Kendiliğinden süreçler için kriterler. Kimyasal reaksiyonlar neden oluşur - Bilgi Hipermarketi Kimyasal reaksiyonun gerçekleşip gerçekleşmeyeceği nasıl belirlenir
Bir kimyasal reaksiyon sırasında entalpideki değişiklikler, belirli bir reaksiyonu gerçekleştirmenin olasılığı veya imkansızlığı için bir kriter olamaz, çünkü reaksiyonlar yalnızca ısı açığa çıktığında değil, aynı zamanda bir kimyasal reaksiyon sırasında ısı emildiğinde de kendiliğinden gerçekleşebilir. Termokimyada bu konunun ele alınması, reaksiyona katılan S maddesinin entropisi ve ΔS kimyasal reaksiyonunun entropisi kavramları kullanılarak termodinamiğin ikinci yasasına dayanmaktadır. Entropi kavramı hem sistemin düzen derecesi hem de istatistiksel termodinamik (Boltzmann denklemi) açısından yorumlanabilir.
Kendiliğinden bir reaksiyonun olasılığı için evrensel bir kriter, Gibbs serbest enerjisi ΔG gibi sistemin durumunun bir fonksiyonudur. Eğer bir reaksiyon için ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно, если же ΔG >0, sonra hayır. Bu ifade, bir kimyasal reaksiyonun kendiliğinden oluşması için termodinamik bir koşulu temsil eder. Bazı kimyasal işlemler için ΔG = 0 ise, sistemin durumuna denge denir, denge sabiti K eşittir = 1 ile karakterize edilir.
Kimyasal denge durumundaki bir termodinamik sistem, termodinamik parametrelerdeki değişikliklerden etkilenir: sıcaklık, basınç, madde miktarı. Sistem, Le Chatelier ilkesiyle tanımlanabilecek şekilde yeniden inşa edilir.
Terimler ve tanımlar
Termodinamik sistem aralarında ısı ve kütle alışverişinin mümkün olduğu cisimler topluluğudur. Termodinamik sistemin özel bir durumu, kimyasal süreçlerin meydana geldiği kimyasal sistemdir.
İLE termodinamik parametreler Sistemin (veya değişkenleri) şunları içerir: basınç p, hacim V, sıcaklık T, maddenin mol sayısı ν. Bazen sisteme sağlanan veya dışarıdan alınan ısı Q miktarını da içerirler. Ana termodinamik parametreler, iyi bilinen Mendeleev-Clapeyron denklemi ile birbirleriyle ilişkilidir: pV = ν RT.
İLE termodinamik fonksiyonlar sistemin durumları şunları içerir: iç enerji U, entalpi H, sabit basınçta ısı kapasitesi c p, sabit hacimde ısı kapasitesi c v, entropi S, Gibbs serbest enerjisi G.
Birinci Kanun termodinamik sisteme verilen ısının sistemin iç enerjisinin arttırılması ve dış kuvvetlere karşı iş yapılması, özellikle sistemin genişlemesi için harcandığını belirtmektedir:
İçsel enerji sen sistemin bir bütün olarak potansiyel ve kinetik enerjisi hariç, sistemdeki toplam enerji rezervidir. Bir sistemin iç enerjisi, moleküllerin hareket enerjisi, atomlardaki hareketli elektronların enerjisi, atomların ve atom gruplarının molekül içi titreşimlerinin enerjisi, elektriksel etkileşimler, çekirdek içi enerji vb. ile belirlenir. Bu nedenle iç enerjinin mutlak değerini belirlemek mümkün değildir.
Dışarıdan sağlanan veya sistemden uzaklaştırılan ısı Q, termodinamik bir değişkendir. Bunun neden olduğu sistemin durumundaki değişiklik, buna karşılık gelen durum fonksiyonundaki bir değişiklikle karakterize edilir. entalpi H sistemi: ΔH = ΔU + pΔV.
İç enerjide olduğu gibi entalpinin de mutlak değerini belirlemek mümkün değildir.
Teplov kimyasal reaksiyonun etkisi Bir reaksiyonun sonucu olarak bir kimyasal sistemin ΔH entalpisindeki değişime denir.
Endotermik reaksiyon enerji emiliminin eşlik ettiği bir reaksiyondur; belirli bir ΔH > 0 sıcaklığında termal etkinin pozitif değeri ile karakterize edilir.
Egzotermik reaksiyon enerji salınımının eşlik ettiği bir reaksiyondur; belirli bir sıcaklıkta ΔH termal etkinin negatif bir değeri ile karakterize edilir< 0.
Altında standart koşullar bir kimyasal reaksiyonun seyri şu şekilde anlaşılmaktadır: p = 1,013·10 5 Pa, T = 298 K, ν = 1 mol. Sistemin durumunun standart fonksiyonları ΔН° 298, ΔU° 298, ΔG° 298, SI sisteminde kJ/mol cinsinden ifade edilir.
Standart oluşum entalpisiΔН° arr.298 veya ΔН° f .298, basit maddelerden karmaşık bir maddenin oluşumunun reaksiyonunun standart koşullara indirgenmiş termal etkisidir. Basit maddelerin oluşum entalpileri sıfıra eşit kabul edilir.
Birinci termokimya kanunu: Basit maddelerden karmaşık bir madde oluşturma reaksiyonunun termal etkisi mutlak değerde eşittir, ancak belirli bir bileşiğin basit maddelere ayrışmasının reaksiyonunun termal etkisine işaret olarak zıttır: ΔН° arr = –ΔН° ayrışma .
Termokimyanın ikinci yasası: Kimyasal reaksiyonun termal etkisi , Sabit basınçta veya sabit hacimde ilerleyen ara aşamaların sayısına, sırasına ve niteliğine bağlı değildir, yalnızca sistemin başlangıç ve son durumu tarafından belirlenir.
İlk sonuç termokimyanın ikinci yasasından: Bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi, reaksiyon ürünlerinin oluşum entalpilerinin toplamı eksi belirli bir sıcaklıkta reaktanların oluşum entalpilerinin toplamına eşittir:
ΔН х.р = ΣΔН arr. devam – ΣΔН dizi tepkisi.
Basit maddelerin oluşum entalpisinin sıfır olduğu varsayılmaktadır.
İkinci sonuç termokimyanın ikinci yasasından: Bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi, reaksiyona giren maddelerin yanma entalpilerinin toplamı eksi belirli bir sıcaklıkta ürünlerin yanma entalpilerinin toplamına eşittir:
ΔН х.р = ΣΔН yanma reaksiyonu – ΣΔН yanma. devamı
Yanıcı olmayan maddelerin yanma entalpisinin sıfır olduğu varsayılmaktadır.
Altında ısı kapasitesi Sıcaklığını 1 K artırmak için sisteme verilmesi gereken ısı miktarını anlarlar. Sabit basınçtaki ısı kapasitesi c p = ΔH/ΔT ile sabit hacimdeki ısı kapasitesi c v = ΔU/ΔT arasında ayrım yaparlar. Birbirleriyle şu şekilde ilişkilidirler:
cp = cv + R .
Kirchhoff'un termokimyasal yasası: Belirli bir ΔН Т1 sıcaklığındaki bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi, aynı reaksiyonun farklı bir ΔН Т2 sıcaklığındaki termal etkisi ile reaksiyon ürünlerinin ve reaktiflerinin ısı kapasitelerindeki değişiklikler Δс р ile ilişkilidir:
ΔН Т2 = ΔН Т1 + ΣΔс р · ΔT.
Toplam veya genel termal etki reaksiyon, kimyasal reaksiyonun gerçek entalpisinin katkısını içerir ΔН ch.r. , ΔН T sıcaklığındaki değişikliklerin bir sonucu olarak entalpideki değişiklikler ve ΔН f.p sistemindeki faz geçişleri sırasında entalpideki değişiklikler. : ΔН = ΔН sa. + ΔН Т + ΔН f.p.
Termokimya için en anlamlı anlam aşağıdaki formülasyondur. termodinamiğin ikinci yasası: Değiştirmek entropi sistemdeki herhangi bir değişiklik için, sisteme Q (yani ΔН) ısı akışının mutlak sıcaklık T'ye oranına eşittir: ΔS = ΔН/Т.
Entropi S, sistemin düzensizlik derecesinin niceliksel bir ölçüsüdür. Termodinamiğin ikinci yasasına göre entropi, sistemin entalpisi değiştiğinde meydana gelen değişimle belirlenir. Belirli bir maddenin belirli koşullar altında, örneğin standart ΔS°'de entropisi ile belirli bir işlemin, özellikle de standart koşullar ΔS° x.r altında bir kimyasal reaksiyonun sonucunda entropideki değişiklik arasında bir ayrım yapılır. . İkincisi, termokimyanın ikinci yasasının birinci sonucuna benzer bir ifadeden bulunabilir: ΔS x.r = ΣΔS° devam – ΣΔS° tepkime.
Boltzmann denklemi entropinin istatistiksel bir temsili verilmiştir:
burada R evrensel gaz sabitidir ve W sistemin belirli bir durumunun uygulanmasının termodinamik olasılığıdır (belirli bir sistemin uygulayabileceği mikrodurumların sayısı).
Bedava enerji Gibbs G, entalpi ve entropi dahil olmak üzere sistemin durumunun bir fonksiyonudur, kimyasal işlem sırasındaki değişimi şu ifadeyle verilir: ΔG = ΔН – ТΔS.
Kendiliğinden akışın termodinamik durumu Gibbs serbest enerjisini azaltmak için kimyasal reaksiyon şarttır: Bazı reaksiyonlar için ΔG< 0, то такая реакция может протекать самопроизвольно в прямом направлении, если же ΔG >0, sonra hayır.
Kimyasal denge durumu karakterize edilir denge sabiti ileri ve geri reaksiyonların hız sabitlerinin oranına eşit olan kimyasal reaksiyon: K r = k ileri / k arr.
Reaksiyonun denge sabiti Gibbs serbest enerjisiyle ilişkilidir: ΔG = – RT · ln K р. Eğer K р = 1 ise ΔG = 0 olur ve reaksiyonun her iki yönde de meydana gelme olasılığı eşit olur. Eğer K р > 1 ise ΔG< 0, и реакция смещена в сторону образования продуктов. Если K р < 1, то ΔG >0'da reaksiyon ağırlıklı olarak reaktiflerin oluşumuna doğru ilerler, yani ters reaksiyon baskındır.
Le Chatelier'in ilkesişu şekildedir: Kimyasal dengede olan bir termodinamik sisteme dışarıdan bir etki uygulandığında sistem, dış etkinin etkisi azaltılacak şekilde yeniden yapılandırılır.
Belirli bir reaksiyonun gerçekleşme olasılığını tahmin etmek kimyagerlerin karşılaştığı ana görevlerden biridir. Kağıt üzerine herhangi bir kimyasal reaksiyonun denklemini yazabilirsiniz (“kağıt her şeye dayanır”). Böyle bir reaksiyonu pratik olarak gerçekleştirmek mümkün mü?
Bazı durumlarda (örneğin, kireç taşını kalsine ederken: CaCO3 = CaO + CO2 - Q), reaksiyonun başlaması için sıcaklığı arttırmak yeterlidir ve diğerlerinde (örneğin, kalsiyumu oksitinden hidrojen ile indirgerken) : CaO + H 2 → Ca + H 2 O) - reaksiyon hiçbir koşulda gerçekleştirilemez!
Belirli bir reaksiyonun farklı koşullar altında meydana gelme olasılığının deneysel olarak test edilmesi yoğun emek gerektirir ve etkisizdir. Ancak bu soruyu kimyasal termodinamik yasalarına (kimyasal süreçlerin yönlerinin bilimi) dayanarak teorik olarak cevaplamak mümkündür.
Doğanın en önemli yasalarından biri (termodinamiğin birinci yasası) enerjinin korunumu yasasıdır:
Genel olarak bir nesnenin enerjisi üç ana türden oluşur: kinetik, potansiyel, iç. Kimyasal reaksiyonlar göz önüne alındığında bu türlerden hangisi en önemlidir? Elbette iç enerji (E)\ Sonuçta atomların, moleküllerin, iyonların hareketinin kinetik enerjisinden oluşur; karşılıklı çekim ve itmelerinin enerjisinden; bir atomdaki elektronların hareketiyle ilişkili enerjiden, çekirdeğe çekilmelerinden, elektronların ve çekirdeklerin karşılıklı itilmesinden ve ayrıca çekirdek içi enerjiden.
Kimyasal reaksiyonlar sırasında bazı kimyasal bağların yok edildiğini, bazılarının oluştuğunu biliyorsunuz; bu durumda atomların elektronik durumu ve göreceli konumları değişir ve bu nedenle reaksiyon ürünlerinin iç enerjisi, reaktanların iç enerjisinden farklıdır.
İki olası durumu ele alalım.
1. E reaktanları > E ürünleri. Enerjinin korunumu yasasına göre, böyle bir reaksiyonun sonucunda enerjinin çevreye salınması gerekir: hava, test tüpü, araba motoru ve reaksiyon ürünleri ısıtılır.
Enerjinin açığa çıktığı ve ortamın ısıtıldığı reaksiyonlara bildiğiniz gibi ekzotermik denir (Şekil 23).
Pirinç. 23.
Metanın yanması (a) ve bu süreçteki maddelerin iç enerjisindeki değişikliklerin diyagramı (b)
2. Reaktanların E'si ürünlerin E'sinden azdır. Enerjinin korunumu yasasına göre, bu tür işlemlerde başlangıç maddelerinin çevreden enerji alması ve reaksiyona giren sistemin sıcaklığının düşmesi gerektiği varsayılmalıdır (Şekil 24).
Pirinç. 24.
Kalsiyum karbonatın ayrışması sırasında maddelerin iç enerjisindeki değişikliklerin şeması
Enerjinin ortamdan emildiği reaksiyonlara endotermik denir (Şekil 25).
Pirinç. 25.
Fotosentez süreci doğada meydana gelen endotermik reaksiyonların bir örneğidir
Kimyasal bir reaksiyonda açığa çıkan veya emilen enerjiye bildiğiniz gibi bu reaksiyonun termal etkisi denir. Bu terim her yerde kullanılıyor ancak reaksiyonun enerjik etkisinden bahsetmek daha doğru olur.
Bir reaksiyonun termal etkisi enerji birimleriyle ifade edilir. Bireysel atomların ve moleküllerin enerjisi önemsizdir. Bu nedenle reaksiyonların termal etkileri genellikle denklemle belirlenen ve J veya kJ olarak ifade edilen madde miktarlarına atfedilir.
Termal etkinin belirtildiği bir kimyasal reaksiyonun denklemine termokimyasal denklem denir.
Örneğin termokimyasal denklem:
2H2 + O2 = 2H20 + 484 kJ.
Kimyasal reaksiyonların termal etkilerinin bilinmesi pratik açıdan büyük önem taşımaktadır. Örneğin, bir kimyasal reaktör tasarlarken, ya reaktörü ısıtarak reaksiyonu sürdürmek için bir enerji akışı sağlamak ya da tam tersine, reaktörün ortaya çıkan tüm sonuçlarla aşırı ısınmaması için fazla ısının uzaklaştırılmasını sağlamak önemlidir; bir patlama da dahil.
Reaksiyon basit moleküller arasında gerçekleşiyorsa reaksiyonun termal etkisini hesaplamak oldukça basittir.
Örneğin:
H2 + Cl2 = 2HCl.
Enerji, H-H ve Cl-Cl adlı iki kimyasal bağın kırılması için harcanır, H-Cl adlı iki kimyasal bağ oluştuğunda enerji açığa çıkar. Bir bileşiğin iç enerjisinin en önemli bileşeninin yoğunlaştığı yer kimyasal bağlardır. Bu bağların enerjileri bilinerek, farktan reaksiyonun termal etkisi (Qp) belirlenebilir.
Bu nedenle bu kimyasal reaksiyon ekzotermiktir.
Örneğin kalsiyum karbonatın ayrışma reaksiyonunun termal etkisini nasıl hesaplayabiliriz? Sonuçta bu moleküler olmayan bir yapıya sahip bir bileşiktir. Kalsiyum oksitte hangi bağların ve kaçının yok edildiğini, enerjilerinin ne olduğunu, hangi bağların ve kaç tanesinin oluştuğunu tam olarak nasıl belirleyebilirim?
Reaksiyonların termal etkilerini hesaplamak için reaksiyona katılan tüm kimyasal bileşiklerin (başlangıç maddeleri ve reaksiyon ürünleri) oluşum ısılarının değerleri kullanılır.
Bu koşullar altında basit maddelerin oluşum ısısı tanım gereği sıfırdır.
C + O2 = C02 + 394 kJ,
0,5N2 + 0,5O2 = HAYIR - 90 kJ,
burada 394 kJ ve -90 kJ sırasıyla CO2 ve NO'nun oluşum ısılarıdır.
Belirli bir kimyasal bileşik doğrudan basit maddelerden elde edilebiliyorsa ve reaksiyon niceliksel olarak meydana geliyorsa (% 100 ürün verimi), özel bir cihaz - bir kalorimetre kullanarak reaksiyonu gerçekleştirmek ve termal etkisini ölçmek yeterlidir. Birçok oksit, klorür, sülfit vb.'nin oluşum ısıları bu şekilde belirlenir.Ancak kimyasal bileşiklerin büyük çoğunluğunun basit maddelerden doğrudan elde edilmesi zor veya imkansızdır.
Örneğin, kömürü oksijende yakarken, karbon monoksit CO'nun Q dizisini belirlemek imkansızdır, çünkü tam oksidasyon işlemi her zaman karbondioksit CO2 oluşumuyla meydana gelir. Bu durumda Rus akademisyen G. I. Hess'in 1840 yılında formüle ettiği yasa imdada yetişiyor.
Bileşiklerin oluşum ısılarını bilmek, onların göreceli stabilitelerini tahmin etmemize ve ayrıca Hess yasasının bir sonucunu kullanarak reaksiyonların termal etkilerini hesaplamamıza olanak tanır.
Bir kimyasal reaksiyonun termal etkisi, tüm reaksiyon ürünlerinin oluşum ısılarının toplamından tüm reaktanların oluşum ısılarının toplamına eşittir (reaksiyon denklemindeki katsayılar dikkate alınarak):
Örneğin denklemi şu şekilde olan bir reaksiyonun termal etkisini hesaplamanız gerekir:
Fe203 + 2Al = 2Fe + Al203.
Referans kitabında değerleri bulacağız:
Q obp (Al203) = 1670 kJ/mol,
Q o6p (Fe203) = 820 kJ/mol.
Basit maddelerin oluşum ısıları sıfırdır. Buradan
Q p = Q numunesi (Al 2 O 3) - Q numunesi (Fe 2 O 3) = 1670 - 820 = 850 KJ.
Reaksiyonun termal etkisi
Fe203 + ZSO = 2Fe + ZSO2
şu şekilde hesaplanır:
Bir reaksiyonun termal etkisi, "entalpi" kavramı (H harfiyle gösterilir) kullanılarak başka bir şekilde ifade edilir.
1 Volkova S.A., Gusev S.N. Meydana gelmeyen hiçbir kimyasal reaksiyon yok, sadece onlar için bir katalizör henüz N.Yu bulunamadı. Konovalov Kimyasal reaksiyonlar neden ve nasıl meydana gelir? Çoğu zaman, maddeleri birbirleriyle karıştırırken, bir durumda, örneğin sodyum sülfat ve baryum klorür çözeltilerini birleştirirken ve diğerinde örneğin hidrojen ve oksijen karışımını birleştirirken olduğu gibi reaksiyonda meydana gelen değişiklikleri hemen görürüz. gazlar gözle görülür değişiklikler olmadan uzun süre var olabilir. Açıkçası, bu olgunun nedeni reaksiyon hızlarındaki farklılıkta yatmaktadır. Kimyasal reaksiyonların neden farklı hızlarda gerçekleştiğini düşünelim. Kabı hidrojen ve oksijenle doldurursak (2:1 oranında - bu karışıma patlayıcı denir), o zaman gözle görülür herhangi bir değişiklik gözlemlemeyiz. Kavanozun duvarında en az bir damla su görünmesi için çok uzun süre beklememiz gerekiyor. Bununla birlikte, sodyum sülfat ve baryum klorür gibi iki tuzun çözeltilerini karıştırırken reaksiyonun anında gerçekleştiğini fark ederiz. Sorun ne? Na2 SO4 BaCl2 2 NaCl BaSO4 t , 2 H 2 O2 2 H 2O Bir kimyasal reaksiyonun gerçekleşebilmesi için reaksiyona giren maddelerin moleküllerinin birbirleriyle çarpışması ve bu reaksiyonun üstesinden gelebilecek yeterli enerjiye sahip olmaları gerekir. enerji bariyeri (elektronikler arası, nükleerler arası itme). Farklı kimyasal reaksiyonlar için bu bariyer önemli ölçüde farklılık gösterebilir. İlk reaksiyon için küçüktür, bu nedenle reaksiyona giren parçacıkların çarpışıp reaksiyona girmesi kolaydır, ancak su sentezi reaksiyonu için bu önemlidir, dolayısıyla normal koşullar altında ilerlemez. Başlangıç maddelerinin molekülleri, rotanın son noktasına ulaşabilmek için dağcılar gibi geçilmez bir “dağ silsilesini” aşmak zorundadır. Bu “dağ sırası” aktivasyon enerjisidir. Aktivasyon enerjisi, moleküllerin bir reaksiyona girmesi için gereken enerjinin belirli bir miktarıdır. Bu şu soruyu akla getiriyor: Molekülleri "bu sırtı aşmaya" nasıl zorlayabiliriz? Başka sorular da var: genel olarak kimyasal reaksiyonun hızının nasıl belirleneceği; Kimyada ve hayatta hız kavramları nasıl ilişkilidir? Fizik dersinden hızın ne olduğunu biliyoruz: Bu, bir cismin birim zamanda kat ettiği mesafedir. Kimyasal reaksiyonlar meydana geldiğinde maddeler harekete geçmez, ancak konsantrasyonları değişir. Bu nedenle, kimyasal reaksiyonun hızı, bir maddenin birim zamandaki konsantrasyonundaki değişiklik olarak anlaşılmaktadır. Bir kimyasal reaksiyonun gerçekleşmesini "zorlamak" için, reaksiyona giren maddelerin molekülleri için en uygun koşulları yaratmak gerekir. Onlara ek enerji vermeli, onları etkinleştirmeliyiz. Bu, örneğin dış koşulların (sıcaklık ve basınç) değiştirilmesiyle yapılabilir. Ancak doğada ve insan yaşamında meydana gelen tüm kimyasal süreçlerin “sonuna kadar” ilerleyip ilerlemediğini düşünmeliyiz. Öyle olmadığı ortaya çıktı. Bunun nedenlerini anlamaya çalışalım. Tüm kimyasal reaksiyonlar iki büyük gruba ayrılabilir: geri dönüşümlü ve geri dönüşümsüz. Geri dönüşü olmayan kimyasal reaksiyonlar kesinlikle tek yönde ilerler ve buna reaksiyon bölgesinden çıkan maddelerin oluşumu eşlik eder. Bu tür reaksiyonlar, başlangıç maddelerinden biri tamamen tükenene kadar devam eder. Geri dönüşü olmayan reaksiyonlar, yanma reaksiyonları, çökelti oluşumuyla meydana gelen iyon değişim reaksiyonları, gaz salınımı, çok zayıf bir elektrolitin (örneğin H2O) oluşumu ve ayrıca bazı ayrışma reaksiyonlarıdır. 3 Tersinir, aynı koşullar altında aynı anda ileri ve geri yönlerde meydana gelen kimyasal reaksiyonlardır. Böyle bir reaksiyonun bir örneği, basit maddelerden hidrojen iyodürün sentezi olabilir. H 2 I 2 2HI Açıkçası, reaksiyon sırasında başlangıç malzemelerinin tüketilmesi nedeniyle hem ileri hem de geri reaksiyonların oranları zamanla değişir. Ancak ileri ve geri hızların eşit olduğu bir durum ortaya çıkabilir. Sistemin bu durumuna kimyasal denge denir. Kimyasal denge durumu, kapların üzerinde eşit kütle ağırlıklarının bulunduğu teraziler şeklinde hayal edilebilir. Bu durumda teraziler sabit olacaktır, yani. denge halinde olun. Ancak kimyasal denge sabit değildir. Dinamiktir, hareketlidir. Bu, ileri ve geri kimyasal reaksiyonların meydana gelmeye devam ettiği, ancak hızları eşit olduğundan sistemdeki reaksiyona giren tüm maddelerin konsantrasyonlarının sabit kaldığı anlamına gelir. Kimyasal denge, sabit dış koşullar altında süresiz olarak korunabilir. Bununla birlikte, dış koşullar değiştiğinde (sıcaklık, reaktiflerin konsantrasyonu, basınç (gazlı maddeler için), ileri ve geri reaksiyonların hızları farklı olacağından bir dengesizlik meydana gelecektir. Sonuç olarak, sistem yine yeni koşullar altında bir denge durumuna ulaşmaya çalışacaktır. Bir denge sisteminde meydana gelen değişiklikleri belirlememizi sağlayan prensibe Le Chatelier ilkesi (hareketli denge ilkesi) denir: kimyasal denge durumundaki bir sisteme dış bir etki uygulanırsa, denge şu yönde kayar: bu etkiyi zayıflatır. 4 Çeşitli faktörlerin kimyasal dengedeki değişimi nasıl etkilediğini birlikte düşünmeye çalışalım. Örneğin, aşağıdaki reaksiyonu göz önünde bulundurun: 2 NO2 N 2O4 54,39 kJ Çeşitli faktörlerin kimyasal dengenin değişmesi üzerindeki etkisinin özünü anlamak için ileri ve geri reaksiyonları karakterize edelim. Doğrudan reaksiyon ekzotermiktir, yani. enerjinin açığa çıkması ve hacmin azalmasıyla birlikte gelir. Hacmin artmasıyla ters endotermik reaksiyon meydana gelir. Reaksiyonları karakterize ettikten sonra, belirli faktörlerin dengenin değişmesi üzerindeki etkisini ele alalım. Ters reaksiyonun gerçekleşmesi için enerji harcanması gerekir. Le Chatelier ilkesine göre sıcaklık arttıkça ısının emilmesiyle oluşan endotermik reaksiyon hızlanacaktır. Denge başlangıç maddesine doğru kayacağından ters reaksiyon hızlanacaktır. Sıcaklık düştüğünde ise tam tersine, ısının açığa çıkmasıyla oluşan reaksiyon hızlanacak - ekzotermik. Denge ürüne doğru kayacak ve doğrudan reaksiyon hızlanacaktır. Gaz halindeki maddeler bu reaksiyona girdiğinden, kimyasal dengedeki değişim basınçtaki değişikliklerden etkilenecektir. Bu reaksiyondaki gazların hacim oranı 2:1'dir. 2 hacim NO2 direkt reaksiyona girer ve 1 hacim N2O4 oluşur. Bu durum Le Chatelier prensibine göre artan basınçla birlikte hacmin azalmasıyla (doğrudan) meydana gelen reaksiyonun hızlanacağını göstermektedir. Basınç azaldıkça reaksiyon hızlanacak ve buna hacim artışı da eşlik edecek (tersi). Benzer şekilde kimyasal denge de maddelerin konsantrasyonlarındaki değişikliklerden etkilenir. Bir maddenin konsantrasyonunu arttırırsanız, onu tüketmeye yönelik reaksiyon hızlanacaktır. Bir maddenin konsantrasyonundaki bir azalma (reaksiyon alanından uzaklaştırılması), bu maddenin sentezinin hızlanmasına neden olacaktır. Böylece dış faktörleri değiştirerek kimyasal reaksiyonun hızını değiştirebileceğimizi öğrendik. Ancak bunu yapmanın başka bir yolu daha var; örneğin bu kimyasal reaksiyonu hızlandıran bir madde eklemek. Bu tür maddelere katalizör denir. Katalizörler, kimyasal reaksiyonun hızını değiştiren, ancak reaksiyon sırasında miktarı değişmeyen maddelerdir. Katalitik proseslerde ana reaksiyonun hızı artabilir veya azalabilir. Buna göre katalitik etki pozitif veya negatif olabilir. Katalizörlerin etkisi altında meydana gelen reaksiyonlara katalitik denir. Reaksiyonu hızlandıran maddelere katalizör, yavaşlatan maddelere ise inhibitör denir. Katalizörler nasıl çalışır? Katalizörlerin etki mekanizmaları. Yukarıda belirtildiği gibi reaksiyona girebilmek için moleküllerin belirli bir enerji bariyerini aşmaları gerekir. Ancak dağ sıralarını sadece zirvelerine tırmanarak aşmak mümkün değil. Başka bir yol daha var - dağların arasından bir tüneli "delmek". Sonuçta deneyimli bir eğitmen asla bir grup turisti tehlikeli ve zor bir yolda yönlendirmeyecek, bu rotayı geçmek için en iyi seçeneği seçecektir. Katalizörler “kimyasal dağcılara” bu konuda yardımcı oluyor. Katalizör kimyasal reaksiyonları farklı bir yola yönlendirerek aktivasyon enerjisini azaltır. Reaksiyonun başlaması için başlangıç malzemelerinin ısıtılmasına gerek yoktur. Hidrojenin oksijenle daha önce tartışılan kimyasal reaksiyonuna dönersek, bu reaksiyonun hem ısıtma hem de katalizör kullanımı sonucunda hızlandırılabileceği belirtilebilir. Bu karışım ateşe verilirse güçlü bir patlama meydana gelecektir. Ancak içine az miktarda ince ezilmiş platin dökerek bunu farklı şekilde yapabilirsiniz. Bu eylem benzer bir sonuca yol açacak - güçlü bir patlama olacak. Katalizörlerin özellikleri: - Katalizörler hem ileri hem de geri kimyasal reaksiyonları hızlandırır. Bundan, katalizörün kimyasal dengedeki değişimi etkilemediği sonucu çıkar. Ancak katalizörler başlama anını hızlandırır ve böylece kimyasal sürecin en verimli şekilde gerçekleşmesini sağlar. Belirli bir örneğe bakalım. Amonyak sentezi süreci tersine çevrilebilir. Katalizör kullanmazsanız, kimyasal dengenin başlaması için oldukça uzun bir süre bekleyebilirsiniz ve amonyak verimi daha yüksek olabilir. Bununla birlikte, bir demir katalizörü kullanılırsa, amonyak verimi daha düşük olmasına rağmen denge daha hızlı oluşur; Fe.t. p 3H 2 N 2 2 NH3 - kural olarak, katalizör sisteme reaktiflerin kütlesine kıyasla çok küçük miktarlarda verilir. Ancak bu küçük katkı maddelerinin etkinliği alışılmadık derecede yüksektir. Reaksiyon sonucunda katalizör kimyasal olarak değişmeden kalır ve tüketilmez. katalizörün reaksiyona katılımı genel stokiyometrik denklem tarafından yansıtılmaz; - Katalizörler seçicidir. Bu, süreçler üzerinde seçici olarak hareket ederek onu belirli bir yöne yönlendirdikleri anlamına gelir. Örneğin etanol, 350°C'de alüminyum oksit üzerinden geçirildiğinde etilene, 250°C'de bakır üzerinden geçirildiğinde asetaldehite dönüşür; CH 3 CH 2 OH C 2 H 4 H 2 O Al 2 O3, 350C 7 eten C CH 3 CH 2 OH Cu , 250 CH 3CHO H 2 asetaldehit En seçici olmayan katalizörler H+ - proton ve Pt - platindir, çünkü hem organik hem de inorganik kimyada birçok kimyasal reaksiyonu hızlandırırlar. Bununla birlikte, mutlak özgüllüğe sahip katalizörler vardır (bir katalizör - bir hızlandırılmış kimyasal reaksiyon) - bunlar biyolojik katalizörler veya enzimlerdir. Sindirim sisteminde, kanda, hayvan ve insan hücrelerinde meydana gelen kimyasal reaksiyonların çoğu katalitik reaksiyonlardır. Bu nedenle tükürük, nişastanın düşük molekül ağırlıklı şekerlere hidrolizini hızlandıran ptyalin enzimini içerir. Midede bulunan bir enzim olan pepsin, proteinlerin parçalanmasını katalize eder. İnsan vücudunda yaklaşık 30.000 farklı enzim bulunmaktadır; bunların her biri karşılık gelen reaksiyon için etkili bir katalizör görevi görür; - Katalizörün aktivitesi, etkisi iki yönlü olabilen yabancı maddelerin varlığına büyük ölçüde bağlıdır: katalizörün aktivitesini arttırmak veya azaltmak. Katalitik aktiviteye sahip olmayan ancak katalizörün aktivitesini artıran maddelere promotör veya aktivatör denir. Örneğin, amonyak sentezi katalizörleri (Fe, Mo, W, Ni, Co), dayanıklı oksitler AI2O3, MgO, Cr2O3'ün varlığında önemli ölçüde aktive edilir. Sülfürik asit üretiminde kullanılan vanadyum katalizöründe kullanılan aktivatör potasyum sülfattır; V2 O5 .t 2SO2 O2 2SO3 8 - Katalizörün agregat durumu ile reaksiyon karışımı arasındaki ilişkiye göre kataliz homojen ve heterojen olabilir. Homojen kataliz durumunda, katalizör ve reaktanlar aynı toplanma durumundadır (gaz veya çözelti). Örneğin esterlerin sentezi, nişastanın asit hidrolizi, sakkaroz. Göz önünde bulundurulan kimyasal işlemler, güçlü mineral asitlerin (katalizör - H+) çözeltilerinin eklenmesiyle hızlandırılır. Heterojen kataliz durumunda, katalizör ve reaktanlar farklı toplanma durumlarındadır. Endüstride heterojen kataliz daha sık kullanılır, bunun nedeni bunların reaksiyon ürünlerinden daha kolay ayrılma olasılığıdır. Dolayısıyla modern kimya endüstrisinde katalitik proseslerin çok yaygın olarak kullanıldığını söyleyebiliriz. Günlük yaşamda sıklıkla karşılaştığımız maddeler genellikle katalitik etkiye sahiptir. Spesifik örneklere bakalım: metalik demir, basit maddelerden amonyak sentezini hızlandırır, hidrojen peroksitin ayrışması ferrik demir, iki değerlikli bakır, silikon oksit (IV) - nehir kumu, manganez dioksit vb. iyonları tarafından hızlandırılır. Şaşırtıcı bir şekilde suyun bile katalitik aktiviteye sahip olması. Kristal iyotu alüminyum metali ile karıştırırsanız maddeler arasında herhangi bir reaksiyon gözlenmez. Ancak bu karışıma bir damla su eklediğinizde kimyasal reaksiyonun belirtileri ortaya çıkar. İyotun alüminyum ile etkileşimi başlar ve buna iyot buharının hızlı salınımı eşlik eder. Alüminyum oksit içeren beyaz kil, etilen üretimi için bir laboratuvar yöntemi olan etanolden suyun uzaklaştırılması reaksiyonunu hızlandırır. Bu katalizör, genellikle bu işlemde kullanılan oldukça tehlikeli konsantre sülfürik asidin yerini alabilir. Peki ya engelleme? Endüstride ve günlük yaşamda kullanılıyor mu? Kimyasal reaksiyonu hızlandırmanın değil yavaşlatmanın gerekli olduğu durumlar var mı? Böyle bir fenomenin meydana geldiği ortaya çıktı. En yaygın durum metal korozyonudur. Korozyon, metallerin ve alaşımların çevrenin etkisi altında tahrip olmasıdır. Agresif ortamlarla temas halinde olan metal ürünler korozyon nedeniyle arızalanır. Korozyon her yıl önemli kayıplara neden olur. Bu nedenle korozyondan kaynaklanan kayıpları azaltmak için inhibitörlerin kullanımı da dahil olmak üzere çeşitli yöntemler kullanılmaktadır. Asit, alkali, tuz vb. çözeltilerle temas halinde olan metalleri korumak için kullanılırlar. Canlı organizmalardaki katalizörler. Canlı organizmalardaki kimyasal reaksiyonlar, protein katalizörlerinin - enzimlerin veya enzimlerin (Latince fermentumdan - maya, enzim - mayadaki) varlığı nedeniyle yüksek hızda ilerler. İsveçli kimyager J.Ya. tarafından öne sürülen kimyasal kataliz teorisinin gelişmesiyle bağlantılı olarak daha açık ve net kimyasal fikirler oluştu. Biyolojik katalizörlerin yüksek üretkenliğine ilk dikkat çeken Berzelius. Canlı sistemlerdeki kimyasal reaksiyonların belirli faktörlerin yardımıyla meydana geldiği düşüncesi 200 yılı aşkın bir süre önce ortaya çıktı. 19. yüzyılın başında. hakim görüş, yaşam süreçlerini kontrol eden "hayati güçlerin" olduğu yönündeydi. 50'li yıllarda XIX yüzyıl. L. Pasteur, şekerin maya tarafından alkole fermantasyonunun protein maddeleri - enzimler tarafından katalize edildiğini gösterdi. Pasteur'ün hatası, enzimlerin canlı hücrelerden (bu durumda maya) ayrılamaz olduğunu düşünmesiydi; bu hatalı fikir, çağdaşları olan birçok bilim adamı tarafından paylaşılıyordu. E. Buchner, maya hücrelerinin sulu ekstraktlarının, enzimoloji biliminin oluşumunun başlangıcı olan, şekerin alkole dönüşümünü katalize eden bir dizi enzim içerdiğini gösteren ilk kişiydi. 20'li yıllarda XX yüzyıl R. Wilsteter, yüksek oranda saflaştırılmış bir durumda bir dizi enzim elde eden ilk kişiydi. Bununla birlikte, enzimlerin düşük moleküllü maddelerin özel bir sınıfı olduğu yönündeki hatalı başlangıçtaki fikir nedeniyle, enzimlerin kimyasal doğasını belirlemedi. 1926'da J. Sumner ilk olarak bitki üreazını protein kristalleri formunda elde etti. Dört yıl sonra J. Northrop ve M. Kunitz, trypsin ve pepsin kristallerinin üretimine ilişkin verileri sunarak bunların yalnızca protein doğasını kanıtladılar. Yirminci yüzyılın ikinci yarısında uygulamalı enzimolojideki ilerlemeler, 2000'den fazla enzimin az çok saflaştırılmış halde elde edilmesini mümkün kılmıştır. Enzimin etki ettiği maddeye substrat denir. Bu nedenle, yağları hidrolize eden enzime lipaz (substrat - yağlar) adı verilir ve sıradan şeker - sükraz (substrat - sakaroz) vb. üzerinde etkili olur. Etil alkol, alkaldehidrojenaz enziminin etkisi altında enzimatik olarak aldehite oksitlenir. alka oldeg hidrojenaz O C2 H 5OH H 3C C NADH H etanol asetaldehit Laktik asit, laktat dehidrojenaz enziminin etkisiyle enzimatik olarak piruvik asite (hidrojen çıkarma işlemi) dönüştürülebilir. H3C CH CO OH laktat dehidrojenaz H3C C C O OH OH NADH O laktik asit pirüvik asit 11 Başka bir enzim, laktik asidi asetik asit, karbon dioksit ve hidrojen peroksit oluşturmak üzere oksitler; bu enzime laktat oksidaz denir. Enzimatik işlemler şu anda biyoteknoloji, tıp, farmakoloji, botanik, tarım, genetik ve mikrobiyoloji alanlarında yaygın olarak kullanılmaktadır. Bazı endüstriler (şarap yapımı, biracılık) aslında enzimolojinin dallarıdır. Bu dönüşümlerin çoğu, organik kimya açısından inanılmaz derecede karmaşıktır ve çeşitli araçların mevcut cephaneliğinin tamamı kullanılarak bile bugün bir kimya laboratuvarında yeniden üretilemez. Bu dönüşümlerin çok ılımlı koşullar altında (yaklaşık 37°C sıcaklık, normal atmosfer basıncında nötre yakın pH) meydana geldiğine de dikkat edilmelidir. Bu tür işlemler, kimyagerlerin endüstriyel katalitik reaksiyonlarda halihazırda kullandıklarından birkaç kat daha güçlü olan katalizörlerin katılımı olmadan hayal edilemez. Enzimler tamamen protein yapısına sahip olabilir (ribonükleaz, üreaz - üreyi parçalar; sindirim enzimleri: trypsin, pepsin, papain vb.) - basit enzimler. Ancak çoğu durumda enzimler karmaşıktır; genellikle katalitik aktiviteye sahip olmayan bir apoenzim ve inorganik veya organik yapıya sahip protein olmayan bir grup olan bir protein kısmından oluşurlar. Enzimin protein olmayan kısmı katalitik bir işlev görür, protein kısmı ise enzimi yıkımdan korur. Böylece kimyasal reaksiyon hızları dünyasına daldık. Bazı kimyasal reaksiyonların neden çok büyük hızlarda meydana geldiğini, bazılarının ise çok yavaş ilerlediğini öğrendik. Artık bir kimyasal reaksiyonun sürecini hızlandırmak veya yavaşlatmak için hangi koşulların yaratılması gerektiğinden bahsedebiliriz. Canlı organizmalarda, dahil. ve insan vücudunda, biyolojik katalizörler - enzimler tarafından hızlandırılan kimyasal reaksiyonlar muazzam hızlarda meydana gelir. Bunu deneylerle gösterelim. Deney 1. Hidrojen peroksitin katalitik ayrışması. Peroksit veya hidrojen peroksit kararsız bir bileşiktir ve durduğunda denkleme göre yavaş yavaş oksijen ve suya ayrışır. 2H 2 O2 2H 2 O O2 Q Bu süreç oldukça yavaş ilerler, bu nedenle kural olarak gözle görülür değişiklikleri fark etmeyiz. Ancak bu işlem genellikle kimya laboratuvarlarında oksijen üretmek için kullanılır. Kimyasal reaksiyonun denkleminden reaksiyonun endotermik (- Q) olduğu açıktır, bu nedenle onu hızlandırmak için enerji harcamanız gerekir - başlangıç \u200b\u200bmaddesini ısıtın. Bu reaksiyon katalitiktir, dolayısıyla maddeler - katalizörler eklenerek hızlandırılabilir. Bu reaksiyon metal iyonları (Fe3+, Zn2+, Cu2+), manganez (IV) oksit, enzimler ve kompleks bileşikler tarafından katalize edilir. Birkaç beher alalım ve oraya% 3'lük bir hidrojen peroksit çözeltisi koyalım. 1 numaralı bardağa - manganez dioksit (MnO2), 2 numaralı bardağa - bakır (II) sülfatın amonyak çözeltisini (SO4, 3 numaralı bardakta - bir parça çiğ patates, 4 numaralı bardakta - a) yerleştirin. 5 numaralı bardakta çiğ et parçası - 6 numaralı bardakta bir parça haşlanmış patates - 6 numaralı bardakta - bir parça haşlanmış et.Hangi bardaklarda değişikliklerin meydana geldiğini gözlemleyeceğiz (gaz kabarcıklarının salınması). Bu maddelerde katalitik aktivitenin varlığı veya yokluğu hakkında sonuç. Bitki ve hayvan hücreleri, hidrojen peroksitin ayrışmasını hızlandıran enzimler (örneğin katalaz) içerir. Bitki ve hayvan dokularını ısıya maruz bırakırsak, o zaman oluşan proteinler ortaya çıkar. bu enzimler denatürasyona uğrar ve enzim işlevlerini yerine getirmeyi bırakır 13 Deney 2. Şekerin yakılması Bir parça rafine şekeri maşayla alın ve onu ateşe vermeye çalışalım (Dikkat!) Büyük ihtimalle başaramayacağız. ateşe ver Şeker erimeye başlar, kararır ama yanmaz Bu durumda ne yapmalı? Bu reaksiyonun bir katalizör eklenerek hızlandırılabileceği ortaya çıktı. Şekeri sigara külü serpin ve tekrar ateşe vermeyi deneyin. Şeker parlak mavi bir alevle parlar ve hızla yanar. Bu fenomen, sigara külünde bulunan lityum bileşiklerinin katalitik aktivitesinden dolayı meydana geldi. Katalizör yardımı olmadan bir parça şekeri ateşe veremezdik. Bu amaçlar için un alırsak o zaman da başarısız oluruz. Ancak burada bir paradoks var: şeker ve un üreten fabrikalarda, katalizör katılımı olmasa bile bu maddelerde patlamalar (yüksek hızda meydana gelen yanma reaksiyonları) gözlemleniyor. Sorun ne burada? Toz halindeki bu maddeler havada bulunduğunda patlamalar meydana gelir. Bu, reaksiyona giren maddeler (şeker tozu ve hava oksijen) arasında geniş bir temas alanı oluşturur ve bilindiği gibi kimyasal reaksiyonun hızı buna bağlıdır. Bu nedenle bu işletmelerin çalışanlarının kimyayı çok iyi bilmeleri ve bu olgunun nedenlerini ortadan kaldırmaya yardımcı olacak yöntemler kullanmaları gerekmektedir. 14 “Kimyasal Denge” konulu dersin içeriğini ve yapısını ele alalım. Ders, “Denge karışımlarının niceliksel bileşiminin hesaplanması” konulu problemlerin çözümüne yönelik bir atölye çalışması şeklinde yürütülmektedir. Dersin süresi - iki ders saati Dersin amacı: Denge karışımlarının niceliksel bileşimini belirleme yeteneğini geliştirmek. Disiplinlerarası bağlantılar: matematik (cebirsel denklemlerin ve denklem sistemlerinin çizimi ve çözülmesi) ve fizik (denge karışımlarının niceliksel bileşimini hesaplamak için fiziksel nicelikler ilişkisinin kullanılması) dersleriyle. Slogan: “cebirin uyum içinde olduğuna inanmak” DERSİN İLERLEMESİ I. Dersin başlangıcını harekete geçirmek. Bilişsel görevlerin ayarlanması. Aşağıdaki sorular üzerine konuşma: 1. Karışımlara örnekler verin, karışımları saf maddelerle karşılaştırın (özel örnekler kullanarak: hava, su, parfüm vb.) 2. Karışımların niceliksel bileşimi hangi yollarla ifade edilebilir? Bu sorunun cevabı, karışımların niceliksel bileşimini ifade etmenin aşağıdaki yollarını dikkate almayı içerir: 1) kütle birimleri (kg, g, mg) ve kütle yüzdesi (karışımdaki bileşenlerin kütle kesirleri) olarak: m(X) ) (X) m(karışım ) 2) hacim birimleri (m, l, ml) cinsinden ve hacimce yüzde olarak (bir karışımdaki bileşenlerin hacimsel kesirleri): V (X) (X) V (karışım) ) 15 3) madde miktarı birimlerinde (kmol, mol , mmol) ve molar (molar) fraksiyonlarda (X) (X) ve gazlar için no. – (karışımlar) V (X) Vm * (X) (X) (X) (X) V (karışımlar) Vm * (karışımlar) (karışımlar) 3. Kimyasal denge nedir? Yer değiştirmesini hangi faktörler etkiler? Cevabınızı örneklerle açıklayınız. II. Öğrencilerin bağımsız çalışması. 1. Bir karışımla ilgili problemleri çözmek için genelleştirilmiş bir algoritmayı hatırlamanızı öneririz 1) problem durumunu dikkatlice inceleyin, verileri problem koşuluna dönüştürün, olası tüm miktarları madde miktarı birimleri cinsinden ifade edin 2) bahsedilen tüm reaksiyonların denklemlerini yazın problem koşulunda 3) koşul problemlerinden verileri ve gerekli miktarları reaksiyon denklemlerindeki maddelerin formüllerini yukarıya yazın 4) reaksiyon denklemlerindeki bu maddelerin formüllerinin altına yazın: a) madde miktarını b) gerekiyorsa, gazın molar kütlesi veya molar hacmi (sıfırda) 5) reaksiyon denklemlerini kullanarak stokiyometrik hesaplamalar yapın 6 ) hesaplamalar yapılamıyorsa, bilinmeyen miktarların tanımlarını girin 7) cebirsel denklemler veya bir denklem sistemi oluşturun ve bunları çözün 8 ) gerekli tüm hesaplamaları yapın 2. Seçenekler üzerinde yazılı çalışma: Seçenek I GÖREV: amonyak üretmek için reaksiyon karışımındaki başlangıç nitrojen ve hidrojen konsantrasyonları sırasıyla 4 ve 10 mol/l idi. Denge 16'ya ulaştığında nitrojenin %50'si reaksiyona girdi. Azot, hidrojen ve amonyağın denge konsantrasyonlarını hesaplayın. Çözüm: Reaksiyona VERİLEN: C(N2) = 4 mol/L *0,5 = 2 mol/L Cis (N2) = 4 mol/L Cis (H2) = 10 mol/L %50 (N 2) Cp reaksiyona girdi.(N2) )-? Evlenmek. (H2) - ? Cp.(NH3)-? Evlenmek. (NH3) = 4 mol/l Ort. (N2) = 4 mol/l - 2 mol/l = 2 mol/l Ort. (H2) = 10 mol/l - 6 mol/l = 4 mol/l Cevap: 2 mol/l, 4 mol/l, 4 mol/l 17 Seçenek II SORUN: amonyakta nitrojen, hidrojen ve amonyağın denge konsantrasyonları sentez reaksiyonu şu değerlere sahipti: sırasıyla 0,5 mol/1, 1,5 mol/1 ve 1 mol/1. VERİLEN nitrojen ve hidrojenin başlangıç konsantrasyonlarını hesaplayın: Çözüm: 0,5 mol 1,5 mol p, t, kat 1 mol Ort. (N2) = 0,5 mol/l Ort. (H2) = 1,5 mol/l N2 + 3H2 2NH3 Ortalama (NH3) = 1 mol/l 2 mol 1 MOL 3 MOL Sys (N2) =? Siskh (H2) = ? Evlenmek. (N2) = 0,5 mol/l + 0,5 mol/l = 1 mol/l Ort. (H2) =1,5 mol/l +1,5 mol/l = 3 mol/l Cevap: 1 mol/l, 3 mol/l III. Bilginin uygulanmasına yönelik alıştırmalar Problem çözme. SORUN 1: Karbon monoksit (II), metanol sentezi için tasarlanmış kapalı bir reaktörde 10 MPa basınç ve 327 °C sıcaklıkta 1:4 mol oranında hidrojen ile karıştırıldı. İşlemin bitiminden sonra reaktördeki sabit sıcaklıktaki gaz basıncı %10 oranında azaldı. Reaksiyon karışımındaki metanol buharının hacim fraksiyonunu ve karbon monoksitin (II) metanole dönüşüm yüzdesini belirleyin. Çözüm: VERİLEN: ORİJİNAL KARIŞIM: ν (CO) = 1 mol/l 1 mol 4 mol v (H2) = 4 mol/l CO H2 ν (karışım) = 5 mol (CH3OH) = ? η(СО) = ? 18 KİMYASAL REAKSİYON: DENGE KARIŞIMI: X MOL (1x) mol (4-2x) mol CO H2 CH3OH İşlem kapalı bir ortamda gerçekleştiğinden, sabit sıcaklıkta bir kaptaki basınç, toplam gaz madde miktarıyla doğru orantılıdır. reaktör. ν (karışımlar) = 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 veya %5,56 η(CO) = 0,25 mol /1 mol = 0,25 veya %25 Cevap: %5,56 ve %25 19 GÖREV 2: benzen ve hidrojen buharından oluşan gaz karışımının, sikloheksan sentezi için bir kontak aparatından geçmeden önce ozon yoğunluğu 0,2 idi; ve sonra 0,25'e eşit oldu. Reaksiyon karışımındaki sikloheksan buharının hacim fraksiyonunu ve benzenin sikloheksana dönüşüm yüzdesini belirleyin. Çözüm: VERİLEN: BAŞLANGIÇ KARIŞIM: Reaksiyondan önce: 1 mol 0,9 mol D (O3) = 0,2 C6H6 H2 Reaksiyondan sonra D (O3) = 0,25 M (karışım) = 0,2 * 48 g/mol = 9,6 g/mol ν olsun (karışım) = 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 KİMYASAL REAKSİYON: 0,0667 mol 0,0667 mol x mol 3x mol x mol p, t , kat C6H6 + 3H2 C6H12 1 mol 3 mol 1 mol 78 g/mol 2 g/mol 84 g/mol 20 DENGE KARIŞIMI: (0,1-x) mol (0,9-3x) mol x mol C6H6 H2 C6H12 M (karışımlar) = 0,25*48 g/mol = 12 g/ mol ν (C6H12) = x mol olsun, sonra ν (C6H6) = (0,1-x) mol ve ν (H2) = (0, 9-3x) mol ν (karışım) = 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 = 0,0667 ν (karışımlar) = 1 - 3*0,0667 = 1 - 0, 2001 = 0,7999 (mol) (C6H12) = 0,0667 mol / 0,7999 mol = 0,0834 veya %8,34 η (C6H6) = 0,0667 mol / 0,1 mol = 0,667 veya 66, %7 Cevap: %8,34 ve %66,7 SORUN 3: Havadaki bağıl yoğunluğu 0,475 olan bir asetaldehit ve hidrojen karışımı, ısıtılmış bir nikel katalizöründen geçirildi. Reaksiyon %47,5 verimle geçti. Reaktör çıkışındaki gaz karışımının hidrojen yoğunluğunu hesaplayın. VERİLEN: Çözüm: D hava (karışım) = 0,475 ORİJİNAL KARIŞIM: 0,2804 mol 0,7196 mol η (CH3CH2OH) = %47,5 D H2 (karışım2) = ? 21 M (karışımlar) = 0,475*29 g/mol = 13,775 g/mol ν (karışımlar) = 1 mol, => ν (CH3SON) = x mol, v (H2) = (1-x) mol 44x + 2 olsun (1-x) = 13,775 44x+2-2x= 13,775 42x= 11,775 x = 0,2804 1 mol 1 mol 1 mol ν(H2) = 0,7196 mol - 0,1332 mol = 0,5864 mol ν(karışım) = 0,1332 mol + 0,1472 mol + 0,5864 mol = 0,8668 mol M (karışım) = (0,1332 mol * 46 g/mol + 0,1472 mol * 44 g/mol + 0,5864 mol * 2 g/mol) 0,8668 M(karışımlar) = 15,9 g/mol 22 Dn (karışımlar) = 15,9 g/mol 2 = 7,95 2 2g/mol Cevap: 7,95 IV. Dersi özetlemek. Ev ödevi. 1) bir denge karışımının kantitatif bileşimini hesaplamak için bir problem oluşturun ve çözün 2) problemi çözün: etilen ve su buharından oluşan bir gaz karışımının, etanol sentezi için bir kontak aparatından geçmeden önce propan yoğunluğu 0,5'e eşitti; ve iletimden sonra 0,6'ya eşit oldu. Reaksiyon karışımındaki etanol buharının hacim fraksiyonunu ve etilenin etanole dönüşüm yüzdesini belirleyin. (Cevap: φ(C2H5OH) = %20; η(C2H4) = %41,7 23 DERS İÇİN LİTERATÜR: 1. Alikberova L., Eğlenceli kimya: öğrenciler, öğretmenler ve ebeveynler için bir kitap. – M.: AST.-Press, 1999.-560.:illi.- (“Eğlenceli kimya”). 2. Glinka N.E. Genel kimya: Üniversiteler için ders kitabı/Ed. yapay zeka Ermakova. – ed. 30. düzeltilmiş - M .: Integral-Press, 2004. - 728 s. 3.Grandberg I.I. Organik kimya: Ders Kitabı. Öğrenciler için Tarım bilimi okuyan üniversiteler. uzman. – 5. baskı, stereotip. – M.: Bustard, 2002. – 672 s. 4.Zagorsky V.V. Okul müfredatına dayalı kimyada “zor problemler”: derleme ilkeleri, çözüm teknikleri, uygulama sonuçları // Kimya: öğretim yöntemleri. - 2003. - Sayı 7. - s.36-47. 5. Uluslararası Kimya Olimpiyatlarının Amaçları 2001-2003: Ders Kitabı / Ed. ed. Eremina V.V. - M.: Sınav, 2004. - 416 s. 6. Zlotnikov E.G. Ders bitti - dersler devam ediyor: ders dışı etkinlikler. kimyada çalışmak/E.G. Zlotnikov, L.V. Makhova, T.A. Veselova ve diğerleri - M.: Prosveshchenie, 1992. - 160 s.: hasta - (Bir kimya öğretmeninin kütüphanesi). 7. Kuznetsova N.E., Gerus S.A. Öğrenmenin algoritmalaştırılmasına ve bilgisayarlaştırılmasına dayalı genelleştirilmiş becerilerin oluşturulması // Okulda kimya. - 2002. - 5. - s. 16-20. 8. Karapetyants M.Kh. Kimyasal prosesler teorisine giriş. Üniversiteler için ders kitabı. - M.: Daha yüksek. okul, 1975. - 320 s. 9. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. Kimya problemleri kitabı. Okul çocukları ve başvuru sahipleri için. - M.: Sınav, 1999.-512 s. 10. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. Üniversitelere girenler için çözümleri ile kimyada 2500 problem: bir ders kitabı. - M.: Sınav, 2005. - 640 s. 11. Kuzmenko N.E., Eremin V.V., Churanov S.S. Okul çocukları ve başvuru sahipleri için kimyada rekabetçi problemlerin toplanması. -M.: Sınav, 2001. - 576 s. 12. Komov V.P. Biyokimya: ders kitabı. üniversiteler için / V.P. Komov, V.N. Shvedova. – M.: Bustard, 2004. – 638, s.: hasta. – (Yüksek öğrenim: Modern ders kitabı). 23 24 13. Sorokin V.V., Svitanko I.V., Sychev Yu.N., Churanov S.S. Uluslararası olimpiyatların problemlerinde modern kimya. - M: Kimya, 1993. - 288 s. 14. Okul çocukları için Soros Olimpiyatı. Sorunlar ve çözümler. -M: MTsNMO, 1995. - 416 sn. 15. Churanov S.S. Okulda Kimya Olimpiyatları: öğretmenler için bir el kitabı. - M: Eğitim, 1982. - 191 s. 16. Shelinsky G.I. Kimyasal süreçler teorisinin temelleri: öğretmenler için bir el kitabı. - M.: Eğitim, 1989. - 192 s. 24
Önceki paragraflarda, belirli koşullar altında her kimyasal reaksiyonun kendiliğinden belirli bir yönde ilerlediğini gösteren çeşitli örneklere baktık. Böylece düşük sıcaklıklarda buharlı su oluşumunun ekzotermik reaksiyonu
neredeyse tamamen ileri yönde akar. Ancak yüksek sıcaklıklarda bu reaksiyon ters yönde ilerlemeye başlar: su buharı hidrojen ve oksijene ayrışır. Her durumda, reaksiyonun bir sonucu olarak, kararlı bir kimyasal denge durumu elde edilebilir, ancak denge konumunun kendisinin farklı koşullar altında farklı olduğu ortaya çıkar.
Bir soru ortaya çıktı; kimyasal süreçlerin belirli bir yönünün nedeni nedir, bunu veya bu kimyasal denge durumunu hangi faktörler belirler?
Mekanik sistemlerde kararlı dengenin sistemin minimum potansiyel enerjisine karşılık geldiği bilinmektedir. Böylece, top eğimli bir yüzey üzerinde kendiliğinden a konumundan aşağıya doğru yuvarlanır (Şekil 69) ve potansiyel enerjisi önce bir bütün olarak topun kinetik hareket enerjisine, ardından moleküllerin termal hareket enerjisine dönüştürülür. . B konumunda top dengededir.
Kimyasal süreçlerin aynı zamanda sistemin iç enerjisini azaltma yönünde, yani reaksiyonun pozitif termal etkisine karşılık gelen yönde kendiliğinden ilerlemesi gerektiğini varsaymak doğaldır. Aslında deneyimler, normal koşullar altında ağırlıklı olarak ekzotermik reaksiyonların kendiliğinden ilerlediğini göstermektedir.
Ancak kimyasal süreçlerin yönünü yalnızca iç enerjiyi en aza indirme isteğiyle açıklamaya çalışmak gerçeklerle çelişkilere yol açmaktadır.
Pirinç. 69. Top kendiliğinden a konumundan b konumuna doğru yuvarlanıyor.
Pirinç. 70. İki parçadan oluşan bir kap: A kısmında seyreltilmiş gaz, B kısmında ise vakum vardır.
Böylece, zaten normal sıcaklıklarda, birçok tuzun endotermik çözünme süreçleri ve bazı endotermik kimyasal reaksiyonlar kendiliğinden meydana gelir. Sıcaklık arttıkça artan sayıda reaksiyon endotermik süreç yönünde kendiliğinden ilerlemeye başlar; bu tür reaksiyonların örnekleri arasında yukarıda bahsedilen suyun ayrışması veya yüksek sıcaklıklarda meydana gelen nitrik oksit sentezi yer alır.
Üstelik minimum iç enerjiye ulaşma ilkesi, tüm ekzotermik reaksiyonların tamamlanmasını gerektirir, yani tersinir reaksiyonların olasılığını dışlar; ancak bu tür tepkiler gerçekten de var.
Şimdi, mekanik sistemler arasında, davranışları yalnızca minimum potansiyel enerjiye ulaşmaya yönelik süreçlerin yönü ile tanımlanamayan sistemlerin bulunduğunu hatırlayalım. Bunlar çok fazla sayıda parçacıktan oluşan sistemlerdir. Örneğin havayı oluşturan moleküller, kilometrelerce kalınlıkta bir atmosfer şeklinde Dünya'nın etrafına dağılmış durumdalar, ancak her molekülün minimum potansiyel enerjisi en düşük konumuna karşılık gelse de Dünya'ya düşmezler.
Kimyasal sistemler ayrıca çok sayıda parçacıktan oluşur. Dolayısıyla burada da minimum iç enerjiye ulaşma eğiliminin davranışlarını belirleyen tek faktör olmaması şaşırtıcı değildir.
Reaksiyonların yönünü etkileyen ikinci faktör hakkında fikir edinmek için, termal etkinin eşlik etmediği, kendiliğinden oluşan bazı süreçleri ele alalım. Böyle bir işlemin bir örneği, seyreltilmiş bir gazın genleşmesidir.
İki parçaya bölünmüş bir kabın A bölümünde seyreltilmiş bir gaz olsun (Şekil 70). Böyle bir gazda moleküller arasındaki ortalama mesafe büyüktür; Bu durumda gazın iç enerjisi onun seyrekleşme derecesine bağlı değildir. Kabın (B) ikinci yarısında gaz bulunmamaktadır. Kabın her iki kısmını birbirine bağlayan musluğu açarsanız gaz kendiliğinden kabın tamamına yayılacaktır.
Gazın iç enerjisi değişmeyecektir; Bununla birlikte, kendiliğinden meydana gelen gaz genleşme sürecidir, ancak bunun tersi olan gazın kendiliğinden sıkıştırılması süreci meydana gelmeyecektir.
Sürecin bu yönde olmasının nedenleri öncelikle az sayıda molekül içeren bir sistemi ele alırsak anlaşılabilir. Kapta sadece 1 ve 2 olarak göstereceğimiz iki molekül olsun. Gazın belirli bir makro durumuna karşılık gelen, kabın her iki kısmı arasındaki gazın düzgün dağılımı iki mikro durumla sağlanabilir;
Tüm gazın kabın parçalarından birinde (örneğin A kısmında) yoğunlaştığı makro durum, tek bir mikro durum tarafından gerçekleştirilir:
Sistemin şu veya bu makro durumunun gerçekleştirilmesinin mümkün olduğu mikro durum sayısı arttıkça daha muhtemel olduğu açıktır. Söz konusu durumda (iki molekül), gazın kap boyunca düzgün dağılımı, tüm gazın A kabının bir kısmına aktarılmasından iki kat daha olasıdır.
Şimdi kapta yine numaralandıracağımız dört molekül olsun. Tüm gazın A kabının bir kısmına geçişi hala tek bir mikro duruma karşılık gelir:
Bu arada, gazın kabın her iki kısmı arasında eşit dağılımı artık altı farklı mikro durumla sağlanabiliyor:
Bu nedenle, şimdi, gaz moleküllerinin kabın tüm hacmi boyunca düzgün bir şekilde dağılma olasılığı, bunların parçalarından birine aktarılma olasılıklarından belirgin şekilde daha yüksek olduğu ortaya çıkıyor. Doğal olarak, kabın bir bölümünde gazın tam konsantrasyonundan çok daha sık olarak eşit bir gaz dağılımı gözlemlenecektir.
Bir kapta altı molekül varsa, o zaman bunların kabın parçalarından birine geçişi (yani gazın kapladığı orijinal hacmin yarısına kadar kendiliğinden sıkıştırılması), daha önce olduğu gibi yalnızca bir mikro duruma karşılık gelir. Ancak gazın kabın her iki kısmı arasındaki düzgün dağılımı zaten 20 olası molekül kombinasyonuna, yani 20 farklı mikro duruma karşılık gelir:
Artık bir gazın kendiliğinden sıkıştırılması olgusu, yani gazın tüm moleküllerinin kabın bir bölümünde yoğunlaşması daha da seyrek gözlemlenecektir; gazın tank boyunca eşit dağılımı daha da olası hale gelir.
Böylece, molekül sayısı arttıkça, gazın bir kap içinde rastgele, düzgün bir şekilde dağılma olasılığı çok hızlı bir şekilde artar ve gazın kendiliğinden sıkıştırılması olasılığı giderek azalan bir süreç haline gelir. Şimdi makroskobik miktarlardaki gazın çok sayıda molekül içerdiğini hatırlarsak, o zaman gerçek deneyimde bir gazın kendiliğinden sıkışmasının neredeyse imkansız bir süreç olduğu ve gazın ters genleşme sürecinin kendiliğinden meydana geleceği açıklığa kavuşacaktır. , moleküllerinin kabın tüm hacmi üzerinde düzgün, rastgele bir dağılımına yol açar.
Göz önünde bulundurduğumuz gaz genleşmesi olgusu, süreçlerin yönü ilkesinin en olası duruma, yani parçacıkların dağılımının maksimum rastlantısallığının karşılık geldiği duruma doğru tezahürünün bir örneğidir. Kimyasal reaksiyonların kendiliğinden ortaya çıkma yönü, iki faktörün birleşik etkisi ile belirlenir: sistemin en düşük iç enerjiye sahip bir duruma geçme eğilimi ve en olası duruma ulaşma eğilimi.
Böylece hava ile verilen örnekte, potansiyel enerjinin minimuma doğru yönelmesi, havayı oluşturan moleküllerin Dünya'ya düşmesine, maksimum olasılığa doğru eğilim ise bunların uzayda rastgele dağılmasına neden olur.
Sonuç olarak, moleküllerin belirli bir denge dağılımı yaratılır; bu dağılım, Dünya yüzeyindeki daha yüksek konsantrasyonları ve Dünya'dan uzaklaştıkça artan seyrekleşme ile karakterize edilir.
Tuzlu su sistemlerinde minimum iç enerji çoğu durumda tuzun kristal durumuna karşılık gelir. Ancak sistemin en olası durumuna, tuzun sıvı su içerisinde rastgele dağılmasıyla ulaşılır. Bu iki faktörün birleşik etkisinin bir sonucu olarak, doymuş tuz çözeltisinin belirli bir konsantrasyonuna karşılık gelen bir denge kurulur.
Kimyasal reaksiyonlarda, süreçlerin minimum iç enerjiye yönelik olması ilkesi nedeniyle atomlar, oluşumu en fazla enerjiyi açığa çıkaran moleküller halinde birleştirilir. İşlemlerin en olası duruma doğru yönlendirilmesi ilkesi nedeniyle, parçacık sayısının arttığı (örneğin, moleküllerin atomlara ayrışmasının reaksiyonları) veya atomların tamamen olası durumlarının olduğu reaksiyonlar meydana gelir.
Yani reaksiyon durumunda
Sistemin minimum iç enerjisi, reaksiyonun sağa doğru ilerlediğinde oluşan amonyağa karşılık gelir. Ancak sistemin en olası durumu, amonyağın tamamen ayrışması sırasında oluşan nitrojen-hidrojen karışımına karşılık gelir, çünkü bu durumda gaz moleküllerinin sayısı 2 kat artar. Her iki faktörün etkisi nedeniyle sistemde, belirli bir sıcaklıkta belirlenen tüm maddelerin konsantrasyon oranına karşılık gelen bir denge kurulur.
Reaksiyon durumunda
Minimum iç enerji, nitrik oksidin tamamen ayrışması sırasında oluşan nitrojen-oksijen karışımına karşılık gelir. Bu reaksiyon sırasında parçacık sayısı değişmediğinden reaksiyonun hem ileri hem de geri yönde tamamlanması sistemin durum olasılığını arttırmaz. Aynı zamanda, atomların olası durumlarının sayısı değişmez: başlangıç maddelerinde, hem nitrojen hem de oksijenin her atomu, aynı elementin bir atomuyla (moleküller ve) ve reaksiyon ürününde her atomla ilişkilidir. başka bir elementin (molekül) bir atomu ile ilişkilidir. İşlem kısmen ileri veya geri yönde gerçekleştiğinde durum farklıdır. Reaksiyonun kısmi geçişi sonucunda, yani başlangıç maddeleri ile reaksiyon ürünlerinin bir arada bulunmasıyla, nitrojen ve oksijen atomları iki durumda bulunur: Bazıları moleküllere, bazıları da moleküllere bağlıdır.
Dolayısıyla, söz konusu sistemin olası mikrodurumlarının sayısı ve dolayısıyla buna karşılık gelen makrodurumun olasılığı, reaksiyon kısmen meydana geldiğinde artar. Yani iç enerjinin azalma eğilimi bu reaksiyonun ters yönde tamamlanmasını teşvik eder, durumun olasılığının artması eğilimi ise kısmen ileri yönde ilerlemesine neden olur. Her iki faktörün eş zamanlı etkisi nedeniyle ısıtıldığında nitrojen-oksijen karışımının bir kısmı dönüştürülür ve başlangıç maddeleri ile reaksiyon ürünü arasında denge kurulur.
İç enerjinin en düşük olduğu duruma geçme eğilimi tüm sıcaklıklarda aynı ölçüde kendini gösterir. Sıcaklık ne kadar yüksek olursa, sıcaklık da o kadar yüksek olur ve en olası duruma ulaşma eğilimi o kadar güçlü olur. Bu nedenle, düşük sıcaklıklarda, çoğu durumda, ekzotermik süreçlerin kendiliğinden meydana gelmesinin bir sonucu olarak, bu eğilimlerden yalnızca ilkinin etkisi pratikte hissedilir. Sıcaklık arttıkça, kimyasal sistemlerdeki denge giderek daha fazla ayrışma reaksiyonlarına veya atomik durumların sayısındaki artışa doğru kayar. Her sıcaklıkta, reaktanların ve reaksiyon ürünlerinin konsantrasyonlarının belirli bir oranıyla karakterize edilen bir denge durumu vardır.
Dikkate alınan her iki faktör ve bunların birleşik etkisinin sonucu niceliksel olarak ifade edilebilir. Bunun yapıldığı nicelikler fizik - termodinamik dalında incelenir ve termodinamik nicelikler olarak adlandırılır. Bunlar arasında özellikle iç enerji, entalpi, entropi ve Gibbs enerjisi yer alır.
Süreçlerin iki zıt eğilimini karakterize eden entalpi ve entropi faktörleri - birleşme arzusu, düzen ve ayrılma arzusu, ayrı ayrı alınan düzensizlik, kimyasal reaksiyonların kendiliğinden akışı için kriter olamaz. İzobarik-izotermal süreçler için bunlar değişim adı verilen bir fonksiyonla birleştirilirler. Gibbs'in enerjisi işlem sırasında veya izobarik-izotermal potansiyel(ΔG), eşittir:
Bu denklem şu şekilde yazılabilir:
Gördüğünüz gibi kimyasal reaksiyonun termal etkisi iki bölümden oluşur. ΔG'nin ilk kısmı maksimum işe eşittir Wmaksİşlem izobarik-izotermal koşullar altında dengede gerçekleştirildiğinde sistem bunu başarabilir. Bu nedenle, bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişiklik, işe dönüştürülebilen bir kimyasal reaksiyonun enerji etkisinin bir parçasıdır:
Bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişiklik işe dönüştürülebildiğinden buna serbest enerji de denir. Denklemin sağ tarafındaki ikinci terim (entropi faktörü), enerji etkisinin çevreye yayılan ısıya dönüştürülebilen kısmını temsil eder. Bu nedenle entropi faktörüne bağlı enerji denir.
Gibbs enerjisindeki değişiklik, izobarik-izotermal süreçler sırasında kimyasal reaksiyonların kendiliğinden oluşması için bir kriter görevi görür. Sistemin Gibbs enerjisi azalırsa, yani bir kimyasal reaksiyon temelde mümkündür.
ΔG< 0.
Bu denklem ileri yönde kendiliğinden tepkime olasılığının bir koşuludur. Sistemin Gibbs enerjisi artarsa, yani bir kimyasal reaksiyon kendiliğinden ilerleyemez.
ΔG>0.
Bu denklem, ters reaksiyonun kendiliğinden meydana gelme olasılığı için termodinamik bir koşul görevi görür. Eğer
sistem dengede olduğunda reaksiyon hem ileri hem de geri yönde ilerler.
Kimyasal reaksiyonların yönü onların doğasına bağlıdır. Yani ΔG koşulu<0соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (ΔH<0), у которых в ходу реакции возрастает число молей газообразных веществ, и.следовательно, энтропия (ΔS>0).Bu tür reaksiyonlarda, her iki itici güç de ileri reaksiyona ve ΔG'ye yönlendirilir.<0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, т.е. являются необратимыми.
Aksine, gaz halindeki maddelerin mol sayısının azaldığı (ΔS) endotermik bir reaksiyon (ΔH> 0)<0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, т.к. всегда ΔG> 0.
Birçok reaksiyonun meydana gelme olasılığı sıcaklığa bağlıdır, çünkü sıcaklık bu reaksiyonların Gibbs enerjisindeki değişimin işaretini etkiler. Ekzotermik bir reaksiyonun sonucu olarak (ΔH<0) уменьшается число молей газообразных веществ и соответственно энтропия системы (ΔS<0), то при вы невысоких температурах |ΔH| >|TΔS| ve reaksiyon kendiliğinden ileri yönde ilerleyebilir (ΔG< 0). При высоких же температурах |ΔH|<|ТΔS| и прямая реакция протекать не может, а обратная возможна.
Bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişimin işaretinin değiştiği sıcaklığı belirlemek için şu koşulu kullanabilirsiniz:
burada Tr dengenin kurulduğu sıcaklıktır, yani. Doğrudan ve ters reaksiyonların meydana gelme olasılığı eşit derecede muhtemeldir.
Endotermik bir reaksiyonun sonucu olarak (ΔH> 0), gaz halindeki maddelerin mol sayısı artarsa (ΔS> 0), o zaman düşük sıcaklıklarda |ΔH| > |TΔS|, doğrudan reaksiyon kendiliğinden gerçekleşemez (ΔG> 0) ve yüksek sıcaklıklarda (T>T p) doğrudan reaksiyon kendiliğinden gerçekleşebilir (ΔG< 0).
Tablo 3. Sıcaklığın kimyasal reaksiyonların yönüne etkisi
| ΔH | ΔS | ΔG | Reaksiyonun yönü | Örnek |
| ΔH<0 | ΔS>0 | ΔG<0 | Doğrudan reaksiyon herhangi bir sıcaklıkta kendiliğinden gerçekleşebilir | C + 1/2O2 = CO |
| ΔH>0 | ΔS<0 | ΔG>0 | Herhangi bir sıcaklıkta doğrudan reaksiyon kendiliğinden gerçekleşemez | CO = C + 1/2O2 |
| ΔH<0 | ΔS<0 | ΔG<0
при Т | Düşük sıcaklıklarda doğrudan bir reaksiyon kendiliğinden meydana gelebilir ve yüksek sıcaklıklarda ters bir reaksiyon meydana gelebilir. | CaO + CO2 = CaCO3 |
| ΔH>0 | ΔS>0 | T'de ΔG>0 | Yüksek sıcaklıklarda doğrudan bir reaksiyon kendiliğinden meydana gelebilir ve düşük sıcaklıklarda ters bir reaksiyon meydana gelebilir. | CH4 + 2H20(g) = C02 + 4H2 |
Gibbs enerjisi bir durum fonksiyonudur ve sürecin gerçekleştirilme yöntemine bağlı değildir, yalnızca sistemin başlangıç ve son durumu tarafından belirlenir. Bir reaksiyonun Gibbs enerjisindeki değişiklik Hess yasasına ve onun sonuçlarına uyar, dolayısıyla aşağıdaki denklem kullanılarak hesaplanabilir:
Basit maddelerin Gibbs oluşum enerjisi sıfırdır. Bir madde standart durumda ise, oluşumunun Gibbs enerjisine bu maddenin standart Gibbs oluşum enerjisi denir ve ΔG 0 ile gösterilir. ΔG ve ΔG 0 arasındaki ilişki Van't Hoff izotermi adı verilen bir denklemle ifade edilir:
burada R evrensel gaz sabitidir, T sıcaklıktır, K p denge sabitidir. Reaksiyon için
aA + bB = cC + dD
denklem şu şekilde yazılabilir:
veya formda:
İzokorik-izotermal koşullar altında meydana gelen reaksiyonlar için sürecin kendiliğindenliğine ilişkin başka bir kriter daha vardır. Maksimum çalışma Wmaks Sistemin izokorik-izotermal koşullar altında bir denge süreci sırasında başarabileceği değişime eşittir Helmholtz enerjisi ΔF sistemleri (izokorik-izotermal potansiyel):
ΔF = -W maks.
Reaksiyonun Helmholtz enerjisindeki değişim şuna eşittir:
Helmholtz enerjisindeki değişiklik, izokorik-izotermal koşullar altında bir kimyasal reaksiyonun kendiliğinden akışının yönünü ve sınırını karakterize eder; bu, aşağıdaki eşitsizliğe bağlı olarak mümkündür.
ΔF< 0.
Termodinamik fonksiyonlar arasındaki ilişki Şekil 2'de gösterilmektedir. 2.13.
| ΔH ΔU pΔV TΔS ΔF TΔS ΔG |
Pirinç. 2.13 Termodinamik fonksiyonlar arasındaki ilişki
Termodinamik potansiyeller sözde belirlemede büyük önem taşımaktadır. kimyasal afinite . Bazı kimyasalların birbirleriyle kolay ve hızlı reaksiyona girdiği, bazılarının zorlukla reaksiyona girdiği, bazılarının ise hiç reaksiyona girmediği deneysel olarak tespit edilmiştir. Bu, farklı maddelerin birbirleriyle reaksiyona girme yeteneği olarak tanımlanabilecek kimyasal afinite kavramının ortaya çıkmasına neden oldu.
Kimyasal ilginin ölçüsü nedir? Bu sorunun cevabının zor olduğu ortaya çıktı. Başlangıçta bu maddeler arasındaki reaksiyon hızının kimyasal afinitenin bir ölçüsü olarak alınabileceği varsayılmıştı. Ancak, reaksiyon hızı yalnızca reaktiflerin kimyasal özelliklerine ve reaksiyonun meydana geldiği parametrelere değil, aynı zamanda katalizörlerin - reaksiyona katılmayan maddelerin - varlığına da bağlı olduğu için bu varsayımın terk edilmesi gerekiyordu. önemli ölçüde, ancak hızını çok önemli ölçüde etkileyebilir. İkinci varsayım, kimyasal afinitenin reaksiyonun termal etkisine bağlı olduğuydu. Ancak farklı reaksiyonlarda termal etkiler farklı işaretlere sahip olduğundan, bu varsayım da incelemeye dayanamadı.
Son olarak, kimyasal afinitenin bir ölçüsünün, bir reaksiyonun sonucu olarak termodinamik potansiyeldeki değişim (azalış) ile en iyi şekilde belirlendiği bulunmuştur. Bu nedenle termodinamik potansiyeller kimyada çok büyük pratik öneme sahiptir. Termodinamik potansiyelleri hesaplayarak, çeşitli maddelerin kimyasal afinite ölçümlerini, kimyasal reaksiyon gerçekleştirme olasılığını ve dış koşullara ve hepsinden önemlisi sıcaklığa bağlı olarak sınırlarını (denge bileşimi) belirlemek mümkündür.
Kendini kontrol etmeye yönelik sorular
1. Ekzo ve endotermik bir süreç sırasında sistemin entalpisindeki değişimin doğasındaki farklılıklar nelerdir?
2. Reaksiyon ürünleri ve başlangıç malzemelerindeki kimyasal bağların kuvveti reaksiyonun termal etkisini nasıl etkiler?
3. “Bir maddenin oluşum entalpisi (ısısı)” kavramını formüle edin
4. a) Kimyasal ve faz dönüşümlerine neden enerjinin salınması veya emilmesi eşlik ediyor?
5. Isı kapasitesi kavramını formüle edin.
6. Termodinamiğin I, II ve III ilkelerini formüle edin.
Konu 3.
İlgili bilgi.
