Acasă | Despre noi | feedback-ul
Exemplul 1. Calcularea efectelor termice ale reacțiilor chimice asupra valorilor încălzirii formării reactivilor și a produșilor de reacție.
Sarcina 1. Calculați efectul termic al reacției, dacă încălzirea formării reactivilor și a produselor este:
Soluția. În conformitate cu consecința legii lui Hess
Exemplul 2. Calculul modificării energiei interne.
Problema 1. Determinați schimbarea energiei interne prin evaporarea a 46,8 g de benzen la 20 ° C. Căldura de evaporare a benzenului la această temperatură este de 30,92 kJ / mol. Vaporii de benzen respectă legile gazelor ideale.
Soluția. Schimbarea energiei interne și efectul termic al procesului sunt legate de relație
În conformitate cu ecuația lui Mendeleev-Clapeyron :. atunci
unde este schimbarea numărului de moli de substanțe gazoase rezultate din proces.
Pentru procesul de evaporare a benzenului
. căldura de evaporare a benzenului este de 30,92 kJ / mol. care este ,. Apoi schimbarea energiei interne la evaporarea a 1 mol de benzen
Sunt moli de benzen
Apoi schimbarea energiei interne în timpul evaporării a 48,6 g de benzen este.
Exemplul 3. Determinarea efectului termic al reacției pe baza efectelor termice ale etapelor individuale de proces.
Problema 1. Sunt oferite trei ecuații de reacții chimice:
Determinați efectul termic al reacției.
Soluția. Orice reacție chimică complexă poate fi reprezentată ca suma algebrică a etapelor sale individuale. Este ușor de observat că reacția este rezultatul combinațiilor a trei etape (1) - (2) + (3). atunci
Exemplul 4. Calcularea efectelor termice bazate pe energia legăturilor chimice. Estimarea energiilor legăturilor chimice pe baza efectului termic al reacției chimice, ținând cont de energia altor legături care se descompun și se formează în reacția chimică.
Sarcina 1. Calculați energia legăturii chimice în molecula HBr, dacă efectul termic al reacției este cunoscut.
și energiile de disociere ale moleculelor H2 și Br2.
Soluția. Să presupunem că procesul se desfășoară prin etapele de disociere a reactanților și formarea moleculei HBr. Acest proces poate fi reprezentat de o combinație a următoarelor etape:
În conformitate cu legea lui Hess
Astfel, energia de legare a HBr.
Exemplul 5. Determinarea semnului schimbării entropiei pe baza structurii stărilor inițiale și finale ale sistemului.
Problema 1. Cum se schimbă entropia procesului de topire?
Soluția. Schimbarea entropiei acestui proces caracterizează cantitatea
Starea cristalină este caracterizată printr-un grad ridicat de ordonare, datorită structurii rețelei cristaline, în care atomii sunt rigid interconectați și au un număr limitat de grade de libertate. O astfel de structură poate fi reprezentată de un număr mic de microstații. În starea lichidă, moleculele au o mai mare libertate de mișcare relativ una față de cealaltă, ceea ce conduce la formarea unui număr mult mai mare de combinații de aranjament reciproc de molecule (microstații). Prin urmare, o astfel de stare are valori mai mari de S decât o stare cristalină, i. E. . Aceasta duce la o schimbare pozitivă a entropiei.
Exemplul 6. Determinarea semnului schimbării entropiei procesului pe baza structurii reactivilor și a produșilor de reacție.
Problema 1. Cum se va schimba entropia procesului de hidrogenare a fenolului?
Soluția. Ca și în exemplul precedent, procesul este determinat de diferența dintre entropiile stărilor finale și inițiale
Dintre cele două structuri, C6H11OH și C6H5OH, prima este mai organizată, deoarece conține mai multe legături chimice și un număr mai mare de unități structurale (atomi). Prin urmare. În plus, al doilea reactiv este un gaz ale cărui molecule sunt autonome și au un număr infinit de micro-stații, prin urmare. Toate acestea determină, în conformitate cu (1), o scădere a entropiei în timpul realizării procesului.
Exemplul 7. Identificarea posibilității unei reacții chimice care să pornească de la amploarea schimbării de energie a lui Gibbs.
Problema 1. În ce direcție va continua reacția în condiții standard?
Soluția. Schimbarea energiei Gibbs în această reacție se caracterizează prin egalitate
Deoarece. atunci în condiții standard, această reacție poate continua spre formare.
Exemplul 8. Calculul modificării energiei Gibbs într-o reacție chimică din valorile încălzirii formării și entropiilor substanțelor și produselor de reacție.
Problema 1. Calculați modificarea energiei Gibbsad a unei reacții chimice. Este posibilă această reacție în condiții standard?
Soluția. Folosim valorile încălzirii formării și entropiilor reactanților și produselor de reacție pentru a rezolva problemele ridicate:
Modificarea energiei Gibbs într-o reacție chimică la o temperatură T poate fi calculată din ecuație
calculăm pe baza corolarului legii lui Hess (a se vedea l-7):
Schimbarea entropiei în conformitate cu ecuația (6) este exprimată prin egalitate:
Modificarea energiei Gibbs într-o reacție chimică este
Din rezultatele calculului () rezultă că în condiții standard reacția este realizabilă.
1.5. Chinetica chimică și echilibrul
Kinetica este ramura științei chimice care studiază ratele reacțiilor chimice și factorii care afectează rata reacțiilor.
Termodinamica bazată pe valorile lui G sau pe alte criterii dă un răspuns la întrebarea privind fezabilitatea principală a unui proces. Dar ea nu poate răspunde la întrebarea cât de repede se poate face o tranziție într-o direcție favorabilă din punct de vedere termodinamic. Dacă această tranziție se caracterizează printr-un timp infinit de lung, atunci un astfel de proces este neprofitabil să fie implementat în condiții date și este necesar să se folosească factori care să-l intensifice. De exemplu, reacția de oxidare a hidrogenului
fără influențe externe, nu se desfășoară în condiții standard, în ciuda rentabilității sale termodinamice (). Introducerea într-un astfel de sistem de catalizator, negru de platină, conduce la o interacțiune instantanee-explozie. Acest rezultat poate fi ilustrat prin următoarea diagramă a energiei (figura 1).
Figura 1 Schema energetică a reacției.
Se poate vedea că are o valoare negativă, ceea ce face ca procesul să fie fezabil. În același timp, bariera energetică EA. care trebuie să depășească reacția, este suficient de mare. Această barieră este dificil de depășit, ceea ce se exprimă printr-o rată de reacție infinit scăzută. Dacă se utilizează un catalizator în acest proces, atunci cu acesta reacția începe să curgă de-a lungul unui nou canal de energie (linie punctată). Se poate observa că barierele pe care sistemul trebuie să le depășească în timp ce trec prin acest canal sunt mult mai mici, iar rezerva proprie de energie este suficientă pentru a le depăși cu interes. Aceasta se exprimă printr-o accelerare accentuată a reacției.
Ecuația vitezei unei reacții chimice ireversibile
pot fi exprimate în următoarea formă:
k este constanta vitezei, definita ca valoarea vitezei la concentratii ale unui singur agent [A] = 1 mol / l, [B] = 1 mol / l etc;
- ordine speciale de reacție pentru reactivii corespunzători A, B etc., care determină gradul de influență al acestor reactivi asupra ratei de reacție;
Suma ordinelor parțiale ale reacției + ... se numește ordinea generală a reacției.
Ecuația (1) într-o formă concentrată include acțiunea diferiților factori. Astfel de factori includ:
Concentrația reactivilor este un factor în accelerarea reacțiilor chimice, deoarece, de regulă, ordinele reacției au o valoare pozitivă. Din punct de vedere fizic, acest lucru este ușor de explicat: cu creșterea concentrației, crește numărul de molecule de reactiv pe unitatea de volum și, în consecință, probabilitatea coliziunilor lor conducând la interacțiuni chimice.
Presiunea acționează ca un factor în accelerarea procesului, când reactivul este un gaz. Deci, dacă avem de-a face cu reacția reactivilor gazoși, atunci la fiecare dintre ei legea gazelor se aplică.
Din ultima expresie rezultă că
Deoarece, prin definiție, concentrația reactivului A și pA, conform legii lui Dalton, depinde liniar de presiunea totală. atunci expresia (2) ia forma:
unde: fracțiunea molară a componentului A în amestecul de gaze. Valoarea poate fi considerată o valoare constantă și apoi
Astfel, o creștere a presiunii conduce la o creștere a concentrației reactanților gazoși și, în acest sens, acționează ca un factor în viteza procesului.
Dacă sistemul de reacție este un sistem gaz-lichid, o creștere a presiunii parțiale a reactantului gazos în conformitate cu legea lui Henry conduce la o creștere a solubilității sale în masa de reacție lichidă, unde reacția se desfășoară în general. Astfel, chiar și în acest caz, presiunea acționează ca un factor în creșterea concentrației reactivului și, în consecință, a factorului de viteză a procesului.
Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție este legat de efectul acesteia asupra constantei ratei. Ecuația de bază care ilustrează acest efect este ecuația lui Arrhenius:
A este factorul pre-exponențial;
EA este energia de activare care are înțelesul excesului minim de energie pe care o particulă reactivă trebuie să o aibă în comparație cu energia medie pentru a reacționa.
Efectul de accelerare al temperaturii este justificat fizic de o creștere cu creșterea temperaturii fracțiunii de particule care posedă un exces minim de energie EA. garantându-le depășirea barierei energetice.
O altă expresie mai puțin strictă pentru efectul de temperatură asupra ratei reacției chimice este ecuația lui Van't Hoff:
- ratele de reacție la temperaturile T2 și, respectiv, T1;
- coeficientul Van't Hoff, care indică de câte ori rata de reacție crește cu creșterea temperaturii cu 10 о С.
Acțiunea catalizatorului ca factor de accelerare a procesului a fost considerată mai sus. Sensul acțiunii de accelerare a catalizatorului este reducerea barierei energetice a reacției (EA).
Reacțiile în care, deoarece produsele de reacție se acumulează, acestea din urmă interacționează între ele pentru a forma reactanți inițiali, se numesc reversibili.
Pe măsură ce aceste reacții au loc, sistemul se apropie de o stare de echilibru în care ratele de reacții directe și inverse sunt egale. Dacă factorii externi nu acționează asupra sistemului în stare de echilibru, această stare rămâne neschimbată pentru o perioadă infinit de lungă și se caracterizează prin constanța compoziției masei de reacție.
Pentru o reacție chimică reversibilă
Starea de echilibru este determinată de egalitatea ratelor reacțiilor directe și inverse
Din ultima expresie rezultă că
Deoarece este o constantă, atunci partea dreaptă a ecuației (5) va fi de asemenea constantă, reflectând compoziția invariabilitatea a masei de reacție într-o stare de echilibru. Cantitatea = K se numește constanta de echilibru care caracterizează starea sistemului în condiții de echilibru.
În condițiile standard pentru reacția reversibilă,
Pe baza acestui raport și modelul 1, se poate demonstra că un catalizator de accelerare înainte și reacția inversă accelerează doar atingerea echilibrului, fără a influența poziția. Într-adevăr, atât în reacția catalitică și necatalitică nu se schimbă, și, prin urmare, nu se schimbă și K, și în consecință, compoziția sistemului în echilibru.
Principiul deplasării echilibrului (principiul Le Chatelier) determină direcția deplasării echilibrului sub influența diverșilor factori:
Dacă sistemul extern acționează asupra unui sistem în stare de echilibru, atunci echilibrul se îndreaptă spre un proces care slăbește acest efect.
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: