Berechnen Sie den thermischen Effekt der Reaktion bei 298 K. Reaktionswärme und thermochemische Berechnungen. Berechnung der Normwärmewirkungen chemischer Reaktionen aus den Normverbrennungswärmen der an der Reaktion beteiligten Stoffe

Alle Methoden zur Berechnung thermischer Effekte basieren auf der Kirchhoff-Gleichung in Integralform.

Meistens wird der Standardwert 298,15 K als erste Temperatur verwendet.

Alle Methoden zur Berechnung thermischer Effekte werden auf Methoden zur Bildung des Integrals der rechten Seite der Gleichung reduziert.

Methoden zur Bildung des Integrals:

I. Nach den durchschnittlichen Wärmekapazitäten. Diese Methode ist die einfachste und am wenigsten genaue. In diesem Fall wird der Ausdruck unter dem Integralzeichen durch die Änderung der mittleren Wärmekapazität ersetzt, die im gewählten Bereich nicht von der Temperatur abhängt.

Durchschnittliche Wärmekapazitäten sind für die meisten Reaktionen tabelliert und gemessen. Sie sind einfach aus Referenzdaten zu berechnen.

II. Nach wahren Wärmekapazitäten. (unter Verwendung von Temperaturreihen)

Bei dieser Methode wird der Wärmekapazitäts-Integrand als Temperaturreihe geschrieben:

III. Entsprechend den Hochtemperaturkomponenten der Enthalpie. Diese Methode hat sich mit der Entwicklung der Raketentechnologie zur Berechnung der thermischen Auswirkungen chemischer Reaktionen bei hohen Temperaturen verbreitet. Sie basiert auf der Definition der isobaren Wärmekapazität:

Die Hochtemperaturkomponente der Enthalpie. Sie gibt an, wie stark sich die Enthalpie eines einzelnen Stoffes ändert, wenn er um eine bestimmte Gradzahl erwärmt wird.

Für eine chemische Reaktion schreiben wir:

Auf diese Weise:

Vortrag Nummer 3.

Vorlesungsplan:

1. II Hauptsatz der Thermodynamik, Definition, mathematische Notation.

2. Analyse des zweiten Hauptsatzes der Thermodynamik

3. Berechnung der Entropieänderung bei einigen Prozessen

7. Berechnen Sie den thermischen Effekt der Reaktion unter Standardbedingungen: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), wenn die Bildungswärme: Fe 2 O 3 (t) \u003d - 821,3 kJ / mol; CO (g ) = – 110,5 kJ/mol;

CO 2 (g) \u003d - 393,5 kJ / mol.

Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) \u003d 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),

In Kenntnis der thermischen Standardwirkungen der Verbrennung der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte berechnen wir die thermische Wirkung der Reaktion unter Standardbedingungen:

16. Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Temperatur. Van't Hoffs Regel. Temperaturkoeffizient der Reaktion.

Nur Stöße zwischen aktiven Molekülen führen zu Reaktionen, deren durchschnittliche Energie die durchschnittliche Energie der Reaktionsteilnehmer übersteigt.

Wenn den Molekülen eine bestimmte Aktivierungsenergie E mitgeteilt wird (Überschussenergie über dem Durchschnitt), nimmt die potenzielle Energie der Wechselwirkung von Atomen in Molekülen ab, Bindungen innerhalb von Molekülen werden schwächer, Moleküle werden reaktiv.

Die Aktivierungsenergie muss nicht unbedingt von außen zugeführt werden, sie kann einem Teil der Moleküle durch Umverteilung der Energie während ihrer Kollisionen verliehen werden. Unter den N Molekülen gibt es nach Boltzmann folgende Anzahl aktiver Moleküle N   mit erhöhter Energie  :

N N e – E / RT

wobei E die Aktivierungsenergie ist, die den notwendigen Energieüberschuss im Vergleich zum durchschnittlichen Niveau angibt, das Moleküle haben müssen, damit die Reaktion möglich wird; die übrigen Bezeichnungen sind bekannt.

Während der thermischen Aktivierung für zwei Temperaturen T 1 und T 2 ist das Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten:

, (2) , (3)

wodurch Sie die Aktivierungsenergie bestimmen können, indem Sie die Reaktionsgeschwindigkeit bei zwei verschiedenen Temperaturen T 1 und T 2 messen.

Eine Erhöhung der Temperatur um 10 0 erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit um das 2- bis 4-fache (ungefähre Van't-Hoff-Regel). Die Zahl, die angibt, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit (und damit die Geschwindigkeitskonstante) bei einer Temperaturerhöhung um 10 0 zunimmt, heißt Temperaturkoeffizient der Reaktion:

 (4) .(5)

Das bedeutet zum Beispiel, dass bei einer Temperaturerhöhung um 100 0 bei einer herkömmlich akzeptierten Erhöhung der mittleren Geschwindigkeit um das 2-fache ( = 2) die Reaktionsgeschwindigkeit um 2 10 zunimmt, d.h. etwa 1000 mal, und wenn  = 4 - 4 10 , d.h. 1000000 mal. Die Van't-Hoff-Regel gilt für Reaktionen, die bei relativ niedrigen Temperaturen in einem engen Bereich ablaufen. Der starke Anstieg der Reaktionsgeschwindigkeit mit steigender Temperatur erklärt sich dadurch, dass die Zahl der aktiven Moleküle exponentiell ansteigt.

25. Isothermengleichung für chemische Van't-Hoff-Reaktionen.

Gemäß dem Massenwirkungsgesetz für eine beliebige Reaktion

und A + bB = cC + dD

Die Gleichung für die Geschwindigkeit einer direkten Reaktion kann geschrieben werden:

,

und für die Geschwindigkeit der Rückreaktion:

.

Wenn die Reaktion von links nach rechts fortschreitet, nehmen die Konzentrationen der Substanzen A und B ab und die Geschwindigkeit der Hinreaktion nimmt ab. Wenn sich andererseits die Reaktionsprodukte C und D anreichern, nimmt die Reaktionsgeschwindigkeit von rechts nach links zu. Es kommt ein Moment, in dem die Geschwindigkeiten υ 1 und υ 2 gleich werden, die Konzentrationen aller Substanzen unverändert bleiben, daher

,

Wo K c = k 1 / k 2 =

.

Der konstante Wert K c , gleich dem Verhältnis der Geschwindigkeitskonstanten der direkten und der Rückreaktion, beschreibt quantitativ den Gleichgewichtszustand durch die Gleichgewichtskonzentrationen der Ausgangsstoffe und der Produkte ihrer Wechselwirkung (in Bezug auf ihre stöchiometrischen Koeffizienten) und heißt Gleichgewichtskonstante. Die Gleichgewichtskonstante ist nur für eine gegebene Temperatur konstant, d.h.

K c \u003d f (T). Die Gleichgewichtskonstante einer chemischen Reaktion wird üblicherweise als Verhältnis ausgedrückt, dessen Zähler das Produkt der molaren Gleichgewichtskonzentrationen der Reaktionsprodukte und dessen Nenner das Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe ist.

Wenn die Reaktionskomponenten ein Gemisch aus idealen Gasen sind, wird die Gleichgewichtskonstante (K p ) in Form der Partialdrücke der Komponenten ausgedrückt:

.

Für den Übergang von K p nach K mit verwenden wir die Zustandsgleichung P · V = n · R · T. Weil die

, dann P = C·R·T. .

Aus der Gleichung folgt, dass Kp = Ks, vorausgesetzt, dass die Reaktion abläuft, ohne die Molzahl in der Gasphase zu ändern, d.h. wenn (c + d) = (a + b).

Wenn die Reaktion spontan bei konstantem P und T oder V und T abläuft, dann können die Werte G und F dieser Reaktion aus den Gleichungen erhalten werden:

,

wobei C A, C B, C C, C D die Nider Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte sind.

,

wobei P A, P B, P C, P D die Partialdrücke der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte sind.

Die letzten beiden Gleichungen werden als Van't-Hoff-Isothermengleichungen für chemische Reaktionen bezeichnet. Diese Beziehung ermöglicht es, die Werte von G und F der Reaktion zu berechnen, um ihre Richtung bei verschiedenen Konzentrationen der Ausgangsstoffe zu bestimmen.

Zu beachten ist, dass sowohl bei Gassystemen als auch bei Lösungen mit Beteiligung von Feststoffen an der Reaktion (also bei heterogenen Systemen) die Konzentration der Festphase nicht in den Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante eingeht, da diese Konzentration praktisch konstant ist. Also zur Reaktion

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

Die Gleichgewichtskonstante wird geschrieben als

.

Die Abhängigkeit der Gleichgewichtskonstante von der Temperatur (für Temperatur T 2 relativ zu Temperatur T 1) wird durch die folgende Van't-Hoff-Gleichung ausgedrückt:

,

wobei Н 0 der thermische Effekt der Reaktion ist.

Bei einer endothermen Reaktion (die Reaktion verläuft unter Wärmeaufnahme) steigt die Gleichgewichtskonstante mit steigender Temperatur, das System widersetzt sich gewissermaßen der Erwärmung.

34. Osmose, osmotischer Druck. Van't Hoff-Gleichung und osmotischer Koeffizient.

Osmose ist die spontane Bewegung von Lösungsmittelmolekülen durch eine semipermeable Membran, die Lösungen unterschiedlicher Konzentrationen von einer Lösung niedrigerer Konzentration zu einer Lösung höherer Konzentration trennt, was zu deren Verdünnung führt. Als semipermeable Membran, durch deren kleine Löcher nur kleine Lösungsmittelmoleküle selektiv passieren können und große oder solvatisierte Moleküle oder Ionen zurückgehalten werden, wird häufig eine Cellophanfolie verwendet - für hochmolekulare Substanzen und für niedermolekulare - eine Folie von Kupferferrocyanid. Der Prozess der Lösungsmittelübertragung (Osmose) kann verhindert werden, wenn auf eine Lösung mit höherer Konzentration ein äußerer hydrostatischer Druck ausgeübt wird (unter Gleichgewichtsbedingungen ist dies der sogenannte osmotische Druck, gekennzeichnet durch den Buchstaben ). Um den Wert von  in Lösungen von Nichtelektrolyten zu berechnen, wird die empirische Van't Hoff-Gleichung verwendet:

wobei C die molare Konzentration des Stoffes in mol/kg ist;

R ist die universelle Gaskonstante, J/mol K.

Der Wert des osmotischen Drucks ist proportional zur Anzahl der Moleküle (im Allgemeinen der Anzahl der Teilchen) einer oder mehrerer Substanzen, die in einem bestimmten Lösungsvolumen gelöst sind, und hängt nicht von ihrer Art und der Art des Lösungsmittels ab. In Lösungen von starken oder schwachen Elektrolyten erhöht sich die Gesamtzahl der einzelnen Teilchen durch die Dissoziation von Molekülen, daher ist es notwendig, den entsprechenden Proportionalitätskoeffizienten, den so genannten Isotonenkoeffizienten, in die Gleichung zur Berechnung des osmotischen Drucks einzuführen.

i C R T,

wobei i der isotonische Koeffizient ist, berechnet als das Verhältnis der Summe der Anzahl von Ionen und undissoziierten Elektrolytmolekülen zur anfänglichen Anzahl von Molekülen dieser Substanz.

Wenn also der Grad der Elektrolytdissoziation, d.h. das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerlegten Moleküle zur Gesamtzahl der Moleküle des gelösten Stoffes  ist und das Elektrolytmolekül in n Ionen zerfällt, dann wird der Isotoniekoeffizient wie folgt berechnet:

i = 1 + (n – 1) ,(i > 1).

Für starke Elektrolyte können Sie  = 1 nehmen, dann i = n, und der Koeffizient i (ebenfalls größer als 1) wird als osmotischer Koeffizient bezeichnet.

Das Phänomen der Osmose ist für pflanzliche und tierische Organismen von großer Bedeutung, da die Membranen ihrer Zellen gegenüber Lösungen vieler Substanzen die Eigenschaften einer semipermeablen Membran haben. In reinem Wasser quillt die Zelle stark auf, teilweise bis zum Bruch der Schale, in Lösungen mit hoher Salzkonzentration nimmt sie hingegen aufgrund des großen Wasserverlustes an Größe ab und schrumpft. Daher wird ihnen beim Konservieren von Lebensmitteln eine große Menge Salz oder Zucker zugesetzt. Zellen von Mikroorganismen verlieren unter solchen Bedingungen eine erhebliche Menge Wasser und sterben ab.

Übung 81.
Berechnen Sie die Wärmemenge, die bei der Reduktion von Fe freigesetzt wird 2O3 metallisches Aluminium, wenn 335,1 g Eisen erhalten wurden. Antwort: 2543,1 kJ.
Lösung:
Reaktionsgleichung:

\u003d (Al 2 O 3) - (Fe 2 O 3) \u003d -1669,8 - (-822,1) \u003d -847,7 kJ

Berechnung der Wärmemenge, die bei Erhalt von 335,1 g Eisen freigesetzt wird, erzeugen wir aus dem Anteil:

(2 . 55,85) : -847,7 = 335,1 : X; x = (0847.7 . 335,1)/ (2 . 55,85) = 2543,1 kJ,

wobei 55,85 die Atommasse von Eisen ist.

Antworten: 2543,1 kJ.

Thermischer Effekt der Reaktion

Aufgabe 82.
Gasförmiger Ethylalkohol C2H5OH kann durch die Wechselwirkung von Ethylen C 2 H 4 (g) und Wasserdampf erhalten werden. Schreiben Sie die thermochemische Gleichung für diese Reaktion auf, nachdem Sie zuvor ihre thermische Wirkung berechnet haben. Antwort: -45,76 kJ.
Lösung:
Die Reaktionsgleichung lautet:

C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) \u003d C2H 5 OH (g); = ?

Die Werte der Standardbildungswärmen von Stoffen sind in speziellen Tabellen angegeben. In Anbetracht dessen, dass die Bildungswärmen einfacher Substanzen bedingt gleich Null genommen werden. Berechnen Sie den thermischen Effekt der Reaktion unter Verwendung der Konsequenz des Hess-Gesetzes, wir erhalten:

\u003d (C 2 H 5 OH) - [ (C 2 H 4) + (H 2 O)] \u003d
= -235,1 - [(52,28) + (-241,83)] = - 45,76 kJ

Reaktionsgleichungen, in denen ihre Aggregatzustände oder kristallinen Modifikationen in der Nähe der Symbole chemischer Verbindungen sowie der Zahlenwert thermischer Effekte angegeben sind, werden als thermochemisch bezeichnet. In thermochemischen Gleichungen werden, sofern nicht anders angegeben, die Werte der thermischen Effekte bei konstantem Druck Q p gleich der Änderung der Enthalpie des Systems angegeben. Der Wert wird normalerweise auf der rechten Seite der Gleichung angegeben, getrennt durch ein Komma oder Semikolon. Folgende Abkürzungen für den Aggregatzustand werden akzeptiert: G- gasförmig, und- Flüssigkeit, zu

Wenn durch eine Reaktion Wärme freigesetzt wird, dann< О. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:

C 2 H 4 (g) + H 2 O (g) \u003d C 2 H 5 OH (g); = - 45,76 kJ.

Antworten:- 45,76 kJ.

Aufgabe 83.
Berechnen Sie den thermischen Effekt der Reduktionsreaktion von Eisen(II)-oxid mit Wasserstoff, basierend auf den folgenden thermochemischen Gleichungen:

a) EEO (c) + CO (g) \u003d Fe (c) + CO 2 (g); = -13,18 kJ;
b) CO (g) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g); = -283,0 kJ;
c) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g); = -241,83 kJ.
Antwort: +27,99 kJ.

Lösung:
Die Reaktionsgleichung für die Reduktion von Eisenoxid (II) mit Wasserstoff hat die Form:

EeO (k) + H 2 (g) \u003d Fe (k) + H 2 O (g); = ?

\u003d (H2O) - [ (FeO)

Die Bildungswärme von Wasser ist durch die Gleichung gegeben

H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O (g); = -241,83 kJ,

und die Bildungswärme von Eisenoxid (II) kann berechnet werden, wenn Gleichung (a) von Gleichung (b) subtrahiert wird.

\u003d (c) - (b) - (a) \u003d -241,83 - [-283,o - (-13,18)] \u003d + 27,99 kJ.

Antworten:+27,99 kJ.

Aufgabe 84.
Bei der Wechselwirkung von gasförmigem Schwefelwasserstoff und Kohlendioxid entstehen Wasserdampf und Schwefelkohlenstoff СS 2 (g). Schreiben Sie die thermochemische Gleichung für diese Reaktion auf und berechnen Sie vorläufig ihre thermische Wirkung. Antwort: +65,43 kJ.
Lösung:
G- gasförmig, und- Flüssigkeit, zu- kristallin. Diese Symbole entfallen, wenn der Aggregatzustand von Stoffen offensichtlich ist, z. B. O 2, H 2 usw.
Die Reaktionsgleichung lautet:

2H 2 S (g) + CO 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = ?

Die Werte der Standardbildungswärmen von Stoffen sind in speziellen Tabellen angegeben. In Anbetracht dessen, dass die Bildungswärmen einfacher Substanzen bedingt gleich Null genommen werden. Der thermische Effekt der Reaktion kann mit dem Korollar e aus dem Hess-Gesetz berechnet werden:

\u003d (H 2 O) + (CS 2) - [(H 2 S) + (CO 2)];
= 2(-241,83) + 115,28 – = +65,43 kJ.

2H 2 S (g) + CO 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + CS 2 (g); = +65,43 kJ.

Antworten:+65,43 kJ.

Thermochemische Reaktionsgleichung

Aufgabe 85.
Schreiben Sie die thermochemische Gleichung für die Reaktion zwischen CO (g) und Wasserstoff auf, bei der CH 4 (g) und H 2 O (g) entstehen. Wie viel Wärme wird bei dieser Reaktion freigesetzt, wenn unter Normalbedingungen 67,2 Liter Methan gewonnen werden? Antwort: 618,48 kJ.
Lösung:
Reaktionsgleichungen, in denen ihre Aggregatzustände oder kristallinen Modifikationen in der Nähe der Symbole chemischer Verbindungen sowie der Zahlenwert thermischer Effekte angegeben sind, werden als thermochemisch bezeichnet. In thermochemischen Gleichungen werden, sofern nicht ausdrücklich angegeben, die Werte der thermischen Effekte bei konstantem Druck Q p gleich der Änderung der Enthalpie des Systems angegeben. Der Wert wird normalerweise auf der rechten Seite der Gleichung angegeben, getrennt durch ein Komma oder Semikolon. Folgende Abkürzungen für den Aggregatzustand werden akzeptiert: G- gasförmig, und- etwas zu- kristallin. Diese Symbole entfallen, wenn der Aggregatzustand von Stoffen offensichtlich ist, z. B. O 2, H 2 usw.
Die Reaktionsgleichung lautet:

CO (g) + 3 H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + H 2 O (g); = ?

Die Werte der Standardbildungswärmen von Stoffen sind in speziellen Tabellen angegeben. In Anbetracht dessen, dass die Bildungswärmen einfacher Substanzen bedingt gleich Null genommen werden. Der thermische Effekt der Reaktion kann mit dem Korollar e aus dem Hess-Gesetz berechnet werden:

\u003d (H 2 O) + (CH 4) - (CO)];
\u003d (-241,83) + (-74,84) ​​- (-110,52) \u003d -206,16 kJ.

Die thermochemische Gleichung sieht folgendermaßen aus:

22,4 : -206,16 = 67,2 : X; x \u003d 67,2 (-206,16) / 22?4 \u003d -618,48 kJ; Q = 618,48 kJ.

Antworten: 618,48 kJ.

Formationswärme

Aufgabe 86.
Die thermische Wirkung dieser Reaktion ist gleich der Bildungswärme. Berechnen Sie die Bildungswärme von NO aus den folgenden thermochemischen Gleichungen:
a) 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) \u003d 4NO (g) + 6H 2 O (g); = -1168,80 kJ;
b) 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) \u003d 2N 2 (g) + 6H 2 O (g); = -1530,28 kJ
Antwort: 90,37 kJ.
Lösung:
Die Standardbildungswärme ist gleich der Bildungswärme von 1 Mol dieser Substanz aus einfachen Substanzen unter Standardbedingungen (T = 298 K; p = 1,0325,105 Pa). Die Bildung von NO aus einfachen Stoffen lässt sich wie folgt darstellen:

1/2N 2 + 1/2O 2 = NEIN

Gegeben sei die Reaktion (a), bei der 4 Mol NO gebildet werden und die Reaktion (b), bei der 2 Mol N2 gebildet werden. Beide Reaktionen beinhalten Sauerstoff. Um die Standardbildungswärme von NO zu bestimmen, stellen wir daher den folgenden Hess-Zyklus auf, d.h. wir müssen Gleichung (a) von Gleichung (b) subtrahieren:

Somit ist 1/2N 2 + 1/2O 2 = NO; = +90,37 kJ.

Antworten: 618,48 kJ.

Aufgabe 87.
Kristallines Ammoniumchlorid entsteht durch die Wechselwirkung von gasförmigem Ammoniak und Chlorwasserstoff. Schreiben Sie die thermochemische Gleichung für diese Reaktion auf, nachdem Sie zuvor ihre thermische Wirkung berechnet haben. Wie viel Wärme wird freigesetzt, wenn bei der Reaktion 10 Liter Ammoniak unter normalen Bedingungen verbraucht werden? Antwort: 78,97 kJ.
Lösung:
Reaktionsgleichungen, in denen ihre Aggregatzustände oder kristallinen Modifikationen in der Nähe der Symbole chemischer Verbindungen sowie der Zahlenwert thermischer Effekte angegeben sind, werden als thermochemisch bezeichnet. In thermochemischen Gleichungen werden, sofern nicht ausdrücklich angegeben, die Werte der thermischen Effekte bei konstantem Druck Q p gleich der Änderung der Enthalpie des Systems angegeben. Der Wert wird normalerweise auf der rechten Seite der Gleichung angegeben, getrennt durch ein Komma oder Semikolon. Folgendes wird akzeptiert zu- kristallin. Diese Symbole entfallen, wenn der Aggregatzustand von Stoffen offensichtlich ist, z. B. O 2, H 2 usw.
Die Reaktionsgleichung lautet:

NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (k). ; = ?

Die Werte der Standardbildungswärmen von Stoffen sind in speziellen Tabellen angegeben. In Anbetracht dessen, dass die Bildungswärmen einfacher Substanzen bedingt gleich Null genommen werden. Der thermische Effekt der Reaktion kann mit dem Korollar e aus dem Hess-Gesetz berechnet werden:

\u003d (NH4Cl) - [(NH 3) + (HCl)];
= -315,39 - [-46,19 + (-92,31) = -176,85 kJ.

Die thermochemische Gleichung sieht folgendermaßen aus:

Die bei der Reaktion von 10 Liter Ammoniak bei dieser Reaktion freigesetzte Wärme wird bestimmt aus dem Anteil:

22,4 : -176,85 = 10 : X; x \u003d 10 (-176,85) / 22,4 \u003d -78,97 kJ; Q = 78,97 kJ.

Antworten: 78,97 kJ.

Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: Wie unterscheiden sich die üblichen Gleichungen chemischer Reaktionen von ihren thermochemischen Gleichungen? Welche Faktoren beeinflussen die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen? Wie unterscheidet sich das wahre (chemische) Gleichgewicht vom scheinbaren Gleichgewicht? In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht, wenn sich die äußeren Bedingungen ändern. Was ist der Mechanismus der homogenen und heterogenen Katalyse? Was sind Inhibitoren und Promotoren. Als Ergebnis des Studiums dieses Themas lernen Sie: Berechnen Sie die thermischen Wirkungen chemischer Reaktionen anhand der Bildungsenthalpien von Stoffen. Führen Sie Berechnungen mit dem mathematischen Ausdruck des Van't-Hoff-Prinzips durch. Bestimmen Sie die Richtung der Verschiebung des chemischen Gleichgewichts bei Temperatur- und Druckänderungen. Studienfragen:

6.1. Energie chemischer Prozesse

6.1.1. Innere Energie und Enthalpie

Bei jedem Prozess wird das Energieerhaltungsgesetz eingehalten:

Q = ∆U + A.

Diese Gleichheit bedeutet, dass, wenn dem System Wärme Q zugeführt wird, diese zur Änderung der inneren Energie Δ U und zur Verrichtung der Arbeit A aufgewendet wird.

Innere Energie System ist seine Gesamtreserve, einschließlich der Energie der Translations- und Rotationsbewegung von Molekülen, der Energie der Bewegung von Elektronen in Atomen, der Energie der Wechselwirkung von Kernen mit Elektronen, Kernen mit Kernen usw., d.h. alle Arten von Energie, mit Ausnahme der kinetischen und potentiellen Energie des Gesamtsystems.

Die vom System verrichtete Arbeit beim Übergang vom Zustand 1, gekennzeichnet durch das Volumen V 1, in den Zustand 2 (Volumen V 2) bei konstantem Druck (Expansionsarbeit), ist gleich:

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

Bei konstantem Druck (ð=const) wird unter Berücksichtigung des Ausdrucks für die Expansionsarbeit der Energieerhaltungssatz wie folgt geschrieben:

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

Die Summe aus der inneren Energie eines Systems und dem Produkt aus Volumen und Druck wird als bezeichnet Enthalpie H:

Da der genaue Wert der inneren Energie des Systems unbekannt ist, können auch die Absolutwerte der Enthalpien nicht ermittelt werden. Änderungen der Enthalpien Δ H sind von wissenschaftlicher Bedeutung und praktischer Anwendung.

Innere Energie U und Enthalpie H sind staatliche Funktionen Systeme. Zustandsfunktionen sind solche Eigenschaften des Systems, deren Änderungen nur durch den End- und Anfangszustand des Systems bestimmt werden, d.h. sind unabhängig vom Prozesspfad.

6.1.2. Exo- und endotherme Prozesse

Der Ablauf chemischer Reaktionen wird von der Aufnahme oder Abgabe von Wärme begleitet. exotherm bezeichnet eine Reaktion, die unter Abgabe von Wärme an die Umgebung abläuft, und endothermisch- mit der Aufnahme von Wärme aus der Umgebung.

Viele Prozesse in Industrie und Laborpraxis laufen bei konstantem Druck und konstanter Temperatur ab (T=const, p=const). Die Energiecharakteristik dieser Prozesse ist die Enthalpieänderung:

Q P \u003d -Δ N.

Für Prozesse bei konstantem Volumen und konstanter Temperatur (T=const, V=const) gilt Q V =-Δ U.

Für exotherme Reaktionen Δ H< 0, а в случае протекания эндотермической реакции Δ Н >0. Zum Beispiel

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

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

Chemische Gleichungen, in denen zusätzlich der thermische Effekt der Reaktion angegeben ist (der Wert des DH-Prozesses), sowie der Aggregatzustand von Stoffen und Temperatur, werden genannt thermochemisch Gleichungen.

In thermochemischen Gleichungen werden der Phasenzustand und allotrope Modifikationen von Reagenzien und gebildeten Substanzen notiert: d - gasförmig, g - flüssig, k - kristallin; S (Raute), S (Monokel), C (Graphit), C (Diamant) usw.

6.1.3. Thermochemie; Das Gesetz von Hess

Energiephänomene, die Studien zu physikalischen und chemischen Prozessen begleiten Thermochemie. Das Grundgesetz der Thermochemie ist das vom russischen Wissenschaftler G.I. Hess 1840.

Hesssches Gesetz: Die Änderung der Enthalpie des Prozesses hängt von Art und Zustand der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte ab, nicht aber vom Weg des Prozesses.

Bei der Betrachtung thermochemischer Effekte wird häufig der Begriff „Prozessenthalpie“ anstelle des Begriffs „Änderung der Prozessenthalpie“ verwendet, wobei unter diesem Begriff der Wert von Δ H gemeint ist. Es ist falsch, den Begriff „Wärmeeinwirkung“ zu verwenden des Prozesses“ bei der Formulierung des Hess-Gesetzes, da der Wert von Q im allgemeinen Fall keine Funktion des Zustands ist . Wie oben erwähnt, nur bei konstantem Druck Q P = -Δ N (bei konstantem Volumen Q V = -Δ U).

Die Bildung von PCl 5 kann also als Ergebnis der Wechselwirkung einfacher Substanzen angesehen werden:

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

oder als Ergebnis eines mehrstufigen Prozesses:

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

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

oder insgesamt:

P (c, weiß) + 5/2Cl 2 (g) = PCl 5 (c); ΔH 1 \u003d ΔH 2 + ΔH 3.

6.1.4. Bildungsenthalpien von Stoffen

Die Bildungsenthalpie ist die Enthalpie des Bildungsprozesses eines Stoffes in einem gegebenen Aggregatzustand aus einfachen Stoffen, die sich in stabilen Modifikationen befinden. Die Bildungsenthalpie von Natriumsulfat ist beispielsweise die Reaktionsenthalpie:

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

Die Bildungsenthalpie einfacher Stoffe ist Null.

Da die thermische Wirkung einer Reaktion vom Aggregatzustand, der Temperatur und dem Druck abhängt, einigte man sich auf die Verwendung in thermochemischen Berechnungen Standardbildungsenthalpien sind die Bildungsenthalpien von Stoffen, die sich bei einer gegebenen Temperatur in befinden Standardzustand. Als Standardzustand für Stoffe in kondensiertem Zustand wird der reale Zustand des Stoffes bei einer gegebenen Temperatur und einem gegebenen Druck von 101,325 kPa (1 atm) angenommen. Nachschlagewerke geben üblicherweise die Standardbildungsenthalpien von Stoffen bei einer Temperatur von 25 o C (298K) bezogen auf 1 Mol eines Stoffes an (Δ H f o 298). Standardbildungsenthalpien einiger Substanzen bei T = 298 K sind in der Tabelle angegeben. 6.1.

Tabelle 6.1.

Standardbildungsenthalpien (Δ H f o 298) einiger Stoffe

Substanz	ΔH f o 298, kJ/mol	Substanz	ΔH f o 298, kJ/mol

Die Standardbildungsenthalpien für die meisten komplexen Substanzen sind negative Werte. Für eine kleine Anzahl instabiler Substanzen ist Δ H f o 298 > 0. Zu diesen Substanzen gehören insbesondere Stickstoffmonoxid (II) und Stickstoffmonoxid (IV), Tabelle 6.1.

6.1.5. Berechnung thermischer Wirkungen chemischer Reaktionen

Zur Berechnung der Prozessenthalpien wird eine Konsequenz des Hessschen Gesetzes verwendet: Die Reaktionsenthalpie ist gleich der Summe der Bildungsenthalpien der Reaktionsprodukte abzüglich der Summe der Bildungsenthalpien der Ausgangsstoffe unter Berücksichtigung die stöchiometrischen Koeffizienten .

Berechnen Sie die Zersetzungsenthalpie von Calciumcarbonat. Der Prozess wird durch die folgende Gleichung beschrieben:

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

Die Enthalpie dieser Reaktion ist gleich der Summe der Bildungsenthalpien von Calciumoxid und Kohlendioxid minus der Bildungsenthalpie von Calciumcarbonat:

Δ H o 298 \u003d Δ H o 298 (CaO (c)) + Δ H o 298 (CO 2 (g)) - Δ H o 298 (CaCO 3 (c)).

Unter Verwendung der Daten in Tabelle 6.1. wir bekommen:

Δ H 0 298 = – 635,1 – 393,5 + 1206,8 = + 178,2 kJ.

Aus den erhaltenen Daten folgt, dass die betrachtete Reaktion endotherm ist, d.h. geht mit Wärmeaufnahme weiter.

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

Begleitet von der Freisetzung von Wärme. Seine Enthalpie wird gleich sein

ΔH 0 298 = –1206,8 + 635,1 + 393,5 = –178,2 kJ.

6.2. Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen

6.2.1. Das Konzept der Reaktionsgeschwindigkeit

Man nennt den Zweig der Chemie, der sich mit der Geschwindigkeit und den Mechanismen chemischer Reaktionen befasst chemische Kinetik. Eines der Schlüsselkonzepte in der chemischen Kinetik ist die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion wird durch die Konzentrationsänderung der reagierenden Stoffe pro Zeiteinheit bei konstantem Volumen des Systems bestimmt.

Betrachten Sie den folgenden Prozess:

Zu einem bestimmten Zeitpunkt t 1 sei die Konzentration des Stoffes A gleich dem Wert c 1 und zum Zeitpunkt t 2 - dem Wert c 2 . Für einen Zeitraum von t 1 bis t 2 beträgt die Konzentrationsänderung Δ c \u003d c 2 - c 1. Die durchschnittliche Reaktionsgeschwindigkeit beträgt:

Das Minuszeichen wird gesetzt, weil mit fortschreitender Reaktion (Δ t > 0) die Konzentration des Stoffes abnimmt (Δ c< 0), в то время, как скорость реакции является положительной величиной.

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Art der Reaktanten und von den Reaktionsbedingungen ab: Konzentration, Temperatur, Vorhandensein eines Katalysators, Druck (bei Gasreaktionen) und einigen anderen Faktoren. Insbesondere mit zunehmender Kontaktfläche von Stoffen steigt die Reaktionsgeschwindigkeit. Die Reaktionsgeschwindigkeit steigt auch mit einer Erhöhung der Rührgeschwindigkeit der Reaktanten.

Der Zahlenwert der Reaktionsgeschwindigkeit hängt auch davon ab, mit welcher Komponente die Reaktionsgeschwindigkeit berechnet wird. Zum Beispiel die Geschwindigkeit des Prozesses

H 2 + I 2 \u003d 2HI,

berechnet aus der Konzentrationsänderung von HI ist das Doppelte der Reaktionsgeschwindigkeit, berechnet aus der Konzentrationsänderung der Reagenzien H 2 oder I 2 .

6.2.2. Konzentrationsabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit; Ordnung und Molekularität der Reaktion

Das Grundgesetz der chemischen Kinetik lautet Gesetz der Massenwirkung- ermittelt die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration der Reaktanden.

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten. Für eine Reaktion in allgemeiner Form geschrieben als

aA + bB = cC + dD,

die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration hat die Form:

v = k [A] α [B] β .

In dieser kinetischen Gleichung wird k als Proportionalitätsfaktor bezeichnet Geschwindigkeitskonstante; [A] und [B] sind die Konzentrationen der Substanzen A und B. Die Rek hängt von der Art der reagierenden Substanzen und von der Temperatur ab, hängt jedoch nicht von ihren Konzentrationen ab. Die Koeffizienten α und β werden aus experimentellen Daten gefunden.

Die Summe der Exponenten in den kinetischen Gleichungen wird als Summe bezeichnet in Ordnung Reaktionen. Es gibt auch eine bestimmte Reihenfolge der Reaktion in einer der Komponenten. Zum Beispiel für die Reaktion

H 2 + C1 2 \u003d 2 HC1

Die kinetische Gleichung sieht so aus:

v = k 1/2,

diese. die Gesamtordnung ist 1,5 und die Reaktionsordnungen für die H 2 - und C1 2 -Komponenten sind 1 bzw. 0,5.

Molekularität Die Reaktion wird durch die Anzahl der Teilchen bestimmt, deren gleichzeitiger Zusammenstoß der elementare Akt der chemischen Wechselwirkung ist. Elementarakt (Grundstufe)- ein einzelner Akt der Wechselwirkung oder Umwandlung von Teilchen (Molekülen, Ionen, Radikalen) in andere Teilchen. Bei Elementarreaktionen sind die Molekularität und die Reihenfolge der Reaktion gleich. Wenn der Prozess mehrstufig ist und die Reaktionsgleichung daher den Mechanismus des Prozesses nicht offenbart, stimmt die Reihenfolge der Reaktion nicht mit ihrer Molekularität überein.

Chemische Reaktionen werden in einfache (einstufige) und komplexe Reaktionen unterteilt, die in mehreren Stufen ablaufen.

Monomolekulare Reaktion ist eine Reaktion, bei der der elementare Akt eine chemische Umwandlung eines Moleküls ist. Zum Beispiel:

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

Bimolekulare Reaktion- eine Reaktion, bei der die elementare Handlung ausgeführt wird, wenn zwei Teilchen kollidieren. Zum Beispiel:

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

Trimolekulare Reaktion- eine einfache Reaktion, deren elementarer Akt durch die gleichzeitige Kollision von drei Molekülen ausgeführt wird. Zum Beispiel:

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

Es wurde festgestellt, dass die gleichzeitige Kollision von mehr als drei Molekülen, die zur Bildung von Reaktionsprodukten führt, praktisch unmöglich ist.

Das Massenwirkungsgesetz gilt nicht für Reaktionen mit Feststoffen, da deren Konzentration konstant ist und sie nur an der Oberfläche reagieren. Die Geschwindigkeit solcher Reaktionen hängt von der Größe der Kontaktfläche zwischen den Reaktionspartnern ab.

6.2.3. Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit

Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen nimmt mit steigender Temperatur zu. Diese Erhöhung wird durch eine Erhöhung der kinetischen Energie der Moleküle verursacht. 1884 formulierte der niederländische Chemiker van't Hoff die Regel: Je 10 Grad Temperaturerhöhung erhöht sich die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen um das 2-4-fache.

Van't Hoffs Regel lautet wie folgt:

,

wobei V t 1 und V t 2 die Reaktionsgeschwindigkeiten bei Temperaturen t 1 und t 2 sind; γ - Temperaturkoeffizient der Geschwindigkeit, gleich 2 - 4.

Die Van't-Hoff-Regel wird verwendet, um den Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsgeschwindigkeit zu approximieren. Eine genauere Gleichung, die die Abhängigkeit der Revon der Temperatur beschreibt, wurde 1889 vom schwedischen Wissenschaftler S. Arrhenius vorgeschlagen:

.

In der Arrhenius-Gleichung ist A eine Konstante, E ist die Aktivierungsenergie (J/mol); T ist Temperatur, K.

Laut Arrhenius führen nicht alle Kollisionen von Molekülen zu chemischen Umwandlungen. Nur Moleküle mit etwas überschüssiger Energie können reagieren. Diese überschüssige Energie, die kollidierende Teilchen haben müssen, damit eine Reaktion zwischen ihnen stattfinden kann, wird als bezeichnet Aktivierungsenergie.

6.3. Das Konzept der Katalyse und Katalysatoren

Ein Katalysator ist eine Substanz, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ändert, aber am Ende der Reaktion chemisch unverändert bleibt.

Einige Katalysatoren beschleunigen die Reaktion, während andere genannt werden Inhibitoren, verlangsamen. Zum Beispiel verursacht die Zugabe einer kleinen Menge MnO 2 als Katalysator zu Wasserstoffperoxid H2O2 eine schnelle Zersetzung:

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

In Gegenwart geringer Mengen Schwefelsäure wird eine Abnahme der Zersetzungsgeschwindigkeit von H 2 O 2 beobachtet. Schwefelsäure wirkt bei dieser Reaktion als Inhibitor.

Je nachdem, ob sich der Katalysator in der gleichen Phase wie die Reaktanden befindet oder eine eigenständige Phase bildet, gibt es homogen und heterogene Katalyse.

Homogene Katalyse

Bei der homogenen Katalyse befinden sich die Edukte und der Katalysator in der gleichen Phase, beispielsweise gasförmig. Der Wirkungsmechanismus des Katalysators beruht darauf, dass er mit Reaktanten interagiert, um Zwischenverbindungen zu bilden.

Betrachten Sie den Wirkungsmechanismus des Katalysators. In Abwesenheit eines Katalysators läuft die Reaktion ab

Es fließt sehr langsam. Der Katalysator bildet mit den Ausgangsstoffen (z. B. mit Stoff B) ein reaktives Zwischenprodukt:

das mit einem anderen Ausgangsmaterial heftig reagiert, um das Endreaktionsprodukt zu bilden:

VK + A \u003d AB + K.

Homogene Katalyse findet beispielsweise bei der Oxidation von Schwefel(IV)-oxid zu Schwefel(VI)-oxid statt, die in Gegenwart von Stickoxiden abläuft.

homogene Reaktion

2 SO 2 + O 2 \u003d 2 SO 3

in Abwesenheit eines Katalysators ist sehr langsam. Aber wenn ein Katalysator (NO) eingeführt wird, wird eine Zwischenverbindung (NO2) gebildet:

O 2 + 2 NEIN \u003d 2 NEIN 2,

die SO 2 leicht oxidiert:

NO 2 + SO 2 \u003d SO 3 + NO.

Die Aktivierungsenergie des letzteren Prozesses ist sehr gering, sodass die Reaktion mit hoher Geschwindigkeit abläuft. Somit wird die Wirkung von Katalysatoren auf eine Verringerung der Aktivierungsenergie der Reaktion reduziert.

heterogene Katalyse

Bei der heterogenen Katalyse befinden sich der Katalysator und die Reaktanten in unterschiedlichen Phasen. Der Katalysator liegt üblicherweise im festen Zustand vor und die Reaktanten liegen im flüssigen oder gasförmigen Zustand vor. In der heterogenen Katalyse wird die Beschleunigung des Prozesses meist mit der katalytischen Wirkung der Katalysatoroberfläche in Verbindung gebracht.

Katalysatoren unterscheiden sich in der Selektivität (Selektivität) der Wirkung. So werden beispielsweise in Gegenwart eines Aluminiumoxidkatalysators Al 2 O 3 bei 300 ° C Wasser und Ethylen aus Ethylalkohol gewonnen:

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

Bei gleicher Temperatur, aber in Gegenwart von Kupfer Cu als Katalysator, wird Ethylalkohol dehydriert:

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

Geringe Mengen bestimmter Stoffe verringern oder zerstören sogar die Aktivität von Katalysatoren (Katalysatorvergiftung). Solche Substanzen werden genannt katalytische Gifte. Beispielsweise verursacht Sauerstoff bei der Synthese von NH 3 eine reversible Vergiftung des Eisenkatalysators. Die Aktivität des Katalysators kann wiederhergestellt werden, indem ein frisches, von Sauerstoff gereinigtes Gemisch aus Stickstoff und Wasserstoff durchgeleitet wird. Schwefel verursacht eine irreversible Vergiftung des Katalysators bei der Synthese von NH 3 . Seine Aktivität kann durch Durchleiten einer frischen Mischung aus N 2 + H 2 nicht mehr wiederhergestellt werden.

Substanzen, die die Wirkung von Katalysatoren verstärken, werden genannt Promoter, oder Aktivatoren(Förderung von Platin-Katalysatoren erfolgt zB durch Zugabe von Eisen oder Aluminium).

Der Mechanismus der heterogenen Katalyse ist komplexer. Zur Erklärung wird die Adsorptionstheorie der Katalyse herangezogen. Die Oberfläche des Katalysators ist heterogen, weist also sogenannte aktive Zentren auf. Reagierende Substanzen werden an aktiven Stellen adsorbiert. Letzterer Prozess bewirkt die Annäherung der reagierenden Moleküle und eine Erhöhung ihrer chemischen Aktivität, da die Bindung zwischen den Atomen der adsorbierten Moleküle geschwächt wird, der Abstand zwischen den Atomen zunimmt.

Andererseits wird angenommen, dass die beschleunigende Wirkung eines Katalysators in der heterogenen Katalyse darauf zurückzuführen ist, dass die Reaktanten Zwischenverbindungen bilden (wie im Fall der homogenen Katalyse), was zu einer Verringerung der Aktivierungsenergie führt.

6.4. Chemisches Gleichgewicht

Irreversible und reversible Reaktionen

Als irreversibel werden Reaktionen bezeichnet, die nur in eine Richtung ablaufen und mit der vollständigen Umwandlung der Ausgangsstoffe in Endstoffe enden.

irreversibel, d.h. bis zum Ende gehen sind Reaktionen, in denen

Chemische Reaktionen, die in entgegengesetzte Richtungen gehen können, werden als reversibel bezeichnet. Typische reversible Reaktionen sind die Reaktionen der Ammoniaksynthese und die Oxidation von Schwefel(IV)-oxid zu Schwefel(VI)-oxid:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3,

2 SO 2 + O 2 2 SO 3 .

Setzen Sie beim Schreiben der Gleichungen reversibler Reaktionen anstelle des Gleichheitszeichens zwei Pfeile, die in entgegengesetzte Richtungen zeigen.

Bei reversiblen Reaktionen hat die Geschwindigkeit der direkten Reaktion zum Anfangszeitpunkt einen Maximalwert, der abnimmt, wenn die Konzentration der Anfangsreagenzien abnimmt. Die Rückreaktion hingegen hat zunächst eine minimale Geschwindigkeit, die mit zunehmender Konzentration der Produkte zunimmt. Infolgedessen kommt ein Moment, in dem die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktionen gleich werden und sich im System ein chemisches Gleichgewicht einstellt.

Chemisches Gleichgewicht

Der Zustand eines Systems von Reaktanten, in dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion wird, wird als chemisches Gleichgewicht bezeichnet.

Das chemische Gleichgewicht wird auch als wahres Gleichgewicht bezeichnet. Neben der Gleichheit der Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion zeichnet sich das wahre (chemische) Gleichgewicht durch folgende Merkmale aus:

die Unveränderlichkeit des Zustands des Systems wird durch den Fluss von direkten und umgekehrten Reaktionen verursacht, dh der Gleichgewichtszustand ist dynamisch;

der Zustand des Systems bleibt zeitlich unverändert, wenn keine äußere Beeinflussung des Systems erfolgt;

jeder äußere Einfluss verursacht eine Verschiebung des Gleichgewichts des Systems; wird jedoch der äußere Einfluss entfernt, so kehrt das System wieder in seinen ursprünglichen Zustand zurück;

• der Zustand des Systems ist derselbe, unabhängig davon, von welcher Seite sich das System dem Gleichgewicht nähert - von der Seite der Ausgangsstoffe oder von der Seite der Reaktionsprodukte.

muss von der Realität unterschieden werden scheinbares Gleichgewicht. So kann beispielsweise ein Gemisch aus Sauerstoff und Wasserstoff in einem geschlossenen Gefäß bei Raumtemperatur beliebig lange gelagert werden. Die Initiierung der Reaktion (elektrische Entladung, UV-Bestrahlung, Temperaturerhöhung) bewirkt jedoch, dass die Reaktion der Wasserbildung irreversibel abläuft.

6.5. Das Prinzip von Le Chatelier

Der Einfluss von Änderungen der äußeren Bedingungen auf die Gleichgewichtslage wird bestimmt durch Le Chatel-Prinzip e (Frankreich, 1884): Wenn ein System im Gleichgewicht einer äußeren Einwirkung ausgesetzt wird, verschiebt sich das Gleichgewicht im System in Richtung einer Schwächung dieser Wirkung.

Das Prinzip von Le Chatelier gilt nicht nur für chemische Prozesse, sondern auch für physikalische Prozesse wie Kochen, Kristallisation, Auflösung usw.

Betrachten Sie den Einfluss verschiedener Faktoren auf das chemische Gleichgewicht am Beispiel der Ammoniak-Synthesereaktion:

N 2 + 3 H 2 2 NH 3; ΔH = -91,8 kJ.

Wirkung der Konzentration auf das chemische Gleichgewicht.

Gemäß dem Prinzip von Le Chatelier verschiebt eine Erhöhung der Konzentration der Ausgangsstoffe das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Reaktionsprodukten. Eine Erhöhung der Konzentration der Reaktionsprodukte verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der Bildung der Ausgangsstoffe.

Bei dem oben betrachteten Prozess der Ammoniaksynthese bewirkt das Einbringen zusätzlicher Mengen an N 2 oder H 2 in das Gleichgewichtssystem eine Verschiebung des Gleichgewichts in Richtung, in der die Konzentration dieser Substanzen abnimmt, daher verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von NH3. Eine Erhöhung der Ammoniakkonzentration verschiebt das Gleichgewicht in Richtung der Ausgangsstoffe.

Ein Katalysator beschleunigt also sowohl die Hin- als auch die Rückreaktion gleichermaßen die Einführung eines Katalysators beeinflusst das chemische Gleichgewicht nicht.

Einfluss der Temperatur auf das chemische Gleichgewicht

Mit steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung einer endothermen Reaktion und mit sinkender Temperatur in Richtung einer exothermen Reaktion.

Der Grad der Gleichgewichtsverschiebung wird durch den absoluten Wert des thermischen Effekts bestimmt: Je größer der Wert von ΔH der Reaktion ist, desto größer ist der Einfluss der Temperatur.

Bei der betrachteten Ammoniak-Synthesereaktion verschiebt eine Temperaturerhöhung das Gleichgewicht in Richtung der Ausgangsstoffe.

Einfluss des Drucks auf das chemische Gleichgewicht

Eine Druckänderung beeinflusst das chemische Gleichgewicht unter Beteiligung gasförmiger Stoffe. Nach dem Prinzip von Le Chatelier verschiebt eine Druckerhöhung das Gleichgewicht in Richtung einer Reaktion, die mit einer Volumenverringerung von gasförmigen Stoffen abläuft, und eine Druckverringerung verschiebt das Gleichgewicht in die entgegengesetzte Richtung. Die Ammoniaksynthesereaktion läuft mit einer Verringerung des Systemvolumens ab (es gibt vier Volumina auf der linken Seite der Gleichung und zwei Volumina auf der rechten Seite). Daher verschiebt eine Druckerhöhung das Gleichgewicht in Richtung Ammoniakbildung. Eine Druckabnahme verschiebt das Gleichgewicht in die entgegengesetzte Richtung. Wenn in der reversiblen Reaktionsgleichung die Anzahl der Moleküle gasförmiger Substanzen im rechten und linken Teil gleich ist (die Reaktion verläuft ohne Änderung des Volumens gasförmiger Substanzen), beeinflusst der Druck die Gleichgewichtsposition in diesem System nicht.

Die Standardbildungswärme (Bildungsenthalpie) eines Stoffes wird die Reaktionsenthalpie der Bildung von 1 Mol dieser Substanz aus Elementen (einfache Substanzen, dh aus Atomen der gleichen Art bestehend) genannt, die sich im stabilsten Standardzustand befinden. Standardbildungsenthalpien von Stoffen (kJ / mol) sind in Fachbüchern angegeben. Bei der Verwendung von Referenzwerten ist auf den Phasenzustand der an der Reaktion beteiligten Stoffe zu achten. Die Bildungsenthalpie der stabilsten einfachen Substanzen ist 0.

Folgerung aus dem Hessschen Gesetz zur Berechnung der thermischen Wirkungen chemischer Reaktionen aus den Bildungswärmen : Standard Die thermische Wirkung einer chemischen Reaktion ist gleich der Differenz zwischen den Bildungswärmen der Reaktionsprodukte und den Bildungswärmen der Ausgangsstoffe unter Berücksichtigung der stöchiometrischen Koeffizienten (Anzahl der Mole) der Reagenzien:

CH 4 + 2 CO = 3 C ( Graphit ) + 2 Std 2 Oh

gas gas fernseher Gas

Die Bildungswärmen von Stoffen in diesen Phasenzuständen sind in der Tabelle angegeben. 1.2.

Tabelle 1.2

Bildungswärmen von Stoffen

Lösung

Da die Reaktion bei stattfindet P= const, dann finden wir den thermischen Standardeffekt in Form einer Enthalpieänderung nach den bekannten Bildungswärmen als Folge des Hessschen Gesetzes (Formel (1.17):

ΔN um 298 = ( 2 (–241,81) + 3 0) – (–74,85 + 2 (–110,53)) = –187,71 kJ = = –187710 J.

ΔN um 298 < 0, реакция является экзотермической, протекает с выделением теплоты.

Die Änderung der inneren Energie ergibt sich aus Gleichung (1.16):

ΔU um 298 = ΔH um 298 – Δ v RT.

Bei einer bestimmten Reaktion Änderungen der Molzahl gasförmiger Substanzen aufgrund des Ablaufs einer chemischen Reaktion Δν = 2 – (1 + 2) = –1; T= 298 K, dann

Δ U um 298 \u003d -187710 - (-1) 8,314 298 \u003d -185232 J.

Berechnung der Normwärmewirkungen chemischer Reaktionen aus den Normverbrennungswärmen der an der Reaktion beteiligten Stoffe

Die Standard-Verbrennungswärme (Verbrennungsenthalpie) eines Stoffes bezeichnet den thermischen Effekt der vollständigen Oxydation von 1 Mol eines bestimmten Stoffes (zu höheren Oxiden oder besonders bezeichneten Verbindungen) mit Sauerstoff, vorausgesetzt, Ausgangs- und Endstoffe haben eine Normaltemperatur. Standard-Verbrennungsenthalpien von Stoffen
(kJ/mol) sind in Fachbüchern angegeben. Bei der Verwendung des Referenzwertes ist auf das Vorzeichen der Enthalpie der immer exothermen Verbrennungsreaktion zu achten ( Δ H <0), а в таблицах указаны величины
.Die Verbrennungsenthalpien höherer Oxide (z. B. Wasser und Kohlendioxid) sind 0.

Folge aus dem Hessschen Gesetz zur Berechnung der thermischen Wirkung chemischer Reaktionen aus der Verbrennungswärme : Die thermische Standardwirkung einer chemischen Reaktion ist gleich der Differenz zwischen den Verbrennungswärmen der Ausgangsstoffe und den Verbrennungswärmen der Reaktionsprodukte unter Berücksichtigung der stöchiometrischen Koeffizienten (Anzahl der Mole) der Reagenzien:

C 2 H 4 + H 2 Ö= C 2 H 5 ER.