Spontaniškų procesų kriterijai. Kodėl vyksta cheminės reakcijos – Žinių hipermarketas Kaip nustatyti, ar įvyks cheminė reakcija

Entalpijos pokyčiai cheminės reakcijos metu negali būti tam tikros reakcijos atlikimo galimybės ar negalėjimo kriterijumi, nes reakcijos gali vykti savaime ne tik išsiskiriant šilumai, bet ir šilumai absorbuojant cheminės reakcijos metu. Šio klausimo svarstymas termochemijoje grindžiamas antruoju termodinamikos dėsniu, naudojant reakcijoje dalyvaujančios medžiagos S entropijos ir cheminės reakcijos entropijos ΔS sąvokas. Entropijos sąvoka gali būti aiškinama tiek pagal sistemos eilės laipsnį, tiek pagal statistinę termodinamiką (Boltzmanno lygtis).

Universalus spontaniškos reakcijos galimybės kriterijus yra sistemos būsenos funkcija, pvz., Gibso laisvoji energija ΔG. Jei kokiai nors reakcijai ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно, если же ΔG >0, tada ne. Šis teiginys parodo termodinamines sąlygas spontaniškam cheminės reakcijos pasireiškimui. Jei kokiam nors cheminiam procesui ΔG = 0, tai sistemos būsena vadinama pusiausvyra, ji apibūdinama pusiausvyros konstanta K lygi = 1.

Termodinaminę sistemą, esančią cheminės pusiausvyros būsenoje, įtakoja termodinaminių parametrų pokyčiai: temperatūra, slėgis, medžiagos kiekis. Sistema atitinkamai perstatyta, tai galima apibūdinti Le Chatelier principu.

Terminai ir apibrėžimai

Termodinaminė sistema yra kūnų rinkinys, kuriame galimi šilumos ir masės mainai tarp jų. Ypatingas termodinaminės sistemos atvejis yra cheminė sistema, kurioje vyksta cheminiai procesai.

KAM termodinaminiai parametrai(arba kintamieji) apima: slėgį p, tūrį V, temperatūrą T, medžiagos molių skaičių ν. Kartais į juos įtraukiamas ir į sistemą tiekiamas ar iš jos iš išorės pašalintas šilumos kiekis Q. Pagrindiniai termodinaminiai parametrai yra tarpusavyje susiję gerai žinoma Mendelejevo-Klapeirono lygtimi: pV = ν RT.

KAM termodinamines funkcijas Sistemos būsenos yra: vidinė energija U, entalpija H, šiluminė talpa esant pastoviam slėgiui c p, šiluminė talpa esant pastoviam tūriui c v, entropija S, laisvoji Gibso energija G.

Pirmasis įstatymas termodinamika teigia, kad sistemai perduodama šiluma išleidžiama sistemos vidinės energijos didinimui ir darbui, nukreiptam prieš išorines jėgas, ypač sistemos plėtrai:

Vidinė energija U yra bendras energijos rezervas sistemoje, neįskaitant visos sistemos potencialios ir kinetinės energijos. Sistemos vidinę energiją lemia molekulių judėjimo energija, atomuose judančių elektronų energija, atomų ir atomų grupių vidinių molekulinių virpesių energija, elektrinės sąveikos, intrabranduolinė energija ir kt. Todėl neįmanoma nustatyti absoliučios vidinės energijos vertės.

Šiluma Q, tiekiama iš išorės arba pašalinta iš sistemos, yra termodinaminis kintamasis. Dėl to sukeltam sistemos būsenos pokyčiui būdingas atitinkamos būsenos funkcijos pasikeitimas, vadinamas entalpija H sistema: ΔH = ΔU + pΔV.

Kaip ir vidinės energijos atveju, absoliučios entalpijos vertės nustatyti neįmanoma.

Teplovas cheminės reakcijos poveikis vadinamas cheminės sistemos entalpijos pokytis ΔH dėl reakcijos.

Endoterminė reakcija yra reakcija, kurią lydi energijos sugertis; ji apibūdinama teigiama šiluminio efekto verte tam tikroje temperatūroje ΔH > 0.

Egzoterminė reakcija yra reakcija, kurią lydi energijos išsiskyrimas; jai būdinga neigiama šiluminio efekto reikšmė tam tikroje temperatūroje ΔH< 0.

Pagal standartinėmis sąlygomis cheminės reakcijos eiga suprantama taip: p = 1,013·10 5 Pa, T = 298 K, ν = 1 mol. Standartinės sistemos būsenos funkcijos ΔНº 298, ΔUº 298, ΔGº 298 SI sistemoje išreiškiamos kJ/mol.

Standartinis formavimosi entalpijaΔНº arr.298 arba ΔНº f .298, yra sudėtingos medžiagos susidarymo iš paprastų, sumažintų iki standartinių sąlygų, reakcijos terminis efektas. Paprastų medžiagų susidarymo entalpijos laikomos lygiomis nuliui.

Pirmas termochemijos dėsnis: Sudėtinės medžiagos susidarymo iš paprastų medžiagų reakcijos terminis efektas yra lygus absoliučia reikšme, tačiau ženklu priešingas tam tikro junginio skilimo į paprastas medžiagas reakcijos terminiam efektui: ΔНº arr = –ΔНº skilimas .

Antrasis termochemijos dėsnis: Cheminės reakcijos terminis poveikis , vykstant pastoviam slėgiui arba pastoviam tūriui, nepriklauso nuo tarpinių etapų skaičiaus, sekos ir pobūdžio, o lemia tik pradinė ir galutinė sistemos būsena.

Pirmoji pasekmė Iš antrojo termochemijos dėsnio: Cheminės reakcijos šiluminis efektas yra lygus reakcijos produktų susidarymo entalpijų sumai, atėmus reagentų susidarymo entalpijų sumą tam tikroje temperatūroje:

ΔН х.р = ΣΔН arr. tęsinys – ΣΔН arr.reaguoti.

Laikoma, kad paprastų medžiagų susidarymo entalpija yra lygi nuliui.

Antroji pasekmė iš antrojo termochemijos dėsnio: Cheminės reakcijos šiluminis efektas yra lygus reakcijos reagentų degimo entalpijų sumai, atėmus produktų degimo entalpijų sumą tam tikroje temperatūroje:

ΔН х.р = ΣΔН degimo reakcija – ΣΔН degimas. tęsinys

Laikoma, kad nedegių medžiagų degimo entalpija yra lygi nuliui.

Pagal šiluminė talpa suprasti šilumos kiekį, kuris turi būti perduodamas sistemai, kad jos temperatūra padidėtų 1 K. Jie išskiria šilumos talpą esant pastoviam slėgiui c p = ΔH/ΔT, šilumos talpą esant pastoviam tūriui c v = ΔU/ΔT. Jie yra susiję vienas su kitu tokiu būdu:

c p = c v + R .

Kirchhoffo termocheminis dėsnis: Cheminės reakcijos šiluminis efektas esant tam tikrai temperatūrai ΔН Т1 yra susijęs su tos pačios reakcijos terminiu efektu esant skirtingai temperatūrai ΔН Т2, keičiantis reakcijos produktų ir reagentų šiluminėms talpoms Δс р taip:

ΔН Т2 = ΔН Т1 + ΣΔс р · ΔT.

Iš viso arba bendras šiluminis efektas reakcija, apima faktinės cheminės reakcijos entalpijos indėlį ΔН ch.r. , entalpijos pokyčiai dėl temperatūros pokyčių ΔН T ir entalpijos pokyčiai vykstant fazių perėjimams sistemoje ΔН f.p. : ΔН = ΔН val. + ΔН Т + ΔН f.p.

Svarbiausia termochemijos reikšmė yra tokia formuluotė antrasis termodinamikos dėsnis: Keisti entropija bet kokiam sistemos pokyčiui jis lygus šilumos įtekėjimo į sistemą Q (t.y. ΔН) ir absoliučios temperatūros T santykiui: ΔS = ΔН/Т.

Entropija S yra kiekybinis sistemos sutrikimo laipsnio matas. Pagal antrąjį termodinamikos dėsnį entropija nustatoma per jos pasikeitimą, kai keičiasi sistemos entalpija. Skiriama tam tikros medžiagos entropija tam tikromis sąlygomis, pavyzdžiui, esant standartinei ΔSº, ir entropijos pokytis, atsirandantis dėl tam tikro proceso, ypač cheminės reakcijos standartinėmis sąlygomis ΔSº x.r. . Pastarąjį galima rasti iš išraiškos, panašios į pirmąjį antrojo termochemijos dėsnio išvadą: ΔS x.r = ΣΔSº cont – ΣΔSº reaguoja.

Boltzmanno lygtis pateikiamas statistinis entropijos vaizdas:

čia R – universali dujų konstanta, o W – termodinaminė tam tikros sistemos būsenos įgyvendinimo tikimybė (mikrobūsenų, kurias gali įgyvendinti tam tikra sistema, skaičius).

Nemokama energija Gibbsas G yra sistemos būsenos, įskaitant entalpiją ir entropiją, funkcija, jos kitimas cheminio proceso metu pateikiamas išraiška: ΔG = ΔН – ТΔS.

Savaiminio srauto termodinaminė būklė cheminė reakcija yra reikalavimas sumažinti Gibso laisvąją energiją: Jei kuriai nors reakcijai ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении, если же ΔG >0, tada ne.

Apibūdinama cheminės pusiausvyros būsena pusiausvyros konstanta cheminė reakcija, kuri lygi tiesioginės ir atvirkštinės reakcijų greičio konstantų santykiui: K r = k į priekį / k arr.

Reakcijos pusiausvyros konstanta susijusi su Gibso laisva energija: ΔG = – RT · ln K р. Jei K р = 1, tai ΔG = 0, ir reakcija vienodai tikėtina abiem kryptimis. Jei K р > 1, tai ΔG< 0, и реакция смещена в сторону образования продуктов. Если K р < 1, то ΔG >0, reakcija vyksta daugiausia reagentų susidarymo link, tai yra, vyrauja atvirkštinė reakcija.

Le Chatelier principas yra taip: Jei termodinaminei sistemai, kuri yra cheminės pusiausvyros būsenoje, daromas išorinis poveikis, tai sistema atkuriama taip, kad išorinio poveikio poveikis būtų sumažintas.

Galimybės atlikti tam tikrą reakciją numatymas yra viena iš pagrindinių užduočių, su kuriomis susiduria chemikai. Ant popieriaus galite parašyti bet kokios cheminės reakcijos lygtį („popierius atlaikys bet ką“). Ar įmanoma praktiškai atlikti tokią reakciją?

Kai kuriais atvejais (pavyzdžiui, kalcinuojant kalkakmenį: CaCO 3 = CaO + CO 2 - Q), pakanka padidinti temperatūrą, kad prasidėtų reakcija, o kitais (pavyzdžiui, redukuojant kalcį iš jo oksido vandeniliu : CaO + H 2 → Ca + H 2 O) - reakcija negali būti vykdoma jokiomis sąlygomis!

Eksperimentinis tam tikros reakcijos atsiradimo galimybės skirtingomis sąlygomis tyrimas yra daug darbo reikalaujantis ir neefektyvus. Bet į šį klausimą teoriškai galima atsakyti remiantis cheminės termodinamikos dėsniais – mokslu apie cheminių procesų kryptis.

Vienas iš svarbiausių gamtos dėsnių (pirmasis termodinamikos dėsnis) yra energijos tvermės dėsnis:

Apskritai objekto energija susideda iš trijų pagrindinių tipų: kinetinės, potencialinės, vidinės. Kuris iš šių tipų yra svarbiausias svarstant chemines reakcijas? Žinoma, vidinė energija (E)\ Juk ji susideda iš atomų, molekulių, jonų judėjimo kinetinės energijos; iš jų tarpusavio traukos ir atstūmimo energijos; nuo energijos, susijusios su elektronų judėjimu atome, jų pritraukimu prie branduolio, elektronų ir branduolių tarpusavio atstūmimo, taip pat intrabranduolinės energijos.

Jūs žinote, kad vykstant cheminėms reakcijoms vieni cheminiai ryšiai sunaikinami, o kiti susidaro; šiuo atveju pakinta atomų elektroninė būsena ir jų santykinė padėtis, todėl reakcijos produktų vidinė energija skiriasi nuo reaguojančių medžiagų vidinės energijos.

Panagrinėkime du galimus atvejus.

1. E reagentai > E produktai. Remiantis energijos tvermės dėsniu, dėl tokios reakcijos į aplinką turėtų išsiskirti energija: įkaista oras, mėgintuvėlis, automobilio variklis, reakcijos produktai.

Reakcijos, kurių metu išsiskiria energija ir pašildoma aplinka, kaip žinia, vadinamos egzoterminėmis (23 pav.).

Ryžiai. 23.
Metano degimas (a) ir medžiagų vidinės energijos pokyčių diagrama šiame procese (b)

2. Reagentų E yra mažesnis nei produktų E. Remiantis energijos tvermės dėsniu, darytina prielaida, kad tokiuose procesuose pradinės medžiagos turi sugerti energiją iš aplinkos, o reaguojančios sistemos temperatūra turi mažėti (24 pav.).

Ryžiai. 24.
Medžiagų vidinės energijos pokyčių diagrama skaidant kalcio karbonatą

Reakcijos, kurių metu energija absorbuojama iš aplinkos, vadinamos endoterminėmis (25 pav.).

Ryžiai. 25.
Fotosintezės procesas yra gamtoje vykstančios endoterminės reakcijos pavyzdys

Energija, kuri išsiskiria arba sugeria cheminės reakcijos metu, kaip žinote, vadinama šios reakcijos terminiu efektu. Šis terminas vartojamas visur, nors tiksliau būtų kalbėti apie energetinį reakcijos poveikį.

Reakcijos šiluminis efektas išreiškiamas energijos vienetais. Atskirų atomų ir molekulių energija yra nereikšminga. Todėl reakcijų šiluminiai efektai dažniausiai priskiriami tiems medžiagų kiekiams, kurie nustatomi pagal lygtį ir išreiškiami J arba kJ.

Cheminės reakcijos lygtis, kurioje nurodomas šiluminis efektas, vadinama termochemine lygtimi.

Pavyzdžiui, termocheminė lygtis:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 kJ.

Žinios apie cheminių reakcijų terminį poveikį turi didelę praktinę reikšmę. Pavyzdžiui, projektuojant cheminį reaktorių, svarbu numatyti arba energijos antplūdį reakcijai palaikyti kaitinant reaktorių, arba, atvirkščiai, šilumos pertekliaus pašalinimą, kad reaktorius neperkaistų su visomis iš to kylančiomis pasekmėmis. įskaitant sprogimą.

Jei reakcija vyksta tarp paprastų molekulių, tai apskaičiuoti reakcijos šiluminį efektą yra gana paprasta.

Pavyzdžiui:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Energija eikvojama nutraukiant dvi chemines jungtis H-H ir Cl-Cl, energija išsiskiria susidarius dviem cheminėms jungtims H-Cl. Būtent cheminiuose ryšiuose koncentruojasi svarbiausias junginio vidinės energijos komponentas. Žinant šių ryšių energijas, iš skirtumo galima nustatyti reakcijos šiluminį efektą (Q p).

Todėl ši cheminė reakcija yra egzoterminė.

Kaip, pavyzdžiui, galime apskaičiuoti kalcio karbonato skilimo reakcijos šiluminį efektą? Juk tai nemolekulinės struktūros junginys. Kaip tiksliai nustatyti, kurios jungtys ir kiek jų sunaikinamos, kokia jų energija, kokios jungtys ir kiek jų susidaro kalcio okside?

Reakcijų šiluminiam poveikiui apskaičiuoti naudojamos visų reakcijoje dalyvaujančių cheminių junginių (pradinių medžiagų ir reakcijos produktų) susidarymo šilumos vertės.

Tokiomis sąlygomis paprastų medžiagų susidarymo šiluma pagal apibrėžimą yra lygi nuliui.

C + O 2 = CO 2 + 394 kJ,

0,5N 2 + 0,5O 2 = NO – 90 kJ,

kur 394 kJ ir -90 kJ yra atitinkamai CO 2 ir NO susidarymo šilumos.

Jei duotą cheminį junginį galima gauti tiesiogiai iš paprastų medžiagų, o reakcija vyksta kiekybiškai (produktų išeiga 100%), pakanka atlikti reakciją ir išmatuoti jos šiluminį efektą naudojant specialų prietaisą – kalorimetrą. Taip nustatomos daugelio oksidų, chloridų, sulfidų susidarymo šilumos ir kt.. Tačiau didžiąją daugumą cheminių junginių sunku arba neįmanoma gauti tiesiogiai iš paprastų medžiagų.

Pavyzdžiui, deginant anglį deguonimi, neįmanoma nustatyti anglies monoksido CO Q arr, nes visiškos oksidacijos procesas visada vyksta susidarant anglies dioksidui CO 2. Šiuo atveju į pagalbą ateina 1840 metais rusų akademiko G. I. Hesso suformuluotas įstatymas.

Žinodami junginių susidarymo šilumą, galime įvertinti jų santykinį stabilumą, taip pat apskaičiuoti reakcijų šiluminį poveikį pagal Heso dėsnį.

Cheminės reakcijos šiluminis efektas yra lygus visų reakcijos produktų susidarymo karščių sumai, atėmus visų reagentų susidarymo šilumą (atsižvelgiant į reakcijos lygties koeficientus):

Pavyzdžiui, reikia apskaičiuoti reakcijos, kurios lygtis yra šiluminį efektą

Fe 2 O 3 + 2Al = 2Fe + Al 2 O 3.

Žinyne rasime reikšmes:

Q obp (Al 2 O 3) = 1670 kJ/mol,

Q o6p (Fe 2 O 3) = 820 kJ/mol.

Paprastų medžiagų susidarymo karštis lygus nuliui. Iš čia

Q p = Q mėginys (Al 2 O 3) - Q mėginys (Fe 2 O 3) = 1670 - 820 = 850 KJ.

Reakcijos terminis poveikis

Fe 2 O 3 + ZSO = 2 Fe + ZSO 2

apskaičiuojamas taip:

Reakcijos terminis efektas išreiškiamas kitu būdu, naudojant „entalpijos“ sąvoką (žymima raide H).

1 Volkova S.A., Gusev S.N. Nėra jokių cheminių reakcijų, kurios nevyksta, tiesiog jų katalizatorius dar nerastas N.Yu. Konovalovas Kodėl ir kaip vyksta cheminės reakcijos? Dažnai maišant medžiagas viena su kita vienu atveju iš karto matome vykstančius reakcijos pokyčius, kaip, pavyzdžiui, suliejus natrio sulfato ir bario chlorido tirpalus, o kitu atveju - mišinį, pavyzdžiui, vandenilio ir deguonies. dujos gali egzistuoti be matomų pokyčių gana ilgą laiką. Akivaizdu, kad šio reiškinio priežastis yra reakcijos greičio skirtumas. Pagalvokime, kodėl cheminės reakcijos vyksta skirtingu greičiu. Jeigu į indą pripildome vandenilio ir deguonies (santykiu 2:1 – šis mišinys vadinamas sprogstamu), tuomet jokių matomų pakitimų nepastebime. Kad ant stiklainio sienelės atsirastų bent vienas vandens lašas, tenka laukti labai ilgai. Tačiau maišydami dviejų druskų tirpalus, pavyzdžiui, natrio sulfatą ir bario chloridą, pastebime, kad reakcija įvyksta akimirksniu. Kas nutiko? Na2 SO4  BaCl2  2 NaCl  BaSO4  t , 2 H 2  O2  2 H 2O Kad įvyktų cheminė reakcija, reaguojančių medžiagų molekulės turi susidurti viena su kita ir turėti pakankamai energijos, kad galėtų įveikti energijos barjeras (tarpelektroninis, tarpbranduolinis atstūmimas). Skirtingoms cheminėms reakcijoms šis barjeras gali labai skirtis. Pirmajai reakcijai jis yra mažas, todėl reaguojančios dalelės lengvai susiduria ir sureaguoja, tačiau vandens sintezės reakcijai jis reikšmingas, todėl normaliomis sąlygomis nevyksta. Pradinių medžiagų molekulės turi įveikti neįveikiamą „kalnų grandinę“, kaip alpinistai, kad pasiektų galutinį maršruto tašką. Šis „kalnų diapazonas“ yra aktyvavimo energija. Aktyvacijos energija yra tam tikras energijos perteklius, reikalingas molekulėms įvykti reakcijai. Tai kelia klausimą: kaip galime priversti molekules „įveikti šią keterą“? Kyla ir kitų klausimų: kaip nustatyti, koks apskritai yra cheminės reakcijos greitis; Kaip greičio sąvokos chemijoje ir gyvenime yra susijusios? Iš fizikos kurso mes žinome, kas yra greitis: tai atstumas, kurį kūnas nukeliavo per laiko vienetą. Vykstant cheminėms reakcijoms medžiagos nejuda, tačiau keičiasi jų koncentracija. Todėl cheminės reakcijos greitis suprantamas kaip medžiagos koncentracijos pokytis per laiko vienetą. Norint „priversti“ įvykti cheminei reakcijai, reikia sukurti kuo palankiausias sąlygas reaguojančių medžiagų molekulėms. Turime suteikti jiems papildomos energijos – suaktyvinti. Tai galima padaryti, pavyzdžiui, keičiant išorines sąlygas (temperatūrą ir slėgį). Tačiau turėtume pagalvoti, ar visi cheminiai procesai, vykstantys gamtoje ir žmogaus gyvenime, vyksta „iki galo“. Pasirodo, kad ne. Pabandykime išsiaiškinti to priežastis. Visas chemines reakcijas galima suskirstyti į dvi dideles grupes: grįžtamąsias ir negrįžtamas. Negrįžtamos cheminės reakcijos vyksta griežtai viena kryptimi ir jas lydi medžiagų, išeinančių iš reakcijos zonos, susidarymo. Tokios reakcijos vyksta tol, kol viena iš pradinių medžiagų visiškai sunaudojama. Negrįžtamos reakcijos yra degimo reakcijos, jonų mainų reakcijos, atsirandančios susidarius nuosėdoms, išsiskiriant dujoms, susidarant labai silpnam elektrolitui (pavyzdžiui, H2O), taip pat kai kurios skilimo reakcijos. 3 Grįžtamieji yra cheminės reakcijos, kurios tomis pačiomis sąlygomis vienu metu vyksta pirmyn ir atgal. Tokios reakcijos pavyzdys būtų vandenilio jodido sintezė iš paprastų medžiagų. H 2  I 2  2HI Akivaizdu, kad laikui bėgant keičiasi tiek tiesioginių, tiek atvirkštinių reakcijų greičiai dėl to, kad reakcijos metu sunaudojamos pradinės medžiagos. Tačiau gali susidaryti situacija, kai pirmyn ir atgal greičiai yra vienodi. Tokia sistemos būsena vadinama chemine pusiausvyra. Cheminės pusiausvyros būseną galima įsivaizduoti svarstyklių pavidalu, ant kurių puodelių yra vienodos masės svareliai. Šiuo atveju svarstyklės bus nejudančios, t.y. būti pusiausvyros būsenoje. Tačiau cheminė pusiausvyra nėra pastovi. Jis dinamiškas, judrus. Tai reiškia, kad ir toliau vyksta tiesioginės ir atvirkštinės cheminės reakcijos, tačiau kadangi jų greičiai yra vienodi, visų reaguojančių medžiagų koncentracijos sistemoje išlieka pastovios. Cheminė pusiausvyra gali būti palaikoma neribotą laiką esant pastovioms išorinėms sąlygoms. Tačiau pasikeitus išorinėms sąlygoms - temperatūrai, reagentų koncentracijoms, slėgiui (dujinėms medžiagoms) atsiras disbalansas, nes pasikeičia tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičiai. Dėl to sistema vėl stengsis pasiekti pusiausvyros būseną, bet naujomis sąlygomis. Principas, leidžiantis nustatyti pusiausvyros sistemoje vykstančius pokyčius, vadinamas Le Chatelier principu (judrios pusiausvyros principu): jei cheminės pusiausvyros būsenoje sistemai daromas išorinis poveikis, tai pusiausvyra pasislenka ta kryptimi. kuris susilpnina šią įtaką. 4 Pabandykime kartu pagalvoti, kaip įvairūs veiksniai įtakoja cheminės pusiausvyros pokytį. Pavyzdžiui, apsvarstykite tokią reakciją: 2 NO2  N 2O4  54,39 kJ Norėdami suprasti įvairių veiksnių įtakos cheminės pusiausvyros poslinkiui esmę, apibūdinkime tiesiogines ir atvirkštines reakcijas. Tiesioginė reakcija yra egzoterminė, t.y. ateina kartu su energijos išsiskyrimu ir apimties sumažėjimu. Didėjant tūriui, vyksta atvirkštinė endoterminė reakcija. Apibūdinę reakcijas, panagrinėkime konkrečių veiksnių įtaką pusiausvyros poslinkiui. Kad įvyktų atvirkštinė reakcija, reikia išeikvoti energiją. Pagal Le Chatelier principą, kylant temperatūrai, greitėja reakcija, kuri vyksta absorbuojant šilumą – endoterminė. Pusiausvyra pasislinks link pradinės medžiagos, todėl paspartės atvirkštinė reakcija. Sumažėjus temperatūrai, priešingai, reakcija, kuri vyksta išsiskiriant šilumai, paspartės – egzoterminė. Pusiausvyra pasislinks produkto link, o tiesioginė reakcija paspartės. Kadangi į šią reakciją patenka dujinės medžiagos, slėgio pokyčiai turės įtakos cheminės pusiausvyros pokyčiui. Dujų tūrio santykis šioje reakcijoje yra 2:1. 2 tūriai NO2 patenka į tiesioginę reakciją ir susidaro 1 tūris N2O4. Tai rodo, kad pagal Le Chatelier principą, didėjant slėgiui, reakcija, kuri vyksta sumažėjus tūriui (tiesioginė), paspartės. Sumažėjus slėgiui, reakcija paspartės, kartu padidės tūris (atvirkščiai). Panašiai cheminę pusiausvyrą veikia medžiagų koncentracijų pokyčiai. Jei padidinsite medžiagos koncentraciją, reakcija ją suvartoti paspartės. Medžiagos koncentracijos sumažėjimas (pašalinimas iš reakcijos sferos) sukels šios medžiagos sintezės pagreitį. Taigi, mes išsiaiškinome, kad keisdami išorinius veiksnius galime pakeisti cheminės reakcijos greitį. Tačiau yra ir kitas būdas tai padaryti, pavyzdžiui, pridedant medžiagą, kuri pagreitina šią cheminę reakciją. Tokios medžiagos vadinamos katalizatoriais. Katalizatoriai yra medžiagos, kurios keičia cheminės reakcijos greitį, tačiau jų kiekis nekinta jos eigoje. Kataliziniuose procesuose pagrindinės reakcijos greitis gali padidėti arba mažėti. Atitinkamai, katalizinis poveikis gali būti teigiamas arba neigiamas. Reakcijos, kurios vyksta veikiant katalizatoriams, vadinamos katalizinėmis. Medžiagos, kurios pagreitina reakciją, vadinamos katalizatoriais, o medžiagos, kurios ją lėtina – inhibitoriais. Kaip veikia katalizatoriai? Katalizatorių veikimo mechanizmai. Kaip minėta aukščiau, tam, kad reaguotų, molekulės turi įveikti tam tikrą energijos barjerą. Bet įveikti kalnų grandines galima ne tik kopiant į jų viršūnes. Yra ir kitas būdas – „pramušti“ tunelį per kalnus. Juk patyręs instruktorius niekada neves turistų grupės pavojingu ir sunkiu keliu, jis pasirinks geriausią variantą šiam maršrutui įveikti. Katalizatoriai padeda „chemijos alpinistams“. Katalizatorius nukreipia chemines reakcijas kitu keliu, taip sumažindamas aktyvacijos energiją. Nebūtina kaitinti pradinių medžiagų, kad prasidėtų reakcija. Grįžtant prie jau aptartos cheminės vandenilio reakcijos su deguonimi, galima pastebėti, kad ši reakcija gali paspartėti tiek kaitinant, tiek naudojant katalizatorių. Jei šis mišinys užsidegs, įvyks stiprus sprogimas. Tačiau galite tai padaryti kitaip, įpylę į jį nedidelį kiekį smulkiai susmulkintos platinos. Šis veiksmas sukels panašų rezultatą – įvyks stiprus sprogimas. Katalizatorių ypatybės: - katalizatoriai pagreitina tiek pirmyn, tiek atvirkštines chemines reakcijas. Iš to išplaukia, kad katalizatorius neturi įtakos cheminės pusiausvyros poslinkiui. Tačiau katalizatoriai pagreitina jo pradžios momentą ir taip užtikrina efektyviausią cheminio proceso atsiradimą. Pažvelkime į konkretų pavyzdį. Amoniako sintezės procesas yra grįžtamas. Jei nenaudojate katalizatoriaus, galite gana ilgai laukti, kol susidarys cheminė pusiausvyra, o amoniako išeiga gali būti didesnė. Tačiau jei naudojamas geležies katalizatorius, pusiausvyra susidaro greičiau, nors amoniako išeiga bus mažesnė; Fe.t. p 3H 2  N 2  2 NH 3 - kaip taisyklė, katalizatorius į sistemą įvedamas labai mažais kiekiais, palyginti su reagentų mase. Tačiau šių mažų priedų efektyvumas yra neįprastai didelis. Dėl reakcijos katalizatorius lieka chemiškai nepakitęs ir nesunaudojamas, t.y. katalizatoriaus dalyvavimo reakcijoje neatspindi bendroji stechiometrinė lygtis; - katalizatoriai yra selektyvūs. Tai reiškia, kad jie procesus veikia selektyviai, nukreipdami juos tam tikra kryptimi. Pavyzdžiui, etanolis, praleidžiamas per aliuminio oksidą 350°C temperatūroje, virsta etilenu, o esant 250°C virš vario, virsta acetaldehidu; CH 3  CH 2  OH    C 2 H 4  H 2 O Al 2 O3, 350C 7 etenas C CH 3  CH 2  OH  CH 2  OH C 2  H 2 acetaldehidas Neselektyviausi katalizatoriai yra H+ – protonas ir Pt – platina, nes jie pagreitina daugelį cheminių reakcijų tiek organinėje, tiek neorganinėje chemijoje. Tačiau yra katalizatorių, kurie turi absoliutų specifiškumą (vienas katalizatorius – viena pagreitinta cheminė reakcija) – tai biologiniai katalizatoriai arba fermentai. Dauguma cheminių reakcijų, vykstančių virškinimo sistemoje, kraujyje, gyvūnų ir žmogaus ląstelėse, yra katalizinės reakcijos. Taigi seilėse yra fermento ptialino, kuris pagreitina krakmolo hidrolizę iki mažos molekulinės masės cukrų. Skrandyje randamas fermentas pepsinas katalizuoja baltymų skilimą. Žmogaus organizme yra apie 30 000 įvairių fermentų; kiekvienas iš jų yra veiksmingas atitinkamos reakcijos katalizatorius; - katalizatoriaus aktyvumas stipriai priklauso nuo pašalinių medžiagų buvimo, kurių poveikis gali būti dvejopas: padidinti katalizatoriaus aktyvumą arba jį sumažinti. Medžiagos, kurios neturi katalizinio aktyvumo, bet padidina katalizatoriaus aktyvumą, vadinamos promotoriais arba aktyvatoriais. Pavyzdžiui, amoniako sintezės katalizatoriai (Fe, Mo, W, Ni, Co) reikšmingai suaktyvėja esant ugniai atspariems oksidams AI2O3, MgO, Cr2O3. Sieros rūgšties gamyboje naudojamam vanadžio katalizatoriui naudojamas aktyvatorius yra kalio sulfatas; V2 O5 .t 2SO2  O2  2SO3 8 - pagal katalizatoriaus agregatinės būsenos ir reakcijos mišinio ryšį katalizė gali būti vienalytė ir nevienalytė. Homogeninės katalizės atveju katalizatorius ir reagentai yra toje pačioje agregacijos būsenoje (dujos arba tirpalas). Pavyzdžiui, esterių sintezė, rūgštinė krakmolo, sacharozės hidrolizė. Nagrinėjami cheminiai procesai paspartinami pridedant stiprių mineralinių rūgščių tirpalų (katalizatorius – H+). Heterogeninės katalizės atveju katalizatorius ir reagentai yra skirtingos agregacijos būsenos. Pramonėje dažniau naudojama heterogeninė katalizė, taip yra dėl galimybės juos lengviau atskirti nuo reakcijos produktų. Taigi, galime teigti, kad kataliziniai procesai yra labai plačiai naudojami šiuolaikinėje chemijos pramonėje. Medžiagos, su kuriomis gana dažnai susiduriame kasdieniame gyvenime, dažnai turi katalizinį poveikį. Pažvelkime į konkrečius pavyzdžius: metalinė geležis pagreitina amoniako sintezę iš paprastų medžiagų, vandenilio peroksido skilimą pagreitina geležies jonai, dvivalentis varis, silicio oksidas (IV) – upės smėlis, mangano dioksidas ir kt. Keista, bet net vanduo turi katalizinį aktyvumą. Jei kristalinį jodą sumaišysite su aliuminio metalu, jokios reakcijos tarp medžiagų nepastebėsite. Tačiau vos įlašinus į šį mišinį vandens lašelį, išryškėja cheminės reakcijos požymiai. Prasideda jodo sąveika su aliuminiu, kurią lydi greitas jodo garų išsiskyrimas. Baltasis molis, kuriame yra aliuminio oksido, pagreitina vandens pašalinimo iš etanolio reakciją – tai laboratorinis etileno gamybos metodas. Šis katalizatorius gali pakeisti gana pavojingą koncentruotą sieros rūgštį, kuri paprastai naudojama šiame procese. Bet kaip dėl slopinimo? Ar jis naudojamas pramonėje ir kasdieniame gyvenime? Ar pasitaiko atvejų, kai reikia ne pagreitinti, o sulėtinti cheminę reakciją? Pasirodo, toks reiškinys pasitaiko. Dažniausias atvejis yra metalo korozija. Korozija yra metalų ir lydinių sunaikinimas veikiant aplinkai. Dėl korozijos sugenda metalo gaminiai, kurie liečiasi su agresyvia aplinka. Korozija kasmet sukelia didelių nuostolių. Todėl korozijos nuostoliams sumažinti naudojami įvairūs metodai, įskaitant inhibitorių naudojimą. Jie naudojami apsaugoti metalus, kurie liečiasi su rūgščių, šarmų, druskų ir kt. tirpalais. Katalizatoriai gyvuose organizmuose. Cheminės reakcijos gyvuose organizmuose vyksta dideliu greičiu dėl baltymų katalizatorių - fermentų arba fermentų (iš lotyniško fermentum - raugas, fermentas - mielėse). Aiškesnės ir nedviprasmiškesnės cheminės idėjos susiformavo plėtojant cheminės katalizės teoriją, kurią iškėlė švedų chemikas J. Ya. Berzelius, kuris pirmasis atkreipė dėmesį į didelį biologinių katalizatorių produktyvumą. Mintis, kad cheminės reakcijos gyvose sistemose vyksta veikiant tam tikriems veiksniams, kilo daugiau nei prieš 200 metų. pradžioje – XIX a. vyravo nuomonė, kad egzistuoja „gyvybinės jėgos“, valdančios gyvybės procesus. 50-aisiais XIX a. L. Pasteuras parodė, kad mielių veikiamą cukraus rūgimą į alkoholį katalizuoja baltyminės medžiagos – fermentai. Pastero klaida buvo ta, kad jis manė, kad fermentai yra neatsiejami nuo gyvų ląstelių (šiuo atveju mielių), šiai klaidingai idėjai pritarė daugelis mokslininkų, jo amžininkų. E. Buchneris pirmasis parodė, kad vandeniniuose 10 mielių ląstelių ekstraktų yra fermentų rinkinys, katalizuojantis cukraus pavertimą alkoholiu – tai yra fermentologijos mokslo formavimosi pradžia. 20-aisiais XX amžiuje R. Wilsteteris pirmasis gavo nemažai labai išgrynintų fermentų. Tačiau jis nenustatė fermentų cheminės prigimties dėl klaidingos pradinės idėjos, kad fermentai yra ypatinga mažos molekulinės masės medžiagų klasė. 1926 metais J. Sumneris pirmą kartą gavo augalinę ureazę baltymų kristalų pavidalu. Po ketverių metų J. Northropas ir M. Kunitzas pateikė duomenis apie tripsino ir pepsino kristalų gamybą, įrodančius jų išskirtinai baltyminę prigimtį. Taikomosios enzimologijos pažanga XX amžiaus antroje pusėje leido gauti daugiau nei 2000 daugiau ar mažiau išgrynintų fermentų. Medžiaga, kurią veikia fermentas, vadinama substratu. Taigi fermentas, hidrolizuojantis riebalus, vadinamas lipaze (substratas – riebalai), veikiantis įprastą cukrų – sacharazę (substratas – sacharozė) ir kt. Etilo alkoholis, veikiamas fermento alkaldehidrogenazės, fermentiniu būdu oksiduojamas į aldehidą. alka oldeg hidrogenazė O C2 H 5OH  H 3C C  NADH H etanolio acetaldehidas Pieno rūgštis gali būti fermentiškai paverčiama piruvo rūgštimi (vandenilio abstrakcijos procesas), veikiant fermentui laktatdehidrogenazei. H3C CH CO OH laktato dehidrogenazė H3C C C O OH  OH  NADH  O pieno rūgštis piruvinė rūgštis 11 Kitas fermentas oksiduoja pieno rūgštį, kad susidarytų acto rūgštis, anglies dioksidas ir vandenilio peroksidas; šis fermentas vadinamas laktato oksidaze. Fermentiniai procesai šiuo metu plačiai naudojami biotechnologijoje, medicinoje, farmakologijoje, botanikoje, žemės ūkyje, genetikoje ir mikrobiologijoje. Kai kurios pramonės šakos: vyno gamyba, alaus gamyba iš esmės yra fermentologijos šakos. Daugelis šių transformacijų yra neįtikėtinai sudėtingos organinės chemijos požiūriu ir šiandien negali būti atkurtos chemijos laboratorijoje, net naudojant visą turimą įvairių priemonių arsenalą. Taip pat reikėtų pažymėti, kad šios transformacijos vyksta labai švelniomis sąlygomis (temperatūra apie 37°C, pH artimas neutraliam esant normaliam atmosferos slėgiui). Tokio pobūdžio procesai neįsivaizduojami be katalizatorių, kurie yra keliomis eilėmis galingesni už tuos, kuriuos šiuo metu naudoja chemikai pramoninėse katalizinėse reakcijose. Fermentai gali turėti grynai baltyminę struktūrą (ribonukleazė, ureazė – skaido karbamidą; virškinimo fermentai: tripsinas, pepsinas, papainas ir kt.) – paprasti fermentai. Tačiau dažniausiai fermentai yra kompleksiniai, t.y. jie susideda iš baltyminės dalies – apofermento, kuris dažniausiai neturi katalizinio aktyvumo, ir nebaltyminės neorganinės ar organinės prigimties grupės. Nebaltyminė fermento dalis atlieka katalizinę funkciją, o baltyminė saugo fermentą nuo sunaikinimo. Taigi, mes pasinėrėme į cheminių reakcijų greičio pasaulį. Sužinojome, kodėl kai kurios cheminės reakcijos vyksta didžiuliu greičiu, o kitos vyksta labai lėtai. Dabar galime kalbėti apie tai, kokias sąlygas reikia sudaryti norint pagreitinti ar sulėtinti cheminės reakcijos eigą. Gyvuose organizmuose, įskaitant. o žmogaus organizme milžinišku greičiu vyksta cheminės reakcijos, kurias pagreitina biologiniai katalizatoriai – fermentai. Parodykime tai eksperimentais. 1 eksperimentas. Katalizinis vandenilio peroksido skilimas. Peroksidas arba vandenilio peroksidas yra nestabilus junginys ir stovėdamas palaipsniui skyla į deguonį ir vandenį, pagal lygtį. 2H 2 O2  2H 2 O  O2  Q Šis procesas vyksta gana lėtai, todėl mes, kaip taisyklė, matomų pokyčių nepastebime. Tačiau šis procesas dažnai naudojamas chemijos laboratorijoje deguoniui gaminti. Iš cheminės reakcijos lygties aišku, kad reakcija yra endoterminė (- Q), todėl norint ją pagreitinti, reikia eikvoti energiją – pašildyti pradinę medžiagą. Ši reakcija yra katalizinė, todėl ją galima paspartinti pridedant medžiagų – katalizatorių. Šią reakciją katalizuoja metalų jonai (Fe3+, Zn2+, Cu2+), mangano (IV) oksidas, fermentai ir kompleksiniai junginiai. Paimkime keletą stiklinių ir įdėkite ten 3% vandenilio peroksido tirpalą. Į stiklinę Nr. 1 įdėkite mangano dioksidą (MnO2), į stiklinę Nr. 2 - vario (II) sulfato amoniako tirpalą (SO4, stiklinėje Nr. 3 - žalios bulvės gabalėlį, į stiklinę Nr. 4 - a. žalios mėsos gabalas, stiklinėje Nr.5 - virtos bulvės gabalėlis, stiklinėje Nr.6 - virtos mėsos gabalas Stebėsime, kuriose stiklinėse įvyko pokyčiai (dujų burbuliukų išsiskyrimas) Nubraižysime išvada apie katalizinio aktyvumo buvimą ar nebuvimą šiose medžiagose. Augalų ir gyvūnų ląstelėse yra fermentų (pavyzdžiui, katalazės), kurie pagreitina vandenilio peroksido skilimą. Jei augalų ir gyvūnų audinius veikiame šiluma, tada baltymai, sudarantys šie fermentai denatūruojasi, ir fermentas nustoja atlikti savo funkcijas. 13 Eksperimentas 2. Cukraus deginimas Paimkite žnyplėmis rafinuoto cukraus gabalėlį ir pabandykime jį padegti (Atsargiai!) Greičiausiai nepavyks. padegti.Cukrus pradeda tirpti,juoduoti,bet neužsidega.ka daryti tokiu atveju? Pasirodo, šią reakciją galima paspartinti pridedant katalizatoriaus. Pabarstykite cukrų cigarečių pelenais ir pabandykite dar kartą padegti. Cukrus užsidega ryškiai mėlyna liepsna ir greitai sudega. Šis reiškinys atsirado dėl cigarečių pelenuose esančių ličio junginių katalizinio aktyvumo. Kat.t C12 H 22O11  12O2  12CO2  11H 2O Be katalizatoriaus pagalbos nepavyko padegti cukraus gabalėlio. Jei šiems tikslams imsime miltus, tada irgi nepavyks. Tačiau čia yra paradoksas: cukraus ir miltų gamybos gamyklose stebimi šių medžiagų sprogimai (degimo reakcijos, vykstančios dideliu greičiu), net ir nedalyvaujant katalizatoriui. Kas čia per reikalas? Sprogimai įvyksta, kai šios medžiagos dulkių pavidalu yra ore. Taip susidaro didelis kontakto plotas tarp reaguojančių medžiagų (cukraus dulkių ir oro deguonies), ir, kaip žinoma, nuo to priklauso cheminės reakcijos greitis. Todėl šių įmonių darbuotojai turi labai gerai išmanyti chemiją ir naudoti metodus, padedančius pašalinti šio reiškinio priežastis. 14 Apsvarstykite pamokos tema „Cheminė pusiausvyra“ turinį ir struktūrą. Pamoka vyksta kaip seminaras, kuriame sprendžiami uždaviniai tema „Pusiausvyros mišinių kiekybinės sudėties apskaičiavimas“. Pamokos trukmė – dvi mokymo valandos.Pamokos tikslas: tobulinti gebėjimą nustatyti kiekybinę pusiausvyrinių mišinių sudėtį. Tarpdalykiniai ryšiai: su matematikos (algebrinių lygčių ir lygčių sistemų braižymo ir sprendimo) bei fizikos kursais (naudojant fizikinių dydžių ryšį skaičiuojant kiekybinę pusiausvyros mišinių sudėtį). Moto: „Tikėti algebra harmonija“ PAMOKOS EIGA I. Mobilizuojanti pamokos pradžia. Pažintinių užduočių nustatymas. Pokalbis šiais klausimais: 1. Pateikite mišinių pavyzdžių, palyginkite mišinius su grynomis medžiagomis (naudojant konkrečius pavyzdžius: orą, vandenį, kvepalus ir pan.) 2. Kokiais būdais galima išreikšti kiekybinę mišinių sudėtį? Atsakant į šį klausimą reikia apsvarstyti šiuos kiekybinės mišinių sudėties išreiškimo būdus: 1) masės vienetais (kg, g, mg) ir masės procentais (komponentų masės dalimis mišinyje): m(X) ) (X)  m(mišinys ) 2) tūrio vienetais (m, l, ml) ir tūrio procentais (komponentų tūrio dalys mišinyje): V (X)  (X)  V (mišinys) ) 15 3) medžiagos kiekio vienetais (kmol, mol , mmol) ir molinėmis (molinėmis) frakcijomis  (X) (X)  , o dujoms, kurių Nr. –  (mišiniai) V (X) Vm * (X)  (X) (X)     (X) V (mišiniai) Vm * (mišiniai)  (mišiniai) 3. Kas yra cheminė pusiausvyra? Kokie veiksniai turi įtakos jo poslinkiui? Iliustruokite savo atsakymą pavyzdžiais. II. Savarankiškas studentų darbas. 1. Siūlome prisiminti apibendrintą mišinio uždavinių sprendimo algoritmą 1) atidžiai išstudijuoti problemos sąlygą, transformuoti duomenis į probleminę būseną, išreikšti visus galimus kiekius medžiagos kiekio vienetais 2) parašyti visų minėtų reakcijų lygtis. uždavinio sąlygoje 3) duomenis ir reikalingus kiekius iš sąlygų uždavinių aukščiau užrašykite medžiagų formules reakcijų lygtyse 4) po šių medžiagų formulėmis reakcijų lygtyse parašykite: a) medžiagos kiekį b) jei reikia, dujų molinė masė arba molinis tūris (esant nuliui) 5) atlikti stechiometrinius skaičiavimus naudojant reakcijų lygtis 6 ) jei skaičiavimai negali būti atlikti, tada įvesti nežinomų dydžių žymėjimus 7) sudaryti algebrines lygtis arba lygčių sistemą ir jas išspręsti 8 ) atlikti visus reikiamus skaičiavimus 2. Rašto darbas dėl variantų: I variantas UŽDUOTIS: pradinės azoto ir vandenilio koncentracijos reakcijos mišinyje amoniakui gaminti buvo atitinkamai 4 ir 10 mol/l. Kai pusiausvyra pasiekė 16, 50% azoto sureagavo. Apskaičiuokite azoto, vandenilio ir amoniako pusiausvyros koncentracijas. Tirpalas: Sureagavo DUOTA: C(N2) = 4 mol/L *0,5 = 2 mol/L Cis (N2) = 4 mol/L Cis (H2) = 10 mol/L 50% (N 2) Cp sureagavo. (N2 )-? trečia. (H2) - ? Cp.(NH3)-? trečia. (NH3) = 4 mol/l Vid. (N2) = 4 mol/l - 2 mol/l = 2 mol/l Vid. (H2) = 10 mol/l - 6 mol/l = 4 mol/l Atsakymas: 2 mol/l, 4 mol/l, 4 mol/l 17 II variantas PROBLEMA: pusiausvyros azoto, vandenilio ir amoniako koncentracijos amoniake sintezės reakcijos reikšmės buvo atitinkamai: 0,5 mol/L, 1,5 mol/L ir 1 mol/L. Apskaičiuokite pradines azoto ir vandenilio koncentracijas DUOTA: Tirpalas: 0,5 mol 1,5 mol p, t, kat 1 mol Vid. (N2) = 0,5 mol/l Vid. (H2) = 1,5 mol/l N2 + 3H2 2NH3 Vidutinis (NH3) = 1 mol/l 2 mol 1 MOL 3 MOL Sys (N2) =? Siskh (H2) = ? trečia. (N2) = 0,5 mol/l + 0,5 mol/l = 1 mol/l Vid. (H2) =1,5 mol/l +1,5 mol/l = 3 mol/l Atsakymas: 1 mol/l, 3 mol/l III. Žinių taikymo pratimai Problemų sprendimas. 1 PROBLEMA: Anglies monoksidas (II) buvo sumaišytas su vandeniliu moliniu santykiu 1:4 esant 10 MPa slėgiui ir 327 ° C temperatūrai uždarame reaktoriuje, skirtame metanolio sintezei. Pasibaigus procesui, dujų slėgis reaktoriuje pastovioje temperatūroje sumažėjo 10%. Nustatoma metanolio garų tūrinė dalis reakcijos mišinyje ir anglies monoksido (II) virtimo metanoliu procentinė dalis. Sprendimas: DUOTA: ORIGINALUS MIŠINIS: ν (CO) = 1 mol/l 1 mol 4 mol v (H2) = 4 mol/l CO H2 ν (mišinys) = 5 mol  (CH3OH) = ? η(СО) = ? 18 CHEMINĖ REAKCIJA: PUSIAUSVYROS MIŠINIS: X MOL (1x) mol (4-2x) mol CO H2 CH3OH Slėgis inde esant pastoviai temperatūrai yra tiesiogiai proporcingas bendram dujinės medžiagos kiekiui, nes procesas vyksta uždaroje reaktorius. ν (mišiniai) = 5 mol - 0,5 mol = 4,5 mol 1-x+4-2x+x = 4,5 2x = 0,5 x = 0,25  (CH3OH) = 0,25 mol / 4,5 mol 0,0556 arba 5,56% η(CO5) = 0,25 mol /1 mol = 0,25 arba 25% Atsakymas: 5,56% ir 25%  19 2 UŽDUOTIS: dujų mišinio, susidedančio iš benzeno ir vandenilio garų, ozono tankis prieš praleidžiant per kontaktinį aparatą cikloheksano sintezei buvo 0,2; ir tada jis tapo lygus 0,25. Nustatykite cikloheksano garų tūrio dalį reakcijos mišinyje ir benzeno virtimo cikloheksanu procentinę dalį. Tirpalas: DUOTA: PRADINIS MIŠINIS: Prieš reakciją: 1 mol 0,9 mol D (O3) = 0,2 C6H6 H2 Po reakcijos D (O3) = 0,25 M (mišinys) = 0,2 * 48 g/mol = 9,6 g/mol Leiskite ν (mišinys) = 1 mol, =»  (C6H6) = ? ν (С6Н6) = x mol, v (H2) = (1-х) mol η (С6Н6) = ? 78x + 2(1-x) = 9,6 78x+2-2x = 9,6 76x = 7,6 x = 0,1 CHEMINĖ REAKCIJA: 0,0667 mol 0,0667 mol x mol 3x mol x mol p, t , kat C6H6 + 3H2H2 mol 1 1 mol 78 g/mol 2 g/mol 84 g/mol 20 PUSIAUSVYROS MIŠINIS: (0,1-x) mol (0,9-3x) mol x mol C6H6 H2 C6H12 M (mišiniai) = 0,25*48 g/mol = 12 g/ mol Tegul ν (C6H12) = x mol, tada ν (C6H6) = (0,1-x) mol ir ν (H2) = (0, 9-3x) mol ν (mišinys) = 0,1 - x + 0,9 - 3x + x = (1 - 3x) mol 84x + 78 (0,1 - x) + 2 (0,9 - 3x) - 12 (1 - 3x) 84x + 7,8 - 78x + 1,8 - 6x = 12 - 36x 36x = 2,4 x = 0,06 (mišiniai) = 1 - 3 * 0,0667 = 1 - 0, 2001 = 0,7999 (mol)  (C6H12) = 0,0667 mol / 0,7999 mol = 0,0834 arba 8,34% η (C6H6) arba 8,34% η (C6H6) , 7% Atsakymas: 8,34% ir 66,7% 3 PROBLEMA: Acetaldehido ir vandenilio mišinys, kurio santykinis tankis ore yra 0,475, buvo praleistas per įkaitintą nikelio katalizatorių. Reakcija praėjo 47,5 % išeiga. Apskaičiuokite dujų mišinio vandenilio tankį prie reaktoriaus išėjimo. DUOTA: Tirpalas: D oras (mišinys) = 0,475 ORIGINALUS MIŠINIS: 0,2804 mol 0,7196 mol η (CH3CH2OH) = 47,5% D H2 (mišinys2) = ? 21 M (mišiniai) = 0,475*29 g/mol = 13,775 g/mol Tegul ν (mišiniai) = 1 mol, => ν (CH3SON) = x mol, v (H2) = (1-x) mol 44x + 2 ) 0,5864 mol = 0,8668 mol M (mišinys) = (0,1332 mol * 46 g/mol + 0,1472 mol * 44 g/mol + 0,5864 mol * 2 g/mol) 0,8668 M (mišiniai) = 15,2 g / molis (mišinys) = 15,9 g/mol 2 = 7,95 2 2 g/mol Atsakymas: 7,95 IV. Apibendrinant pamoką. Namų darbų užduotis. 1) sudaryti ir išspręsti pusiausvyros mišinio kiekybinės sudėties skaičiavimo uždavinį; 2) išspręsti uždavinį: dujų mišinio, susidedančio iš etileno ir vandens garų, propano tankis prieš praleidžiant per kontaktinį aparatą etanolio sintezei buvo lygus 0,5; o po perdavimo tapo lygus 0,6. Nustatykite etanolio garų tūrio dalį reakcijos mišinyje ir etileno virtimo etanoliu procentą. (Atsakymas: φ(C2H5OH) = 20%; η(C2H4) = 41,7%) 23 LITERATŪRA PAMOKAI: 1. Alikberova L., Pramoginė chemija: knyga mokiniams, mokytojams ir tėvams. – M.: AST.-Press, 1999.-560.:ill.- („Pramoginė chemija“). 2. Glinka N.E. Bendroji chemija: Vadovėlis universitetams/Red. A.I. Ermakova. – red. 30 taisyta - M.: Integral-Press, 2004. - 728 p. 3. Grandberg I.I. Organinė chemija: vadovėlis. studentams Universitetai, studijuojantys agronomiją. specialistas. – 5 leid., stereotipas. – M.: Bustard, 2002. – 672 p. 4. Zagorskis V.V. „Sudėtingos problemos“ chemijoje pagal mokyklos programą: sudarymo principai, sprendimo būdai, įgyvendinimo rezultatai // Chemija: mokymo metodai. - 2003. - Nr.7. - p.36-47. 5. 2001–2003 m. tarptautinių chemijos olimpiadų tikslai: vadovėlis / Red. red. Eremina V.V. - M.: Egzaminas, 2004. - 416 p. 6. Zlotnikovas E.G. Pamoka baigėsi – tęsiasi pamokos: popamokinė veikla. darbas chemijos srityje/E.G. Zlotnikovas, L.V. Makhova, T.A. Veselova ir kt. - M.: Prosveshchenie, 1992. - 160 p.: serga - (Chemijos mokytojo biblioteka). 7. Kuznecova N.E., Gerus S.A. Apibendrintų įgūdžių formavimas, pagrįstas mokymosi algoritmizavimu ir kompiuterizavimu // Chemija mokykloje. - 2002. - 5. - p. 16-20. 8. Karapetyants M.Kh. Įvadas į cheminių procesų teoriją. Vadovėlis universitetams. - M.: Aukštesnis. mokykla, 1975. - 320 p. 9. Kuzmenko N.E., Ereminas V.V. Chemijos problemų knyga. Moksleiviams ir pretendentams. - M.: Egzaminas, 1999.-512 p. 10. Kuzmenko N.E., Ereminas V.V. 2500 chemijos uždavinių su sprendimais stojantiems į universitetus: vadovėlis. - M.: Egzaminas, 2005. - 640 p. 11. Kuzmenko N.E., Ereminas V.V., Churanov S.S. Chemijos konkursinių uždavinių rinkinys moksleiviams ir pretendentams. -M.: Egzaminas, 2001. - 576 p. 12. Komovas V.P. Biochemija: vadovėlis. universitetams / V.P. Komovas, V.N. Švedova. – M.: Bustard, 2004. – 638, p.: iliustr. – (Aukštasis išsilavinimas: Šiuolaikinis vadovėlis). 23 24 13. Sorokinas V.V., Svitanko I.V., Sychev Yu.N., Churanov S.S. Šiuolaikinė chemija tarptautinių olimpiadų problemose. - M: Chemija, 1993. - 288 p. 14. Soroso olimpiada moksleiviams. Problemos ir sprendimai. - M: MTsNMO, 1995 m. - 416 s. 15. Churanov S.S. Chemijos olimpiados mokykloje: vadovas mokytojams. - M: Išsilavinimas, 1982. - 191 p. 16. Shelinsky G.I. Cheminių procesų teorijos pagrindai: vadovas mokytojams. - M.: Išsilavinimas, 1989. - 192 p. 24

Ankstesnėse pastraipose apžvelgėme kelis pavyzdžius, rodančius, kad tam tikromis sąlygomis kiekviena cheminė reakcija savaime vyksta tam tikra kryptimi. Taigi, esant žemai temperatūrai, vyksta egzoterminė vandens garų susidarymo reakcija

beveik visiškai teka į priekį. Tačiau aukštoje temperatūroje ši reakcija pradeda vykti priešinga kryptimi: vandens garai skyla į vandenilį ir deguonį. Visais atvejais dėl reakcijos galima pasiekti stabilios cheminės pusiausvyros būseną, tačiau pati pusiausvyros padėtis skirtingomis sąlygomis būna skirtinga.

Kyla klausimas; kokia yra tam tikros cheminių procesų krypties priežastis, kokie veiksniai lemia tą ar kitą cheminės pusiausvyros būseną?

Yra žinoma, kad mechaninėse sistemose stabili pusiausvyra atitinka minimalią sistemos potencinę energiją. Taigi rutulys spontaniškai rieda žemyn iš padėties a nuožulniu paviršiumi (69 pav.), o jo potenciali energija pirmiausia paverčiama viso rutulio judesio kinetine energija, o po to į molekulių šiluminio judėjimo energiją. . B padėtyje rutulys yra pusiausvyroje.

Natūralu manyti, kad cheminiai procesai taip pat turėtų spontaniškai vykti sistemos vidinės energijos mažėjimo kryptimi, t.y. kryptimi, atitinkančia teigiamą reakcijos šiluminį poveikį. Iš tiesų, patirtis rodo, kad įprastomis sąlygomis egzoterminės reakcijos vyksta spontaniškai.

Tačiau bandymas paaiškinti cheminių procesų kryptį tik siekiu sumažinti vidinę energiją veda į prieštaravimus faktams.

Ryžiai. 69. Kamuoliukas spontaniškai rieda iš padėties a į padėtį b.

Ryžiai. 70. Indas, susidedantis iš dviejų dalių: A dalyje yra išretintų dujų, B dalyje yra vakuumas.

Taigi jau esant įprastoms temperatūroms spontaniškai vyksta endoterminiai daugelio druskų tirpimo procesai ir kai kurios endoterminės cheminės reakcijos. Kylant temperatūrai, vis daugiau reakcijų pradeda spontaniškai vykti endoterminio proceso kryptimi; tokių reakcijų pavyzdžiai yra aukščiau minėtas vandens skilimas arba azoto oksido sintezė, vykstanti aukštoje temperatūroje

Be to, principas siekti minimalios vidinės energijos reikalauja, kad visos egzoterminės reakcijos būtų baigtos, t.y. pašalinama grįžtamųjų reakcijų galimybė; tačiau tokių reakcijų tikrai yra.

Dabar prisiminkime, kad tarp mechaninių sistemų yra tokių, kurių elgsenos taip pat negalima apibūdinti tik procesų kryptimi siekiant minimalios potencialios energijos. Tai sistemos, susidedančios iš labai daug dalelių. Pavyzdžiui, molekulės, sudarančios orą, pasiskirsto aplink Žemę daugelio kilometrų storio atmosferos pavidalu, bet nenukrenta į Žemę, nors kiekvienos molekulės minimali potenciali energija atitinka žemiausią jos padėtį.

Cheminės sistemos taip pat susideda iš daugybės dalelių. Todėl nenuostabu, kad ir čia polinkis siekti vidinės energijos minimumo nėra vienintelis veiksnys, lemiantis jų elgesį.

Kad susidarytume supratimą apie antrąjį veiksnį, turintį įtakos reakcijų krypčiai, panagrinėkime kai kuriuos savaime vykstančius procesus, kurie nėra lydimi šiluminio efekto. Tokio proceso pavyzdys yra išretintų dujų išplėtimas.

Tegul indo, padalinto į dvi dalis, A dalyje yra retintos dujos (70 pav.). Tokiose dujose vidutinis atstumas tarp molekulių yra didelis; Esant tokioms sąlygoms, dujų vidinė energija nepriklauso nuo jų retėjimo laipsnio. Antroje indo pusėje (B) nėra dujų. Jei atidarysite čiaupą, jungiantį abi indo dalis, dujos savaime pasklis po visą indą.

Vidinė dujų energija nepasikeis; Tačiau spontaniškai įvyks dujų plėtimosi procesas, tačiau atvirkštinis procesas – savaiminis dujų suspaudimas – neįvyks.

Šios proceso krypties priežastis galima suprasti, jei pirmiausia atsižvelgsime į sistemą, kurioje yra nedidelis molekulių skaičius. Tegul inde būna tik dvi molekulės, kurias žymėsime 1 ir 2. Tolygų dujų pasiskirstymą tarp abiejų indo dalių, atitinkantį tam tikrą dujų makrobūseną, galima pasiekti dviem mikrobūsenomis;

Makrobūsena, kurioje visos dujos sukoncentruotos vienoje iš indo dalių (pavyzdžiui, A dalyje), realizuojama viena mikrobūkle:

Akivaizdu, kad ta ar kita sistemos makrobūsena yra labiau tikėtina, tuo daugiau mikrobūsenų ji gali būti realizuota. Nagrinėjamu atveju (dvi molekulės) tolygus dujų pasiskirstymas visame inde yra dvigubai labiau tikėtinas nei visų dujų perdavimas į indo A dalį.

Tegul dabar inde yra keturios molekulės, kurias vėl sunumeruosime. Visų dujų perėjimas į indo A dalį vis tiek atitinka vieną mikrobūseną:

Tuo tarpu vienodą dujų pasiskirstymą tarp abiejų indo dalių dabar galima pasiekti šešiomis skirtingomis mikrobūsenomis:

Todėl dabar vienodo dujų molekulių pasiskirstymo visame indo tūryje tikimybė yra žymiai didesnė už jų perkėlimo į vieną iš jo dalių tikimybę. Natūralu, kad vienodas dujų pasiskirstymas bus stebimas daug dažniau nei visa jų koncentracija indo dalyje.

Jei inde yra šešios molekulės, tai jų perėjimas į vieną iš indo dalių (t.y. spontaniškas dujų suspaudimas iki pusės pradinio jos užimamo tūrio), kaip ir anksčiau, atitinka tik vieną mikrobūseną. Tačiau vienodas dujų pasiskirstymas tarp abiejų indo dalių jau atitinka 20 galimų molekulių derinių, ty 20 skirtingų mikrobūsenų:

Dabar dar rečiau bus stebimas savaiminio dujų suspaudimo reiškinys, t.y., visų jos molekulių koncentracija vienoje indo dalyje; tolygus dujų pasiskirstymas visame inde tampa dar labiau tikėtinas.

Taigi, didėjant molekulių skaičiui, labai greitai didėja atsitiktinio, vienodo dujų pasiskirstymo inde tikimybė, o savaiminis dujų suspaudimas tampa vis mažiau tikėtinu procesu. Jei dabar prisiminsime, kad makroskopiniuose dujų kiekiuose yra daug molekulių, tada paaiškės, kad iš tikrųjų savaiminis dujų suspaudimas yra praktiškai neįmanomas procesas ir kad spontaniškai įvyks atvirkštinis dujų plėtimosi procesas. , o tai lemia tolygų atsitiktinį jo molekulių pasiskirstymą visame indo tūryje.

Mūsų nagrinėtas dujų plėtimosi reiškinys yra procesų krypties į labiausiai tikėtiną būseną principo pasireiškimo pavyzdys, t.y. į būseną, kurią atitinka didžiausias dalelių pasiskirstymo atsitiktinumas. Savaiminio cheminių reakcijų atsiradimo kryptį lemia dviejų veiksnių bendras veikimas: polinkis sistemai pereiti į būseną su mažiausia vidine energija ir tendencija pasiekti labiausiai tikėtiną būseną.

Taigi, pateiktame pavyzdyje su oru, polinkis į minimalią potencialią energiją verčia orą sudarančios molekulės nukristi į Žemę, o tendencija į didžiausią tikimybę sukelia jų atsitiktinį pasiskirstymą erdvėje.

Dėl to susidaro tam tikras pusiausvyrinis molekulių pasiskirstymas, pasižymintis didesne jų koncentracija Žemės paviršiuje ir didėjančiu retėjimu tolstant nuo Žemės.

Sūrio vandens sistemose minimali vidinė energija daugeliu atvejų atitinka druskos kristalinę būseną. Tačiau labiausiai tikėtina sistemos būsena pasiekiama atsitiktinai paskirstant druską skystame vandenyje. Dėl šių dviejų veiksnių bendro veikimo susidaro pusiausvyra, atitinkanti tam tikrą sočiojo druskos tirpalo koncentraciją.

Cheminėse reakcijose dėl principo, kad procesai yra nukreipti į minimalią vidinę energiją, atomai sujungiami į molekules, kurių susidarymo metu išsiskiria didžiausias energijos kiekis. Pagal procesų krypties į labiausiai tikėtiną būseną principą vyksta reakcijos, kurių metu didėja dalelių skaičius (pvz., molekulių skilimo į atomus reakcijos) arba grynai galimos atomų būsenos.

Taigi, reakcijos atveju

Minimali vidinė sistemos energija atitinka amoniaką, kuris susidaro, kai reakcija vyksta iki galo į dešinę. Tačiau labiausiai tikėtina sistemos būsena atitinka azoto-vandenilio mišinį, susidarantį visiško amoniako irimo metu, nes tokiu atveju dujų molekulių skaičius padidėja 2 kartus. Dėl abiejų veiksnių veikimo sistemoje nusistovi pusiausvyra, atitinkanti visų medžiagų koncentracijų, nustatytų tam tikroje temperatūroje, santykį.

Reakcijos atveju

Minimali vidinė energija atitinka azoto ir deguonies mišinį, susidarantį visiškai skaidant azoto oksidą. Kadangi dalelių skaičius šios reakcijos metu nekinta, tai reakcijos užbaigimas tiek pirmyn, tiek atgal nepadidina sistemos būsenos tikimybės. Tuo pačiu metu galimų atomų būsenų skaičius nesikeičia: pradinėse medžiagose kiekvienas azoto ir deguonies atomas yra susietas su to paties elemento (molekulių ir) atomu, o reakcijos produkte kiekvienas atomas. yra susietas su kito elemento (molekulės) atomu. Situacija yra kitokia, kai procesas vyksta iš dalies pirmyn arba atgal. Dėl dalinio reakcijos praeinamumo, t.y., kai koegzistuoja pradinės medžiagos ir reakcijos produktai, azoto ir deguonies atomai yra dviejose būsenose: dalis jų yra susijungę į molekules, o dalis – į molekules.

Taigi, galimų nagrinėjamos sistemos mikrobūsenų skaičius, taigi ir ją atitinkančios makrobūsenos tikimybė, didėja, kai reakcija vyksta iš dalies. Taigi tendencija mažinti vidinę energiją skatina šios reakcijos užbaigimą priešinga kryptimi, o tendencija didinti būsenos tikimybę iš dalies verčia ją eiti į priekį. Vienu metu veikiant abiem faktoriams, kaitinant, dalis azoto-deguonies mišinio virsta ir susidaro pusiausvyra tarp pradinių medžiagų ir reakcijos produkto.

Polinkis pereiti į būseną su mažiausia vidine energija pasireiškia visomis temperatūromis vienodai. Kuo aukštesnė temperatūra, tuo aukštesnė temperatūra, tuo stipresnė tendencija pasiekti labiausiai tikėtiną būseną. Todėl žemoje temperatūroje daugeliu atvejų praktiškai juntama tik pirmosios iš šių tendencijų įtaka, dėl kurios egzoterminiai procesai vyksta spontaniškai. Kylant temperatūrai, pusiausvyra cheminėse sistemose vis labiau pasislenka skilimo reakcijų arba atominių būsenų skaičiaus didėjimo link. Kiekvienoje temperatūroje yra pusiausvyros būsena, kuriai būdingas tam tikras reagentų ir reakcijos produktų koncentracijų santykis.

Abu nagrinėjami veiksniai, taip pat jų bendro veikimo rezultatas gali būti išreikšti kiekybiškai. Kiekiai, su kuriais tai daroma, tiriami fizikos šakoje – termodinamika ir vadinami termodinaminiais dydžiais. Tai visų pirma apima vidinę energiją, entalpiją, entropiją ir Gibso energiją.

Entalpijos ir entropijos veiksniai, charakterizuojantys dvi priešingas procesų tendencijas – vienijimosi, tvarkos ir atsiskyrimo troškimą, netvarką, atskirai paimti negali būti spontaniško cheminių reakcijų srauto kriterijais. Izobariniams-izoterminiams procesams juos vienija funkcija, vadinama kaita Gibbso energija proceso metu arba izobarinis-izoterminis potencialas(ΔG), lygus:

Šią lygtį galima parašyti taip:

Kaip matote, cheminės reakcijos terminis poveikis susideda iš dviejų dalių. Pirmoji ΔG dalis yra lygi maksimaliam darbui Wmax, kurią sistema gali atlikti, kai procesas vyksta pusiausvyroje izobarinėmis-izoterminėmis sąlygomis. Todėl reakcijos Gibso energijos pokytis yra cheminės reakcijos energetinio poveikio dalis, kurią galima paversti darbu:

Kadangi reakcijos Gibso energijos pokytis gali būti paverstas darbu, jis taip pat vadinamas laisva energija. Antrasis dėmuo dešinėje lygties pusėje (entropijos koeficientas) reiškia energijos efekto dalį, kuri gali būti paversta į aplinką išsklaidytą šilumą. Todėl entropijos faktorius vadinamas susietąja energija.

Gibso energijos pokytis yra spontaniško cheminių reakcijų atsiradimo kriterijus izobarinių-izoterminių procesų metu. Cheminė reakcija iš esmės galima, jei sistemos Gibso energija mažėja, t.y.

ΔG< 0.

Ši lygtis yra sąlyga, kad būtų galima spontaniškai reaguoti į priekį. Cheminė reakcija negali vykti savaime, jei sistemos Gibso energija didėja, t.y.

ΔG>0.

Ši lygtis yra termodinaminė sąlyga, leidžianti spontaniškai įvykti atvirkštinei reakcijai. Jeigu

tada sistema yra pusiausvyroje, reakcija vyksta tiek pirmyn, tiek atgal.

Cheminių reakcijų kryptis priklauso nuo jų pobūdžio. Taigi sąlyga ΔG<0соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (ΔH<0), у которых в ходу реакции возрастает число молей газообразных веществ, и.следовательно, энтропия (ΔS>0).Tokiose reakcijose abi varomosios jėgos yra nukreiptos į pirmyn reakciją ir ΔG<0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми.

Priešingai, endoterminė reakcija (ΔH > 0), kurios metu mažėja dujinių medžiagų molių skaičius (ΔS<0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, т.к. всегда ΔG> 0.

Daugelio reakcijų atsiradimo galimybė priklauso nuo temperatūros, nes temperatūra turi įtakos šių reakcijų Gibso energijos pokyčio ženklui. Jei dėl egzoterminės reakcijos (ΔH<0) уменьшается число молей газообразных веществ и соответственно энтропия системы (ΔS<0), то при вы невысоких температурах |ΔH| >|ТΔS| ir reakcija gali vykti spontaniškai į priekį (ΔG< 0). При высоких же температурах |ΔH|<|ТΔS| и прямая реакция протекать не может, а обратная возможна.

Norėdami nustatyti temperatūrą, virš kurios pasikeičia reakcijos Gibso energijos pokyčio ženklas, galite naudoti sąlygą:

čia T r yra temperatūra, kurioje nusistovi pusiausvyra, t.y. tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos tikimybė yra vienodai tikėtina.

Jei dėl endoterminės reakcijos (ΔH> 0) padidėja dujinių medžiagų molių skaičius (ΔS> 0), tai esant žemai temperatūrai, kai |ΔH| > |TΔS|, tiesioginė reakcija negali vykti spontaniškai (ΔG> 0), o esant aukštai temperatūrai (T>T p) tiesioginė reakcija gali įvykti savaime (ΔG< 0).

3 lentelė. Temperatūros įtaka cheminių reakcijų krypčiai

ΔH	ΔS	ΔG	Reakcijos kryptis	Pavyzdys
ΔH<0	ΔS>0	ΔG<0	Tiesioginė reakcija gali įvykti spontaniškai bet kurioje temperatūroje	C + 1/2O 2 = CO
ΔH>0	ΔS<0	ΔG>0	Tiesioginė reakcija negali įvykti spontaniškai bet kokioje temperatūroje	CO = C + 1/2O 2
ΔH<0	ΔS<0	ΔG<0 при Т0 prie T>T p	Tiesioginė reakcija gali įvykti spontaniškai žemoje temperatūroje ir atvirkštinė reakcija aukštoje temperatūroje.	CaO + CO 2 = CaCO 3
ΔH>0	ΔS>0	ΔG> 0 ties T Tp	Tiesioginė reakcija gali įvykti spontaniškai aukštoje temperatūroje ir atvirkštinė reakcija žemoje temperatūroje.	CH4 + 2H2O(g) = CO2 + 4H2

Gibso energija yra būsenos funkcija ir nepriklauso nuo proceso vykdymo būdo, o nustatoma tik pagal pradinę ir galutinę sistemos būseną. Reakcijos Gibso energijos pokytis paklūsta Heso dėsniui ir jo pasekmėms, todėl jį galima apskaičiuoti naudojant lygtį:

Paprastų medžiagų susidarymo Gibso energija lygi nuliui. Jei medžiaga yra standartinės būsenos, tada jos susidarymo Gibso energija vadinama standartine šios medžiagos susidarymo Gibso energija ir žymima ΔG 0. Ryšys tarp ΔG ir ΔG 0 išreiškiamas lygtimi, vadinama Van't Hoff izoterma:

kur R yra universali dujų konstanta, T yra temperatūra, K p yra pusiausvyros konstanta. Dėl reakcijos

aA + bB = cC + dD

lygtį galima parašyti taip:

arba tokia forma:

Reakcijoms, vykstančioms izochorinėmis-izoterminėmis sąlygomis, yra dar vienas proceso spontaniškumo kriterijus. Maksimalus darbas Wmax, kurį sistema gali atlikti pusiausvyros proceso metu izochorinėmis-izoterminėmis sąlygomis, yra lygus pokyčiui Helmholco energija sistemos ΔF (izochorinis-izoterminis potencialas):

ΔF = -W maks.

Reakcijos Helmholco energijos pokytis lygus

Helmholco energijos pokytis apibūdina cheminės reakcijos spontaniško srauto kryptį ir ribą izochorinėmis-izoterminėmis sąlygomis, o tai įmanoma esant tokiai nelygybei

ΔF< 0.

Ryšys tarp termodinaminių funkcijų parodytas fig. 2.13.

ΔH ΔU pΔV TΔS ΔF TΔS ΔG

Ryžiai. 2.13 Termodinaminių funkcijų ryšys

Termodinaminiai potencialai turi didelę reikšmę nustatant vadinamąjį cheminis giminingumas . Eksperimentiškai nustatyta, kad vienos cheminės medžiagos tarpusavyje reaguoja lengvai ir greitai, kitos – sunkiai, o kitos – visiškai nereaguoja. Tai paskatino įvesti cheminio giminingumo sąvoką, kurią galima apibrėžti kaip skirtingų medžiagų gebėjimą reaguoti viena su kita.

Kas yra cheminio giminingumo matas? Atsakymas į šį klausimą pasirodė sunkus. Iš pradžių buvo manoma, kad reakcijos tarp šių medžiagų greitis gali būti laikomas cheminio giminingumo matu. Tačiau šios prielaidos teko atsisakyti, jei tik todėl, kad reakcijos greitis priklauso ne tik nuo reagentų cheminių savybių ir parametrų, kuriais vyksta reakcija, bet ir nuo katalizatorių – medžiagų, kurios nedalyvauja reakcijoje bet kokiu reikšmingu mastu, bet gali labai reikšmingai paveikti jo greitį. Antroji prielaida buvo ta, kad cheminis giminingumas priklauso nuo reakcijos terminio poveikio. Tačiau ši prielaida taip pat neatlaikė patikrinimo, nes skirtingose ​​reakcijose šiluminis poveikis turi skirtingus požymius.

Galiausiai buvo nustatyta, kad cheminio giminingumo matą geriausiai nustato termodinaminio potencialo pokytis (sumažėjimas) dėl reakcijos. Taigi termodinaminiai potencialai chemijoje turi labai didelę praktinę reikšmę. Apskaičiuojant termodinaminius potencialus, galima nustatyti įvairių medžiagų cheminio giminingumo, cheminės reakcijos įvykdymo galimybę ir jos ribas (pusiausvyros sudėtį) priklausomai nuo išorinių sąlygų ir, svarbiausia, nuo temperatūros.

Klausimai savikontrolei

1. Kuo skiriasi sistemos entalpijos kitimo pobūdis egzo- ir endoterminio proceso metu.

2. Kaip cheminių ryšių stiprumas reakcijos produktuose ir pradinėse medžiagose įtakoja terminį reakcijos efektą.

3. Suformuluokite „medžiagos susidarymo entalpijos (šilumos)“ sąvoką.

4. a) Kodėl chemines ir fazines transformacijas lydi energijos išsiskyrimas arba įsisavinimas?

5. Suformuluokite šiluminės talpos sąvoką.

6. Suformuluokite I, II ir III termodinamikos principus.

3 tema.

Susijusi informacija.