При расчетах тепловых эффектов различных химических реакций на основе закона Гесса особое значение имеют два вида тепловых эффектов — теплота образования и теплота сгорания.
Теплотой образования называется тепловой эффект реакции образования данного соединения из простых веществ, отвечающих наиболее устойчивому состоянию рассматриваемого элемента при данной температуре. Например, теплота образования 1 моль СаС03 равна тепловому эффекту реакции образования карбоната кальция в данной его кристаллической модификации из металлического кальция, углерода (в виде графита) и газообразного кислорода;
Са (м) + С (гр.) + 1ЅО2(г) = СаСОэ (кр)
Тепловые эффекты реакции зависят от условий проведения реакций (температуры, давления и пр.).
В настоящее время различные справочные значения тепловых эффектов и других величин относят обычно к стандартному состоянию веществ.
В качестве стандартного состояния индивидуальных жидких и твердых веществ принимают состояние их при данной температуре и при давлении, равном 1 бар, а для индивидуальных газов — такое их состояние (большей частью гипотетическое), когда при данной температуре и давлении, равном 1 бар, они обладают свойствами идеального газа. Все величины, относящиеся к стандартному состоянию веществ, отмечают верхним индексом ° (
и. т.д.) и называют стандартными (стандартная теплота образования, стандартная энтальпия). В области обычных давлений изменение давления слабо влияет на тепловые эффекты реакций и энтальпию веществ, так как внутренняя энергия идеального газа не зависит от давления, а в конденсированном состоянии сжимаемость веществ мала. Однако многие другие величины, как, например, энтропия газов, сильно зависят от давления.
Для облегчения расчетов справочные данные относят в первую очередь к одной температуре 25,00 °С (298,15 К), принимаемой в качестве стандартной температуры. (В индексах при тех или других величинах эта температура сокращенно указывается 298.) Конечно, справочные данные даются и для других температур. Условие о стандартной температуре вполне не зависит от условия о стандартных состояниях.
Пользуясь значениями стандартных теплообразования, можно легко рассчитать тепловой эффект любой химической реакции, если известны теплоты образования всех веществ, участвующих в реакции.
Из закона Гесса следует, что тепловой эффект реакции равен разности между теплотами образования всех веществ, указанных в правой части уравнения, и теплотами образования всех веществ, указанных в левой части уравнения (взятых, разумеется, с коэффициентами, равными коэффициентам перед формулами этих веществ в уравнении самой реакции)
Энтальпия (от греч. enthбlpo — нагреваю) (теплосодержание, тепловая функция Гиббса), потенциал термодинамический, характеризующий состояние термодинамической системы при выборе в качестве основных независимых переменных энтропии S и давления р.
Энтропия – S – функция состояния термодинамической системы, представляющая меру беспорядка в системе, определяющуюся выражением S=RlnW, где W – термодинамическая вероятность, равная количеству микросостояний, реализуемых для макросостояния при данных условиях. При температуре абсолютного нуля S = 0.
Изобарно-изотермический потенциал, или энергия Гиббса, - это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции.
Все три величины связаны уравнением:
ДG = ДH – TДS, где T – абсолютная температура.
Если
ДG>0 – реакция не может идти в данных условиях
ДG=0 – реакция может протекать в обоих направлениях
ДG<0 – реакция МОЖЕТ идти
Стандартные условия: р = 105 Па; T=273 K; C = 1M. В стандартных условиях для вычисления изменения величин используют ДH°, S°. В других условиях используют Первое приближение Улеха: приращения ДH и ДS к ДH° и S° к при изменении Т приближенно равны нулю, если не меняются агрегатные состояния веществ, участвующих в реакции.
14. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Константа скорости реакции.
Скорость химической реакции - величина, характеризующая интенсивность реакции химической. Скоростьюобразования продукта реакции называется количество этого продукта, возникающее в результате реакции заединицу времени в единице объёма (если реакция гомогенна) или на единице площади поверхности (еслиреакция гетерогенна).
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ, от радиоактивного облучения).
Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:
Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для реакции ( I ) этот закон выразится уравнением
v = kcA cB, (1)
где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называютзаконом действующих масс.
Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.
Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.
Влияние температуры.
Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
Математически эта зависимость выражается соотношением
vt 2 = vt 1 г,
где vt 1 , vt 2 - скорости реакции соответственно при начальной ( t 1 ) и конечной ( t 2 ) температурах, а г - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.
Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.
Действующих масс закон-один из основных законов физической химии; устанавливает зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ и соотношение между концентрациями (или активностями) продуктов реакции и исходных веществ в состоянии химического равновесия. Норвежские учёные К. Гульдберг и П. Вааге, сформулировавшие Д. м. з. в 1864-67, назвали «действующей массой» вещества его количество вединице объёма, т. е. концентрацию, отсюда — наименование закона.
Правило Вант-Гоффа - приближённое правило, согласно которому при повышении температуры на 10°С скорость химической реакции увеличивается примерно в 2—4 раза.
Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.
Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л.
Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, от катализатора, но не зависит от их концентрации.
15. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие, константа химического равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Обратимая реакция - химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и обратном направлениях.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.
Константа равновесия показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше или меньше скорости обратной реакции.
Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов.
Переход химической системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением (сдвигом) равновесия. В силу динамического характера химического равновесия оно оказывается чувствительным к внешним условиям и способно реагировать на их изменение.
Направление смещения положения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется правилом, впервые сформулированным французским химиком и металловедом Анри Луи Ле Шателье в 1884 году и названным в его честь принципом Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают внешнее воздействие, то в системе происходит такое смещение равновесия, которое ослабляет это воздействие.
Существует три основных параметра, изменяя которые, можно смещать химическое равновесие. Это – температура, давление и концентрация.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 |
