Tính Hiệu ứng Nhiệt Của Phản ứng Theo Cách Gián Tiếp. Tốc độ Phản ...

Trong nhiệt hóa học, lượng nhiệt Qđược giải phóng hoặc hấp thụ do kết quả của một phản ứng hóa học được gọi là hiệu ứng nhiệt. Các phản ứng toả nhiệt được gọi là tỏa nhiệt (Q> 0), và với sự hấp thụ nhiệt - thu nhiệt (Q 0- quá trình diễn ra với sự hấp thụ nhiệt và là thu nhiệt.

Nếu D H< 0 - quá trình này kèm theo sự tỏa nhiệt và là tỏa nhiệt.

Từ định luật đầu tiên của nhiệt động lực học, nó tuân theo Luật Hess:

Hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hóa học chỉ phụ thuộc vào dạng và trạng thái của các chất ban đầu và sản phẩm cuối cùng mà không phụ thuộc vào con đường chuyển hóa từ trạng thái đầu sang trạng thái cuối cùng.

Hệ quả của luật này là quy tắc với các phương trình nhiệt hóa, bạn có thể thực hiện các phép toán đại số thông thường.

Ví dụ, hãy xem xét phản ứng oxy hóa than thành CO 2.

Quá trình chuyển hóa từ chất ban đầu đến chất cuối cùng có thể được thực hiện bằng cách đốt trực tiếp than thành CO 2:

C (t) + O 2 (g) \ u003d CO 2 (g).

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng này Δ H 1.

Quá trình này có thể được thực hiện trong hai giai đoạn (Hình 4). Ở giai đoạn đầu, cacbon cháy thành CO bằng phản ứng

C (t) + O 2 (g) \ u003d CO (g),

trên CO thứ hai cháy thành CO 2

CO (t) + O 2 (g) \ u003d CO 2 (g).

Hiệu ứng nhiệt của các phản ứng này lần lượt là Δ H 2 và Δ H 3.

Cơm. 4. Sơ đồ quá trình đốt cháy than thành CO 2

Cả ba quy trình đều được sử dụng rộng rãi trong thực tế. Định luật Hess cho phép bạn liên hệ các hiệu ứng nhiệt của ba quá trình này bằng phương trình:

Δ H 1=Δ H 2 + Δ H 3.

Hiệu ứng nhiệt của quá trình thứ nhất và thứ ba có thể được đo tương đối dễ dàng, nhưng việc đốt cháy than thành carbon monoxide ở nhiệt độ cao là rất khó. Hiệu ứng nhiệt của nó có thể được tính toán:

Δ H 2=Δ H 1 - Δ H 3.

Giá trị H 1 và Δ H 2 phụ thuộc vào loại than được sử dụng. Giá trị Δ H 3 không liên quan đến điều này. Trong quá trình đốt cháy một mol CO ở áp suất không đổi ở 298K, nhiệt lượng là Δ H 3= -283,395 kJ / mol. Δ H 1\ u003d -393,86 kJ / mol ở 298K. Sau đó ở 298K Δ H 2\ u003d -393,86 + 283.395 \ u003d -110,465 kJ / mol.

Định luật Hess cho phép tính toán các hiệu ứng nhiệt của các quá trình không có dữ liệu thực nghiệm hoặc không thể đo được chúng trong các điều kiện cần thiết. Điều này cũng áp dụng cho các phản ứng hóa học và các quá trình hòa tan, bay hơi, kết tinh, hấp phụ, v.v.

Khi áp dụng định luật Hess, các điều kiện sau đây phải được tuân thủ nghiêm ngặt:

Cả hai tiến trình phải có các trạng thái bắt đầu thực sự giống nhau và các trạng thái kết thúc thực sự giống nhau;

Không chỉ thành phần hóa học của các sản phẩm phải giống nhau, mà còn cả các điều kiện tồn tại của chúng (nhiệt độ, áp suất, v.v.) và trạng thái tập hợp, và đối với các chất kết tinh, sự biến đổi tinh thể.

Khi tính toán hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hóa học dựa trên định luật Hess, người ta thường sử dụng hai loại hiệu ứng nhiệt - nhiệt đốt cháy và nhiệt hình thành.

Sức nóng của giáo dục gọi là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo hợp chất đã cho từ các chất đơn giản.

Nhiệt do cháyđược gọi là hiệu ứng nhiệt của phản ứng oxi hóa hợp chất đã cho với oxi tạo thành oxit cao hơn của nguyên tố tương ứng hoặc hợp chất của các oxit này.

Các giá trị tham chiếu của hiệu ứng nhiệt và các đại lượng khác thường được quy về trạng thái chuẩn của vật chất.

Như điều kiện tiêu chuẩn các chất lỏng và rắn riêng lẻ có trạng thái của chúng ở một nhiệt độ nhất định và ở áp suất bằng một bầu khí quyển, và đối với các chất khí riêng lẻ, trạng thái của chúng sao cho ở nhiệt độ và áp suất nhất định bằng 1,01 10 5 Pa (1 atm.), Chúng có các tính chất của một khí lý tưởng. Để thuận tiện cho việc tính toán, tham khảo dữ liệu tham khảo nhiệt độ tiêu chuẩn 298 K.

Nếu bất kỳ phần tử nào có thể tồn tại trong một số sửa đổi, thì sửa đổi đó được chấp nhận là tiêu chuẩn, nó ổn định ở 298 K và áp suất khí quyển bằng 1,01 10 5 Pa (1 atm.)

Tất cả các đại lượng liên quan đến trạng thái tiêu chuẩn của các chất được đánh dấu bằng một chỉ số trên dưới dạng một vòng tròn: . Trong các quá trình luyện kim, hầu hết các hợp chất được tạo thành với sự giải phóng nhiệt, vì vậy đối với chúng là sự gia tăng entanpi. Đối với các phần tử ở trạng thái chuẩn, giá trị.

Sử dụng dữ liệu tham khảo về nhiệt tiêu chuẩn hình thành của các chất tham gia phản ứng, người ta có thể dễ dàng tính được hiệu ứng nhiệt của phản ứng.

Từ định luật Hess, nó như sau:Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng hiệu số nhiệt tạo thành của tất cả các chất được chỉ ra ở vế phải của phương trình(chất cuối cùng hoặc sản phẩm phản ứng) , và sự hình thành nóng của tất cả các chất được chỉ ra ở phía bên trái của phương trình(nguyên liệu ban đầu) , lấy với các hệ số bằng các hệ số đứng trước công thức của các chất này trong phương trình phản ứng:

ở đâu N- số mol chất tham gia phản ứng.

Ví dụ. Hãy tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2. Đun nóng tạo thành các chất tham gia phản ứng là: đối với Fe 3 O 4, đối với CO, đối với FeO, đối với CO 2.

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng:

Vì phản ứng ở 298K là phản ứng thu nhiệt, tức là đi cùng với sự hấp thụ nhiệt.

Cũng giống như một trong những đặc điểm thể chất của con người là sức mạnh thể chất, đặc tính quan trọng nhất của bất kỳ liên kết hóa học nào là độ bền của liên kết, tức là nghị lực của cô ấy.

Hãy nhớ lại rằng năng lượng của liên kết hóa học là năng lượng được giải phóng trong quá trình hình thành liên kết hóa học hoặc năng lượng cần phải sử dụng để phá hủy liên kết này.

Nói chung, phản ứng hóa học là sự biến đổi chất này thành chất khác. Do đó, trong quá trình phản ứng hóa học, một số liên kết bị phá vỡ và những liên kết khác được hình thành, tức là chuyển đổi năng lượng.

Định luật vật lý cơ bản nói rằng năng lượng không sinh ra từ hư không và không biến mất không dấu vết, mà chỉ truyền từ dạng này sang dạng khác. Do tính phổ biến của nó, nguyên tắc này hiển nhiên áp dụng cho một phản ứng hóa học.

Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hóa học được gọi là nhiệt lượng

giải phóng (hoặc hấp thụ) trong quá trình phản ứng và quy về 1 mol chất đã phản ứng (hoặc được tạo thành).

Hiệu ứng nhiệt được ký hiệu bằng chữ Q và thường được đo bằng kJ / mol hoặc kcal / mol.

Nếu phản ứng xảy ra với sự tỏa nhiệt (Q> 0), nó được gọi là tỏa nhiệt, và nếu với sự hấp thụ nhiệt (Q< 0) – эндотермической.

Nếu chúng ta mô tả sơ đồ năng lượng của phản ứng, thì đối với phản ứng thu nhiệt, sản phẩm có năng lượng cao hơn chất phản ứng, và đối với phản ứng tỏa nhiệt, ngược lại, sản phẩm phản ứng có năng lượng thấp hơn (ổn định hơn) so với chất phản ứng. .

Rõ ràng là vật chất càng phản ứng, thì năng lượng được giải phóng (hoặc hấp thụ) càng nhiều, tức là hiệu ứng nhiệt tỉ lệ thuận với lượng chất. Do đó, việc gán hiệu ứng nhiệt cho 1 mol chất là do chúng ta muốn so sánh hiệu ứng nhiệt của các phản ứng với nhau.

Bài giảng 6. Hóa nhiệt học. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học Ví dụ 1. Trong quá trình khử 8,0 g đồng (II) oxit bằng hiđro, đồng kim loại và hơi nước được tạo thành và tỏa ra nhiệt lượng 7,9 kJ. Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng khử đồng (II) oxit.

Quyết định . Phương trình phản ứng CuO (rắn) + H2 (g) = Cu (rắn) + H2 O (g) + Q (*)

Hãy xác định một tỷ lệ cho sự giảm 0,1 mol - 7,9 kJ được giải phóng; sự phục hồi của 1 mol - x kJ được giải phóng

Trong đó x = + 79 kJ / mol. Phương trình (*) trở thành

CuO (rắn) + H2 (g) = Cu (rắn) + H2 O (g) +79 kJ

Phương trình nhiệt hóa- Đây là một phương trình của một phản ứng hóa học, trong đó cho biết trạng thái tập hợp các thành phần của hỗn hợp phản ứng (thuốc thử và sản phẩm) và hiệu ứng nhiệt của phản ứng.

Vì vậy, để làm tan chảy nước đá hoặc nước bay hơi, cần phải tiêu hao một lượng nhiệt nhất định, trong khi khi nước lỏng đóng băng hoặc hơi nước ngưng tụ thì lượng nhiệt đó được giải phóng tương tự. Đó là lý do tại sao chúng ta bị lạnh khi ra khỏi nước (sự bốc hơi nước từ bề mặt cơ thể cần năng lượng), và đổ mồ hôi là một cơ chế bảo vệ sinh học chống lại cơ thể quá nóng. Ngược lại, ngăn đá sẽ đóng băng nước và làm nóng phòng xung quanh, tạo ra nhiệt lượng dư thừa.

Ví dụ này cho thấy các hiệu ứng nhiệt của sự thay đổi trạng thái kết tụ của nước. Nhiệt của phản ứng tổng hợp (ở 0o C) λ = 3,34 × 105 J / kg (vật lý), hay Qpl. \ u003d - 6,02 kJ / mol (hóa học), nhiệt bốc hơi (hóa hơi) (ở 100o C) q \ u003d 2,26 × 106 J / kg (vật lý) hoặc Qisp. \ u003d - 40,68 kJ / mol (hóa học).

tan chảy

bay hơi

bản mod 298.

Bài giảng 6. Hóa nhiệt học. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học Tất nhiên, quá trình thăng hoa có thể xảy ra khi chất rắn

đi vào pha khí, bỏ qua trạng thái lỏng và các quá trình ngược lại của kết tủa (kết tinh) từ pha khí, cũng có thể tính toán hoặc đo lường hiệu ứng nhiệt cho chúng.

Rõ ràng là trong mọi chất đều có liên kết hóa học, do đó, chất nào cũng có năng lượng nhất định. Tuy nhiên, không phải tất cả các chất đều có thể chuyển hóa thành nhau chỉ bằng một phản ứng hóa học. Do đó, chúng tôi đã đồng ý giới thiệu một trạng thái tiêu chuẩn.

trạng thái tiêu chuẩn của vật chất là trạng thái tập hợp của một chất ở nhiệt độ 298 K và áp suất 1 khí trong biến đổi dị hướng ổn định nhất trong các điều kiện này.

Điều kiện tiêu chuẩn là nhiệt độ 298 K và áp suất 1 bầu khí quyển. Điều kiện tiêu chuẩn (trạng thái tiêu chuẩn) được ký hiệu bằng chỉ số 0.

Nhiệt tiêu chuẩn hình thành hợp chất được gọi là hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học tạo thành một hợp chất đã cho từ các chất đơn giản ở trạng thái tiêu chuẩn của chúng. Nhiệt tạo thành hợp chất được ký hiệu là Q 0 Đối với nhiều hợp chất, độ nóng chuẩn của sự hình thành được đưa ra trong các sách tham khảo về đại lượng hóa lý.

Độ nóng tiêu chuẩn của sự hình thành các chất đơn giản là 0. Ví dụ, Q0 arr.298 (O2, khí) = 0, Q0 arr.298 (C, rắn, graphit) = 0.

Ví dụ . Viết phương trình nhiệt hóa tạo thành đồng (II) sunfat. Từ sách tham khảo Q0 câu 298 (CuSO4) = 770 kJ / mol.

Cu (s.) + S (s.) + 2O2 (g.) = CuSO4 (s.) + 770 kJ.

Lưu ý: phương trình nhiệt hóa có thể được viết cho bất kỳ chất nào, nhưng phải hiểu rằng trong thực tế phản ứng xảy ra theo một cách hoàn toàn khác: các oxit của đồng (II) và lưu huỳnh (IV) được tạo thành từ các thuốc thử được liệt kê khi đun nóng, nhưng đồng (II) sunfat không được tạo thành. Một kết luận quan trọng: phương trình nhiệt hóa là một mô hình cho phép tính toán, nó phù hợp tốt với các dữ liệu nhiệt hóa khác, nhưng không chịu được thử nghiệm thực tế (tức là không thể dự đoán chính xác khả năng xảy ra hoặc không thể xảy ra phản ứng).

(B j) - ∑ a i × Q arr 0, 298 i

Bài giảng 6. Hóa nhiệt học. Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hóa học

Làm rõ . Để các bạn không hiểu nhầm mình sẽ bổ sung ngay phần nhiệt động hóa học đó có thể dự đoán khả năng / không thể xảy ra phản ứng tuy nhiên, điều này đòi hỏi những “công cụ” nghiêm túc hơn vượt ra ngoài phạm vi của một khóa học hóa học ở trường. Phương trình nhiệt hóa so với các phương pháp này là bước đầu tiên chống lại nền của kim tự tháp Cheops - người ta không thể làm mà không có nó, nhưng người ta không thể vươn cao.

Ví dụ 2. Tính hiệu ứng nhiệt của quá trình ngưng tụ của nước có khối lượng 5,8 g Lời giải. Quá trình ngưng tụ được mô tả bằng phương trình nhiệt hóa H2 O (g.) = H2 O (l.) + Q - ngưng tụ thường là một quá trình tỏa nhiệt Nhiệt của quá trình ngưng tụ của nước ở 25o C là 37 kJ / mol (sách tham khảo).

Do đó, Q = 37 × 0,32 = 11,84 kJ.

Vào thế kỷ 19, nhà hóa học người Nga Hess, người đã nghiên cứu hiệu ứng nhiệt của các phản ứng, đã thực nghiệm thiết lập định luật bảo toàn năng lượng trong mối quan hệ với các phản ứng hóa học - định luật Hess.

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học không phụ thuộc vào đường đi của quá trình và chỉ được xác định bằng hiệu số giữa trạng thái cuối và trạng thái đầu.

Theo quan điểm của hóa học và toán học, định luật này có nghĩa là chúng ta có thể tự do chọn bất kỳ “quỹ đạo tính toán” nào để tính toán quá trình, bởi vì kết quả không phụ thuộc vào nó. Vì lý do này, luật Hessian rất quan trọng có một hệ quả của luật Hess '.

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học bằng tổng số nhiệt hình thành sản phẩm phản ứng trừ đi tổng nhiệt hình thành chất phản ứng (có tính đến hệ số góc).

Theo quan điểm thông thường, hệ quả này tương ứng với một quá trình trong đó tất cả các chất phản ứng đầu tiên được chuyển đổi thành các chất đơn giản, sau đó được lắp ráp theo một cách mới, để thu được các sản phẩm phản ứng.

Ở dạng phương trình, hệ quả của định luật Hess có dạng như sau Phương trình phản ứng: a 1 A 1 + a 2 A 2 + ... + a n A n = b 1 B 1 + b 2 B 2 + ... b

Trong trường hợp này, a i và b j là hệ số cân bằng, A i là thuốc thử, B j là sản phẩm phản ứng.

Khi đó hệ quả của định luật Hess có dạng Q = ∑ b j × Q arr 0 .298

k Bk + Q

(A i)

Bài giảng 6. Hóa nhiệt học. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học Vì chất chuẩn nóng lên tạo thành nhiều chất

a) được tóm tắt trong các bảng đặc biệt hoặc b) có thể được xác định bằng thực nghiệm, sau đó có thể dự đoán (tính toán) hiệu ứng nhiệt của một số lượng rất lớn các phản ứng với độ chính xác đủ cao.

Ví dụ 3. (Hệ quả của định luật Hess '). Tính hiệu ứng nhiệt của quá trình biến đổi hơi metan xảy ra trong pha khí ở điều kiện tiêu chuẩn:

CH4 (g) + H2 O (g) = CO (g) + 3 H2 (g)

Xác định xem phản ứng này tỏa nhiệt hay thu nhiệt?

Giải pháp: Hệ quả của luật Hess '

Q = 3 Q0		D) + Q 0		(CO, g) −Q 0	D) −Q 0	O, d) - nói chung.
mod, 298	mod, 298	mod, 298	mod, 298
Q arr0	298 (H 2, g) \ u003d 0			Một chất đơn giản ở trạng thái tiêu chuẩn của nó

Từ sách tham khảo, chúng tôi tìm thấy sự hình thành nhiệt của các thành phần còn lại của hỗn hợp.

O, g) = 241,8	(CO, g) = 110,5	D) = 74,6
			mod, 298	mod, 298	mod, 298

Cắm các giá trị vào phương trình

Q \ u003d 0 + 110,5 - 74,6 - 241,8 \ u003d -205,9 kJ / mol, phản ứng tỏa nhiệt mạnh.

Trả lời: Q \ u003d -205,9 kJ / mol, thu nhiệt

Ví dụ 4. (Ứng dụng định luật Hess '). Các phản ứng nóng đã biết

C (rắn) + ½ O (g) \ u003d CO (g) + 110,5 kJ

C (s.) + O2 (g.) = CO2 (g.) + 393,5 kJ Tìm hiệu ứng nhiệt của phản ứng 2CO (g.) + O2 (g.) = 2CO2 (g.) Lời giải Ta nhân với thứ nhất và phương trình thứ hai trên 2

2C (s.) + O2 (g.) \ U003d 2CO (g.) + 221 kJ 2C (s.) + 2O2 (g.) \ U003d 2CO2 (g.) + 787 kJ

Trừ phương trình thứ nhất khỏi phương trình thứ hai

O2 (g) = 2CO2 (g) + 787 kJ - 2CO (g) - 221 kJ,

2CO (g) + O2 (g) = 2CO2 (g) + 566 kJ Đáp số: 566 kJ / mol.

Lưu ý: Khi nghiên cứu nhiệt hóa học, chúng ta coi một phản ứng hóa học từ bên ngoài (bên ngoài). Ngược lại, nhiệt động lực học hóa học - khoa học về hành vi của các hệ thống hóa học - xem xét hệ thống từ bên trong và hoạt động với khái niệm "entanpi" H là nhiệt năng của hệ thống. enthalpy, vì vậy

Bài giảng 6. Hóa nhiệt học. Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hóa học có cùng ý nghĩa với nhiệt lượng, nhưng có dấu hiệu ngược lại: nếu tỏa năng lượng ra khỏi hệ thì môi trường nhận nó và nóng lên, còn hệ thì mất năng lượng.

Văn chương:

1. sách giáo khoa, V.V. Eremin, N.E. Kuzmenko và những người khác, Hóa học lớp 9, đoạn 19,

2. Tài liệu hướng dẫn giáo dục và phương pháp "Cơ bản về Hóa học đại cương" Phần 1.

Tổng hợp bởi S.G. Baram, I.N. Mironov. - mang theo bên mình! cho buổi hội thảo tiếp theo

3. A.V. Manuilov. Các nguyên tắc cơ bản của hóa học. http://hemi.nsu.ru/index.htm

§9.1 Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học. Các định luật cơ bản của nhiệt hoá học.

§9.2 ** Hóa nhiệt (tiếp theo). Nhiệt hình thành vật chất từ ​​các nguyên tố.

Entanpi chuẩn của sự hình thành.

Chú ý!

Chúng tôi đang chuyển sang giải các bài toán tính toán, do đó, kể từ bây giờ, một chiếc máy tính là mong muốn cho các cuộc hội thảo về hóa học.

7. Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng ở điều kiện tiêu chuẩn: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \ u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), nếu nhiệt tạo thành: 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),

Biết hiệu ứng nhiệt tiêu chuẩn của quá trình đốt cháy các chất và sản phẩm phản ứng ban đầu, ta tính được hiệu ứng nhiệt của phản ứng ở điều kiện tiêu chuẩn:

16. Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng hoá học vào nhiệt độ. Quy tắc của Van't Hoff. Hệ số nhiệt độ của phản ứng.

Chỉ có sự va chạm giữa các phân tử hoạt động mới dẫn đến phản ứng, năng lượng trung bình của phản ứng này vượt quá năng lượng trung bình của các thành phần tham gia phản ứng.

Khi một năng lượng hoạt hóa nhất định E được truyền cho các phân tử (năng lượng dư thừa trên mức trung bình), thế năng tương tác của các nguyên tử trong phân tử giảm, liên kết trong phân tử yếu đi, phân tử trở nên phản ứng.

Năng lượng hoạt hóa không nhất thiết phải được cung cấp từ bên ngoài; nó có thể được truyền cho một số phần của các phân tử bằng cách phân phối lại năng lượng trong quá trình va chạm của chúng. Theo Boltzmann, trong số N phân tử, số phân tử N   hoạt động với năng lượng tăng dần như sau:

N N e - E / RT

trong đó E là năng lượng hoạt hóa, thể hiện mức năng lượng dư thừa cần thiết so với mức trung bình mà các phân tử phải có để phản ứng có thể xảy ra; phần còn lại của các chỉ định đều được biết đến.

Trong quá trình hoạt hóa nhiệt ở hai nhiệt độ T 1 và T 2, tỷ số của các hằng số tốc độ sẽ là:

, (2) , (3)

cho phép bạn xác định năng lượng hoạt hóa bằng cách đo tốc độ phản ứng ở hai nhiệt độ khác nhau T 1 và T 2.

Nhiệt độ tăng 10 0 sẽ làm tăng tốc độ phản ứng lên 2-4 lần (quy tắc van't Hoff gần đúng). Số cho biết tốc độ phản ứng (và do đó là hằng số tốc độ) tăng bao nhiêu lần khi nhiệt độ tăng 10 0 được gọi là hệ số nhiệt độ của phản ứng:

 (4) .(5)

Điều này có nghĩa là, ví dụ, với sự tăng nhiệt độ lên 100 0 để tăng tốc độ trung bình được chấp nhận thông thường lên 2 lần ( = 2), thì tốc độ phản ứng tăng lên 2 10, tức là. xấp xỉ 1000 lần, và khi  = 4 - 4 10, tức là 1000000 lần. Quy tắc van't Hoff có thể áp dụng cho các phản ứng xảy ra ở nhiệt độ tương đối thấp trong một phạm vi hẹp. Tốc độ phản ứng tăng mạnh khi nhiệt độ tăng được giải thích là do số phân tử hoạt động tăng theo cấp số nhân.

25. Phương trình đẳng nhiệt phản ứng hóa học Van't Hoff.

Phù hợp với quy luật tác động hàng loạt cho một phản ứng tùy ý

và A + bB = cC + dD

Phương trình cho tốc độ của một phản ứng trực tiếp có thể được viết:

,

và cho tốc độ của phản ứng ngược:

.

Khi phản ứng tiến hành từ trái sang phải, nồng độ của các chất A và B sẽ giảm và tốc độ của phản ứng thuận giảm. Mặt khác, khi các sản phẩm phản ứng C và D tích tụ, tốc độ phản ứng sẽ tăng từ phải sang trái. Có một thời điểm khi tốc độ υ 1 và υ 2 trở nên như nhau, nồng độ của tất cả các chất không thay đổi, do đó,

,

Trong đó K c = k 1 / k 2 =

.

Giá trị không đổi K c, bằng tỷ số giữa các hằng số tốc độ của phản ứng thuận và phản ứng nghịch, mô tả một cách định lượng trạng thái cân bằng thông qua nồng độ cân bằng của các chất ban đầu và sản phẩm của tương tác giữa chúng (về hệ số cân bằng của chúng) và được gọi là hằng số cân bằng. Hằng số cân bằng chỉ không đổi ở một nhiệt độ nhất định, tức là

K c \ u003d f (T). Hằng số cân bằng của phản ứng hóa học thường được biểu thị bằng một tỷ số, tử số là tích của nồng độ mol cân bằng của các sản phẩm phản ứng, và mẫu số là tích nồng độ của các chất ban đầu.

Nếu thành phần của phản ứng là hỗn hợp khí lý tưởng thì hằng số cân bằng (K p) được biểu thị bằng áp suất riêng phần của các thành phần:

.

Đối với sự chuyển từ K p sang K với chúng ta sử dụng phương trình trạng thái P · V = n · R · T. Trong chừng mực

, thì P = C · R · T. .

Theo phương trình K p = K s, với điều kiện là phản ứng xảy ra mà không làm thay đổi số mol trong pha khí, tức là khi (c + d) = (a + b).

Nếu phản ứng xảy ra tự phát ở P và T không đổi hoặc V và T, thì các giá trịG và F của phản ứng này có thể nhận được từ các phương trình:

,

trong đó C A, C B, C C, C D là nồng độ không ở trạng thái cân bằng của các chất và sản phẩm phản ứng ban đầu.

,

trong đó P A, P B, P C, P D là áp suất riêng phần của các chất và sản phẩm phản ứng ban đầu.

Hai phương trình cuối cùng được gọi là phương trình đẳng nhiệt phản ứng hóa học van't Hoff. Mối quan hệ này giúp ta có thể tính giá trị G và F của phản ứng, xác định hướng của nó ở các nồng độ khác nhau của các chất ban đầu.

Cần lưu ý rằng cả đối với hệ khí và dung dịch, với sự tham gia của chất rắn trong phản ứng (tức là đối với hệ dị thể), nồng độ của pha rắn không được bao gồm trong biểu thức cho hằng số cân bằng, vì nồng độ này thực tế là liên tục. Vì vậy, đối với phản ứng

2 CO (g) \ u003d CO 2 (g) + C (t)

hằng số cân bằng được viết là

.

Sự phụ thuộc của hằng số cân bằng vào nhiệt độ (đối với nhiệt độ T 2 so với nhiệt độ T 1) được biểu thị bằng phương trình van't Hoff sau:

,

với Н 0 là hiệu ứng nhiệt của phản ứng.

Đối với phản ứng thu nhiệt (phản ứng xảy ra với sự hấp thụ nhiệt), hằng số cân bằng tăng khi nhiệt độ tăng, hệ chống lại sự phát nhiệt.

34. Sự thẩm thấu, áp suất thẩm thấu. Phương trình Van't Hoff và hệ số thẩm thấu.

Thẩm thấu là sự di chuyển tự phát của các phân tử dung môi qua màng bán thấm để phân tách các dung dịch có nồng độ khác nhau từ dung dịch có nồng độ thấp hơn sang dung dịch có nồng độ cao hơn, dẫn đến sự loãng của dung dịch sau. Là một màng bán thấm, thông qua các lỗ nhỏ mà chỉ các phân tử dung môi nhỏ có thể đi qua một cách chọn lọc và các phân tử hoặc ion lớn hoặc solvat được giữ lại, màng bóng kính thường được sử dụng - đối với các chất có trọng lượng phân tử cao và đối với trọng lượng phân tử thấp - đồng màng ferrocyanide. Quá trình chuyển dung môi (thẩm thấu) có thể bị ngăn cản nếu áp suất thủy tĩnh bên ngoài được tác dụng vào dung dịch có nồng độ cao hơn (ở điều kiện cân bằng, đây sẽ là cái gọi là áp suất thẩm thấu, ký hiệu là chữ ). Để tính giá trị của  trong các dung dịch của chất không điện ly, phương trình Van't Hoff thực nghiệm được sử dụng:

trong đó C là nồng độ mol của chất, mol / kg;

R là hằng số khí phổ quát, J / mol K.

Giá trị của áp suất thẩm thấu tỷ lệ với số phân tử (trong trường hợp chung là số hạt) của một hay nhiều chất hòa tan trong một thể tích dung dịch nhất định và không phụ thuộc vào bản chất của chúng và bản chất của dung môi. Trong dung dịch chất điện ly mạnh hay yếu, tổng số hạt riêng biệt tăng lên do sự phân ly của các phân tử, do đó cần đưa hệ số tỉ lệ thích hợp, gọi là hệ số đẳng áp vào phương trình tính áp suất thẩm thấu.

i C R T,

trong đó i là hệ số đẳng tích, được tính bằng tỉ số giữa tổng số ion và số phân tử chất điện li không phân ly với số phân tử ban đầu của chất này.

Vì vậy, nếu mức độ phân ly chất điện ly, tức là tỉ số giữa số phân tử bị phân huỷ thành ion trên tổng số phân tử của chất tan là  và phân tử bị điện phân thành n ion thì hệ số đẳng tích được tính như sau:

i = 1 + (n - 1) ,  (i> 1).

Đối với chất điện ly mạnh, bạn có thể lấy  = 1, sau đó i = n, và hệ số i (cũng lớn hơn 1) được gọi là hệ số thẩm thấu.

Hiện tượng thẩm thấu có tầm quan trọng lớn đối với các sinh vật thực vật và động vật, vì màng của tế bào của chúng liên quan đến dung dịch của nhiều chất có các đặc tính của màng bán thấm. Trong nước tinh khiết, tế bào trương nở mạnh, một số trường hợp có thể vỡ vỏ và trong dung dịch có nồng độ muối cao, ngược lại, nó giảm kích thước và co lại do lượng nước mất đi nhiều. Vì vậy, khi bảo quản thực phẩm, một lượng lớn muối hoặc đường được thêm vào chúng. Tế bào của vi sinh vật trong điều kiện đó mất một lượng nước đáng kể và chết.

Kết quả của việc nghiên cứu chủ đề này, bạn sẽ học được: Các phương trình phản ứng hóa học thông thường khác với phương trình nhiệt hóa của chúng như thế nào. Những yếu tố nào ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng hoá học? Cân bằng hóa học thực sự khác với cân bằng biểu kiến ​​như thế nào. Cân bằng chuyển dịch theo chiều nào khi điều kiện bên ngoài thay đổi. Cơ chế của xúc tác đồng thể và dị thể là gì. Chất ức chế và chất thúc đẩy là gì. Kết quả của việc nghiên cứu chủ đề này, bạn sẽ học được: Tính hiệu ứng nhiệt của các phản ứng hóa học bằng cách sử dụng entanpi tạo thành các chất. Thực hiện các phép tính bằng cách sử dụng biểu thức toán học của nguyên lý van't Hoff. Xác định chiều chuyển dịch của cân bằng hóa học với sự thay đổi của nhiệt độ và áp suất. Câu hỏi nghiên cứu:

6.1. Năng lượng của các quá trình hóa học

6.1.1. Nội năng và entanpi

Trong bất kỳ quá trình nào, định luật bảo toàn cơ năng được tuân theo:

Q = ∆U + A.

Đẳng thức này có nghĩa là nếu nhiệt lượng Q được cung cấp cho hệ thì nhiệt lượng này sẽ được sử dụng để thay đổi nội năng Δ U và để thực hiện công A.

Nội năng hệ là tổng dự trữ của nó, bao gồm năng lượng của chuyển động tịnh tiến và quay của phân tử, năng lượng của chuyển động của các electron trong nguyên tử, năng lượng tương tác của hạt nhân với electron, hạt nhân với hạt nhân, v.v., tức là tất cả các dạng năng lượng, trừ động năng và thế năng của toàn hệ.

Công do hệ thực hiện trong quá trình chuyển từ trạng thái 1, có đặc điểm là thể tích V 1, sang trạng thái 2 (thể tích V 2) ở áp suất không đổi (công giãn nở), bằng:

A \ u003d p (V 2 - V 1).

Ở áp suất không đổi (р = const), có tính đến biểu thức của công giãn nở, định luật bảo toàn năng lượng sẽ được viết như sau:

Q \ u003d (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1).

Tổng nội năng của một hệ và tích của thể tích và áp suất của nó được gọi là enthalpy H:

Vì giá trị chính xác của nội năng của hệ không xác định được, nên cũng không thể thu được giá trị tuyệt đối của các entanpi. Những thay đổi trong entanpi Δ H có tầm quan trọng về mặt khoa học và có ứng dụng thực tế.

Nội năng U và entanpi H là chức năng nhà nước các hệ thống. Chức năng trạng thái là những đặc điểm như vậy của hệ thống, những thay đổi trong đó chỉ được xác định bởi trạng thái cuối cùng và trạng thái ban đầu của hệ thống, tức là độc lập với đường dẫn quy trình.

6.1.2. Quá trình tỏa nhiệt và thu nhiệt

Dòng phản ứng hóa học đi kèm với sự hấp thụ hoặc giải phóng nhiệt. tỏa nhiệtđược gọi là một phản ứng xảy ra với sự tỏa nhiệt ra môi trường, và thu nhiệt- với sự hấp thụ nhiệt của môi trường.

Nhiều quá trình trong công nghiệp và trong phòng thí nghiệm thực tế tiến hành ở áp suất và nhiệt độ không đổi (T = const, p = const). Đặc tính năng lượng của các quá trình này là sự thay đổi entanpi:

Q P \ u003d -Δ N.

Đối với các quá trình xảy ra ở thể tích và nhiệt độ không đổi (T = const, V = const) Q V = -Δ U.

Đối với phản ứng tỏa nhiệt Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Ví dụ,

N 2 (g) + SO 2 (g) \ u003d N 2 O (g); ΔН 298 = + 82kJ,

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \ u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g); ΔN 298 = -802kJ.

Các phương trình hóa học trong đó biểu thị thêm hiệu ứng nhiệt của phản ứng (giá trị của quá trình DH), cũng như trạng thái tập hợp các chất và nhiệt độ, được gọi là nhiệt hóa các phương trình.

Trong phương trình nhiệt hóa, trạng thái pha và các biến đổi dị hướng của thuốc thử và các chất tạo thành được chú ý: d - thể khí, g - lỏng, k - tinh thể; S (hình thoi), S (một mặt), C (than chì), C (kim cương), v.v.

6.1.3. Hóa chất nhiệt điện; Luật Hess

Các hiện tượng năng lượng đi kèm với các nghiên cứu các quá trình vật lý và hóa học nhiệt hóa học. Định luật cơ bản của nhiệt hóa là định luật do nhà khoa học người Nga G.I. Hess vào năm 1840.

Định luật Hess ': sự thay đổi entanpi của quá trình phụ thuộc vào dạng và trạng thái của nguyên liệu ban đầu và sản phẩm phản ứng, nhưng không phụ thuộc vào đường đi của quá trình.

Khi xem xét các hiệu ứng nhiệt hóa, khái niệm “entanpi của quá trình” thường được sử dụng thay cho khái niệm “sự thay đổi entanpi của quá trình”, có nghĩa là theo khái niệm này giá trị Δ H. Sẽ không chính xác nếu sử dụng khái niệm “hiệu ứng nhiệt của quá trình ”khi xây dựng định luật Hess, vì giá trị Q nói chung không phải là một hàm của trạng thái. Như đã nói ở trên, chỉ ở áp suất không đổi Q P = -Δ N (ở thể tích không đổi Q V = -Δ U).

Vì vậy, sự hình thành PCl 5 có thể được coi là kết quả của sự tương tác của các chất đơn giản:

P (c, trắng) + 5 / 2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1,

hoặc là kết quả của một quá trình diễn ra trong nhiều giai đoạn:

P (k, trắng) + 3 / 2Cl 2 (g) = PCl 3 (g); Δ H 2,

PCl 3 (g) + Cl 2 (g) \ u003d PCl 5 (c); Δ H 3,

hoặc tổng cộng:

P (c, trắng) + 5 / 2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); Δ H 1 \ u003d Δ H 2 + Δ H 3.

6.1.4. Entanpi của sự hình thành các chất

Entanpi của sự hình thành là entanpi của quá trình hình thành một chất ở một trạng thái tập hợp nhất định từ các chất đơn giản đang ở trạng thái biến đổi ổn định. Ví dụ, entanpi của sự hình thành natri sunfat là entanpi của phản ứng:

2Na (c) + S (hình thoi) + 2O 2 (g) \ u003d Na 2 SO 4 (c).

Entanpi tạo thành các chất đơn giản bằng không.

Vì hiệu ứng nhiệt của phản ứng phụ thuộc vào trạng thái của các chất, nhiệt độ và áp suất nên người ta đồng ý sử dụng entanpi tiêu chuẩn của sự hình thành là entanpi của sự hình thành các chất ở nhiệt độ nhất định trong điều kiện tiêu chuẩn. Là trạng thái chuẩn cho các chất ở trạng thái ngưng tụ, trạng thái thực của chất đó ở nhiệt độ và áp suất cho trước là 101,325 kPa (1 atm). Sách tham khảo thường đưa ra entanpi chuẩn của sự hình thành các chất ở nhiệt độ 25 o C (298K), quy về 1 mol chất (Δ H f o 298). Entanpi chuẩn của sự hình thành một số chất ở T = 298K được cho trong Bảng. 6.1.

Bảng 6.1.

Entanpi chuẩn của sự hình thành (Δ H f o 298) của một số chất

Chất

Δ H f o 298, kJ / mol

Chất

Δ H f o 298, kJ / mol

Các entanpi tiêu chuẩn của sự hình thành đối với hầu hết các chất phức tạp là các giá trị âm. Đối với một số nhỏ các chất không bền, Δ H f o 298> 0. Các chất đó, đặc biệt, bao gồm oxit nitric (II) và oxit nitric (IV), Bảng 6.1.

6.1.5. Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học

Để tính toán entanpi của các quá trình, một hệ quả của định luật Hess được sử dụng: entanpi của phản ứng bằng tổng entanpi tạo thành sản phẩm phản ứng trừ đi tổng entanpi tạo thành các chất ban đầu, có tính đến hệ số phân tích.

Tính entanpi của quá trình phân hủy canxi cacbonat. Quá trình này được mô tả bằng phương trình sau:

CaCO 3 (c) \ u003d CaO (c) + CO 2 (g).

Entanpi của phản ứng này sẽ bằng tổng entanpi của sự hình thành canxi oxit và carbon dioxide trừ đi entanpi của sự hình thành canxi cacbonat:

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)).

Sử dụng dữ liệu trong Bảng 6.1. chúng tôi nhận được:

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

Từ dữ liệu thu được, phản ứng được coi là thu nhiệt, tức là tiến hành quá trình hấp thụ nhiệt.

CaO (c) + CO 2 (c) \ u003d CaCO 3 (c)

Kèm theo đó là sự tỏa nhiệt. Entanpi của nó sẽ bằng

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

6.2. Tốc độ phản ứng hóa học

6.2.1. Khái niệm về tốc độ phản ứng

Ngành hóa học liên quan đến tốc độ và cơ chế của các phản ứng hóa học được gọi là động học hóa học. Một trong những khái niệm quan trọng trong động học hóa học là tốc độ của một phản ứng hóa học.

Tốc độ của một phản ứng hóa học được xác định bằng sự thay đổi nồng độ của các chất tham gia trong một đơn vị thời gian ở một thể tích không đổi của hệ.

Hãy xem xét quá trình sau:

Để tại thời điểm t 1 nồng độ của chất A bằng giá trị c 1 và ở thời điểm t 2 - giá trị c 2. Trong khoảng thời gian từ t 1 đến t 2, sự thay đổi nồng độ sẽ là Δ c \ u003d c 2 - c 1. Tốc độ phản ứng trung bình là:

Dấu trừ được đặt vì khi phản ứng tiếp tục (Δ t> 0), nồng độ của chất giảm (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Tốc độ của một phản ứng hóa học phụ thuộc vào bản chất của chất phản ứng và vào điều kiện phản ứng: nồng độ, nhiệt độ, sự có mặt của chất xúc tác, áp suất (đối với phản ứng khí) và một số yếu tố khác. Đặc biệt, khi diện tích tiếp xúc của các chất tăng lên thì tốc độ phản ứng càng tăng. Tốc độ phản ứng cũng tăng khi tăng tốc độ khuấy của các chất phản ứng.

Trị số của tốc độ phản ứng cũng phụ thuộc vào thành phần nào được sử dụng để tính tốc độ phản ứng. Ví dụ, tốc độ của quá trình

H 2 + I 2 \ u003d 2HI,

Tính từ sự thay đổi nồng độ HI gấp đôi tốc độ phản ứng được tính từ sự thay đổi nồng độ của thuốc thử H 2 hoặc I 2.

6.2.2. Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ; thứ tự và số mol của phản ứng

Định luật cơ bản của động học hóa học là Luật hành động tập thể- thiết lập sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ của các chất phản ứng.

Tốc độ phản ứng tỷ lệ với tích nồng độ của các chất phản ứng. Đối với một phản ứng được viết ở dạng tổng quát là

aA + bB = cC + dD,

sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ có dạng:

v = k [A] α [B] β.

Trong phương trình động học này, k là hệ số tỉ lệ, được gọi là tỷ lệ không đổi; [A] và [B] là nồng độ của các chất A và B. Hằng số tốc độ phản ứng k phụ thuộc vào bản chất của các chất tham gia phản ứng và vào nhiệt độ, nhưng không phụ thuộc vào nồng độ của chúng. Hệ số α và β được tìm thấy từ dữ liệu thực nghiệm.

Tổng các số mũ trong phương trình động học được gọi là tổng theo thứ tự các phản ứng. Cũng có một thứ tự cụ thể của phản ứng trong một trong các thành phần. Ví dụ, đối với phản ứng

H 2 + C1 2 \ u003d 2 HC1

Phương trình động học có dạng như sau:

v = k 1/2,

những thứ kia. bậc tổng thể là 1,5 và bậc phản ứng đối với H 2 và C1 2 thành phần tương ứng là 1 và 0,5.

Tính phân tử phản ứng được xác định bởi số lượng các hạt, sự va chạm đồng thời là hành động cơ bản của tương tác hóa học. Hành động sơ đẳng (giai đoạn sơ cấp)- một hành động tương tác hoặc biến đổi các hạt (phân tử, ion, gốc) thành các hạt khác. Đối với các phản ứng cơ bản, số mol và thứ tự của phản ứng là như nhau. Nếu quá trình là nhiều giai đoạn và do đó phương trình phản ứng không tiết lộ cơ chế của quá trình, thứ tự của phản ứng không trùng với số mol của nó.

Phản ứng hóa học được chia thành đơn giản (một giai đoạn) và phức tạp, xảy ra trong một số giai đoạn.

Phản ứng đơn phân tử là một phản ứng trong đó hành động cơ bản là một sự biến đổi hóa học của một phân tử. Ví dụ:

CH 3 CHO (g) \ u003d CH 4 (g) + CO (g).

Phản ứng phân tử- phản ứng trong đó hành động cơ bản được thực hiện khi hai hạt va chạm. Ví dụ:

H 2 (g) + I 2 (g) \ u003d 2 HI (g).

phản ứng ba phân tử- một phản ứng đơn giản, hành động cơ bản được thực hiện với sự va chạm đồng thời của ba phân tử. Ví dụ:

2NO (g) + O 2 (g) \ u003d 2 NO 2 (g).

Thực tế là không thể xảy ra va chạm đồng thời của hơn ba phân tử, dẫn đến hình thành các sản phẩm phản ứng.

Quy luật tác dụng của khối lượng không áp dụng cho các phản ứng liên quan đến chất rắn, vì nồng độ của chúng không đổi và chúng chỉ phản ứng trên bề mặt. Tốc độ của các phản ứng như vậy phụ thuộc vào kích thước của bề mặt tiếp xúc giữa các chất phản ứng.

6.2.3. Sự phụ thuộc nhiệt độ của tốc độ phản ứng

Tốc độ phản ứng hóa học tăng khi nhiệt độ tăng. Sự gia tăng này là do động năng của các phân tử tăng lên. Năm 1884, nhà hóa học người Hà Lan van't Hoff đã đưa ra quy tắc: cứ nhiệt độ tăng 10 độ thì tốc độ phản ứng hóa học tăng lên gấp 2-4 lần.

Quy tắc của Van't Hoff được viết là:

,

trong đó V t 1 và V t 2 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ t 1 và t 2; γ - hệ số nhiệt độ của tốc độ, bằng 2 - 4.

Quy tắc van't Hoff được sử dụng để ước tính ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng. Một phương trình chính xác hơn mô tả sự phụ thuộc của hằng số tốc độ phản ứng vào nhiệt độ được đề xuất vào năm 1889 bởi nhà khoa học Thụy Điển S. Arrhenius:

.

Trong phương trình Arrhenius, A là hằng số, E là năng lượng hoạt hóa (J / mol); T là nhiệt độ, K.

Theo Arrhenius, không phải mọi va chạm của các phân tử đều dẫn đến biến đổi hóa học. Chỉ những phân tử có năng lượng dư thừa mới có khả năng phản ứng. Năng lượng dư thừa này mà các hạt va chạm phải có để phản ứng xảy ra giữa chúng được gọi là năng lương̣̣ kich hoaṭ.

6.3. Khái niệm về xúc tác và chất xúc tác

Chất xúc tác là chất làm thay đổi tốc độ của phản ứng hóa học nhưng không thay đổi về mặt hóa học khi kết thúc phản ứng.

Một số chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng, trong khi những chất khác, được gọi là chất ức chế, làm chậm lại. Ví dụ, thêm một lượng nhỏ MnO 2 làm chất xúc tác vào hydro peroxit H2O2 gây ra sự phân hủy nhanh chóng:

2 H 2 O 2 - (MnO 2) 2 H 2 O + O 2.

Khi có một lượng nhỏ axit sulfuric, tốc độ phân hủy H 2 O 2 giảm. Trong phản ứng này, axit sunfuric hoạt động như một chất ức chế.

Tùy thuộc vào việc chất xúc tác ở cùng pha với các chất phản ứng hoặc tạo thành một pha độc lập, có đồng nhất và xúc tác không đồng nhất.

xúc tác đồng nhất

Trong trường hợp xúc tác đồng thể, các chất phản ứng và chất xúc tác ở cùng một pha, ví dụ, ở thể khí. Cơ chế hoạt động của chất xúc tác dựa trên thực tế là nó tương tác với các chất phản ứng để tạo thành các hợp chất trung gian.

Xem xét cơ chế hoạt động của chất xúc tác. Trong trường hợp không có chất xúc tác, phản ứng

Nó chảy rất chậm. Chất xúc tác tạo thành với các nguyên liệu ban đầu (ví dụ, với chất B) một sản phẩm trung gian phản ứng:

phản ứng mạnh mẽ với một nguyên liệu ban đầu khác để tạo thành sản phẩm phản ứng cuối cùng:

VK + A \ u003d AB + K.

Xúc tác đồng thể diễn ra, ví dụ, trong quá trình oxy hóa lưu huỳnh (IV) oxit thành lưu huỳnh (VI) oxit, xảy ra với sự có mặt của oxit nitơ.

phản ứng đồng nhất

2 SO 2 + O 2 \ u003d 2 SO 3

trong trường hợp không có chất xúc tác là rất chậm. Nhưng khi một chất xúc tác (NO) được đưa vào, một hợp chất trung gian (NO2) được hình thành:

O 2 + 2 KHÔNG \ u003d 2 KHÔNG 2,

SO 2 dễ bị oxi hóa:

KHÔNG 2 + SO 2 \ u003d SO 3 + KHÔNG.

Năng lượng hoạt hóa của quá trình sau này rất thấp nên phản ứng tiến hành với tốc độ cao. Do đó, hoạt động của chất xúc tác bị giảm xuống làm giảm năng lượng hoạt hóa của phản ứng.

xúc tác không đồng nhất

Trong xúc tác dị thể, chất xúc tác và chất phản ứng ở các pha khác nhau. Chất xúc tác thường ở trạng thái rắn và các chất phản ứng ở trạng thái lỏng hoặc khí. Trong xúc tác dị thể, sự tăng tốc của quá trình thường gắn với hiệu ứng xúc tác của bề mặt chất xúc tác.

Các chất xúc tác khác nhau về tính chọn lọc (tính chọn lọc) của hoạt động. Vì vậy, ví dụ, với sự có mặt của chất xúc tác nhôm oxit Al 2 O 3 ở 300 o C, nước và etylen thu được từ rượu etylic:

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

Ở cùng nhiệt độ, nhưng khi có đồng Cu làm xúc tác, ancol etylic bị khử hiđro:

C 2 H 5 OH - (Cu) CH 3 CHO + H 2.

Một lượng nhỏ các chất nhất định làm giảm hoặc thậm chí phá hủy hoàn toàn hoạt tính của chất xúc tác (ngộ độc chất xúc tác). Những chất như vậy được gọi là chất độc xúc tác. Ví dụ, oxy gây ngộ độc thuận nghịch chất xúc tác sắt trong quá trình tổng hợp NH 3. Hoạt động của chất xúc tác có thể được phục hồi bằng cách cho một hỗn hợp nitơ và hydro mới được tinh chế từ oxy đi qua. Lưu huỳnh gây ngộ độc không hồi phục chất xúc tác trong quá trình tổng hợp NH 3. Hoạt động của nó không còn có thể được phục hồi bằng cách cho hỗn hợp N 2 + H 2 mới đi qua.

Các chất tăng cường hoạt động của chất xúc tác được gọi là người quảng bá, hoặc chất kích hoạt(ví dụ, xúc tác xúc tác platin được thực hiện bằng cách thêm sắt hoặc nhôm).

Cơ chế của xúc tác dị thể phức tạp hơn. Để giải thích nó, lý thuyết hấp phụ của xúc tác được sử dụng. Bề mặt của chất xúc tác là không đồng nhất, vì vậy nó được gọi là các tâm hoạt động. Các chất phản ứng được hấp phụ trên các vị trí hoạt động. Quá trình thứ hai gây ra sự tiếp cận của các phân tử phản ứng và tăng hoạt tính hóa học của chúng, vì liên kết giữa các nguyên tử của các phân tử bị hấp phụ bị yếu đi, khoảng cách giữa các nguyên tử tăng lên.

Mặt khác, người ta tin rằng tác dụng tăng tốc của chất xúc tác trong xúc tác dị thể là do các chất phản ứng tạo thành các hợp chất trung gian (như trong trường hợp xúc tác đồng thể), dẫn đến giảm năng lượng hoạt hóa.

6.4. Cân bằng hóa học

Phản ứng thuận nghịch và thuận nghịch

Các phản ứng chỉ diễn ra theo một chiều và kết thúc bằng sự biến đổi hoàn toàn các chất ban đầu thành các chất cuối cùng được gọi là phản ứng không thuận nghịch.

Không thể đảo ngược, tức là tiến đến phần cuối là các phản ứng trong đó

Phản ứng hóa học có thể đi ngược chiều được gọi là phản ứng thuận nghịch. Các phản ứng thuận nghịch điển hình là phản ứng tổng hợp amoniac và oxi hóa lưu huỳnh (IV) oxit thành lưu huỳnh (VI) oxit:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3.

Khi viết phương trình của các phản ứng thuận nghịch, thay dấu bằng ta đặt hai mũi tên chỉ ngược chiều nhau.

Trong các phản ứng thuận nghịch, tốc độ của phản ứng trực tiếp tại thời điểm ban đầu có giá trị cực đại, tốc độ này giảm khi nồng độ của thuốc thử ban đầu giảm. Ngược lại, phản ứng nghịch ban đầu có tốc độ tối thiểu, tốc độ này tăng khi nồng độ của các sản phẩm tăng. Kết quả là, có một thời điểm khi tốc độ của phản ứng thuận và nghịch trở nên bằng nhau và cân bằng hóa học được thiết lập trong hệ thống.

Cân bằng hóa học

Trạng thái của một hệ các chất phản ứng trong đó tốc độ của phản ứng thuận trở nên bằng tốc độ của phản ứng nghịch được gọi là trạng thái cân bằng hóa học.

Cân bằng hóa học còn được gọi là cân bằng thực. Ngoài sự bằng nhau của tốc độ phản ứng thuận và nghịch, cân bằng hóa học thực sự được đặc trưng bởi các đặc điểm sau:

Tính bất biến của trạng thái của hệ là do dòng phản ứng thuận và nghịch, tức là trạng thái cân bằng là động;

trạng thái của hệ thống không thay đổi theo thời gian nếu không có tác động bên ngoài vào hệ thống;

bất kỳ tác động bên ngoài nào gây ra sự thay đổi trạng thái cân bằng của hệ thống; tuy nhiên, nếu ảnh hưởng bên ngoài được loại bỏ, thì hệ thống sẽ trở lại trạng thái ban đầu một lần nữa;

• trạng thái của hệ thống là như nhau bất kể hệ thống tiếp cận trạng thái cân bằng từ phía nào - từ phía của các chất ban đầu hoặc từ phía của các sản phẩm phản ứng.

phải được phân biệt với thực trạng thái cân bằng rõ ràng. Vì vậy, ví dụ, một hỗn hợp oxy và hydro trong một bình kín ở nhiệt độ phòng có thể được lưu trữ trong một thời gian dài tùy ý. Tuy nhiên, việc bắt đầu phản ứng (phóng điện, chiếu tia cực tím, tăng nhiệt độ) làm cho phản ứng tạo nước diễn ra không thể đảo ngược.

6.5. Nguyên tắc của Le Chatelier

Ảnh hưởng của những thay đổi của điều kiện bên ngoài đến vị trí cân bằng được xác định bởi Nguyên tắc Le Chatel e (France, 1884): nếu bất kỳ ảnh hưởng bên ngoài nào được tạo ra đối với một hệ đang ở trạng thái cân bằng, thì trạng thái cân bằng trong hệ sẽ chuyển dịch theo hướng làm suy yếu ảnh hưởng này.

Nguyên lý của Le Chatelier không chỉ áp dụng cho các quá trình hóa học mà còn cho các quá trình vật lý, chẳng hạn như sôi, kết tinh, hòa tan, v.v.

Xem xét ảnh hưởng của các yếu tố khác nhau đến cân bằng hóa học bằng cách sử dụng phản ứng tổng hợp amoniac làm ví dụ:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3; ΔH = -91,8 kJ.

Ảnh hưởng của nồng độ đến cân bằng hóa học.

Theo nguyên lý Le Chatelier, sự gia tăng nồng độ của các chất ban đầu sẽ làm dịch chuyển trạng thái cân bằng theo hướng hình thành các sản phẩm phản ứng. Sự gia tăng nồng độ của các sản phẩm phản ứng làm thay đổi trạng thái cân bằng theo hướng hình thành các chất ban đầu.

Trong quá trình tổng hợp amoniac đã xét ở trên, việc đưa thêm một lượng N 2 hoặc H 2 vào hệ cân bằng gây ra sự chuyển dịch cân bằng theo hướng giảm nồng độ của các chất này, do đó, cân bằng chuyển dịch theo hướng hình thành của NH3. Tăng nồng độ amoniac làm thay đổi trạng thái cân bằng đối với các nguyên liệu ban đầu.

Một chất xúc tác làm tăng tốc độ của cả phản ứng thuận và nghịch như nhau, vì vậy sự ra đời của một chất xúc tác không ảnh hưởng đến cân bằng hóa học.

Ảnh hưởng của nhiệt độ đến cân bằng hóa học

Khi nhiệt độ tăng, cân bằng chuyển dịch theo phản ứng thu nhiệt và khi nhiệt độ giảm, cân bằng chuyển sang phản ứng tỏa nhiệt.

Mức độ chuyển dịch của cân bằng được xác định bởi giá trị tuyệt đối của hiệu ứng nhiệt: giá trị ΔH của phản ứng càng lớn thì ảnh hưởng của nhiệt độ càng lớn.

Trong phản ứng tổng hợp amoniac đang được xem xét, sự gia tăng nhiệt độ sẽ chuyển trạng thái cân bằng về phía các nguyên liệu ban đầu.

Ảnh hưởng của áp suất đến cân bằng hóa học

Sự thay đổi áp suất ảnh hưởng đến trạng thái cân bằng hóa học với sự tham gia của các chất ở thể khí. Theo nguyên lý Le Chatelier, sự gia tăng áp suất làm thay đổi trạng thái cân bằng theo hướng của một phản ứng xảy ra với sự giảm thể tích của các chất ở thể khí và sự giảm áp suất sẽ làm dịch chuyển cân bằng theo hướng ngược lại. Phản ứng tổng hợp amoniac tiến hành với sự giảm thể tích của hệ (có bốn thể tích ở bên trái của phương trình và hai thể tích ở bên phải). Do đó, sự gia tăng áp suất làm thay đổi trạng thái cân bằng theo hướng hình thành amoniac. Sự giảm áp suất sẽ làm chuyển dịch cân bằng theo chiều ngược lại. Nếu trong phương trình của một phản ứng thuận nghịch mà số phân tử của các chất ở thể khí ở hai phần bên phải và bên trái bằng nhau (phản ứng tiến hành mà không làm thay đổi thể tích các chất ở thể khí) thì áp suất không ảnh hưởng đến vị trí cân bằng trong hệ này.

Bất kỳ phản ứng hóa học nào cũng kèm theo sự giải phóng hoặc hấp thụ năng lượng dưới dạng nhiệt.

Trên cơ sở giải phóng hoặc hấp thụ nhiệt, người ta phân biệt tỏa nhiệt và thu nhiệt các phản ứng.

tỏa nhiệt phản ứng - những phản ứng như vậy trong đó nhiệt được tỏa ra (+ Q).

Phản ứng thu nhiệt - phản ứng trong đó nhiệt bị hấp thụ (-Q).

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng (Q) là nhiệt lượng tỏa ra hoặc hấp thụ trong quá trình tương tác của một lượng thuốc thử ban đầu nhất định.

Phương trình nhiệt hóa là phương trình biểu thị tác dụng nhiệt của phản ứng hóa học. Ví dụ, các phương trình nhiệt hóa là:

Cũng cần lưu ý rằng phương trình nhiệt hóa nhất thiết phải bao gồm thông tin về trạng thái tổng hợp của chất phản ứng và sản phẩm, vì giá trị của hiệu ứng nhiệt phụ thuộc vào điều này.

Tính toán nhiệt phản ứng

Ví dụ về một bài toán điển hình để tìm hiệu ứng nhiệt của phản ứng:

Khi cho 45 g glucozơ tương tác với một lượng dư oxi theo phương trình

C 6 H 12 O 6 (rắn) + 6O 2 (g) \ u003d 6CO 2 (g) + 6H 2 O (g) + Q

700 kJ nhiệt được tỏa ra. Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng. (Viết lại số đó đến số nguyên gần nhất.)

Quyết định:

Tính khối lượng chất glucozơ:

n (C 6 H 12 O 6) \ u003d m (C 6 H 12 O 6) / M (C 6 H 12 O 6) \ u003d 45 g / 180 g / mol \ u003d 0,25 mol

Những thứ kia. Sự tương tác của 0,25 mol glucozơ với oxi tỏa ra nhiệt lượng 700 kJ. Từ phương trình nhiệt hoá đã trình bày ở điều kiện, ta thấy khi 1 mol glucozơ tương tác với oxi sẽ tạo thành một lượng nhiệt bằng Q (nhiệt của phản ứng). Khi đó tỷ lệ sau là đúng:

0,25 mol glucozơ - 700 kJ

1 mol glucozơ - Q

Từ tỷ trọng này theo phương trình tương ứng:

0,25 / 1 = 700 / Q

Giải quyết vấn đề đó, chúng tôi thấy rằng:

Như vậy, hiệu ứng nhiệt của phản ứng là 2800 kJ.

Các phép tính theo phương trình nhiệt hóa

Thông thường hơn, trong các bài tập USE trong nhiệt hóa học, giá trị của hiệu ứng nhiệt đã được biết trước, bởi vì. phương trình nhiệt hóa hoàn chỉnh được cho trong điều kiện.

Trong trường hợp này, cần phải tính toán lượng nhiệt tỏa ra / hấp thụ với một lượng chất phản ứng hoặc sản phẩm đã biết, hoặc ngược lại, giá trị nhiệt lượng đã biết được yêu cầu để xác định khối lượng, thể tích hoặc lượng của một chất bất kỳ tham gia vào phản ứng.

ví dụ 1

Phù hợp với phương trình phản ứng nhiệt hóa

3Fe 3 O 4 (rắn) + 8Al (rắn) \ u003d 9Fe (rắn) + 4Al 2 O 3 (rắn) + 3330 kJ

tạo thành 68 g nhôm oxit. Nhiệt lượng tỏa ra trong trường hợp này là bao nhiêu? (Viết lại số đó đến số nguyên gần nhất.)

Quyết định

Tính khối lượng chất nhôm oxit:

n (Al 2 O 3) \ u003d m (Al 2 O 3) / M (Al 2 O 3) \ u003d 68 g / 102 g / mol \ u003d 0,667 mol

Theo phương trình nhiệt hóa của phản ứng, 3330 kJ được giải phóng trong quá trình tạo thành 4 mol nhôm oxit. Trong trường hợp của chúng tôi, 0,6667 mol nhôm oxit được tạo thành. Biểu thị nhiệt lượng tỏa ra trong trường hợp này, thông qua x kJ, chúng ta sẽ tính theo tỷ lệ:

4 mol Al 2 O 3 - 3330 kJ

0,667 mol Al 2 O 3 - x kJ

Tỷ lệ này tương ứng với phương trình:

4 / 0,6667 = 3330 / x

Giải ra ta thấy x = 555 kJ

Những thứ kia. Khi tạo thành 68 g nhôm oxit theo phương trình nhiệt hoá, nhiệt lượng toả ra ở điều kiện là 555 kJ.

Ví dụ 2

Kết quả của phản ứng, phương trình nhiệt hóa trong đó

4FeS 2 (rắn) + 11O 2 (g) \ u003d 8SO 2 (g) + 2Fe 2 O 3 (rắn) + 3310 kJ

1655 kJ nhiệt được tỏa ra. Xác định thể tích (l) lưu huỳnh đioxit thoát ra (n.o.s.). (Viết lại số đó đến số nguyên gần nhất.)

Quyết định

Theo phương trình phản ứng nhiệt hóa, 8 mol SO 2 tạo thành nhiệt lượng 3310 kJ. Trong trường hợp của chúng tôi, 1655 kJ nhiệt đã được giải phóng. Gọi khối lượng chất SO 2 tạo thành trong trường hợp này bằng x mol. Khi đó tỷ lệ sau là hợp lệ:

8 mol SO 2 - 3310 kJ

x mol SO 2 - 1655 kJ

Từ đó theo phương trình:

8 / x = 3310/1655

Giải quyết vấn đề đó, chúng tôi thấy rằng:

Như vậy lượng chất SO 2 tạo thành trong trường hợp này là 4 mol. Do đó, khối lượng của nó là:

V (SO 2) \ u003d V m ∙ n (SO 2) \ u003d 22,4 l / mol ∙ 4 mol \ u003d 89,6 l ≈ 90 l(làm tròn đến số nguyên, vì điều này là bắt buộc trong điều kiện.)

Có thể tìm thêm các bài toán phân tích về hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học.