Как найти тепловой коэффициент реакции

ЭЛЕМЕНТЫ ТЕРМОХИМИИ      

Термохимия – раздел химии, в котором рассматриваются тепловые явления, происходящие в процессе химических реакций.

Нужен репетитор по химии? Записывайтесь на занятия в каталоге TutorOnline!

Все химические реакции можно разделить на два типа: реакции, идущие с выделением теплоты, их называют экзотермические, и реакции, идущие с поглощением теплоты эндотермические. Критерием таких процессов является тепловой эффект реакции. 

Как правило, к экзотермическим реакциям относятся реакции окисления, т.е. взаимодействия с кислородом, например сгорание метана

СН₄ + 2O₂   = СО₂ + 2Н₂О + Q   (1)

а к эндотермическим реакциям – реакции разложения. Знак Q в конце уравнения указывает на то, выделяется ли теплота в процессе реакции (+ Q) или поглощается (- Q):

СаCO₃ = СаO + CO₂ -Q   (2)

При химических процессах может выделяться или поглощаться не только тепловая, но и другие виды энергии: электрическая, световая, механическая и др.

Тепловые эффекты прямой и обратной реакций одинаковы по числу, но противоположны по знаку, например, оксид кальция (СаО) при взаимодействии с водой образует гидроксид кальция (Са(ОН)₂). Процесс сопровождается выделением большого количества теплоты:

СаО + Н₂О = Са(ОН) + 108 кДж   (3)

А реакция разложения гидроксида кальция (Са(ОН)₂) осуществляется с поглощением такого же количества теплоты извне

Са(ОН)₂ = СаО + Н₂О — 108 кДж   (4)

Если тепловой эффект реакции определяется при постоянном давлении, температуре, то он будет соответствовать стандартной энтальпии реакции, обозначаемой ∆Н, которая противоположна   по знаку величине теплового эффекта реакции. Например, если в процессе экзотермической реакции во взаимодействие вступают алюминий (Аl) и оксид железа (Fe₂O₃), то в конце уравнения это обозначится следующим образом:

2Аl + Fe₂O₃ = 2Fe + Al₂O₃ (+Q) или (-∆Н)   (5) 

А в случае эндотермической реакции значения этих тепловых величин будут иметь противоположные знаки:

С + СО₂ = 2СО (-Q) или (+∆Н)   (6)

Это объясняется тем, что выделяющаяся в процессе экзотермической реакции теплота как энергия, теряется системой (-∆Н), а при эндотермических процессах, наоборот – приобретается (+∆Н). Величина (Н) называется энтальпией системы. Часто её называют так же теплосодержанием или теплотой образования ∆Н данного вещества. В расчётах применяют справочные значения тепловых эффектов образования (или сгорания) одного моля вещества, отнесённые к 298К (25⁰С) и Р = 101,325 кПа (1 атм). Эти условия считаются стандартными и поэтому используемые значения тепловых эффектов называют стандартными теплотами образования(или сгорания) вещества и обозначают как ∆Н⁰₂₉₈. Например, тепловой эффект реакции взаимодействия графита с кислородом, выраженный через изменение энтальпии, следует записать как ∆Н⁰₂₉₈ = — 393,6 кДж, а так как при этом из простых веществ образуется 1 моль СО₂, то данный тепловой эффект является теплотой образования СО₂, выраженной в кДж/моль. Главной характеристикой топлив являются их теплоты сгорания. Тепловой эффект реакции горения одного моля вещества называется теплотой сгорания данного вещества. Следовательно, исходя из вышеприведённых положений, теплота сгорания одного моля графита (12 г) составляет 393,6 кДж/моль.

Уравнение химической реакции, в котором указан тепловой эффект, называется термохимическим уравнением.

На практике это имеет большое значение. При строительстве тепловых трасс, доменных печей, котельных и т.п. теплотопотребляющих промышленных объектов, необходимо предусмотреть или приток энергии для поддержания процессов, или наоборот, отвод избытка теплоты, чтобы не было перегрева вплоть до взрыв                                                                                                              

Расчёт теплового эффекта реакции между простыми веществами не предоставляется затруднительным. Например, для реакции образования хлористого водорода:

Н₂ + Cl₂ = 2НCl    (7)

Энергия затрачивается на разрыв двух химических связей Н–Н и Cl — Cl. При этом энергия выделяется при образовании двух химических связей Н- Cl. Значения энергий этих связей можно найти в справочных таблицах и по разности между ними определить тепловой эффект (Q) реакции (7):

 Е_Н–Н = 436 кДж/моль, Е_Cl–Cl = 240 кДж/моль,

 Е_Н–Cl = 240 кДж/моль,

 Q = 2 х 430 — ( 1 х 436 — 1 х 240 ) = 184 кДж.

Приведённая в качестве примера термохимическая реакция (7) является экзотермической. Теплоты образования простых веществ при стандартных условиях приняты равными нулю.           

Термохимические уравнения имеют особую форму записи. Они отличаются от обычных уравнений тем, что:

1). В термохимических уравнениях обязательно указывают агрегатные состояния веществ (жидкое, твёрдое, газообразное) Это связано с тем, что одна и та же реакция может иметь различный тепловой эффект в зависимости от фазового состояния вещества

2). Коэффициенты в термохимическом уравнении равны количеству веществ ( в молях), вступивших в реакцию. Например, дана реакция сгорания ацетилена:

2С₂Н₂(г) + 5О₂(г) = 4СО₂(г) + 2Н₂О (+Q)   (8)

При сгорании одного моль ацетилена С₂Н₂ выделяется 1257кДж теплоты. Поэтому, относительно одного моль С₂Н₂ необходимо все коэффициенты перед реагентами поделить на 2, тогда получим следующую запись термохимического уравнения:

С₂Н₂ + 5/2О₂ = 2СО₂ + Н₂О + 1257 кДж    (9)

Или другая тождественная запись:

С₂Н₂ + 2,5О₂ = 2СО₂ + Н₂О + 1257 кДж   (10)

Например, дано термохимическое уравнение сгорания метана:

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О + 802 кДж    (11)

Необходимо вычислить, какое количество теплоты выделится при сгорании 20 г метана?

Поскольку 1 моль метана имеет массу 16 г, а 20 г метана соответственно составляют

n = m/Mr = 20:12 = 1,25 моль,

то, составив пропорцию: при сгорании

1 моль СН₄ выделяется 802 кДж теплоты

1,25    СН₄   ———«——-Х кДж теплоты

Определим, что на сгорание 20г метана потребуется                              

Х = 1,25 х 802 / 1 = 1002,5 кДж

Приведём другой пример . Дано уравнение реакции сгорания оксида азота(+4):

4NО₂(г) + O₂(г) + 2H₂O(г) = 4НNО₃(ж) + 448 кДж   (12)

Необходимо составить термохимическое уравнение относительно сгорания одного моль оксида азота. Определить: какой объём оксида азота потребуется на образование 4258 кДж теплоты в процессе данной реакции?

Для составления термохимического уравнения относительно одного моль оксида азота(+4) необходимо все коэффициенты, стоящие перед реагентами, разделить на коэффициент, стоящий перед NО₂, т.е. на «4», тогда уравнение примет вид:

NО₂(г) + 1/4O₂(г) + 1/2H₂O(г) = НNО₃(ж) +112 кДж   (13)

В уравнении изменится количество выделяющейся теплоты, оно станет   равным 112, т.е. в четыре раза меньше, чем в приведённом уравнении. В соответствии с уравнением (13) 1 моль оксида азота(NО₂) или 22,4 л в данной реакции образует 112 кДж теплоты, а Х л соответственно 4258 кДж:                

22,4 моль NО₂ при сгорании образуют 112 кДж теплоты.

           Х л  —————-«————-4258 кДж теплоты.

            Хг = 22,4 х 4258 / 112 = 851,6 кДж

Важнейшим законом термохимии является закон Г.И.Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. При помощи закона Гесса можно рассчитывать такие тепловые эффекты реакции, которые измерить трудно или невозможно. Например, теплоту образования угарного газа(СО) можно вычислить, если полное сгорание углерода

С (графит) + О₂ = СО₂ (∆Н₁)   (14)

разбить на стадии:

С (графит) + 0,5О₂ = СО (∆Н₂)   (15)

СО + 0,5О₂ = СО₂ (∆Н₃)   (16)

Зная, что ∆Н₁ = -393,6 кДж/моль и ∆Н₃ = — 283,1 кДж/моль, из равенства ∆Н₁ = ∆Н₂ + ∆Н₃

находим, что ∆Н₂ = — 110,5 кДж/моль.    

В качестве другого примера можно привести образование сульфата алюминия при сгорании алюминия и серы ромбической согласно реакции:

2Al(к) + 3S(ромб) + 6О₂(г) = Al₂(SO₄)₃(к)   (17)

∆Н может быть найдена по тепловым эффектам отдельных стадий:

2Al + 1,5О₂ = Al₂O₃        ∆Н₁= -1670,2 кДж/моль   (18)

3S + 1,5О₂ = SO₃               ∆Н₂= -395,3 кДж/моль    (19)

Al₂O₃ + 3SO₃  = Al₂(SO₄)₃   ∆Н₃= -579,7 кДж/моль   (20)

Тогда ∆Н = ∆Н₁ + 3∆Н₂ + ∆Н₃  = (- 1670,2) – 3х (-395,3) – (579,7) = — 3435,8 кДж/моль.

На основании закона Гесса термохимические уравнения можно разбивать на отдельные стадии независимо от того, осуществимы они на практике или нет. Из закона Гесса вытекает важное следствие: тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования получающихся веществ за вычетом суммы теплот образования исходный веществ:                                                                              

∆Н = ∑ (𝘮 ∆Н) продукты — ∑ (𝘯 ∆Н) реагенты,

где 𝘮 и 𝘯 – число молей каждого вещества в уравнении реакции. Например, теплоту сгорания ацетилена (10) можно рассчитать, зная теплоты образования  С₂Н₂ , СО₂   и Н₂О (∆Н⁰₀₂ = 0), как ∆Н⁰ = 2 ∆Н _СО2 + ∆Н_Н2О — ∆Н_С2Н2 = -2 х 393,6 — 281 — (+226,8) = -1295 кДж/моль.

НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ

 Среди многообразия химических реакций, термохимические занимают особое положение. Если рассуждать с точки зрения эволюции жизни на Земле, то в конечном итоге, действительно, от этих процессов зависит жизнь на нашей планете. А что касается человеческой цивилизации в целом, то здесь мы имеем прямую зависимость её развития от термохимических явлений. Ведь благодаря именно данным процессам произошёл отрыв человечества в развитии от всех других видов живых организмов, населяющих нашу планету. С древнейших времён, начиная от пассивного использования огня в качестве средства для согревания и приготовления примитивной пищи, человечество пришло к активному использованию этого явления (изготовление гончарных изделий – плавка меди, железа и других металлов – паровые двигатели – двигатели внутреннего сгорания – управление ядерными реакциями)

Если можно было бы предложить создать проект монумента человеческому прогрессу, то на его фронтоне надо было бы начертать уравнение химической реакции

С + О₂ = СО₂

Именно со сгорания дров, угля, торфа начался отсчёт человеческой цивилизации. В настоящее время наше с вами существование просто немыслимо без тепловых процесов. Но кроме приведённой выше реакции существует великое множество других термодинамических процессов. Почему именно углероду дано такое предпочтение? Может быть его собрату по IV-й группе – кремнию более выгоден данный процесс?

Si + О₂ = SiО₂ 

Тем более, что кремний по массе составляет 27,6% земной коры. Это несравненно больше, чем запасы древесины и её ископаемых на нашей планете. Чего же проще? Кидай в топку кремнезём! Его ведь целая планета! Правда надо оговорить тот факт, что чистого кремния в природе не существует. В наличии только его оксид — SiО₂. Но на то и химики, чтобы придумать что-нибудь? А может быть для более сильного окислителя, чем кислород – фтору окисление углерода более выгодно термодинамически?

C + 2F₂ = СF₄

Как во всём этом разобраться? И возможно ли вообще предсказать осуществления того или иного процесса, ведь на бумаге можно написать уравнение любой химической реакции, а возможна ли она практически? Придётся начинать всё по порядку.

  Одним из самых важных и очевидных законов природы является закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, она только переходит из одной формы в другую. Аналогичным является закон сохранения массы вещества: массы веществ вступивших в реакцию равны массам веществ, образовавшихся в процессе данной реакции.

Поэтому и при экзотермической и при эндотермической обратимых реакциях одного и того же процесса как количество затрачиваемой и расходуемой энергии равны, но противоположны по знаку, так и массы веществ распадающихся и вновь образующихся равны:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂ + 108 кДж

Mr=56     Mr=18          Mr=74

Са(ОН)₂ = СаО + Н₂О — 108 кДж

Mr=74          Mr=56        Mr=18

Но всё дело в том, что в приведённых выше двух реакциях уже указано, какая из них экзотермическая, а какая эндотермическая. А можно ли так, как говорится «на вскидку» по одному только уравнению реакции определить: какая это реакция? В принципе, в большинстве случаев, возможно. К экзотермическим реакциям, в основном, относятся реакции соединения и как их разновидность – реакции окисления.(8,11,12,14). А к реакциям эндотермическим, соответственно – реакции разложения (2,4). Ещё раз уточним: в большинстве случаев. Поскольку реакция окисления:

0,5N₂ + 0,5O₂ = NО  — 90 кДж

требует расхода энергии и является эндотермической, а реакция разложения нитрата натрия

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂ (+Q)

осуществляется с выделением большого количества теплоты и является экзотермической.

Значит, принцип «на вскидку» не годится. Но каким же принципом тогда следует руководствоваться в определении реакций данного типа? В приводимых выше примерах (10), (14-20) указывалось, что стандартные теплоты образования веществ (∆Н) являются справочными данными. Такие данные скрупулёзно составлялись на протяжении десятилетий для многочисленных термодинамических реакций. С этой целью использовался прибор калориметр. Именно по этим данным в настоящее время мы можем установить, какой является та или иная реакция: экзотермической или эндотермической.

  Теперь попробуем заглянуть как бы внутрь термохимической реакции. Как она начинается? Что способствует её осуществлению? В качестве примера приведём ещё раз две реакции (14) и (2):

С(графит) + О₂ = СО₂ + 393,3 кДж

СаСО₃ = СаО + СО₂  (-Q)

Представим себе, что химическими символами (С) и (О₂) будут обозначаться не элемент «углерод» и простое вещество «кислород», а дрова (или уголь, торф) и воздух (атмосфера). А в качестве соединения СаСО₃ — не карбонат кальция, а известное всем вещество: мел (или известняк). Первую реакцию будем проводить для того, чтобы нагреть печь и вскипятить чайник, а вторую – чтобы получить негашёную известь (СаО) в дальнейшем используемую для побелки садовых деревьев. Для разжигания печи приготовим щепки и, поместив сверху них дрова, зажжём огонь спичками.

Во втором случае, поместим в металлическое ведро мелко накрошенный мел, поставим на плиту и такими же действиями, как в случае разжигания огня в печи, разведём костёр под ведром.

Стоп! Тут что-то не так! Ведь мы установили, что первая реакция экзотермическая, протекает с выделением теплоты, а вторая реакция – эндотермическая, протекает с поглощением теплоты. А мы в обоих случаях разводим огонь, т.е. передаём этим процессам извне тепловую энергию. Значит, обе реакции эндотермические – идут с поглощением теплоты! Да, идут с поглощением теплоты, но это только на первом этапе. Некоторым экзотермическим реакциям требуется небольшой «толчок» — первоначальная подача энергии, а спустя некоторое время, когда загорятся дрова, процесс будет сопровождаться с выделением энергии в окружающую среду и во многие сотни, тысячи раз превзойдёт по величине первоначальное значение этой энергии. А второй процесс ка был так и останется эндотермическим. Ведь с прекращением подачи тепловой энергии мел перестанет разлагаться: реакция остановится. И всё-таки, почему в одних случаях процесс окисления (горения) является экзотермическим, а в других – эндотермическим процессом? И что является движущей силой эндотермических реакций, в ходе которых тепловая энергия поступает из окружающей среды? Ни у кого не вызывает удивление такое явление, как остывание со временем горячего чайника. Это нормально. А почему бы этому же чайнику, уже остывшему, холодному, взять, да и нагреться самому по себе? Вот это уже вызовет удивление.

Так вот, эта самая сила связана со стремлением любой системы к наиболее вероятному состоянию, характеризующимся максимальным беспорядком, называемым энтропией. Это одно из важнейших понятий в термодинамике. Энтропия обозначается символом «S». К примеру, при экзотермических реакциях, при проведении процессов плавления, кипения, переходов из жидкостей к газообразному состоянию, энтропия приобретает максимальное значение, поскольку при тепловых явлениях кинетическая энергия атомов, молекул, ионов возрастает, усиливаются беспорядочные колебания этих частиц. И наоборот, самый большой порядок в химических системах – в идеальном кристалле при температуре абсолютного нуля. Энтропия в данном случае равна нулю

Энтропия имеет численные значения, единицей её измерения является Дж/(моль ^. К); К примеру энтропия алмаза равна 2,4 Дж/(моль ^. К), пропана – 269,9 Дж/(моль ^. К). Энтропия газов значительно превышает энтропию жидких и тем более твёрдых тел. Поскольку в газообразных веществах постоянно происходит беспорядочное распределение молекул по всему объёму.

Существуют экспериментальные и теоретические методы определения энтропий различных химических соединений. Используя их, можно количественно рассчитать изменения энтропии при протекании конкретной реакции аналогично тому, как это делается для теплового эффекта реакции. Составлены специальные справочные данные, которые включают сравнительную характеристику этих величин с учётом температуры.          

Подтянуть знания по химии можно записавшись на урок к онлайн-репетиторам TutorOnline

© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Температурный коэффициент скорости реакции

Возрастание
скорости реакции с ростом температуры
принято характеризовать температурным
коэффициентом скорости реакции , числом,
показывающим, во сколько раз возрастает
скорость данной реакции при повышении
температуры системы на 10°С. Температурный
коэффициент различных реакций различен.
При обычных температурах его значение
для большинства реакций находится в
пределах от 2… 4.

Температурный
коэффициент определяют в соответствии
с так называемым «правилом Вант-Гоффа»,
которое математически выражается
уравнением

v₂/v₁
= 
^(T₂
^–
T₁^)/10,

где
v₁
и v₂
–
скорости реакции при температурах Т₁
и Т₂;

температурный коэффициент реакции.

Так,
например, если 
= 2, то при Т₂
–
Т₁
= 50°С v₂/v₁
= 2⁵
= 32, т.е. реакция ускорилась в 32 раза,
причем это ускорение никак не зависит
от абсолютных величин Т₁
и Т₂,
а только от их разности.

Энергия
активации,
разность между значениями средней
энергии частиц (молекул, радикалов,
ионов и др.), вступающих в элементарный
акт химической реакции, и средней энергии
всех частиц, находящихся в реагирующей
системе. Для различных химических
реакций Э. а. изменяется в широких
пределах — от нескольких до ~ 10 дж./
моль. Для
одной и той же химической реакции
значение Э. а. зависит от вида функций
распределения молекул по энергиям их
поступательного движения и внутренним
степеням свободы (электронным,
колебательным, вращательным). Как
статистическую величину Э. а. следует
отличать от пороговой энергии, или
энергетического барьера, — минимальной
энергии, которой должна обладать одна
пара сталкивающихся частиц для протекания
данной элементарной реакции.

Аррениуса
уравнение,
температурная зависимость константы
скорости
к элементарной
хим. реакции:

где
A-предэкспоненциальныи множитель
(размерность совпадает с размерностью
к), Е_а
-энергия
активации, обычно принимающая положит.
значения, Т-абс. температура, k-постоянная
Больцмана. Принято приводить Е_а
в расчете не
на одну молекулу.
а на число частиц N_A
= 6,02*10²³
(постоянная Авогадро) и выражать в
кДж/моль; в этих случаях в уравнении
Аррениуса величину k
заменяют
газовой
постоянной
R. График
зависимости 1nк от 1/kT
(аррениусов
график) – прямая линия, отрицательный
наклон которой определяется энергией
активации
Е_а
и
характеризует положит. температурную
зависимость к.

22

Скорость
химической реакции —
изменение количества одного из реагирующих
веществ за единицу времени в единице
реакционного пространства. Является
ключевым понятием химической
кинетики.
Скорость химической реакции —
величина всегда положительная, поэтому,
если она определяется по исходному
веществу (концентрация
которого убывает в процессе реакции),
то полученное значение домножается на
−1.

Например
для реакции:

выражение
для скорости будет выглядеть так:

.

Скорость
химической реакции в каждый момент
времени пропорциональна концентрациям
реагентов, возведенным в некоторые
степени.

Для
элементарных
реакций
показатель степени при значении
концентрации каждого вещества часто
равен его стехиометрическому коэффициенту,
для сложных реакций это правило не
соблюдается. Кроме концентрации на
скорость химической реакции оказывают
влияние следующие факторы:

• природа
  реагирующих веществ,

• наличие
  катализатора,

• температура
  (правило
  Вант-Гоффа),

• давление,

• площадь
  поверхности реагирующих веществ.

Если
мы рассмотрим самую простую химическую
реакцию A + B → C, то мы заметим, что
мгновенная
скорость химической реакции величина
непостоянная.

Катализа́тор —
химическое
вещество,
ускоряющее
реакцию,
но не входящее в состав продуктов
реакции^[1].
Количество катализатора, в отличие от
других реагентов, после реакции не
изменяется. Важно понимать, что катализатор
участвует в реакции. Обеспечивая более
быстрый путь для реакции, катализатор
реагирует с исходным веществом,
получившееся промежуточное соединение
подвергается превращениям и в конце
расщепляется на продукт и катализатор.
Затем катализатор снова реагирует с
исходным веществом, и этот каталитический
цикл многократно (до миллиона
раз)^{[источник?]}
повторяется.

Катализаторы
подразделяются на гомогенные
и гетерогенные.
Гомогенный катализатор находится в
одной фазе
с реагирующими веществами, гетерогенный —
образует самостоятельную фазу, отделённую
границей раздела от фазы, в которой
находятся реагирующие вещества ^[1].
Типичными гомогенными катализаторами
являются кислоты и основания. В качестве
гетерогенных катализаторов применяются
металлы, их оксиды и сульфиды.

Реакции
одного и того же типа могут протекать
как с гомогенными, так и с гетерогенными
катализаторами. Так, наряду с растворами
кислот применяются имеющие кислотные
свойства твёрдые Al₂O₃,
TiO₂,
ThO₂,
алюмосиликаты, цеолиты. Гетерогенные
катализаторы с основными свойствами:
CaO, BaO, MgO ^[1].

Гетерогенные
катализаторы имеют, как правило, сильно
развитую поверхность, для чего их
распределяют на инертном носителе
(силикагель,
оксид
алюминия,
активированный
уголь
и др.).

Для
каждого типа реакций эффективны только
определённые катализаторы. Кроме уже
упомянутых кислотно-основных,
существуют катализаторы
окисления-восстановления;
для них характерно присутствие переходного
металла
или его соединения (Со⁺³,
V₂O₅+MoO₃).
В этом случае катализ осуществляется
путём изменения степени окисления
переходного металла.

Много
реакций осуществлено при помощи
катализаторов, которые действуют через
координацию
реагентов у атома или иона переходного
металла (Ti,
Rh,
Ni).
Такой катализ называется координационным.

Если
катализатор обладает хиральными
свойствами, то из оптически неактивного
субстрата получается оптически активный
продукт.

В
современной науке и технике часто
применяют системы
из нескольких катализаторов,
каждый из которых ускоряет разные стадии
реакции ^[2][3].
Катализатор также может увеличивать
скорость одной из стадий каталитического
цикла, осуществляемого другим
катализатором. Здесь имеет место «катализ
катализа», или катализ
второго уровня
(Имянитов).

В
биохимических реакциях роль катализаторов
играют ферменты.

Катализаторы
следует отличать от инициаторов.
Например, перекиси
распадаются на свободные
радикалы,
которые могут инициировать радикальные
цепные
реакции.
Инициаторы расходуются в процессе
реакции, поэтому их нельзя считать
катализаторами.

Ингибиторы
иногда ошибочно считают отрицательными
катализаторами. Но ингибиторы, например,
цепных радикальных реакций, реагируют
со свободными радикалами и, в отличие
от катализаторов, не сохраняются. Другие
ингибиторы (каталитические яды)
связываются с катализатором и его
дезактивируют, здесь имеет место
подавление катализа, а не отрицательный
катализ. Отрицательный катализ в принципе
невозможен: он обеспечивал бы для реакции
более медленный путь, но реакция,
естественно, пойдёт по более быстрому,
в данном случае, не катализированному,
пути.

23

Диспе́рсная
систе́ма —
это образования
из двух или более числа
фаз (тел),
которые совершенно или практически не
смешиваются и не реагируют друг с другом
химически. Первое из веществ (дисперсная
фаза)
мелко распределено во втором (дисперсионная
среда).
Если фаз несколько, их можно отделить
друг от друга физическим способом
(центрифугировать, сепарировать и т. д.).

Обычно
дисперсные системы — это коллоидные
растворы,
золи.
К дисперсным системам относят также
случай твёрдой дисперсной среды, в
которой находится дисперсная фаза.

Наиболее
общая классификация дисперсных систем
основана на различии в агрегатном
состоянии дисперсионной
среды и дисперсной фазы. Сочетания трех
видов агрегатного состояния позволяют
выделить девять видов дисперсных систем.
Для краткости записи их принято обозначать
дробью, числитель которой указывает на
дисперсную фазу, а знаменатель на
дисперсионную среду, например для
системы «газ в жидкости» принято
обозначение Г/Ж.

	Дисперсная фаза	Дисперсионная среда	Название и пример
	Газообразная	Газообразная	Дисперсная система не образуется
	Жидкая	Газообразная	Аэрозоли: туманы, облака
	Твёрдая	Газообразная	Аэрозоли (пыли, дымы), порошки
	Газообразная	Жидкая	Газовые эмульсии и пены
	Жидкая	Жидкая	Эмульсии: нефть, крем, молоко
	Твёрдая	Жидкая	Суспензии и золи: пульпа, ил, взвесь, паста
	Газообразная	Твёрдая	Пористые тела
	Жидкая	Твёрдая	Капиллярные системы: жидкость в пористых телах, грунт, почва
	Твёрдая	Твёрдая	Твёрдые гетерогенные системы: сплавы, бетон, ситаллы, композиционные материалы

Коллоидные
растворы. Коллоидное состояние характерно
для многих веществ, если их частицы
имеют размер от 1 до 500 нм. Легко показать,
что суммарная поверхность этих частиц
огромна. Если предположить, что частицы
имеют форму шара с диаметром 10 нм, то
при общем объеме этих частиц
1
см³
они будут иметь

площадь
поверхности порядка 10 м2. Как указывалось
ранее поверхностный слой характеризуется
поверхностной энергией и способностью
адсорбировать те или иные частицы, в
том числе ионы

из
раствора. Характерной особенностью
коллоидных частиц является наличие на
их поверхности заряда, обусловленного
избирательной адсорбцией ионов.
Коллоидная частица имеет сложное
строение. Она включает в себя ядро,
адсорбированные ионы, противоины и
растворитель. Существуют лиофильные
(гид.

роф
ильные) коллоиды, в которых растворитель
взаимодейстиует с ядрами частиц,
илнофобные (гидрофобные) коллоиды, в
которых растворитель не взаимодействует
с ядрами

частиц.
Растворитель входит в состав гидрофобных
частиц лишь как сольватная оболочка
адсорбированных ионов или при наличии
стабилизаторов (ПАВ), имеющих лиофобную
и лиофильные части.

Приведем
несколько примеров коллоидных частиц:

Как.
видно, ядро состоит из электронейтрального
агрегата час­тиц с адсорбированными
ионами элементов, входящих в состав
ядра (в данных примерах ионами Аg⁺,
НS-,
Fе³⁺).
Коллоидная час-шца кроме ядра имеет
противоионы и молекулы растворителя.
Ад­сорбированные ионы и противоионы
с растворителем образуют ад­сорбированный
слой. Суммарно заряд частицы равен
разности за­рядов адсороированных
ионов и противоионов. Вокруг частиц
на­ходится д и ф ф у з н ы й с л о и и о
н о в, заряд которых равен иряду коллоидной
частицы. Коллоидная частица и диффузный
слои образуют электронейтральную
мицеллу

Мицеллы (уменьшительное
от лат. mica —
частица, крупинка) — частицы в
коллоидных
системах,
состоят из нерастворимого в данной
среде ядра очень малого размера,
окруженного стабилизирующей оболочкой
адсорбированных
ионов
и молекул
растворителя.
Например, мицелла сульфида
мышьяка
имеет строение:

{(As₂S₃)_m•nHS⁻•(n-x)H⁺}^x-•хН⁺

Средний
размер мицелл от 10⁻⁵
до 10⁻⁷см.

Коагуляция
— разделение коллоидного раствора на
две фазы – растворитель и студнеобразную
массу, или загустевание раствора в
результате укрупнения частиц растворенного
вещества

Пептизация
— процесс перехода коллоидного осадка
или геля в коллоидный раствор под
действием жидкости или добавленных к
ней веществ, хорошо адсорбирующихся
осадком или гелем, называемых в этом
случае пептизаторами (например, пептизация
жиров под действием желчи).

Пептизация
— разъединение агрегатов частиц гелей
(студней) или рыхлых осадков под влиянием
определенных веществ — пептизаторов
после коагуляции коллоидных растворов.
В результате пептизации осадок (или
гель) переходит во взвешенное состояние.

24

РАСТВОРЫ,
однофазные
системы, состоящие из двух или более
компонентов. По своему агрегатному
состоянию растворы могут быть твердыми,
жидкими или газообразными.

Растворимость,
способность вещества образовывать с
другим веществом (или веществами)
гомогенные смеси с дисперсным
распределением компонентов (см. Растворы).
Обычно растворителем
считают вещество, которое в чистом виде
существует в том же агрегатном состоянии,
что и образовавшийся раствор. Если до
растворения
оба вещества находились в одном и том
же агрегатном состоянии, растворителем
считается вещество, присутствующее в
смеси в существенно большем кол-ве.

Растворимость
определяется физическим и химическим
сродством молекул
растворителя и растворяемого вещества,
соотношением энергий взаимодействием
однородных и разнородных компонентов
раствора. Как правило, хорошо растворимы
друг в друге подобные по физ. и хим.
свойствам вещества (эмпирич. правило
«подобное растворяется в подобном»).
В частности, вещества, состоящие из
полярных
молекул,
и вещества с ионным типом связи хорошо
раств. в полярных растворителях (воде,
этаноле,
жидком аммиаке), а неполярные вещества
хорошо раств. в неполярных растворителях
(бензоле, сероуглероде).

Согласно
теории, предложенной Дж. Гильдебрандом
(1935), взаимная растворимость неэлектролитов
возрастает с уменьшением разности их
параметров растворимости
d=(Е/V)^1/2,
где Е-теплота испарения,
V-полярный объем. Параметр растворимости
— одно из осн. понятий, определяющих
когезионные свойства веществ в конденсир.
состояниях; важная технол. характеристика
полимеров
и растворителей, лакокрасочных
материалов
и т.п. (см. Когезия). Р. мн. электролитов
возрастает пропорционально кубу
диэлектрич. проницаемости растворителя.
Обычно более растворимы электролиты
с большей склонностью к сольватации
растворителем; образование кристаллогидратов
обычно увеличивает растворимость солей.

Растворимость
данного вещества зависит от температуры
и давления
соответствует общему принципу смещения
равновесий (см. Ле Шателье-Брауна
принцип). Концентрация
насыщенного раствора при данных условиях
численно определяет Р. вещества в данном
растворителе и также наз. растворимостью.
Пересыщенные растворы содержат большее
кол-во растворенного вещества, чем это
соответствует его растворимости,
существование пересыщенных растворов
обусловлено кинетич. затруднениями
кристаллизации
(см. Зарождение новой фазы). Для
характеристики растворимости
малорастворимых веществ используют
произведение
активностей
ПА (для растворов, близких по своим
свойствам к идеальному — произведение
растворимости ПР).

Способы
выражения концентрации растворов.

1)
Массовая доля раствора ω (х). Выражается
отношением массы растворенного вещества
m(х) к массе раствора.

Является
величиной безразмерной или выражается
в процентах:

Например,
15%-ный раствор: массовая доля ω (х) = 0,15

2)
Молярная концентрация раствора С(х).
Выражается отношением количества
растворенного вещества n(x) к объему
раствора, выраженному в литрах.

Т.к.
количество вещества n(x) выражается
отношением массы вещества m(x) к его
молярной массе M(x), то молярную концентрацию
раствора удобно выразить как

25

РАСТВОРЫ,
однофазные
системы, состоящие из двух или более
компонентов. По своему агрегатному
состоянию растворы могут быть твердыми,
жидкими или газообразными.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #

  01.05.2015354.02 Кб230725259_F7873_baranenko_a_v_holodilnye_mashiny.pdf

• #
• #
• #
• #

  01.05.20156.82 Mб301.doc

• #
• #
• #

Скорость химической реакции — основное понятие химической кинетики, выражающее отношения количества
прореагировавшего вещества (в молях) к отрезку времени, за которое произошло взаимодействие.

Скорость реакции отражает изменение концентраций реагирующих веществ за единицу времени. Единицы измерения для гомогенной реакции:
моль/л * сек. Физический смысл в том, что каждую секунду какое-то количество одного вещества превращается в
другое в единице объема.

Мне встречались задачи, где была дана молярная концентрация вещества до реакции и после, время и объем. Требовалось посчитать скорость
реакции. Давайте решим подобное несложное задание для примера:

Молярная концентрация вещества до реакции составляла 1.5 моль/л по итогу реакции — 3 моль/л. Объем смеси 10 литров, реакция заняла 20 секунд.
Рассчитайте скорость реакции.

Влияние природы реагирующих веществ

При изучении агрегатных состояний веществ возникает вопрос: где же быстрее всего идут реакции: между газами, растворами или твердыми веществами?

Запомните, что самая высокая скорость реакции между растворами, в жидкостях. В газах она несколько ниже.

Если реакция гетерогенная: жидкость + твердое вещество, газ + твердое вещество, жидкость + газ, то большую роль играет площадь соприкосновения
реагирующих веществ.

Очевидно, что большой кусок железа, положенный в соляную кислоту, будет гораздо дольше реагировать с ней, нежели чем измельченное
железо — железная стружка.

Химическая активность также играет важную роль. Например, отвечая на вопрос «какой из металлов Fe или Ca быстрее прореагирует с серой?» мы отдадим
предпочтение кальцию, так как в ряду активности металлов он стоит левее железа, а значит кальций активнее железа.

Иного подхода требуют реакции металлов с водой, где нужно учитывать радиус атома. Например, отвечая на вопрос «какой из металлов Li или K быстрее прореагирует с водой?» мы отдадим предпочтение калию, так как калий имеет больший радиус атома. Калий будет быстрее взаимодействовать с водой, чем литий.

Иногда для верного ответа на вопрос о скорости реакции требуется знание активности кислот. Мы подробнее обсудим эту тему в гидролизе, однако сейчас
я замечу: чем сильнее (активнее) кислота, тем быстрее идет реакция.

Например, реакцию магния с серной кислотой протекает гораздо быстрее реакции магния с уксусной кислотой. Причиной этому служит то, что серная кислота
относится к сильным (активным) кислотам, а активность уксусной кислоты меньше, она является слабой кислотой.

Как я уже упомянул, слабые и сильные кислоты и основания изучаются в теме гидролиз.

Влияние изменения концентрации

Влияние концентрации «прямо пропорционально» скорости реакции: при увлечении концентрации реагирующего вещества скорость реакции повышается, при
уменьшении — понижается.

Замечу деталь, которая может оказаться важной, если в реакции участвуют газы: при увеличении давления концентрация вещества на единицу объема
возрастает (представьте, как газ сжимается). Поэтому увеличение давление, если среди исходных веществ есть газ, увеличивает скорость реакции.

Закон действующих масс устанавливает соотношение между концентрациями реагирующих веществ и их продуктами. Скорость простой реакции
aA + bB → cC определяют по уравнению:

υ = k × С^a_A × С^b_B

Физический смысл константы скорости — k — в том, что она численно равна скорости реакции при том условии, что концентрации реагирующих
веществ равны 1. Обратите внимание, что стехиометрические коэффициенты уравнения переносятся в степени — a и b.

Записанное выше следствие закона действующих масс нужно не только «зазубрить», но и понять. Поэтому мы решим пару задач, где потребуется
написать подобную формулу.

Окисление диоксида серы протекает по уравнению: 2SO_2(г) + O₂ = 2SO_3(г). Как изменится скорость этой реакции,
если объемы системы уменьшить в три раза?

По итогу решения становится ясно, что скорость реакции в таком случае возрастет в 27 раз.

Решим еще одну задачу. Дана реакция синтеза аммиака: N₂ + ЗН₂ = 2NH₃. Как изменится скорость прямой реакции
образования аммиака, если уменьшить концентрацию водорода в два раза?

В результате решения мы видим, что при уменьшении концентрации водорода в два раза скорость реакции замедлится в 8 раз.

Влияние изменения температуры на скорость реакции

Постулат, который рекомендую временно взять на вооружение: «Увеличение температуры увеличивает скорость абсолютно любой химической реакции: как
экзотермической, так и эндотермической. Исключений нет!»

Очень часто в заданиях следующей темы — химическом равновесии, вас будут пытаться запутать и ввести в заблуждение, но вы не поддавайтесь
и помните про постулат!

Итак, влияние температуры на скорость реакции «прямо пропорционально»: чем выше температура, тем выше скорость реакции — чем ниже
температура, тем меньше и скорость реакции. Однако, как и в случае с концентрацией, это больше чем простая «пропорция».

Правило Вант-Гоффа, голландского химика, позволяет точно оценить влияние температуры на скорость химической реакции. Оно звучит так:
«При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза»

В формуле, написанной выше, используются следующие обозначение:

• υ₁ — скорость реакции при температуре t₁
• υ₂ — скорость реакции при температуре t₂
• γ — температурный коэффициент, который может быть равен 2-4

Если по итогам решения задач у вас получится температурный коэффициент меньше 2 или больше 4, то, скорее всего, где-то вы допустили ошибку.
Используйте этот факт для самопроверки.

Для тренировки решим пару задач, в которых потребуется использование правило Вант-Гоффа.

Как изменится скорость гомогенной реакции при повышении температуры от 27°C до 57°C при температурном коэффициенте, равном трем?

Иногда в задачах требуется рассчитать температурный коэффициент, как, например, здесь: «Рассчитайте, чему равен температурный коэффициент
скорости, если известно, что при понижении температуры от 250°C до 220°C скорость реакции уменьшилась в 8 раз».

Катализаторы и ингибиторы

Катализатор (греч. katalysis — разрушение) — вещество, ускоряющее химическую реакцию, но не участвующее в ней. Катализатор не расходуется в химической реакции.

Многие химические реакции в нашем организме протекают с участием катализаторов — белковых молекул, ферментов. Без катализаторов
подобные реакции шли бы сотни лет, а с катализаторами идут одну долю секунды.

Катализом называют явление ускорения химической реакции под действием катализатора, а химические реакции, идущие с участием катализатора
— каталитическими.

Ингибитор (лат. inhibere — задерживать) — вещество, замедляющее или предотвращающее протекание какой-либо химической реакции.

Ингибиторы применяют для замедления коррозии металла, окисления топлива, старения полимеров. Многие лекарственные вещества
являются ингибиторами.

Так при лечении гастрита — воспаления желудка (греч. gaster — желудок) или язв часто назначаются ингибиторы протонной помпы — химические вещества,
которые блокирует выработку HCl слизистой желудке. В результате этого соляная кислота прекращает воздействие на поврежденную стенку желудка,
воспаление стихает.

Вычислить тепловой эффект реакции важно для того, чтобы правильно организовать многие процессы на промышленных производствах. Это необходимо там, где используется подача энергии или где, наоборот, требуется ее отведение. Поскольку одни виды энергии могут превращаться в другие, то применение теплового эффекта химического взаимодействия позволяет превратить внутреннюю энергию веществ в работу (механическую, электрическую и т.д.).

С выделением или поглощением тепла идут процессы в живых организмах. Точный расчет тепловых эффектов превращения белков, жиров, углеводов и других веществ позволяет организовать правильную диету спортсменам, людям с теми или иными заболеваниями.

Содержание:

1. Что такое тепловой эффект химической реакции

2. Как вычислить тепловой эффект реакции и составить термохимическое уравнение

3. Расчеты по термохимическим уравнениям

Что такое тепловой эффект химической реакции

Химические реакции практически всегда сопровождаются какими-либо тепловыми явлениями.

Так, горение, нейтрализация кислоты щелочью, реакция металла (например, магния) с хлором и т.д. происходят с выделением достаточного количества тепла. А вот, чтобы разложить мел (карбонат кальция), необходимо все время его нагревать. Если нагревание (то есть подвод тепла) прекратить, то и реакция тоже прекратится. Это говорит о том, что разложение карбоната кальция идет с поглощением тепла.

В чем же дело? Любое вещество является продуктом взаимодействия частиц (атомов или ионов). В ходе образования вещества энергия взаимодействия как бы прячется в химических связях (ковалентных, ионных). Это так называемая внутренняя энергия, которая частично высвобождается в ходе химического взаимодействия. Она же – тепловой эффект реакции. Измеряя его, можно судить о том, как изменилась внутренняя энергия вещества.

Тепловой эффект химической реакции обозначают буквой Q и измеряют в кДж (или в ккал в случае, когда речь идет об обеспечении энергией живых организмов).

Если в результате химического взаимодействия теплота выделяется, то это экзотермические реакции (+Q); если теплота поглощается – эндотермические (-Q).

Как вычислить тепловой эффект реакции и

составить термохимическое уравнение

Взаимодействие веществ принято отражать (записывать) с помощью химического уравнения. Если в таком уравнении указан тепловой эффект, то тогда уравнение будет называться термохимическим.

Например, обычное уравнение реакции:

А это уже термохимическое уравнение данной реакции:

Уравнение говорит о том, что при взаимодействии 1 моля PbO с 1 молем СО, идущем с образованием 1 моля Pb и 1 моля CO₂, выделяется 64 кДж теплоты.

Особенности термохимических уравнений:

1) указывается агрегатное состояние веществ (однако, если все вещества находятся в одном агрегатном состоянии, то его могут не указывать);

2) указывается тепловой эффект реакции в соответствии с ее стехиометрией (то есть, в соответствии с правильно расставленными коэффициентами);

3) тепловой эффект записывается в левой части уравнения;

4) если речь идет о горении вещества, то уравнение составляется по отношению к 1 молю этого вещества; тепловой эффект такой реакции называется теплотой сгорания:

5) если речь идет об образовании вещества, то уравнение также составляется по отношению к 1 молю этого вещества; тепловой эффект такой реакции будет называться теплотой образования:

А теперь разберем несколько задач, требованием которых является составление термохимического уравнения.

Что нужно сделать для решения таких задач?

1) записать условие задачи;

2) составить уравнение реакции;

3) вычислить ее тепловой эффект;

4) записать полученное значение теплового эффекта в уравнение реакции.

Пример 1. Кальций массой 8 г сгорает с выделением 127 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение (тху) реакции.

Пример 2. При разложении 6,86 г оксида ртути (II) тратится 3,64 кДж тепловой энергии. Напишите термохимическое уравнение (тху) реакции.

Пример 3.  Реакция 6 г углерода с водородом приводит к выделению 37,42 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение (тху) реакции образования метана.

Расчеты по термохимическим уравнениям

В термохимических расчетах чаще используются уже готовые термохимические уравнения. Требуется найти массы/объемы образующихся/исходных веществ, количество выделившейся/поглощенной теплоты.

Рассмотрим несколько примеров.

Пример 4. По термохимическому уравнению: N_2(г.) + O_2(г.) = 2NO_(г.) – 180,7 кДж вычислите тепловой эффект реакции, в которой участвует азот объемом 5,6 л (при н.у.).

Поскольку реакция эндотермическая, то поглотится 45,2 кДж энергии.

Пример 5. Тепловой эффект реакции горения этилена составляет 1400 кДж (в расчете на 1 моль этилена). Сколько этилена (при н.у.) необходимо сжечь, чтобы получить 560 кДж теплоты?

Пример 6.  Пользуясь термохимическим уравнением сгорания пропана

C₃H₈ + 5O₂ = 3CO₂ + 4H₂O + 2220,03 кДж,

определите количество выделившейся теплоты, если в реакцию вступит кислород: а) массой 16 г; б) объемом 67,2 л; в) количеством вещества 2,5 моль. Сколько оксида углерода (IV) по объему и по массе получится, если при горении пропана выделится 277,5 кДж теплоты?

Если вы готовитесь к выпускному экзамену (ЕГЭ по химии), то имейте ввиду, что вычислить тепловой эффект реакции требует задание № 27 (версия 2022 года).

Чтобы самыми первыми узнавать о новых публикациях на сайте, присоединяйтесь к нашей группе ВКонтакте.