustades süsinikmonooksiidi (IV). 15 sekundiga vähenes süsiniku hulk 5 mollt 1,5 molni. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
9.
Magneesiumikuubik kogu reageeriva pinnaga 15 cm2 ja ainekogusega
6 mol põles liigses hapnikus. Samal ajal, 7 s pärast reaktsiooni algust, osutus magneesiumikoguseks 2 mol. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
10. Hapniku liigses koguses põles kaltsiumpulk kogu reageeriva pinnaga 12 cm 2 ja ainekogusega 7 mol. Samal ajal, 10 s pärast reaktsiooni algust, osutus kaltsiumi kogus 2 korda väiksemaks. Leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus.
Lahendused ja vastused
1 (NO) = 4 mol,
O 2 - liig,
t 2 = 10 s,
t 1 = 0 s,
2 (NO) = 1,5 mol,
Leidma:
Otsus
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
Kasutades valemit:
R-tion \u003d (4 - 1,5) / (50 (10 - 0)) \u003d 0,005 mol / (l s).
Vastus. p-tion \u003d 0,005 mol / (l s).
2.
1 (CH 4) \u003d 7 mol,
O 2 - liig,
t 2 = 5 s
t 1 = 0 s,
2 (CH 4) \u003d 3,5 mol,
Leidma:
Otsus
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O.
Kasutades valemit:
leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus:
R-tion \u003d (7 - 3,5) / (20 (5 - 0)) = 0,035 mol / (l s).
Vastus. p-tion \u003d 0,035 mol / (l s).
3.
s1 (H2S) = 3,5 mol/l,
O 2 - liig,
t 2 = 15 s,
t 1 = 0 s,
koos 2 (H2S) = 1,5 mol/l.
Leidma:
Otsus
2H2S + 3O2 \u003d 2SO2 + 2H2O.
Kasutades valemit:
leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus:
R-sioonid = (3,5 - 1,5) / (15 - 0) \u003d 0,133 mol / (l s).
Vastus. p-tion \u003d 0,133 mol / (l s).
4.
s 1 (C2H6) = 5 mol/l,
O 2 - liig,
t 2 = 12 s,
t 1 = 0 s,
c 2 (C 2 H 6) = 1,4 mol/l.
Leidma:
Otsus
2C 2 H 6 + 7O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O.
leidke selle keemilise reaktsiooni kiirus:
P-sioonid \u003d (6 - 2) / (15 (7 - 0)) = 0,0381 mol / (cm 2 s).
Vastus. p-tion \u003d 0,0381 mol / (cm 2 s).
10. Vastus. p-tion \u003d 0,0292 mol / (cm 2 s).
Kirjandus
Glinka N.L.Üldine keemia, 27. väljaanne. Ed. V.A.Rabinovitš. L.: Keemia, 1988; Akhmetov N.S.Üldine ja anorgaaniline keemia. M.: Kõrgem. kool, 1981; Zaitsev O.S.Üldine keemia. M.: Kõrgem. kool, 1983; Karapetyants M.Kh., Drakin S.I.Üldine ja anorgaaniline keemia. M.: Kõrgem. kool, 1981; Korolkov D.V. Anorgaanilise keemia alused. Moskva: Haridus, 1982; Nekrasov B.V.Üldkeemia alused. 3. väljaanne, M.: Keemia, 1973; Novikov G.I. Sissejuhatus anorgaanilisse keemiasse. Ptk 1, 2. Minsk: Kõrgeim. kool, 1973–1974; Schukarev S.A.. Anorgaaniline keemia. T. 1, 2. M.: Kõrgem. kool, 1970–1974; Schroeter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et al. Keemia. Viide toim. Per. temaga. Moskva: keemia, 1989; Feldman F.G., Rudzitis G.E. Keemia-9. Õpik gümnaasiumi 9. klassile. M.: Haridus, 1990; Feldman F.G., Rudzitis G.E. Keemia-9. Õpik gümnaasiumi 9. klassile. M.: Valgustus, 1992.
Keemiliste reaktsioonide kiirus. Mõiste määratlus. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid: reaktiivi kontsentratsioon, rõhk, temperatuur, katalüsaatori olemasolu. Massimõju seadus (LMA) kui keemilise kineetika põhiseadus. Kiiruskonstant, selle füüsiline tähendus. Reagentide olemuse, temperatuuri ja katalüsaatori olemasolu mõju reaktsioonikiiruse konstandile.
1. koos. 102-105; 2. koos. 163-166; 3. koos. 196-207, lk. 210-213; 4. koos. 185-188; 5. koos. 48-50; 6. koos. 198-201; 8. koos. 14-19
Homogeenne reaktsioonikiirus - see on väärtus, mis on arvuliselt võrdne mis tahes reaktsioonis osaleja kontsentratsiooni muutusega ajaühikus.
Keskmine reaktsioonikiirus v vrd ajavahemikus alates t 1 kuni t 2 määratakse suhtega:
Peamised homogeense keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid :
- reagentide olemus;
- reaktiivi kontsentratsioon;
- rõhk (kui reaktsioonis osalevad gaasid);
- temperatuur;
- katalüsaatori olemasolu.
Heterogeenne reaktsioonikiirus - see on arvuliselt võrdne mis tahes reaktsioonis osaleja kontsentratsiooni muutusega ajaühikus pinnaühiku kohta: .
Vastavalt keemiliste reaktsioonide etappidele jagunevad elementaarne ja keeruline. Enamik keemilisi reaktsioone on keerulised protsessid, mis toimuvad mitmes etapis, s.t. mis koosneb mitmest elementaarsest protsessist.
Elementaarsete reaktsioonide jaoks massilise tegevuse seadus: elementaarse keemilise reaktsiooni kiirus antud temperatuuril on otseselt võrdeline reaktsioonivõrrandi stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdsete reagentide kontsentratsioonide korrutisega.
Elementaarseks reaktsiooniks aA + bB → ... reaktsioonikiirust vastavalt massimõju seadusele väljendatakse suhtega:
kus (A) ja koos (AT) - reagentide molaarsed kontsentratsioonid AGA ja AT; a ja b- vastavad stöhhiomeetrilised koefitsiendid; k- selle reaktsiooni kiiruskonstant .
Heterogeensete reaktsioonide korral ei hõlma massimõju seaduse võrrand kõigi, vaid ainult gaasiliste või lahustunud reaktiivide kontsentratsioone. Niisiis, süsiniku põlemisreaktsiooni jaoks:
C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)
kiirusvõrrandil on vorm .
Kiirkonstandi füüsikaline tähendus on see on arvuliselt võrdne keemilise reaktsiooni kiirusega reagentide kontsentratsioonidel 1 mol/dm 3 .
Homogeense reaktsiooni kiiruskonstandi väärtus sõltub reagentide olemusest, temperatuurist ja katalüsaatorist.
Temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele. Keemilise reaktsiooni kiiruse temperatuuritegur. aktiivsed molekulid. Molekulide jaotuskõver nende kineetilise energia järgi. Aktiveerimisenergia. Aktiveerimisenergia ja keemilise sideme energia suhe algmolekulides. Üleminekuolek ehk aktiveeritud kompleks. Reaktsiooni aktiveerimisenergia ja soojusefekt (energiaskeem). Reaktsioonikiiruse temperatuuriteguri sõltuvus aktiveerimisenergia väärtusest.
1. koos. 106-108; 2. koos. 166-170; 3. koos. 210-217; 4. koos. 188-191; 5. koos. 50-51; 6. koos. 202-207; 8 . koos. 19-21.
Temperatuuri tõustes suureneb tavaliselt keemilise reaktsiooni kiirus.
Väärtust, mis näitab, mitu korda suureneb reaktsioonikiirus, kui temperatuur tõuseb 10 kraadi võrra (või mis on sama, 10 K võrra), nimetatakse nn. keemilise reaktsiooni kiiruse temperatuuritegur (γ):
kus on vastavalt reaktsioonikiirused temperatuuridel T 2 ja T 1 ; γ on reaktsioonikiiruse temperatuuritegur.
Reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist määratakse ligikaudu empiirilise meetodiga van't Hoffi reegel: iga 10 kraadise temperatuuritõusu korral suureneb keemilise reaktsiooni kiirus 2-4 korda.
Reaktsioonikiiruse temperatuurist sõltuvuse täpsem kirjeldus on teostatav Arrheniuse aktivatsiooniteooria raames. Selle teooria kohaselt saab keemiline reaktsioon toimuda ainult siis, kui aktiivsed osakesed põrkuvad. aktiivne nimetatakse osakesi, millel on teatud reaktsioonile iseloomulik energia, mis on vajalik reageerivate osakeste elektronkestade vahel tekkivate tõukejõudude ületamiseks.
Aktiivsete osakeste osakaal suureneb temperatuuri tõustes.
Aktiveeritud kompleks - see on vahepealne ebastabiilne rühmitus, mis tekib aktiivsete osakeste kokkupõrkel ja on sidemete ümberjaotumise olekus. Reaktsiooniproduktid tekivad aktiveeritud kompleksi lagunemisel.
Aktiveerimisenergia ja E a on võrdne reageerivate osakeste keskmise energia ja aktiveeritud kompleksi energia vahega.
Enamiku keemiliste reaktsioonide puhul on aktiveerimisenergia väiksem kui reagentide molekulide nõrgima sideme dissotsiatsioonienergia.
Aktiveerimise teoorias on mõju temperatuuri Keemilise reaktsiooni kiirust kirjeldab Arrheniuse võrrand keemilise reaktsiooni kiiruskonstandi jaoks:
kus AGA on konstantne tegur, mis ei sõltu temperatuurist ja on määratud reageerivate ainete olemusega; e on naturaallogaritmi alus; E a on aktiveerimisenergia; R on gaasi molaarne konstant.
Nagu Arrheniuse võrrandist järeldub, mida suurem on reaktsiooni kiiruskonstant, seda väiksem on aktiveerimisenergia. Isegi väike aktiveerimisenergia vähenemine (näiteks katalüsaatori sisestamisel) põhjustab reaktsioonikiiruse märgatava tõusu.
Arrheniuse võrrandi kohaselt põhjustab temperatuuri tõus keemilise reaktsiooni kiiruskonstandi suurenemist. Mida suurem on väärtus E a, seda märgatavam on temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele ja seega seda suurem on reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient.
Katalüsaatori mõju keemilise reaktsiooni kiirusele. Homogeenne ja heterogeenne katalüüs. Homogeense katalüüsi teooria elemendid. Vaheühendite teooria. Heterogeense katalüüsi teooria elemendid. Aktiivsed keskused ja nende roll heterogeenses katalüüsis. Adsorptsiooni mõiste. Katalüsaatori mõju keemilise reaktsiooni aktiveerimisenergiale. Katalüüs looduses, tööstuses, tehnoloogias. biokeemiline katalüüs. Ensüümid.
1. koos. 108-109; 2. koos. 170-173; 3. koos. 218-223; 4 . koos. 197-199; 6. koos. 213-222; 7. koos. 197-202; 8. koos. 21-22.
katalüüs nimetatakse keemilise reaktsiooni kiiruse muutumist ainete mõjul, mille arv ja iseloom pärast reaktsiooni lõppu jäävad samaks kui enne reaktsiooni..
Katalüsaator - See on aine, mis muudab keemilise reaktsiooni kiirust ja jääb pärast seda keemiliselt muutumatuks.
positiivne katalüsaator kiirendab reaktsiooni negatiivne katalüsaator, või inhibiitor aeglustab reaktsiooni.
Enamasti seletatakse katalüsaatori mõju sellega, et see vähendab reaktsiooni aktiveerimisenergiat. Kõik katalüsaatorit hõlmavad vaheprotsessid kulgevad madalama aktiveerimisenergiaga kui katalüüsimata reaktsioon.
Kell homogeenne katalüüs katalüsaator ja reagendid moodustavad ühe faasi (lahuse). Kell heterogeenne katalüüs katalüsaator (tavaliselt tahke aine) ja reagendid on erinevates faasides.
Homogeense katalüüsi käigus moodustab katalüsaator reagendiga vaheühendi, mis reageerib teise reagendiga suure kiirusega või laguneb kiiresti koos reaktsioonisaaduse vabanemisega.
Homogeense katalüüsi näide: vääveloksiidi (IV) oksüdeerimine hapnikuga vääveloksiidiks (VI) väävelhappe tootmise lämmastikmeetodil (siin on katalüsaatoriks lämmastikoksiid (II), mis reageerib kergesti hapnikuga).
Heterogeense katalüüsi korral toimub reaktsioon katalüsaatori pinnal. Esialgsed etapid on reaktiivosakeste difusioon katalüsaatorisse ja nendesse adsorptsioon(st neeldumine) katalüsaatori pinna poolt. Reaktiivi molekulid interakteeruvad katalüsaatori pindadel paiknevate aatomite või aatomirühmadega, moodustades vahepinna ühendused. Sellistes vaheühendites toimuv elektrontiheduse ümberjaotumine viib uute ainete moodustumiseni, mis desorbeeritud st eemaldatakse pinnalt.
Vahepealsete pinnaühendite moodustumise protsess toimub aktiivsed keskused katalüsaator - pindadel, mida iseloomustab elektrontiheduse eriline jaotus.
Heterogeense katalüüsi näide: vääveloksiidi (IV) oksüdeerimine vääveloksiidiks (VI) hapnikuga kontaktmeetodil väävelhappe tootmiseks (siin võib katalüsaatoriks olla vanaadiumoksiid (V) koos lisanditega).
Näited katalüütilistest protsessidest tööstuses ja tehnoloogias: ammoniaagi süntees, lämmastik- ja väävelhappe süntees, õli krakkimine ja reformimine, bensiini mittetäieliku põlemise produktide järelpõlemine autodes jne.
Looduses toimuvate katalüütiliste protsesside näiteid on palju, kuna enamik biokeemilised reaktsioonid- elusorganismides toimuvad keemilised reaktsioonid - kuuluvad katalüütiliste reaktsioonide hulka. Neid reaktsioone katalüüsivad valgud, mida nimetatakse ensüümid. Inimese kehas on umbes 30 tuhat ensüümi, millest igaüks katalüüsib ainult ühe protsessi või ühte tüüpi protsesside läbimist (näiteks süljes leiduv ptüaliin katalüüsib tärklise muutumist suhkruks).
keemiline tasakaal. Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid. keemilise tasakaalu seisund. Keemilise tasakaalu konstant. Tegurid, mis määravad tasakaalukonstandi väärtuse: reaktiivide olemus ja temperatuur. Nihe keemilises tasakaalus. Kontsentratsiooni, rõhu ja temperatuuri muutuste mõju keemilise tasakaalu positsioonile.
1. koos. 109-115; 2. koos. 176-182; 3 . koos. 184-195, lk. 207-209; 4. lk.172-176, lk. 187-188; 5. koos. 51-54; 8 . koos. 24-31.
Nimetatakse keemilisi reaktsioone, mille tulemusena algained muutuvad täielikult reaktsiooniproduktideks pöördumatu. Nimetatakse reaktsioone, mis toimuvad samaaegselt kahes vastassuunas (edasi ja tagasi).pööratav.
Pööratavates reaktsioonides nimetatakse süsteemi olekut, milles edasi- ja tagasireaktsiooni kiirus on võrdne () keemilise tasakaalu seisund. Keemiline tasakaal on dünaamiline st selle tekkimine ei tähenda reaktsiooni lõppemist. Üldjuhul on mis tahes pöörduva reaktsiooni аА + bB ↔ dD + eE korral, sõltumata selle mehhanismist, seos täidetud:
Püsiva tasakaalu korral on reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutis, mida nimetatakse lähteainete kontsentratsioonide korrutiseks, antud reaktsiooni korral antud temperatuuril konstantne väärtus, nn. tasakaalukonstant(To).
Tasakaalukonstandi väärtus sõltub reagentide olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu tasakaalusegu komponentide kontsentratsioonidest.
Tingimuste (temperatuur, rõhk, kontsentratsioon) muutmine, mille korral süsteem on keemilise tasakaalu seisundis (), põhjustab tasakaalustamatust. Otseste ja pöördreaktsioonide () kiiruste ebavõrdsete muutuste tulemusena aja jooksul tekib süsteemis uus keemiline tasakaal () vastavalt uutele tingimustele. Üleminekut ühest tasakaaluseisundist teise nimetatakse tasakaaluasendi nihkeks või nihkeks.
Kui ühest tasakaaluolekust teise üleminekul suurenevad reaktsioonivõrrandi paremal küljel registreeritud ainete kontsentratsioonid, siis öeldakse, et tasakaal nihkub paremale. Kui ühest tasakaaluolekust teise üleminekul suurenevad reaktsioonivõrrandi vasakul küljel registreeritud ainete kontsentratsioonid, siis öeldakse, et tasakaal nihkub vasakule.
Keemilise tasakaalu nihke suuna välistingimuste muutumise tagajärjel määrab Le Chatelier’ põhimõte: Kui süsteemile, mis on keemilises tasakaalus, avaldatakse välismõju, soodustab see ühe kahest vastupidisest protsessist, mis seda mõju nõrgendab.
Le Chatelier’ põhimõtte kohaselt
Võrrandi vasakule küljele kirjutatud komponendi kontsentratsiooni suurenemine toob kaasa tasakaalu nihke paremale; võrrandi paremale küljele kirjutatud komponendi kontsentratsiooni suurenemine toob kaasa tasakaalu nihke vasakule;
Temperatuuri tõusuga nihkub tasakaal endotermilise reaktsiooni toimumise suunas ja temperatuuri langusega eksotermilise reaktsiooni suunas;
Rõhu tõusuga nihkub tasakaal reaktsiooni suunas, mis vähendab gaasiliste ainete molekulide arvu süsteemis, ja rõhu langusega reaktsiooni suunas, mis suurendab gaasiliste ainete molekulide arvu.
Fotokeemilised ja ahelreaktsioonid. Fotokeemiliste reaktsioonide kulgemise tunnused. Fotokeemilised reaktsioonid ja elusloodus. Hargnemata ja hargnenud keemilised reaktsioonid (lihtainetest vesinikkloriidi ja vee moodustumise reaktsioonide näitel). Kettide alustamise ja lõpetamise tingimused.
2. koos. 173-176; 3. koos. 224-226; 4. 193-196; 6. koos. 207-210; 8. koos. 49-50.
Fotokeemilised reaktsioonid - Need on reaktsioonid, mis toimuvad valguse mõjul. Fotokeemiline reaktsioon kulgeb siis, kui reaktiiv neelab kiirguskvante, mida iseloomustab selle reaktsiooni jaoks üsna spetsiifiline energia.
Mõnede fotokeemiliste reaktsioonide korral lähevad reaktiivmolekulid energiat neelates ergastatud olekusse, s.t. aktiivseks muutuda.
Muudel juhtudel toimub fotokeemiline reaktsioon, kui nii suure energiaga kvantid neelduvad, et keemilised sidemed katkevad ja molekulid dissotsieeruvad aatomiteks või aatomirühmadeks.
Fotokeemilise reaktsiooni kiirus on seda suurem, seda suurem on kiirituse intensiivsus.
Näide fotokeemilisest reaktsioonist eluslooduses: fotosüntees, st. rakkude orgaaniliste ainete moodustumine organismide poolt valguse energia toimel. Enamikus organismides toimub fotosüntees klorofülli osalusel; kõrgemate taimede puhul võetakse fotosüntees kokku võrrandiga:
CO 2 + H 2 O orgaaniline aine + O 2
Ka nägemise toimimine põhineb fotokeemilistel protsessidel.
Ahelreaktsioon - reaktsioon, mis on elementaarsete interaktsiooniaktide ahel ja iga interaktsiooniakti toimumise võimalus sõltub eelmise akti läbimise õnnestumisest.
etapid ahelreaktsioon:
Keti päritolu
ahela arendamine,
Keti katkestus.
Ahel tekib siis, kui välise energiaallika (elektromagnetkiirguse kvant, kuumenemine, elektrilahendus) toimel tekivad paaritute elektronidega (aatomid, vabad radikaalid) aktiivsed osakesed.
Ahela arengu käigus interakteeruvad radikaalid algmolekulidega ning igas interaktsiooniaktis tekivad uued radikaalid.
Ahel katkeb, kui kaks radikaali põrkuvad ja kannavad sel juhul vabanenud energia kolmandale kehale (lagunemiskindlale molekulile või veresoone seinale). Ahel võib lõppeda ka mitteaktiivse radikaali moodustumisel.
Kaks tüüpi ahelreaktsioonid: hargnemata ja hargnenud.
AT hargnemata reaktsioonide ahela arengu staadiumis moodustub ühest reageerivast radikaalist üks uus radikaal.
AT hargnenud reaktsioonide ahela arengufaasis moodustub ühest reageerivast radikaalist rohkem kui üks uus radikaal.
6. Tegurid, mis määravad keemilise reaktsiooni suuna. Keemilise termodünaamika elemendid. Mõisted: faas, süsteem, keskkond, makro- ja mikroolekud. Põhilised termodünaamilised omadused. Süsteemi siseenergia ja selle muutumine keemiliste transformatsioonide käigus. Entalpia. Süsteemi entalpia ja siseenergia suhe. Aine standardentalpia. Entalpia muutus süsteemides keemiliste transformatsioonide käigus. Keemilise reaktsiooni termiline efekt (entalpia). Ekso- ja endotermilised protsessid.
1. koos. 89-97; 2. koos. 158-163, lk. 187-194; 3. koos. 162-170; 4. koos. 156-165; 5. koos. 39-41; 6. koos. 174-185; 8. koos. 32-37.
Termodünaamika uurib süsteemi ja keskkonna vahelise energiavahetuse mustreid, keemiliste protsesside spontaanse kulgemise võimalikkust, suunda ja piire.
Termodünaamiline süsteem(või lihtsalt süsteem) – ruumis vaimselt eristatud keha või interakteeruvate kehade rühm. Ülejäänud ruumi väljaspool süsteemi nimetatakse keskkond(või lihtsalt keskkond). Süsteem on keskkonnast eraldatud reaalse või kujuteldava pinnaga .
homogeenne süsteem koosneb ühest faasist heterogeenne süsteem- kahest või enamast faasist.
faasisa –see on süsteemi osa, mis on oma keemilise koostise ja omaduste poolest homogeenne ja eraldatud süsteemi teistest faasidest liidesega.
osariik süsteemi iseloomustab selle füüsikaliste ja keemiliste omaduste kogum. makro olek määratakse kogu süsteemi osakeste komplekti keskmiste parameetrite järgi ja mikroseisund- iga üksiku osakese parameetrid.
Nimetatakse sõltumatud muutujad, mis määravad süsteemi makrooleku termodünaamilised muutujad, või oleku parameetrid. Tavaliselt valitakse olekuparameetriks temperatuur. T, surve R, maht V, keemiline kogus n, keskendumine koos jne.
Füüsikalist suurust, mille väärtus sõltub ainult olekuparameetritest ja ei sõltu üleminekuteest antud olekusse, nimetatakse riigi funktsioon. Riigi funktsioonid on eelkõige:
U- sisemine energia;
H- entalpia;
S- entroopia;
G- Gibbsi energia (või vaba energia ehk isobaar-isotermiline potentsiaal).
Süsteemi U siseenergia – see on selle koguenergia, mis koosneb kõigi süsteemi osakeste (molekulid, aatomid, tuumad, elektronid) kineetilisest ja potentsiaalsest energiast, võtmata arvesse süsteemi kui terviku kineetilist ja potentsiaalset energiat. Kuna kõigi nende komponentide täielik arvestamine on võimatu, kaalume süsteemi termodünaamilises uuringus muuta selle siseenergia ühest olekust üleminekul ( U 1) teisele ( U 2):
U 1 U 2 DU = U 2 - U 1
Süsteemi siseenergia muutust saab määrata katseliselt.
Süsteem suudab vahetada energiat (soojust K) keskkonnaga ja teha tööd AGA, või vastupidi, saab süsteemi kallal tööd teha. Vastavalt termodünaamika esimene seadus, mis on energia jäävuse seaduse tagajärg, süsteemi vastuvõetud soojust saab kasutada ainult süsteemi siseenergia suurendamiseks ja süsteemi töö tegemiseks:
Tulevikus võtame arvesse selliste süsteemide omadusi, mida ei mõjuta muud jõud, välja arvatud välise surve jõud.
Kui protsess süsteemis kulgeb konstantsel mahul (st ei tööta välisrõhu jõudude vastu), siis A = 0. Siis termiline efektprotsess konstantsel mahul, Q v on võrdne süsteemi siseenergia muutusega:
Q v = ΔU
Enamik igapäevaelus esinevaid keemilisi reaktsioone toimub konstantsel rõhul ( isobaarsed protsessid). Kui süsteemile ei mõju muud jõud, välja arvatud pidev välisrõhk, siis:
A \u003d p (V 2 -V 1) \u003d pDV
Seetõttu on meie puhul ( R= konst):
Q p \u003d U 2 - U 1 + p (V 2 - V 1), kust
Q p \u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1)
Funktsioon U+PV, kutsutakse entalpia; seda tähistatakse tähega H . Entalpia on olekufunktsioon ja sellel on energia (J) mõõde.
Q p \u003d H 2 - H 1 \u003d DH
Reaktsiooni termiline mõju konstantsel rõhul ja temperatuur T on võrdne süsteemi entalpia muutusega reaktsiooni käigus. See sõltub reagentide ja toodete olemusest, nende füüsikalisest olekust, tingimustest ( T, r) reaktsiooni läbiviimine, samuti reaktsioonis osalevate ainete kogus.
Reaktsiooni entalpianimetatakse selle süsteemi entalpia muutuseks, milles reageerivad ained interakteeruvad kogustes, mis on võrdsed reaktsioonivõrrandi stöhhiomeetriliste koefitsientidega.
Reaktsiooni entalpiaks nimetatakse standard, kui reagendid ja reaktsioonisaadused on standardolekus.
Standardseisundid on järgmised:
Tahke aine, üksiku kristallilise aine puhul rõhul 101,32 kPa,
Vedela aine puhul üksik vedel aine rõhul 101,32 kPa,
Gaasilise aine puhul - gaas osarõhul 101,32 kPa,
Lahustunud aine puhul on aine lahuses, mille molaalsus on 1 mol/kg, kusjuures eeldatakse, et lahusel on lõpmatult lahjendatud lahuse omadused.
Nimetatakse lihtsatest ainetest 1 mooli antud aine moodustumise reaktsiooni standardentalpiaks standardne moodustumise entalpia seda ainet.
Salvestusnäide: D f H o 298(CO 2) \u003d -393,5 kJ / mol.
Lihtaine moodustumise standardentalpia, mis on kõige stabiilsemas (antud p ja T) agregatsiooniseisundis, on 0. Kui element moodustab mitu allotroopset modifikatsiooni, siis ainult kõige stabiilsemal on moodustumise standardentalpia null (antud korral R ja T) muutmine.
Tavaliselt määratakse termodünaamilised suurused standardtingimused:
R= 101,32 kPa ja T\u003d 298 K (25 °C).
Nimetatakse keemilisi võrrandeid, mis näitavad entalpia muutusi (reaktsioonide soojusmõju). termokeemilised võrrandid. Kirjanduses on termokeemiliste võrrandite kirjutamiseks kaks vormi.
Termokeemilise võrrandi termodünaamiline vorm:
C (grafiit) + O2 (g)® CO2 (g); DH o 298= -393,5 kJ
Sama protsessi termokeemilise võrrandi termokeemiline vorm:
C (grafiit) + O 2 (g) ® CO 2 (g) + 393,5 kJ.
Termodünaamikas vaadeldakse protsesside termilisi mõjusid süsteemi seisukohalt, mistõttu kui süsteem eraldab soojust, siis K<0, а энтальпия системы уменьшается (ΔH< 0).
Klassikalises termokeemias vaadeldakse soojusefekte keskkonna seisukohast, seega kui süsteem eraldab soojust, siis eeldatakse, et K>0.
eksotermiline on protsess, mis toimub soojuse eraldumisega (ΔH<0).
endotermiline nimetatakse protsessi, mis kulgeb soojuse neeldumisega (ΔH>0).
Termokeemia põhiseadus on Hessi seadus: reaktsiooni termilise efekti määravad ainult süsteemi alg- ja lõppseisund ning see ei sõltu süsteemi ühest olekust teise ülemineku teekonnast.
Tagajärg Hessi seadusest : reaktsiooni standardsoojusefekt on võrdne reaktsioonisaaduste standardsete moodustumise soojuste summaga, millest on lahutatud lähteainete standardsete moodustumise soojuste summa, võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente:
DH o 298 (p-tion) = åD f H o 298 (jätkub) –åD f H o 298 (väljaminev)
7. Entroopia mõiste. Entroopia muutus faasimuutuste ja keemiliste protsesside käigus. Süsteemi isobaar-isotermilise potentsiaali mõiste (Gibbsi energia, vaba energia). Gibbsi energia muutuse suuruse ja reaktsiooni entalpia ja entroopia muutuse suuruse suhe (termodünaamiline põhisuhe). Keemiliste reaktsioonide toimumise võimalikkuse ja tingimuste termodünaamiline analüüs. Keemiliste protsesside kulgemise tunnused elusorganismides.
1. koos. 97-102; 2. koos. 189-196; 3. koos. 170-183; 4. koos. 165-171; 5. koos. 42-44; 6. koos. 186-197; 8. koos. 37-46.
Entroopia S- on väärtus, mis on võrdeline tasakaalustatud mikroolekute arvu logaritmiga, mille kaudu saab antud makrooleku realiseerida:
Entroopia ühik on J/mol·K.
Entroopia on süsteemi korratuse astme kvantitatiivne mõõt.
Entroopia suureneb aine üleminekul kristalsest olekust vedelasse ja vedelast olekust gaasilisse olekusse, kristallide lahustumisel, gaaside paisumise ajal, keemiliste interaktsioonide käigus, mis viib osakeste arvu suurenemiseni, ja ennekõike gaasilises olekus olevad osakesed. Vastupidi, kõigi protsessidega, mis suurendavad süsteemi järjestust (kondensatsioon, polümerisatsioon, kokkusurumine, osakeste arvu vähenemine), kaasneb entroopia vähenemine.
Aine entroopia absoluutväärtuse arvutamiseks on olemas meetodid, seetõttu on üksikute ainete termodünaamiliste karakteristikute tabelites toodud andmed S0, mitte Δ jaoks S0.
Lihtaine standardentroopia, erinevalt lihtaine moodustumise entalpiast, ei ole võrdne nulliga.
Entroopia puhul väide, mis sarnaneb ülalpool käsitletule DH: süsteemi entroopia muutus keemilise reaktsiooni (DS) tulemusena on võrdne reaktsiooniproduktide entroopiate summaga, millest on lahutatud lähteainete entroopiate summa. Nagu entalpia arvutamisel, tehakse liitmine, võttes arvesse stöhhiomeetrilisi koefitsiente.
Keemilise reaktsiooni spontaanse kulgemise suund määrab kahe teguri koosmõju: 1) süsteemi kalduvus minna üle madalaima siseenergiaga olekusse (isobaariliste protsesside korral-madalaima entalpiaga) 2) tendents saavutada kõige tõenäolisem olek, st olek, mida saab realiseerida suurimal arvul võrdtõenäolistel viisidel (mikroolekutel):
Δ H → min,Δ S→max
Olekufunktsioon, mis peegeldab samaaegselt mõlema eelpool mainitud tendentsi mõju keemiliste protsesside suunale, on Gibbsi energia (vaba energia , või isobaar-isotermiline potentsiaal) , mis on suhtega seotud entalpia ja entroopiaga
G = H-TS,
kus T on absoluutne temperatuur.
Nagu näete, on Gibbsi energial sama mõõde kui entalpial ja seetõttu väljendatakse seda tavaliselt J või kJ.
Sest isobaar-isotermilised protsessid, (st konstantsel temperatuuril ja rõhul toimuvad protsessid) on Gibbsi energia muutus võrdne:
Nagu ka juhul D H ja D S, Gibbsi energiamuutus D G keemilise reaktsiooni tulemusena(Reaktsiooni Gibbsi energia) on võrdne reaktsioonisaaduste moodustumise Gibbsi energiate summaga, millest on lahutatud lähteainete moodustumise Gibbsi energiate summa; summeerimine viiakse läbi, võttes arvesse reaktsioonis osalevate ainete moolide arvu.
Aine moodustumise Gibbsi energia on seotud selle aine 1 mooliga ja seda väljendatakse tavaliselt kJ/mol; samas kui D Lihtaine kõige stabiilsema modifikatsiooni moodustumise G 0 on võrdne nulliga.
Konstantsel temperatuuril ja rõhul saavad keemilised reaktsioonid spontaanselt kulgeda ainult sellises suunas, milles süsteemi Gibbsi energia väheneb ( D G<0).See on selle protsessi rakendamise põhimõttelise võimaluse tingimus.
Allolev tabel näitab reaktsiooni kulgemise võimalust ja tingimusi erinevate märkide D kombinatsioonidega H ja D S.
Märgi D järgi G saab hinnata võimalikkust (võimatust) spontaanne lekib individuaalne protsessi. Kui süsteem on ette nähtud mõju, siis on võimalik läbi viia üleminek ühelt ainelt teisele, mida iseloomustab vaba energia suurenemine (D G>0). Näiteks elusorganismide rakkudes toimuvad komplekssete orgaaniliste ühendite moodustumise reaktsioonid; selliste protsesside liikumapanev jõud on päikesekiirgus ja rakus toimuvad oksüdatsioonireaktsioonid.
